Видео:Химические свойства металлов. 9 класс.Скачать
Please wait.
Видео:Общие свойства металлов | Химия ОГЭ 2022 | УмскулСкачать
We are checking your browser. gomolog.ru
Видео:9 класс § 15 "Общие химические свойства металлов"Скачать
Why do I have to complete a CAPTCHA?
Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.
Видео:9 класс. Химические свойства металловСкачать
What can I do to prevent this in the future?
If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.
If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.
Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.
Cloudflare Ray ID: 7011913e4e4b979d • Your IP : 87.119.247.227 • Performance & security by Cloudflare
Видео:КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать
3. Общие химические свойства металлов
Теория:
- благородные металлы (серебро, золото, платина);
- щелочные металлы (металлы, образованные элементами (I)А группы периодической системы);
- щелочноземельныеметаллы (кальций, стронций, барий, радий).
| (Li, K, Ba, Ca, Na, ) | (Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) | H 2 | (Cu, Hg, Ag, Pt, Au) |
ПРОВЕРЬТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. Общие химические свойства металлов — простых веществ можно обозначить одним химическим термином. Назовите его. Восстановители.
Упражнение 2. Перечислите общие химические свойства металлов. Подчеркните особенности взаимодействия металлов с растворами кислот и солей.
Взаимодействие металлов с неметаллами.
Взаимодействие металлов с водой.
Взаимодействие металлов с кислотами. Только металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Взаимодействие металлов с растворами солей. Любой металл вытесняет из растворов солей все металлы, стоящие за ним правее, и, в свою очередь, может быть вытеснен расположенными левее. Это правило не распространяется на щелочные и щёлочноземельные металлы, поскольку они в первую очередь реагируют с водой, а не с солью в растворе.
Взаимодействие металлов с оксидами.
Упражнение 3. Если металл проявляет различные степени окисления, то укажите факторы, от которых зависит состав продукта взаимодействия металлов с неметаллами и растворами кислот и солей. От активности окислителей.
Приведите примеры.
Со слабыми окислителями такие металлы увеличивают степень окисления до +2, а с сильными окислителями — до +3:
Fe + HCl = FeCl2 + H2↑
Fe 0 + H +1 Cl ⟶ Fe +2 Cl2 + H2 0
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
Fe 0 + Cu +2 Cl2 ⟶ Fe +2 Cl2 + Cu 0
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Fe 0 + Сl2 0 ⟶ Fe +3 Cl3 -1
ПРИМЕНИТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. От чего зависит скорость протекания химического процесса? От различных факторов, в том числе от природы реагирующих веществ (активности металлов) .
Расположите указанные металлы в порядке уменьшения скорости реакции с соляной кислотой: а) олово; б) железо; в) магний; г) цинк.
Ответ: в), г), б), а).
Упражнение 2. Охарактеризуйте химические свойства следующих металлов: а) калия; б) цинка; в) меди. Запишите уравнения соответствующих химических реакций. Рассмотрите их с точки зрения теории электролитической диссоциации и окисления-восстановления. В чём сходство и различия в свойствах перечисленных металлов?
а) калия;
1) Взаимодействие с неметаллами.
2K + S = K2S
K 0 + S 0 ⟶ K2 +1 S -2
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -2 |2 | | 1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с водой.
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
K 0 + H2 +1 O ⟶ К +1 OH + H2 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с кислотами.
2K + 2HCl = 2KCl + H2↑
2K + 2H + + 2Cl — = 2K + + 2Cl — + H2↑
2K + 2H + = 2K + + H2↑
————————————
K 0 + H +1 Cl ⟶ 2K +1 Cl + H2 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
4) Взаимодействие с оксидами.
2K + MgO = K2O + Mg
K 0 + Mg +2 O ⟶ K2 +1 O + Mg 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель Mg +2 +2ē ⟶ Mg 0 |2 | |1 — процесс восстановления
б) цинка
1) Взаимодействие с неметаллами.
Zn + S = ZnS
Zn + S ⟶ ZnS
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -1 |2 | |1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с кислотами.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Zn + 2H + + 2Cl — ⟶ Zn 2+ + 2Cl — + H2↑
Zn + 2H + ⟶ Zn 2+ + H2↑
————————————
Zn 0 + H +1 Cl ⟶ Zn +2 Cl2 + H2 0
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с растворами солей.
Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu
Zn + Cu 2+ + 2Cl — ⟶ Zn 2+ + 2Cl — + Cu
Zn + Cu 2+ ⟶ Zn 2+ + Cu
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Cu +2 +2ē ⟶ Cu 0 |2 | |1 — процесс восстановления
4) Взаимодействие с оксидами.
3Zn + Fe2O3 = 3ZnO + 2Fe
Zn 0 + Fe2 +3 O3 ⟶ Zn +2 O + Fe 0
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |6 |3 — процесс окисления
Окислитель Fe +3 + 3ē ⟶ Fe 0 |3 | |2 — процесс восстановления
в) Меди
1) Взаимодействие с неметаллами.
Cu + S = CuS
Cu 0 + S 0 ⟶ Cu +2 S -2
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -2 |2 | |1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с растворами солей.
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
Cu + 2Ag + + 2NO3 — ⟶ Cu 2+ + 2NO3 — + 2Ag
Cu + 2Ag + ⟶ Cu 2+ + 2Ag
———————————
Cu 0 + Ag +1 NO3 ⟶ Cu +2 (NO3)2 + Ag 0
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Ag +1 +1ē ⟶ Ag 0 |1 | |2 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с оксидами.
Cu + Ag2O = CuO + 2Ag
Cu + Ag2O ⟶ CuO + Ag
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Ag +1 +1ē ⟶ Ag 0 |1 | |2 — процесс восстановления
В чём сходство и различия в свойствах перечисленных металлов?
Сходство: все металлы реагируют с неметаллами, с растворами солей и оксидами.
Различие: имеют разную химическую активность. Калий, в отличие от цинка и меди, реагирует с водой, образуя щелочь. Калий и цинк, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Упражнение 3. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам превращений:
а) Ва + N2 → Ва3N2;
3Ba+ N2 = Ba3N2
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Ba 0 + N2 0 → Ba +2 3N2 -3
Восстановитель Ba 0 -2e → Ba +2 |2|6|3 — процесс окисления
Окислитель N2 0 +6e → 2N -3 |6| |1 — процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы бария и азота. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 6. Это число 6, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 6, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов бария и азота. Множители 3 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку эти элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента азота в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений азота (N2, Ba3N2), а поскольку различным является индекс элемента бария ― ставим коэффициент 3 перед формулой бария.
В приведённой реакции барий — восстановитель, а азот — окислитель.
б) Са + Н2O → Са(ОН)2 + Н2;
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Сa 0 + Н2 +1 O → Ca +2 (OН)2 + Н2 0 ↑
Ca 0 — 2е → Ca +2 |2 |2 |1 ― процесс окисления
2H +1 + 2e → H2 0 | 2| | 1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы кальция и водорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов кальция и водорода. Множители 1 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элемент кальций изменил степень окисления полностью (в правой части схемы этот элемент ни в одном веществе не проявляет такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этого элемента в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений кальция (Са, Са(OH)2). Поскольку элемент водород изменил степень окисления не полностью (в правой части схемы имеется вещество Са(ОН +1 )2, в котором этот элемент имеет такую же степень окисления, как в исходной веществе), поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, только перед формулой водорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции кальций — восстановитель, вода (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.
в) Аl + НСl → АlCl3 + Н2;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 ↑
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Al 0 + H +1 Cl → Al +3 Cl3 + H2 0
Восстановитель Al 0 -3e → Al +3 |3|6|2 — процесс окисления
Окислитель 2H 0 +2e → H2 0 |2| |3 — процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы алюминия и водорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 3 и 2. Это число 6, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 3 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов алюминия и водорода. Множители 2 и 3 являются искомыми коэффициентами. Поскольку эти элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента алюминия в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 2 перед формулой двух соединений алюминия (Al, AlCl3), а поскольку различным является индекс элемента водорода ― ставим коэффициент 3 перед формулой водорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции алюминий — восстановитель, хлороводородная кислота (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.
г) Sn + AgNO3 → Sn(NO3)2 + Ag.
Sn + 2AgNO3 = Sn(NO3)2 + 2Ag
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Sn 0 + Ag +1 NO3 → Sn +2 (NO3)2 + Ag 0
Sn 0 -2e → Sn +2 |2 |2 |1 ― процесс окисления
Ag +1 +1е → Ag 0 |1 | |2 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы олова и серебра. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 1. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 1, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов олова и серебра. Множители 1 и 2 являются искомыми коэффициентами. Поскольку все элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этих элементов в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулами двух соединений олова (Sn, Sn(NO3)2), а коэффициент 2 ― перед формулами двух соединений серебра (Ag(NO3)2, Ag).
В приведённой реакции олово — восстановитель, нитрат серебра (за счёт атомов серебра в степени окисления +1) — окислитель.
Упражнение 5. Запишите уравнения тех реакций, протекание которых возможно:
а) Co + ZnCl2 → ;
б) Ni + CuSO4 → ;
Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu
в) Mg + HCl → ;
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
г) Ag + HCl → ;
д) Au + CuO → ;
е) Zn + Hg(NO3)2 → .
Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg
Упражнение 6. В 50 г воды растворили 2,74 г бария. Определите массовую долю гидроксида бария в полученном растворе.
