Главная / Химия / Урок химии в 9 классе на тему:"Теория электролитической диссоциации"

Урок химии в 9 классе на тему:"Теория электролитической диссоциации"


9 класс

Тема: Теория электролитической диссоциации.



(слайд 2)

Изучив тему, следует

знать:

Основные положения теории электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД. Условия течения реакций ионного обмена до конца.

(слайд 3. далее возврат к слайду 2 и по плану с помощью гиперссылки)

уметь:

Писать уравнения диссоциации кислот, оснований и солей. Определять реакции ионного обмена, идущие до конца, составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Оснащенность: компьютерная презентация «Теория электролитической диссоциации», таблица растворимости кислот, солей и оснований, дидактические материалы.


План проведения занятий


  1. Организационный момент



2. Мотивация занятия

Растворы широко применяются в различных сферах деятельности человека. Они имеют большое значение для живых организмов Сложные физико-химические процессы в организмах человека, животных и растений протекают в растворах. В различных производственных и биологических процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов объясняет теория электролитической диссоциации. Знание ТЭД является основой для изучения свойств неорганических и органических соединений, для глубокого понимания механизмов химических реакций в растворах электролитов.


3. Объяснение нового материала

План лекции:

1. Основные положения теории электролитической диссоциации

2. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

3. Условия течения реакций ионного обмена до конца

4. Диссоциация воды. Водородный показатель


1. Основные положения теории электролитической диссоциации

(слайд 4.)

В первой половине 19 в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах.

Электролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток.

Неэлектролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток


(слайд 5.)

К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.


(слайд 6.)

К неэлектролитам относятся вещества, в молекулах которых имеются ковалентные неполярные или малополярные связи. Например, кислород, водород, многие органические вещества – глюкоза, сахароза, бензол, эфиры и др.

(слайд 7.)

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот, оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.). Представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков И.А.Каблукова и В.А. Кистяковского. Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.


Основные положения ТЭД:

1. Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы. Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией (или ионизацией)

Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд (Na+ , S2-, NO3- и др.)

Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные ионы – анионы.

К катионам относятся ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов – Na+, Cu2+ , Al3+ и др.

К анионам относятся гидроксид – ион ОН- , ионы кислотных остатков – Cl-SO42- , PO43- и др.

2. Диссоциация – процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (диссоциация, ионизация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (↔).

Например,

Mg(NO3)2 ↔ Mg2+ + 2NO3-

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат – иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуется три иона.

Общая сумма зарядов катионов и зарядов анионов равна нулю, т.к. молекула электролита нейтральна.

3. Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам.

4. Ионы вступают во взаимодействие друг с другом – реакции ионного обмена.


(слайд 8-9.)

Механизм электролитической диссоциации

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются теорией растворов Д.И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями.

При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Cl-, отрицательные полюсы - к положительным ионам натрия Na+.

В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т.е. являются гидратированными ионами.

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул воды с дипольными молекулами электролитов. Например, при растворении в воде хлороводорода, изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.

Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В водных растворах все ионы находятся в гидратированном состоянии. Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: H+, Mg2+, NO3- и т.д.


(слайд 10.)

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде. Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемое греческой буквой α.

Степень электролитической диссоциации - число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы.

α = число молекул, распавшихся на ионы / общее число растворенных молекул

(слайд 11.)

Степень диссоциации зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры и других факторов.

При уменьшении концентрации электролита, т.е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, т.к. увеличивается расстояние между ионами в растворе.

При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

(слайд 12.)

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

К сильным электролитам относятся:

1) соли,

2) сильные кислоты (HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI и др.)

3) щелочи (NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 и др.)

(слайд 13.)

Слабые электролитыэто такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%), в большинстве случаев она стремится к нулю. К слабым электролитам относятся:

1) cлабые кислоты ( H3PO4, H2S, H2SO3, H2SiO3, H2CO3, HCN, HNO2, HF, CH3COOH и др.)

2) нерастворимые в воде основания (Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.)

3) гидроксид аммония

4) вода


(слайд 14.)

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации КД.

Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита диссоциировать на ионы.

Чем > константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы. Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина при данной температуре.


2. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

(слайд 15.)

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+

Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:

HCl ↔ H+ + Cl-

H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней зависит от основности слабой кислоты Hx(Ac), где х – основность кислоты. Например,

H2CO3H+ + HCO3-

HCO3-H+ + CO32-

К1 > K2

Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно ТЭД, объясняются присутствием в их растворах гидратированых ионов водорода Н+3О+).


(слайд 16.)

Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов - гидроксид-ионы ОН-.

Составим уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)

NaOH ↔ Na+ + OH-

Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у , где у- кислотность основания.

Например,

Fe(OH)2FeOH+ + OH-

FeOH+Fe2+ + OH-

К1 > K2

Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН-.


(слайд 17.)

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН- , т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.

Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета её ступенчатого характера

2H+ + ZnO22- H2ZnO2 = Zn(OH)2Zn2+ + 2OH-

по типу кислоты по типу основания


(слайд 18.)

Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

K2CO3 ↔ 2K+ + CO32-

Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42-


(слайд 19.)

Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Например,

NaHCO3Na+ + HCO3- (α = 1)

Сложный анион (гидрокарбонат-анион) частично диссоциирует:

НСО3- ↔ Н+ + СО32- (α << 1)


(слайд 20.)

Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.

Например,

Fe(OH)2ClFe(OH)2+ + 2Cl- (α = 1)

Сложный катион FeOH 2+ частично диссоциирует по уравнениям, для обоих ступеней диссоциации α << 1:

Fe(OH)2+ ↔ FeOH 2+ + OH-

FeOH 2+ ↔ Fe3+ + OH-


3. Условия течения реакций ионного обмена до конца

(слайд 21.)

Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

(слайд 22.)

Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца:

1) образование малорастворимых веществ (осадки)

2) образование газообразных или летучих веществ

3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых электролитов


Далее по гиперссылке


(слайд 23-25.)

Рассмотрим эти случаи

1. Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3-

Ag+ + Cl-AgCl

2. Реакции, протекающие с образованием газообразных или летучих веществ

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na++ CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2↑ + H2O

CO32- + 2H+CO2↑ + H2O

3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов)

NaOH + HClNaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl-Na+ + Cl- + H2O

OH- + H+H2O


(слайд 26.)

Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают.

Например,

2NaCl + Ca(NO3)2 ≠ 2NaNO3 + CaCl2


4. Диссоциация воды. Водородный показатель

(слайд 27.)

Вода – слабый амфотерный электролит. Уравнение диссоциации воды имеет вид:

H2OH+ + OH-

При 250С [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (К н2о)

К н2о величина постоянная, и при температуре 25

К н2о = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14


(слайд 28.)

Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов, если известна концентрация ионов водорода, и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН-.

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода


(слайд 29.)

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую. Нейтральная среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов

+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.

Щелочная среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов

+] < [ОН-] [Н+] < 10-7 моль/л.

Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов

+] > [ОН-] [Н+] > 10-7 моль/л.


(слайд 30.)

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов определяют с помощью индикаторов. На практике применяют индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальный индикатор. (См. таблицу)

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах. Поэтому определение рН очень важно в технике, сельском хозяйстве, медицине. Изменение рН крови или желудочного сока является медицинским тестом в медицине. Отклонение рН от нормы даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.



5. Закрепление изученного материала

(приложение 1.)

! Обратите внимание, что ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.

Вариант 1


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Неэлектролитами являются оба вещества в паре

1) гидроксид бария (р-р) и азотная кислота

2) серная кислота и сульфат натрия (р-р)

3) этиленгликоль (р-р) и метанол

4) этанол и хлорид кальция (р-р)


2. Сумма всех коэффициентов в сокращенном ионном уравнении реакции между растворами хлорида кальция и карбоната натрия равна______


3. Сокращенное ионное уравнение реакции Cu2+ + 2OH-Cu(OH)2↓ соответствует взаимодействию веществ:

а) CuSO4 и Fe(OH)2

б) CuCl2 и NaOH

в) CuO и Ba(OH)2

г) CuO и H2O


___________________________________________________________________________________


Вариант №2

Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Лампочка прибора для испытания веществ на электрическую проводимость загорится при погружении электродов в водный раствор

1) сахарозы

2) хлорида натрия

3) глицерина

4) этанола


2. Напишите полное и сокращенное ионные уравнения реакции между растворами хлорида бария и нитрата серебра:

а) полное ионное уравнение ____________________


б) сокращенное ионное уравнение ______________


3. Сокращенное ионное уравнение реакции NH4+ + OH-NH3↑ + H2O соответствует взаимодействию веществ:

а) NH4Cl и Ca(OH)2

б) NH4Cl и H2O

в) NH3 и H2O

г) NH3 и HCl


Вариант №3


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Лампочка прибора для испытания на электрическую проводимость загорится при погружении электродов в оба вещества:

1) ацетон и глюкозу (р-р)

2) гидроксид калия (расплав) и гексан

3) серную кислоту (р-р) и карбонат кальция

4) хлорид натрия (р-р) и ацетат калия (р-р)


2. Напишите полное и сокращенное ионные уравнения реакций между растворами гидроксида бария и хлорида меди (II)

а) полное ионное уравнение ____________________


б) сокращенное ионное уравнение ______________


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: Al3+ + 3OH-Al(OH)3↓ соответствует взаимодействию

1) хлорида алюминия с водой

2) алюминия с водой

3) хлорида алюминия со щелочью

4) алюминия со щелочью


___________________________________________________________________________________


Вариант №4


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Лампочка прибора для испытания веществ на электрическую проводимость загорится при погружении электродов в

1) водные растворы сахарозы и глицерина

2) водные растворы хлорида натрия и уксусной кислоты

3) ацетон и крахмальный клейстер

4) глицерин и NaOH (р-р)


2. Сумма всех коэффициентов в полном ионном уравнении реакции между растворами хлорида железа (III) и нитрата серебра равна ______________.


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: Ba2+ + SO42-BaSO4↓ соответствует взаимодействию веществ

а) BaO и H2SO4

б) Ba и H2SO4

в) BaCO3 и K2SO4

г) Ba(NO3)2 и Na2SO4


Вариант №5


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. К электролитам относятся все вещества группы:

1) растворы гидроксида натрия, хлорида натрия, соляная кислота

2) гидроксид железа (III), уксусная кислота, метанол

3) хлорид бария (р-р), крахмал, серная кислота

4) растворы глюкозы, мыла, карбонат кальция


2. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных уравнениях реакции между гидроксидом натрия и сульфатом магния равны

1) 10 и 3

2) 12 и 6

3) 10 и 4

4) 12 и 4


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: 2Н+ + СО32- → Н2О + СО2↑ соответствует взаимодействию:

1) азотной кислоты с карбонатом кальция

2) сероводородной кислоты с карбонатом калия

3) соляной кислоты с карбонатом кальция

4) серной кислоты с оксидом углерода (IV)

___________________________________________________________________________________


Вариант №6

Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.

1. В уравнении реакции оксида алюминия с серной кислотой сумма коэффициентов перед формулами сильных электролитов равна

1) 5

2) 6

3) 3

4) 4


2. Сумма всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных уравнениях реакции между хлоридом бария и сульфатом меди (II) равны

1) 7 и 7

2) 9 и 3

3) 12 и 6

4) 9 и 7


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: SiO32- + 2H+ H2SiO3↓ соответствует взаимодействию

1) оксида кремния (IV) с водой
2) оксида кремния (IV) с серной кислотой
3) силиката натрия с серной кислотой
4) силиката кальция с серной кислотой

Вариант №7


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Лампочка прибора для испытания веществ на электрическую проводимость не загорится при погружении электродов в
1) водный раствор сахарозы
2) водный раствор хлорида натрия

3) муравьиную кислоту (р-р)

4) расплав гидроксида натрия


2. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных уравнениях реакции между азотной кислотой и гидроксидом бария равны
1) 10 и 3

2) 12 и 3

3) 10 и 4

4) 12 и 4


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: Zn2+ + 2OH-Zn(OH)2↓ соответствует взаимодействию веществ:

1) ZnSO4 и Fe(OH)3

2) ZnCl2 и NaOH

3) Zn и KOH

4) ZnO и H2O

___________________________________________________________________________________

Вариант №8

Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Слабым электролитом является:

1) гидроксид бария
2) хлорид кальция
3) соляная кислота
4) угольная кислота


2. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных уравнениях реакции между пропионовой кислотой и гидроксидом калия равны
1) 10 и 3

2) 6 и 4

3) 7 и 3

4) 12 и 4


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: 2Н+ + СО32- → Н2О + СО2↑ соответствует взаимодействию

1) соляной кислоты с карбонатом магния
2) сероводородной кислоты с карбонатом калия

3) серной кислоты с карбонатом калия
4) азотной кислоты с оксидом углерода (IV)

Вариант №9

Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.


1. Неэлектролитами являются все вещества группы
1) этанол, хлорид калия (р-р), сульфат бария
2) растительное масло, гидроксид калия (расплав), ацетат натрия

3) раствор сахарозы, глицерин, оксид серы (IV)

4) растворы сульфата натрия, глюкозы, уксусная кислота


2. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных
уравнениях реакции между уксусной кислотой и гидроксидом лития равны
1) 10 и 3

2) 7 и 3

3) 6 и 4

4) 12 и 4


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: Ba2+ + SO42-BaSO4↓ соответствует взаимодействию:

1) оксида бария с серной кислотой
2) гидроксида бария с серной кислотой

3) гидроксида бария с сульфатом меди (II)

4) нитрата бария с сульфатом натрия

__________________________________________________________________________________


Вариант №10


Выберите один правильный вариант ответа или дополните предложение.

Ответы во всех тестовых заданиях следует объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих уравнений.

1. Лампочка прибора для испытания веществ на электрическую проводимость не загорится при погружении электродов в

1) расплав гидроксида калия

2) водный раствор сульфата натрия

3) муравьиную кислоту (р-р)

4) водный раствор этанола


2. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионных уравнениях реакции между уксусной кислотой гидроксидом бария равны

1) 10 и 3

2) 12 и 3

3) 10 и 4

4) 12 и 4


3. Сокращенное ионное уравнение реакции: Ca2+ + CO32- CaCO3↓ соответствует взаимодействию:

1) оксида кальция с оксидом углерода (IV)

2) гидроксида кальция с оксидом углерода (IV)

3) хлорида кальция с карбонатом натрия

4) карбоната кальция с угольной кислотой (изб)

Урок химии в 9 классе на тему:"Теория электролитической диссоциации"
  • Химия
Описание:

Изучив тему, следует

знать:

Основные положения теории электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД. Условия течения реакций ионного обмена до конца.

(слайд 3. далее возврат к слайду 2 и по плану с помощью гиперссылки)

уметь:

Писать уравнения диссоциации кислот, оснований и солей. Определять реакции ионного обмена, идущие до конца, составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 

Оснащенность: компьютерная презентация «Теория электролитической диссоциации», таблица растворимости кислот, солей и оснований, дидактические материалы.
Автор Хамзина Айгуль Тулегеновна
Дата добавления 10.01.2015
Раздел Химия
Подраздел
Просмотров 1884
Номер материала 52544
Скачать свидетельство о публикации

Оставьте свой комментарий:

Введите символы, которые изображены на картинке:

Получить новый код
* Обязательные для заполнения.


Комментарии:

↓ Показать еще коментарии ↓