Как понять какой будет продукт реакции

Статья по химии для 11 класс на тему «Определение продуктов в окислительно-восстановительных реакциях».

11 класс (подготовка к ЕГЭ)

учитель химии МАОУ «Лицей 29» г. Тамбов

Дегтярева Елена Эдуардовна.

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов, образующих вещества.

Для того, чтобы определить какое из веществ является окислителем, а какое восстановителем необходимо определить степени окисления атомов в данных веществах.

Соединения элементы, в которых проявляют высокие положительные степени окисления, являются окислителями. Примеры типичных окислителей приведены в таблице 1

Таблица 1

Типичные окислители

Группа окислителей

Химические элементы

Примеры веществ

Галогены в высших положительных степенях окисления

Cl +7, Br+7, I+7

HClO4, HBrO4, HIO4

Галогены в промежуточных положительных степенях окисления

Cl +1, Cl +3, Cl +5, Br+5, I+5

HClO, HClO3, HBrO43

Халькогены и другие неметаллы в положительных степенях окисления

S+6, S+4, N+5

H2SO4, SO2, HNO3

Неметаллы- простые вещества

F0, Cl0, O0, S0, Br0

F2, Cl2, O2, O3, S, Br2

Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления

O-1, N-2

H2O2, BaO2, N2H4

Металлы в высших положительных степенях окисления

Mn+7, Cr+6, Sn+4, Fe+6

KMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7, SnCl4, K2FeO4

Металлы в промежуточных положительных степенях окисления

Fe+2, Cu+1, Sn+2

FeCl2, Cu2Cl2, SnSO4

Соединения, с низшей отрицательной степенью окисления проявляют только восстановительные свойства. Примеры типичных окислителей приведены в таблице 2.

Таблица 2

Типичные восстановители

Группа восстановителей

Химические элементы

Примеры веществ

Металлы – простые вещества

Na0, Ca0, Fe0

Na, Ca, Fe

Неметаллы в низшей отрицательной степени окисления

Cl -1, N -3, Sr-2

HCl, NH3, ZnS

Металлы в промежуточной положительной степени окисления

Fe+2, Cu+1, Сr+2

FeSO4, Cu2Cl2, CrCl2,

Неметаллы- простые вещества

F0, Cl0, O0, S0, Br0

F2, Cl2, O2, O3, S, Br2

Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления

O-1, N-2

H2O2, N2H4

Неметаллы- простые вещества

S0, P0, C0, 0I

KMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7, SnCl4, K2FeO4

неметаллы в промежуточных положительной степени окисления

P+3, S+4, C+2

PCl3, SO2, CO

Рассматривая типичные окислители и восстановители, можно заметить, что многие вещества способны проявлять в зависимости от условий как восстановительные, так и окислительные свойства, т.е. обладают двойственностью окислительно-восстановительных свойств. Причин такой двойственности несколько:

1) в состав вещества могут входить элементы, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой – восстановителя. Например, хлороводород (и его водный раствор соляная кислота) проявляют окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона водорода Н+ и восстановительные – благодаря наличию атома галогена в в минимальной степени окисления.

Сa0 +2H+1Cl = Ca+2Cl2 +H20

2KMn+7O4 + 16HCl-1 = 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

2) вещество может содержать химический элемент в промежуточной степени окисления. Этот элемент может выступить в качестве восстановителя и повысить свою степень окисления, а может проявить и окислительные свойства – понизить степень окисления.

Например: пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды:

H2+1O2-1 – и окислитель, и восстановитель:

H2O2 + 2e– → 2OH– (H2O2 – окислитель в нейтральной среде)

H2O2 + 2e– + 2H+ → 2H2O (H2O2 – окислитель в кислой среде)

H2O2 – 2e– → O2↑ + 2H+ (H2O2 – восстановитель)

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH – нейтральная среда

восстановитель окислитель

2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O – кислая среда

восстановитель окислитель среда

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2↑ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

восстановитель окислитель среда

2H2O2→2 H2O + O2↑ – реакция диспропорционирования.

В окислительно-восстановительных реакциях, сложным является, определить продукт на выходе. Чтобы определить продукты реакции в ОВР необходимо знать, до какой степени окисления восстанавливается или окисляется данное соединение.

1). Кислородсодержащие соединения галогенов при восстановлении переходят в соответствующие галогениды:

NaClO3 + восст. → NaCl

KClO + восст. → KCl.

Исключение – если в роли восстановителя выступает соответствующий галогенид-анион, то в ходе реакции выделяется свободный галоген:

KBr+5O3 + 5KBr-1 + 3H2SO4 → Br20 + 3K2SO4 +3H2O

окислит. восст. среда

2). Свободные галогены являются сильными окислителями и в ходе ОВР, как правило, переходят в соответствующие галогенид-анионы:

2Na3[Cr(OH)6] + 3Cl2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

3) KMnO4 – окислитель, – в зависимости от реакции среды при восстановлении переходит в различные формы:

Если в ходе ОВР катион остается один, его соединяют с анионом среды.

Если в ходе ОВР анион остается один, его соединяют с катионом среды.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → K2SO4 + 5Na2SO4 +2MnSO4+ 3H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 3KOH

2KMnO4 + Na2SO3  +2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4+ Na2MnO4+ H2O

4). Соединения серы.

Как сам сероводород, так и сульфиды проявляют свойства восстановителей, переходя в зависимости от условий, в соединения S0, S+4, S+6

H2S-2 (и его соли) – 8e– + окислит. → H2S+6O4

[окислители: H2O2, HNO3(конц.) при t°, Cl2 в растворе, O3 в растворе];

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 +8 HCl

CuS + 8HNO3(конц.гор.) = СuSO4 + 8NO2↑ +4 H2O

H2S-2 (и его соли) – 2e– + окислит. → S0↓

[окислители: KMnO4, K2Cr2O7, HNO3(разб.), H2SO4(конц.) холодная и т.д.];

H2S-2 (и его соли) – 6e– + окислит. → S+4O2↑

[окислитель: H2SO4(конц.) при t°];

SO2 – и окислитель, и восстановитель:

SO2 + окислитель → SO42–

SO2 + I2 + 2H2O = H2SO4 +2HI

SO2 + H2O2= H2SO4

SO2 + восстановитель → S↓ (в реакции с H2S)

SO2 +2H2S = 3S↓ +2H2O

SO2 + C = S↓ +CO2

H2SO4(конц.) – окислитель за счет серы в степени окисления +6

Чем левее в ряду активности стоит металл, тем более вероятно образование H2S.

Чем правее стоит металл, тем более вероятно образование SO2.

Концентрированная серная кислота не окисляет фторид- и хлорид-ионы, окисляет только Br- и I-:

1. KF(тв) + H2SO4(конц) =HF + K2SO4 (фтор не окисляется концентрированной H2SO4)

2. KСl(тв) + H2SO4(конц) =HCl + K2SO4(хлор не окисляется концентрированной H2SO4)

3. 2KBr + 2H2SO4(конц) =Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O (S+6 принимает 2 электрона)

4. 8KI + 5H2SO4(конц) =4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O(S+6 принимает 8 электрона)

5). Соединения хрома.

Восстановители: Cr0, Cr+2, Cr+3;

окислители: K2Cr2+6O7 (устойчив в кислой среде); K2Cr+6O4 (устойчив в щелочной среде).

Среда

Cr3+

Cr+6

H+

CrCl3, Cr(NO3)3, Cr2(SO4)3

зелёный

K2Cr2O7, H2Cr2O7

оранжевый

OH–

Na3[Cr(OH)6]

зелёный

K2CrO4

жёлтый

2. 2CrCl3 + 3Cl2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 12NaCl + 8H2O

6). Соединения азота.

NH3 – восстановитель

N-3H3 + окислитель N2

В большинстве реакций окисления азот ( N-3), входящий в состав аммиака, выделяется в виде простого вещества N2.

а) Горение аммиака:

NO2 – окислитель.

1. 2NO2 + 4Сu = N2 + 4СuO

2. 2NO2 + SO2 = NO + SO3

NO2 подвергается диспропорционированию в холодной воде:

3. 2NO2 + 2H2O →HNO2 + HNO3

Или возможно

4. 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

При взаимодействии с растворами щелочей образуется смесь двух солей, нитрата и нитрита:

HNO2 (и ее соли) – и окислитель, и восстановитель:

HN+3O2 (или KNO2) + окислитель → HN+5O3 (или KNO3);

HN+3O2 (или KNO2) + восстановитель → N+2O (иногда N20);

1. HN+3O2 + Сl2 +H2O = HN+5O3 + 2HCl

2. 2KNO2 + 6FeCl2 + 4H2SO4 = N2↑ +4FeCl3 + Fe2(SO4)3 +K2SO4 +4 H2O

*** KNO2 + H0 → NH3 (атомарный водород H0 образуется при взаимодействии с Al или Zn в щелочной среде).

3. 3KNO2 + 6Al + 3KOH + 15H2O→6K[Al(OH)4] +3NH3↑

HNO3 – окислитель.

Продукты восстановления HNO3 зависят от 2-х факторов: силы восстановителя и концентрации кислоты. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO3:

восстановитель

концентрация

HNO3

щелочные и щелочноземельные металлы

тяжелые металлы

разбавленная

кислота

N–3H4NO3

N+2O

концентрированная

кислота

N2+1O

N+4O2

1. Zn0 + 4HN+5O3(конц.) = Zn+2 (NO3)2 + 2N+4O2↑ +2H2O

2. Zn0 + 4HN+5O3(конц.) = Zn+2 (NO3)2 + 2N+4O2↑ +2H2O

HNO3 не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os.

HNO3(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t° [см. H2SO4(конц.)]

Нитраты выступают в роли окислителей в реакциях с цинком или алюминием в щелочной среде; при этом азот (+5) восстанавливается до аммиака (см. выше ***)

3KNO3 +8Al + 5KOH + 18H2O→8K[Al(OH)4] +3NH3↑

7) Железо и его соединения железа.

Fe и Fe+2 – восстановитель.

а) С разбавленными H2SO4 и HCl:

Fe0+ 2H+Сl →Fe+2Cl2 + H2↑

б) Fe0+ соль→Fe+2 + катион из соли:

Fe0+ CuSO4 →FeSO4 + Cu

в) Fe2+ + окислитель → Fe+3; Fe+6.

2FeSO4 + 2KMnO4 +6 NaOH = 2Fe(OH)3↓ + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3FeSO4 + 2KClO3 +12KOH =3K2FeO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

г) Fe3+ + восстановитель → Fe2+;

восстановители – металлы, более активные, чем Fe, а также I–, S2– и т.д.

Металлы, более активные, чем Fe, могут восстанавливать железо до степени окисления либо 0, либо +2:

1. 2FeCl3 + 3Mg (избыток) → 2Fe0 + 3MgCl2;

2. 2FeCl3 + 3Mg (недостаток) → 2FeCl2 + MgCl2;

3. 2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl

Менее активные металлы:

4. 2FeCl3 + Сu → 2FeCl2 + CuCl2

Алгорит решения задания №30

Пример задания №30: Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: гипохлорит калия, аммиак, гидроксид калия, хлорид алюминия, хлорид калия. Допустимо использование водных растворов. Из предложенного перечня веществ выберите вещества между которыми возможна ОВР. В ответе запишите уравнение только одной из возможных ОВР реакций.

Алгоритм решения задания №30

• запишем химические формулы веществ по его названию;

КСlO, NH3, KOH, AlCl3,KCl

• определим степени окисления элементов в веществе.

К+1Сl+1O-2, N-3H+13, K+1OH-, A+3lCl-3, K+Cl-

• выберим вещества между которыми возможна ОВР

КСl+1O (является окислителем) и N-3H3(является восстановителем, т.к. атом азота имеет низшую степень окисления)

• запишем ОВР реакцию (продукты ОВР см. выше).

КСl+1O + N-3H3 = N20 + КСl- + H2O

• составляем ОВР баланс

Сl+1 +2е = Сl-1 3 окислитель

2N-3- 6е = N20 1 восстановитель

• расставляем коэффициенты

3КСlO + 3NH3 = N2 + 3КСl + 3H2O

Используемая литература:

1. О.С. Габриелян Химия. Материалы для подготовки к единому государственному экзамену вступительным экзаменам в вузы / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М. Дрофа, 2008. – С. 412- 414.

2. В.Н. Доронькин Химия. Большой справочник для подготовки к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева. – Ростов н/Д Легион, 2015.

​Приведены основные окислители и восстановители и продукты их реакции. Рассмотрены вещества, которые обладают двойственностью окислительно-восстановительных свойств в зависимости от условий.

Окислительно-восстановительные свойства соединений галогенов, свободных галогенов, соединений марганца, хрома, азота, серы, железа.  

Рассмотрено  влияние среды, концентрации и катализатора на продукты в окислительно-восстановительных реакциях. Приведены примеры ОВР. Описан алгоритм решения задания № 30 (ЕГЭ). ​

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам

Сегодня – особенный день. “И что же в нем такого необычного?” – спросите вы. Отвечаю. Я, наконец-то, добралась до моего самого любимого царства-королевства, до моих конфет и пирожных, малинок и клубничек! Окислительно-восстановительные реакции! Вы даже не представляете, насколько это интересно!

Мои ученики в процессе подготовки к экзамену по химии, проходят несколько стадий вызревания. Первое серьезное испытание на прочность – газы! Это из серии “гестапо отдыхает”. Решив огромное количество газовых задач, по сравнению с которыми 28-е задачи ЕГЭ – детский лепет, народ полностью структурирует свой мозг и настраивает мышление на профессиональное восприятие химии по-взрослому.

Вторая ступень химической зрелости и мудрости – окислительно-восстановительные реакции. Они приучают к усидчивости и внимательности. Набравшись опыта в написании ОВР, ребята начинают чувствовать себя ломоносовыми, клапейронами и менделеевыми в одном флаконе. За спиной вырастают крылья и… понеслось! Дальнейшее изучение химии проходит на едином дыхании, профессиональный рост – в геометрической прогрессии. На этой стадии мои ученики уже могут заткнуть за пояс каждого второго школьного преподавателя химии!

Понимая всю серьезность материала статьи, я отключила мобильную связь с внешним миром – с Карлсоном, Алисой (которая из страны Чудес), Сири, Фрекен Бок (тем более, что она работает химичкой в школе, где учится Малыш) и всеми остальными озорниками и хулиганами. Оставила только астральную связь для служебного пользования. Возможно, музы на чаек залетят или еще кто-нибудь забредет. А мы с вами займемся самым интересным делом – будем раскладывать по полочкам все накопленные мною знания по теории и практике окислительно-восстановительных реакций. Долго будем этим заниматься. Пока не надоест. Итак, поехали!

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.

ОВР протекают с участием двух участников – окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:

1) Окисление – процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется – окислитель восстанавливается).

2) Восстановление – процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается – восстановитель окисляется).

Кто же вы, господа окислители и восстановители? Как вас узнать среди огромного количества химических веществ? Сегодня разберем самые общие характеристики участников ОВР (окислителей и восстановителей) на отдельных примерах. После изучения технологии написания ОВР (в следующей статье), поработаем с целыми семействами окислителей и восстановителей, с неорганическими и органическими веществами, проводя реакции в разных средах. А пока – читаем внимательно!

Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).

Окислительная активность – способность атома отбирать электроны у других атомов.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу.

Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он – более сильный окислитель

Окислительную активность определяют два фактора:

1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель – фтор, на втором месте – кислород.

2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.

Как?! Вы до сих пор не умеете писать ОВР?! Я вас научу! 9.1 Кто вы, господа окислители и восстановители?

Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы). Почему? Да, потому что у такого атома на внешнем уровне вообще нет валентных электронов. Ни одного. Все валентные электроны он где-то потерял (отдал кому-то) и остался гол, как сокол (в чем мать родила). Больше отдавать нечего, поэтому можно только присоединять.

У вас часто возникает вопрос – почему при дефиците электронов формируется положительная степень окисления или положительный заряд иона (т.е. почему у окислителя валентные электроны в дефиците или отсутствуют, а его заряд +n)? Да, потому что электроны заряжены отрицательно, а протоны (в ядре) – положительно. В электронейтральном атоме протоны и электроны уравновешены (сколько протонов, столько электронов). Если электроны убрать, то проявятся положительные заряды протонов, которые никуда не деваются в химических реакциях (их можно сдвинуть с насиженного места только ядерными реакциями). Теперь понятно? Если все еще “ежик в тумане”, читайте эту и следующие статьи. Я буду рассматривать все тяжело понимаемые моменты с разных сторон. В конце концов, все станет на свои места и туман рассеется.

Давайте, придумаем образ окислителя. Кто вы, мистер-окислитель? Это – захватчик, завоеватель, грабитель, который скачет на коне и, угрожая, копьем и ружьем, отбирает электроны у восстановителей (часто, отбирает все, что есть). Окислитель не только безжалостный разбойник, но еще и жадина – очень проблематично вернуть назад электроны, которые забрал окислитель. Как только окислитель ограбит восстановителя (заберет у него электроны) он тут же падает вниз по градационной шкале степеней окисления (“падает в глазах окружающих”).

Пример сильного окислителя – перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.

Как?! Вы до сих пор не умеете писать ОВР?! Я вас научу! 9.1 Кто вы, господа окислители и восстановители?

Ребята, не слушайте училок-химичек, которые заставляют запоминать продукты ВСЕХ окислительно-восстановительных реакций. Если вы забыли образующиеся вещества и просите помочь, они орут, обзывая вас неучами и и бездельниками. При этом, сами срочно хватают спасательный учебник по химии и пафосно зачитывают вам и всему классу продукты конкретной реакции. Вы задайте этим глупым училкам вопрос – помнят ли они дни рождения всех своих родственников? Что касается меня, то после 16-ти часов работы (такое тоже бывает), я часто забываю номер своего телефона. Но… ЛЮБУЮ ОВР напишу за пару минут (как говорят, темной ночью под кроватью)! Потому, что знаю особые секреты окислительно-восстановительных реакций, которые, между прочим, собираюсь раскрыть моим ученикам и всем моим читателям.

Постепенно, статья за статьей, мы будем изучать технологию написания окислительно-восстановительных реакций, знакомиться с целыми семействами окислителей и восстановителей, их особенностями, характером поведения в разных средах, предполагаемыми продукты. Лукавить не буду, кое-что нам, все-таки, придется запомнить. Совсем немного. Чуть-чуть. Примерно 15 точек, включающих продукты ОВР и основные рекомендации. И вы напишите ЛЮБУЮ окислительно-восстановительную реакцию! В ЛЮБОЙ среде!

Первое задание: запомните три продукта восстановления перманганат-иона (выделено красным цветом) в зависимости от среды протекания окислительно-восстановительной реакции (кислая, нейтральная или щелочная).

Восстановитель – атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).

Восстановительная активность – способность атома отдавать электроны другим атомам.

Восстановительную активность определяют два фактора:

1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).

2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность.

Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна “восемь минус номер группы”. Для металлов – ноль. Как только восстановитель отдаст электроны окислителю, он поднимется вверх по градационной шкале степеней окисления (“растет в глазах окружающих”).

Посмотрите, как ведет себя сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления).

Как?! Вы до сих пор не умеете писать ОВР?! Я вас научу! 9.1 Кто вы, господа окислители и восстановители?

Настало время придумать образ восстановителя. Кто вы, мистер-восстановитель? У меня восстановитель ассоциируется с добрым дедушкой-альтруистом, который одаривает электронами каждого желающего окислителя.

Как же вас различить, господа окислители и восстановители в группе веществ, предложенных для реакций?!

Окислитель можно отыскать по высокой (иногда, максимально высокой) степени окисления, кроме того, мы изучим многие семейные портреты окислителей. Продукты окислителей мы ЗАПОМНИМ (их около 10, не более), кроме того, проведем анализ процесса восстановления окислителя по градационной шкале степеней окисления.

Восстановитель отыщем по низкой (иногда, максимально низкой) степени окисления. Продукт восстановителя будем устанавливать путем анализа с использованием градационных шкал степеней окисления. Хотя… сделаю вам подарок. Читайте мнемоническое стихотворение. Пригодится.

Как?! Вы до сих пор не умеете писать ОВР?! Я вас научу! 9.1 Кто вы, господа окислители и восстановители?

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7 (903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова