Как составлять ионные уравнения. Задача 31 на ЕГЭ по химии

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации — вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O + ) и анионы хлора (Cl — ). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br — (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая «обычные» (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl — . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо «виртуальных» молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы — катионы Na + и анионы Cl — . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H + + OH — = H 2 O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH — c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку — 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O — молекулярное уравнение («обычное» уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O — полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H + + OH — = H 2 O — краткое ионное уравнение (мы убрали весь «мусор» — частицы, которые не участвуют в процессе).

Видео:Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем «в виде молекул».
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ — краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия — это две соли. Заглянем в раздел справочника «Свойства неорганических соединений». Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 &#x2193 + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO 4 действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок). Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения. Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO 4 в «молекулярной форме» (о причинах этого — чуть позже!) Получаем следующее:

Ba 2+ + 2Cl — + 2Na + + SO 4 2- = BaSO 4 &#x2193 + 2Cl — + 2Na + .

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na + и анионы Cl — . Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 &#x2193.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Как составить молекулярное уравнение реакции

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник — раздел «Свойства неорганических соединений». Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% — это некоторые «специфические» реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1 . Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника «Названия кислот и солей».

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H 2 SO 4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3 ) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме «Химические свойства основных классов неорганических соединений».

Видео:Химия. Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие — оставить в «молекулярной форме». Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
• сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , . ).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин «все остальные вещества», и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют «огласить полный список» даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты . );
• вообще, все слабые электролиты (включая воду. );
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение — растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие — в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl — сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 — растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода — только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl — = Cu 2+ + 2Cl — + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода — типичный кислотный оксид, NaOH — щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 — оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH — сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 — растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода — слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH — = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка — это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS&#x2193 + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl — = ZnS&#x2193 + 2Na + + 2Cl — .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO 3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3 ) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

В следующей части статьи мы научимся составлять краткие ионные уравнения и разберем большое количество примеров. Кроме того, мы обсудим специфические особенности задания 31, которое вам предстоит решать на ЕГЭ по химии.

Видео:Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе

Давайте разберем основные ионные химические реакции неорганической и некоторые реакции органической химии.

Очень часто в различных заданиях по химии просят написать не только химические уравнения в молекулярной форме, но и в ионной (полные и сокращенные). Как уже было замечено, ионные химические реакции идут в растворах. Зачастую, вещества распадаются на ионы именно в воде.

Полное ионное уравнение химической реакции: все соединения — электролиты, переписываем в ионном виде с учетом коэффициентов:

2Na + +2OH — +2H + + SO -2 = 2Na + + SO₄ -2 + 2H₂O — полное ионное уравнение реакции

Сокращенное ионное уравнение химической реакции: сокращаем одинаковые составляющие:

OH — + H + = H₂O — сокращенное ионное уравнение реакции

По результатам этого сокращения одинаковых ионов видно, какие ионы образовали то, что нерастворимо или малорастворимо — газообразные продукты или реагенты, осадки или малодиссоциирующие вещества.

Не раскладывают на ионы в ионных химических реакциях вещества:

1. нерастворимые в воде соединения (или малорастворимые) (см. ТАБЛИЦЫ );

Сa 2+ + 2NO₃ — + 2Na + +2OH — = Ca(OH)2 + 2Na + +2NO₃ — — полное ионное уравнение реакции

Сa 2+ + 2OH — = Ca(OH)2 — сокращенное ионное уравнение реакции

2. газообразные вещества, например, O₂, Cl₂, NO и т.д.:

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl — = 2Na + + 2Cl — + H2S — полное ионное уравнение реакции

S -2 + 2H + = H2S — сокращенное ионное уравнение реакции

3. малодиссоциирующие вещества (H2O, NH4OH);

OH — + H + = H₂O — сокращенное ионное уравнение реакции

4. оксиды (все: и образованные металлами, и неметаллами);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag + + 2NO₃ — + 2Na + + 2OH — = Ag2O + 2NO₃ — + 2Na + + H2O — полное ионное уравнение реакции

2Ag + + 2OH — = Ag2O + H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

5. органические вещества (органические кислоты относят к малодиссоциирующим веществам)

CH₃COOH + Na + + OH — = CH₃COO — + Na + + H2O — полное ионное уравнение реакции

CH₃COOH + OH — = CH₃COO — + H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

Зачастую ионные химические реакции — это реакции обмена .

Если все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов, то связывание их с образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не осуществима.

Отличительной особенностью химических реакций ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.

• в ЕГЭ это вопрос А23 — Реакции ионного обмена
• в ГИА (ОГЭ) это А8— Реакции ионного обмена

Видео:Химия | Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнениях реакций? #shorts #youtubeshortsСкачать

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Видео:8 класс. Химия. Как расставить коэффициенты в уравнении?Скачать

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

📺 Видео

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать

Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать

как составить к сокращенному ионному уравнению молекулярноеСкачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Как УРАВНИВАТЬ химические уравнения | Расстановка коэффициентов в химических реакцияхСкачать

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Химические уравнения 8 класс - как расставить коэффициенты ?Скачать

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать