Как определить атомный радиус химического элемента. Атомные радиусы

Атомный радиус • ru.knowledgr.com

Как определить атомный радиус химического элемента. Атомные радиусы

Атомный радиус химического элемента – мера размера ее атомов, обычно среднее или типичное расстояние от центра ядра к границе окружающего электронного облака.

Так как граница не четко определенный физический объект, есть различные неэквивалентные определения атомного радиуса.

Три широко используемых определения атомного радиуса – радиус Ван-дер-Ваальса, ионный радиус и ковалентный радиус.

В зависимости от определения термин может примениться только к изолированным атомам, или также к атомам в конденсированном веществе, ковалентно связанном в молекулах, или в ионизированных и взволнованных государствах; и его стоимость может быть получена посредством экспериментальных измерений или вычислена из теоретических моделей. В соответствии с некоторыми определениями, ценность радиуса может зависеть от государства и контекста атома.

У

электронов нет определенных орбит или резко определенных диапазонов.

Скорее их положения должны быть описаны как распределения вероятности, которые постепенно сужаются, поскольку каждый переезжает от ядра без острого сокращения.

Кроме того, в конденсированном веществе и молекулах, электронные облака атомов обычно накладываются в некоторой степени, и некоторые электроны могут бродить по большой области, охватывающей два или больше атома.

В соответствии с большинством определений радиусы изолированных нейтральных атомов располагаются между 30 и 15:00 (trillionths метра), или между 0,3 и 3 ангстремами. Поэтому, радиус атома – больше чем 10 000 раз радиус своего ядра (1–10 из), и меньше, чем 1/1000 длины волны видимого света (400-700 нм).

Во многих целях атомы могут быть смоделированы как сферы. Это – только сырое приближение, но оно может обеспечить количественные объяснения и предсказания для многих явлений, таких как плотность жидкостей и твердых частиц, распространения жидкостей через молекулярные решета, расположение атомов и ионов в кристаллах, и размера и формы молекул.

Атомные радиусы варьируются по предсказуемому и объяснимому способу через периодическую таблицу. Например, радиусы обычно уменьшаются вдоль каждого периода (ряд) стола от щелочных металлов до благородных газов; и увеличьте вниз каждую группу (колонка).

Радиус увеличивается резко между благородным газом в конце каждого периода и щелочным металлом в начале следующего периода.

Эти тенденции атомных радиусов (и различных других химических и физических свойств элементов) могут быть объяснены электронной теорией раковины атома; они представили важные свидетельства для развития и подтверждения квантовой теории.

Атомные радиусы уменьшаются через Периодическую таблицу, потому что, поскольку атомное число увеличивается, число протонных увеличений через период, но дополнительные электроны только добавлены к той же самой квантовой раковине. Поэтому, эффективное ядерное обвинение к наиболее удаленным увеличениям электронов, таща наиболее удаленные электроны ближе. В результате электронное облако сокращается и атомные уменьшения радиусов.

История

В 1920, вскоре после того, как стало возможно определить размеры атомов, используя кристаллографию рентгена, было предложено, чтобы у всех атомов того же самого элемента были те же самые радиусы.

Однако в 1923, когда больше кристаллических данных стало доступным, было найдено, что приближение атома как сфера не обязательно держится, сравнивая тот же самый атом в различных кристаллических структурах.

Определения

Широко используемые определения атомного радиуса включают:

  • Радиус Ван-дер-Ваальса: в принципе, половина минимального расстояния между ядрами двух атомов элемента, которые не связаны с той же самой молекулой.
  • Ионический радиус: номинальный радиус ионов элемента в определенном состоянии ионизации, выведенном из интервала атомных ядер в прозрачных солях, которые включают тот ион. В принципе интервал между двумя смежными противоположно заряженными ионами (длина ионной связи между ними) должен равняться сумме их ионных радиусов.
  • Ковалентный радиус: номинальный радиус атомов элемента, когда ковалентно связано с другими атомами, как выведено из разделения между атомными ядрами в молекулах. В принципе расстояние между двумя атомами, которые связаны друг с другом в молекуле (длина той ковалентной связи) должно равняться сумме их ковалентных радиусов.
  • Металлический радиус: номинальный радиус атомов элемента, когда соединено с другими атомами металлическими связями.
  • Радиус Бора: радиус орбиты электрона самой низкой энергии, предсказанной моделью Бора атома (1913). Это только применимо к атомам и ионам с единственным электроном, таково как водород, отдельно ионизированный гелий и позитроний. Хотя сама модель теперь устаревшая, радиус Бора для водородного атома все еще расценен как важная физическая константа.

Опытным путем измеренные атомные радиусы

Шоу следующей таблицы опытным путем измерили ковалентные радиусы для элементов, как издано Дж. К. Слейтером в 1964. Ценности находятся в picometers (пополудни или 1×10 m,), с точностью до около 17:00. Оттенок диапазонов коробки от красного до желтого как радиус увеличивается; серый указывает на отсутствие данных.