Дано: m(Ва)=2,74 г, m (Н2О)=50 г
Найти: ω(Ва(ОН)2)-?
Решение
1. Количество вещества воды и бария массой 50 г и 2,74 г соответственно, рассчитываем по формуле: ʋ=m/M, где M ― молярная масса.
M(Н2О)=16 г/моль, М(Ва)=137 г/моль
ʋ( Н2О )=m( Н2О )/M( Н2О )=50 г : 18 г/моль=2,78 моль
ʋ(Ва)=m(Ва)/M(Ва)=2,74 г : 137 г/моль=0,02 моль
2. Составим химическое уравнение:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑
По уравнению реакции 1 моль бария реагирует с 2 моль воды, поэтому с 0,02 моль бария прореагирует вдвое большый объем воды, то есть 0,04 моль. По условию задачи воды взяли 2,78 моль, следовательно вода взята в избытке, она реагирует не полностью, поэтому расчеты будем проводить по данным бария.
По уравнению реакции с 1 моль бария реагирует 2 моль воды и образуется 1 моль гидроксида, то есть количество вещества гидроксида одинаковое, а количество вещества воды вдвое больше, чем количество вещества бария, поэтому
ʋ(Ва(ОН)2)= ʋ(Ва)= 0,02 моль
ʋпрореаг.(H2O)=2 • ʋпрореаг.(Ва)= 2 • 0,02 моль=0,04 моль
3. Массу гидроксида бария и воды заданным количеством вещества рассчитываем по формуле: m=ʋ•M.
M(Ва(ОН)2)=171 г/моль
m( Ba(OH)2 )=ʋ( Ba(OH)2 )•M( Ba(OH)2 )=0,02 моль • 171 г/моль=3,42 г
mпрореаг.(Н2О)=ʋпрореаг.(Н2О)•M(Н2О)=0,04 моль • 18 г/моль=0,72 г
4. Рассчитываем массу раствора.
m(раствора)= m(Н2О)-mпрореаг.(Н2О)+m(Ва(ОН)2)=50 г — 0,72 г + 3,42 г=52,7 г
5. Рассчитываем массовую долю гидроксида бария в растворе.
ω(Ва(ОН)2) =( m( Ва(ОН)2 ):m(раствора)) •100% =(3,42 г : 52,7 г) •100% =6,49%
Ответ: 6,49%
Упражнение 7. Рассчитайте массу алюминия, которая полностью прореагирует с 60,8 г оксида хрома (III). Какая масса хрома при этом получится?
Дано: m(Cr2O3)=60,8 г
Найти: m(Al)—?, m( Cr )—?
Решение
1-й способ
1. Количество вещества оксида хрома (III) массой 60,8 г рассчитываем по формуле: ʋ=m/M, где M ― молярная масса .
M(Cr2O3)=152 г/моль
ʋ( Cr2O3 )=m( Cr2O3 )/M( Cr2O3 )=60,8 г : 152 г/моль=0,4 моль
2. Составим химическое уравнение:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3+ 2Cr
По уравнению реакции количество вещества алюминия и хрома в 2 раза больше, чем количества вещества оксида хрома (III) , поэтому:
ʋ( Al )= ʋ( Cr )= 2•ʋ( Cr2O3 )=2•0,4 моль=0,8 моль
3. Массу алюминия и хрома количеством вещества 0,8 моль рассчитываем по формуле: m=ʋ•M.
M( Al )=27 г/моль, M( Cr )=52 г/моль
m( Al )=ʋ( Al )•M( Al )=0,8 моль • 27 г/моль=21,6 г
m( Cr )=ʋ( Cr )•M( Cr )=0,8 моль • 52 г/моль=41,6 г
2-й способ
1. Составим химическое уравнение:
60,8 г х г у г
Cr2O3 + 2Al = Al2O3+ 2Cr
152 г 54 г 104 г
Над формулами соединений Cr2O3 , Al и Cr записываем приведенную в условии задачи массу оксида хрома (III) (60,8 г), неизвестную массу алюминия и хрома (х г и у г соответственно), а под формулами соединений ― массу соответствующего количества вещества согласно коэффициентам в химическом уравнении.
M(Cr2O3)=152 г/моль, масса 1 моль=152 г
M(Al)=27 г/моль, масса 1 моль=27 г, а масса 2 моль=54
M(Cr)=52 г/моль, масса 1 моль=52 г, а масса 2 моль=104 г
х= m( Al ) =54 г • 60,8 г : 152 г=21,6 г
у= m( Al ) =104 г • 60,8 г : 152 г=41,6 г
Ответ: 144 г магния и 41,6 г хрома
Упражнение 8. Почему раствор сульфата меди (II) нельзя хранить в оцинкованном железном ведре? Поскольку в ряде активности металлов, который более точно называют электрохимическим рядом напряжений металлов, цинк стоит левее меди, то есть является более активным металлом, чем медь, поэтому будет вытеснять медь из раствора её соли сульфата меди (II):
Zn + CuSO2 = ZnSO2 + Cu
Упражнение 9. Медную пластинку погрузили в раствор нитрата серебра. Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 1,52 г. Определите массу серебра, выделившегося на пластинке.
Дано: масса медной пластинки mпластинки(Cu) после реакции увеличилась на 1,52 г за счет оседания на ней серебра m(Ag) и перехода в раствор меди M(Cu), то есть имеем:
mпластинки(Cu)+m(Ag)-m(Cu)=mпластинки(Cu)+1,52, отсюда
m(Ag)-m(Cu)=1,52
Найти: m( Ag )—?
Решение
1-й способ
Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
По химическому уравнению в реакцию вступает 1 моль Cu и образуется 2 моль Ag, поэтому вычисляем молярные массы веществ и, соответственно, массы 1 моль Cu и 2 моль Ag.
M(Cu)=64 г/моль, поэтому масса 1 моль m(Cu)=64 г
M(Ag)=108 г/моль, поэтому масса 1 моль=108 г, а масса 2 моль m(Ag)=216 г
По уравнение реакции разница масс составляет m(Ag)-m(Cu)= 216 г — 64 г=152 г
Для вычисления массы серебра оставляем пропорцию и решаем её:
разница масс 152 г возникает при выделении на пластинке 216 г Ag , а
разница масс 1,52 г ― х г Ag .
х = 216 г • 1,52 г : 152 г=2,16 г
2-й способ
1. Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
2. Вычислим количество вещества меди и серебра, участвующих в реакции, составив алгебраическое уравнение.
Обозначим количество вещества меди через х моль, то есть ʋ (Cu)=х моль. Тогда количество вещества серебра, по соотношению веществ в уравнении реакции, равно:
ʋ (Ag)=2 • ʋ (Сu)=2 • х моль=2х моль
Масса меди, которая переходит в раствор:
m(Сu)= ʋ (Cu) • M(Cu)=х моль • 64 г/моль=64х г
Масса серебра, что осела на пластинке:
m(Ag)= ʋ (Ag) • M(Ag)=2х моль • 108 г/моль=216х г
Масса пластинки после реакции:
216х — 64х=1,52
152х =1,52
х=1,52:152
х=0,01, то есть ʋ (Cu)=0,01 моль, а ʋ (Ag)=0,02 моль
2. Массу серебра, образовавшихся в результате реакции, рассчитываем по формуле: m=ʋ•M, где M ―молярная масса .
M(Ag)=108 г/моль
m(Ag)=ʋ(Ag)•M(Ag)=0,02 моль • 108 г/моль=2,16 г
3-й способ
1. Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
По уравнению реакции прореагировало 1 моль меди с образованием 2 моль серебра, поэтому соответственно:
ʋ(Cu)=1 моль
ʋ( Ag )=2 моль
2. Массу меди и серебра, образовавшихся в результате реакции, рассчитываем по формуле: m=ʋ•M, где M ― молярная масса .
M(Cu)=64 г/моль, M(Ag)=108 г/моль
m( Cu )=ʋ( Cu )•M( Cu )=1 моль • 64 г/моль=64 г
m( Ag )=ʋ( Ag )•M( Ag )=2 моль • 108 г/моль=216 г
3. Запишем соотношение масс меди и серебра и выразим массу меди через массу серебра.
m( Cu ): m( Ag ) = 64 : 216=1:3,375 отсюда по свойству пропорции имеем:
m( Cu ) • 3,375 = m( Ag ) • 1, отсюда
m( Cu ) = m( Ag )/ 3,375
4. Подставим полученое значение в выражение условия задачи и решим его:
m(Ag)-m( Ag )/3,375=1,52 умножим на 3,375
3,375 • m(Ag)-m( Ag )=5,0625
2,375 • m(Ag)=5,13
m(Ag)=5,13:2,375
m(Ag)= 2,16
Ответ: 2,16 г серебра
💥 Видео
§11, 9 кл. Химические свойства металлов.Скачать
химические свойства металлов 9 классСкачать
ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать
Физические свойства металловСкачать
Химия 9 класс (Урок№23 - Щелочные металлы. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды.)Скачать
Химия 9 класс. Физические свойства металловСкачать
Свойства металлов. РЕАКЦИИ металлов. ЕГЭ по Химии. Таисия Фламель. ВебиумСкачать
Задание №8. Химические свойства | Химия ОГЭ 2023 | УмскулСкачать
Этот Металл ВЕДЕТ СЕБЯ ОЧЕНЬ СТРАННО!Скачать
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Химические свойства веществ. Общие представления.Скачать
Получение металлов. 9 класс.Скачать
ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
Общая характеристика металлов. 9 класс.Скачать