Объяснение общих тенденций

Путем атомный радиус меняется в зависимости от увеличения атомного числа, может быть объяснен расположением электронов в раковинах фиксированной способности. Раковины вообще заполнены в порядке увеличивающегося радиуса, так как отрицательно заряженные электроны привлечены положительно заряженными протонами в ядре.

Когда атомное число увеличивается вдоль каждого ряда периодической таблицы, дополнительные электроны входят в ту же самую наиболее удаленную раковину; чей радиус постепенно сокращается, из-за увеличивающегося ядерного обвинения.

В благородном газе наиболее удаленная раковина абсолютно заполнена; поэтому, дополнительный электрон следующего щелочного металла войдет в следующую внешнюю оболочку, составляя внезапное увеличение атомного радиуса.

Увеличивающееся ядерное обвинение частично уравновешено растущим числом электронов, явление, которое известно как ограждение; который объясняет, почему размер атомов обычно увеличивает вниз каждую колонку. Однако есть одно заметное исключение, известное как сокращение лантанида: 5d блок элементов намного меньше, чем можно было бы ожидать, из-за ограждения, вызванного 4f электроны.

Следующая таблица суммирует главные явления, которые влияют на атомный радиус элемента:

Сокращение лантанида

Электроны в 4f-подраковине, которая прогрессивно заполнена от церия (Z = 58) к lutetium (Z = 71), не особенно эффективные при ограждении увеличивающегося ядерного обвинения от подраковин далее.

У элементов немедленно после лантанидов есть атомные радиусы, которые меньше, чем ожидалось бы и которые немедленно почти идентичны атомным радиусам элементов выше их. Следовательно у гафния есть фактически тот же самый атомный радиус (и химия) как цирконий, и у тантала есть атомный радиус, подобный ниобию и т.д.

Эффект сокращения лантанида примечателен до платины (Z = 78), после которого это замаскировано релятивистским эффектом, известным как инертный эффект пары.

Из-за сокращения лантанида, 5 после наблюдений могут быть оттянуты:

  1. Размер ионов Ln регулярно уменьшается с атомным числом. Согласно правилам Фэджэнса, уменьшение в размере ионов Ln увеличивает ковалентный характер и уменьшает основной характер между ионами Ln и OH в Ln (О). Следовательно заказ размера Ln дан: La> Ce>……> Лу
  2. В их ионных радиусах есть регулярное уменьшение.
  3. Есть регулярное уменьшение в их тенденции действовать как уменьшающий агент с увеличением атомного числа.
  4. Вторые и третьи ряды элементов перехода d-блока довольно близки в свойствах.
  5. Следовательно, эти элементы происходят вместе в натуральных полезных ископаемых и трудные отделиться.

сокращение d-блока

Сокращение d-блока менее явное, чем сокращение лантанида, но является результатом подобной причины. В этом случае это – плохая способность ограждения 3-х электронов, которая затрагивает атомные радиусы и химию элементов немедленно после первого ряда металлов перехода от галлия (Z = 31) к брому (Z = 35).

Расчетные атомные радиусы

Следующая таблица показывает атомные радиусы, вычисленные из теоретических моделей, как издано Энрико Клементи и другими в 1967. Ценности находятся в picometres (пополудни).

См. также

  • Атомные радиусы элементов (страница данных)

Источник: http://ru.knowledgr.com/00032953/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D1%8B%D0%B9%D0%A0%D0%B0%D0%B4%D0%B8%D1%83%D1%81

Разница между атомным радиусом и ионным радиусом

Как определить атомный радиус химического элемента. Атомные радиусы

Атомы являются строительными блоками материи. Вся материя состоит из атомов. Эти атомы могут быть преобразованы в ионы путем добавления одного или нескольких электронов извне.

Поскольку атомы и ионы являются круговыми трехмерными структурами, мы можем измерить радиус атома или иона. Но это не простая задача. Потому что атом или ион состоит из электронов, которые находятся в движении.

Радиус атома – это расстояние между ядром атома и границей его электронного облака. Ионный радиус – это радиус иона атома. Радиус иона может быть больше или меньше радиуса атома, в зависимости от электрического заряда иона.

Основное различие между атомным радиусом и ионным радиусом этот атомный радиус является радиусом нейтрального атома, тогда как ионный радиус является радиусом электрически заряженного атома.

Ключевые области покрыты

1. Что такое атомный радиус
     
– Определение, тренды в периодической таблице
2. Что такое ионный радиус
     
– Определение, тренды в периодической таблице 3. В чем разница между атомным радиусом и ионным радиусом– Сравнение основных различий

Ключевые слова: атомный радиус, атомы, электронная оболочка, ионный радиус, ионы

Что такое атомный радиус

Радиус атома – это расстояние от ядра атома до его границы электронного облака. Другими словами, это расстояние от ядра до самого дальнего электрона, который принадлежит этому атому. Атомный радиус может быть определен только для изолированных и нейтральных атомов.

При рассмотрении периодической таблицы элементов существует структура атомного радиуса элементов. В период периодической таблицы, атомный номер постепенно уменьшается. Элементы в один и тот же период имеют одинаковое количество электронных оболочек.

Если число присутствующих электронов выше, притяжение между электронами и ядром также велико. В начале периода на внешней орбите присутствует меньше электронов. Тогда притяжение со стороны ядра меньше. Следовательно, атом велик, и радиус атома также велик.

Но при движении по периоду число протонов в ядре увеличивается вместе с количеством электронов, присутствующих в атоме. Поэтому сила притяжения между электронами и ядром велика. Это приводит к уменьшению размера атома; тогда атомный радиус уменьшается.

Аналогично, при движении по периоду размер атома постепенно уменьшается, равно как и атомный радиус.

Рисунок 1: Сравнение атомных размеров

При движении вниз по группе периодической таблицы элементов атомный радиус увеличивается. После каждого периода к атому добавляется еще одна электронная оболочка. Поэтому при движении вниз по группе размер атома увеличивается. Атомный радиус также увеличен.

Но в элементах d-блока нет большей разницы между атомными радиусами атомов двух соседних элементов в одном и том же периоде. Это потому, что электроны здесь добавляются к той же орбитали, которая находится в качестве внутренней орбитали. Поскольку внешняя оболочка остается постоянной, атомные радиусы этих элементов не имеют существенных различий.

Что такое ионный радиус

Ионный радиус – это радиус иона атома. Ионы не могут существовать одни. Если это положительно заряженный ион, он будет реагировать с отрицательно заряженным ионом (или наоборот) и станет стабильным нейтральным соединением. Это соединение называется ионным соединением, потому что оно состоит из ионных компонентов.

Ионное соединение состоит из катионов и анионов. Катион меньше по размеру, потому что катион образуется путем удаления одного или нескольких электронов из атома.

Анион большой, потому что у него есть дополнительные электроны, которые отталкиваются ядром, что приводит к увеличению расстояния между ядром и самым дальним электроном электронного облака.

Самый точный способ найти ионный радиус – это разделить расстояние между двумя ядрами двух ионов в соответствии с их размерами. Например, если ионное соединение состоит из катиона и аниона с атомным размером, который в три раза больше, расстояние между двумя ядрами должно быть разделено на 4, чтобы получить радиус катиона.

Рисунок 2: Атомный и ионный радиусы некоторых элементов

Ионы одного и того же химического элемента могут быть разных размеров в зависимости от их электрических зарядов. Наиболее распространенным методом определения ионного радиуса является рентгеновская кристаллография. Как и в атомном радиусе, ионный радиус также имеет тренды в периодической таблице.

По мере того, как мы движемся вниз по группе в периодической таблице, ионный радиус увеличивается. Это потому, что новая электронная оболочка добавляется за каждый период, когда мы идем вниз группой.

В течение периода ионный радиус уменьшается, поскольку эффективное положительное притяжение со стороны ядра постепенно увеличивается.

Определение

Радиус атома: Радиус атома – это радиус нейтрального атома.

Ионный Радиус: Ионный радиус – это радиус иона атома.

расчет

Радиус атома: Радиус атома можно рассчитать как расстояние от ядра атома до его границы электронного облака.

Ионный Радиус: Ионный радиус можно рассчитать путем деления расстояния между двумя ядрами двух ионов в соответствии с их размерами.

Размеры

Радиус атома: Нейтральные атомы одного и того же элемента имеют одинаковый размер, поэтому атомный радиус равен друг другу.

Ионный Радиус: Катионы имеют меньший атомный радиус, чем у анионов.

определение

Радиус атома: Атомный радиус определяется с учетом нейтральных газообразных атомов химических элементов.

Ионный Радиус: Ионный радиус определяется с учетом катионов и анионов, находящихся в ионной связи (в ионных соединениях).

Заключение

Атомный радиус и ионный радиус химических элементов имеют тренды в периодической таблице элементов. Увеличение или уменьшение атомных или ионных размеров по периоду или по группе периодической таблицы может быть объяснено с использованием электронных конфигураций элементов.

Однако существуют значительные различия между атомным радиусом и ионным радиусом. Основное различие между атомным радиусом и ионным радиусом состоит в том, что атомный радиус – это радиус нейтрального атома, тогда как ионный радиус – это радиус электрически заряженного атома.

Рекомендации:

1. Хельменстин, Энн Мари. «Вот какие тренды следуют ионному радиусу в периодической таблице». ThoughtCo,

Источник: https://ru.strephonsays.com/difference-between-atomic-radius-and-ionic-radius

Периодический закон

Как определить атомный радиус химического элемента. Атомные радиусы

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.

Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны “вручную”, располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое “сходство”:

  • B5 – 1s22s22p1
  • Al13 – 1s22s22p63s23p1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1, индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.

Длина связи

Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а HI – самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации – количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

Источник: https://studarium.ru/article/150

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.