Welcome to our website. We are dedicated to providing quality content and services to our visitors.
г. Самара
ул. ак. Павлова, д. 1
iemn@ssau.ru
+7 (846) 334-54-04
Welcome to our website. We are dedicated to providing quality content and services to our visitors.
Поэтому объявляем фотоконкурс «За кулисами науки»! Любишь своё направление и чем ты занимаешься в ИЕМН? Хочешь показать красоту своей науки? Тогда тебе точно стоит поучаствовать в конкурсе!
Всего 2 номинации на 3 места:
Прием работ с 15 октября по 15 ноября, ты точно успеешь поймать те самые кадры!
Что нужно, чтобы участвовать в фотоконкурсе?
Остался вопрос: а какие призы? А мы не скажем, участвуйте, это будет сюрпризом 🫣
📌Отборочный этап Олимпиады: проводится дистанционно на сайте олимпиады с 01 по 17 ноября 2024 года
✏️Олимпиада включена в Перечень олимпиад школьников на 2024/25 учебный год (уровень – II, профили – «Математика» – «Информатика» – «Компьютерная безопасность»), что позволяет предоставлять особые права её победителям и призерам при поступлении в ВУЗы.
Подготовиться и ознакомиться с задачами предыдущих олимпиад и с их решением можно также на сайтах олимпиады.
📌Заключительный этап Олимпиады: состоится 24 ноября 2024 года в очной форме.
➡️Место проведения: Олимпиада проходит в межрегиональном формате. Полный перечень мест проведения заключительного этапа доступен на Интернет-ресурсе
В г. Самара будет проводиться по адресу: ул. Академика Павлова, д.1, Самарский университет.
❗️При себе иметь: паспорт гражданина РФ для учащихся 11 класса, письменные принадлежности.
Текущая информация о сроках, местах и условиях проведения вторых туров олимпиады будет размещаться на официальном сайте олимпиады, на сайте Академии ФСБ России, а также на сайте Самарского университета
Контактные данные: (846) 337-99-41, (846) 334-54-31, (846) 337-99-31, (846) 335-86-5
#командаИЕМН #СамарскийУниверситет #ИЕМНмехмат
Когда: 24 ноября в 10:00
Где: ул. Академика Павлова, 1
Для кого: учащихся 9-11 классов
Победители и призеры получат от 3 до 5 баллов к ЕГЭ для поступления на биологический факультет!
За обе олимпиады можно получить до 10 баллов! (Срок действия баллов 2 года)
Это отличная возможность проявить свои знания, поближе познакомиться с биологией и получить дополнительное преимущество при поступлении в Самарский университет!
Регистрируйся прямо сейчас на «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»!
Построение и анализ диаграммы «температура – состав» для бинарных систем с азеотропом.
Диаграмма «температура – состав» — представляет собой графическую зависимость температуры кипения и конденсации бинарной смеси от её состава при постоянном давлении, как правило, 1 бар.
При изменении давления состав азеотропа меняется.
По оси абсцисс откладывают мольную долю , а по оси ординат откладывают температуру.
Мольная доля – характеризует состав раствора, выражается как количество растворенного вещества (n1), отнесенное к количеству вещества раствора (n1+n2).
На диаграмме, как правило, присутствуют две кривые:
Азеотроп (или азеотропная смесь) – это смесь двух или более жидкостей, которая кипит при постоянной температуре и имеет тот же состав в жидкой и паровой фазах. Это означает, что при кипении азеотроп ведет себя как чистый компонент: состав пара такой же, как и состав кипящей жидкости, и его нельзя разделить на чистые компоненты с помощью обычной фракционной перегонки.
Существует два основных типа азеотропов:
В случае минимально – кипящего азеотропа, кривые «провисают» вниз к азеотропной точке.
В случае максимально – кипящего – «выпучиваются» вверх.
(рис. 2)
Понимание T-x-y диаграмм с азеотропами критически важно для проектирования и оптимизации процессов разделения смесей, особенно в химической и нефтехимической промышленности. Поскольку азеотропы не поддаются разделению обычной фракционной перегонкой, для их разделения требуются специальные методы, такие как азеотропная или экстрактивная дистилляция, мембранные процессы или адсорбция.
Задача 1: Определение типа азеотропа
Для бинарной системы А-В известны температуры кипения чистых компонентов: Т(А) = 80°C, Т(В) = 100°C. При смешивании этих компонентов образуется азеотроп, который кипит при 70°C. Какой тип азеотропа (с минимумом или максимумом температуры кипения) образуется в данной системе? Кратко поясните, почему.
Решение:
Сравниваем температуры кипения чистых компонентов и азеотропа:
Мы видим, что температура кипения азеотропа (70°C) ниже температуры кипения обоих чистых компонентов (80°C и 100°C). Если температура кипения азеотропа ниже, чем у любого из чистых компонентов, то это азеотроп с минимумом температуры кипения (или положительным отклонением от закона Рауля). Такие азеотропы являются более летучими, чем их составляющие.
Задача 2: Определение фазового состава по диаграмме
На диаграмме «температура – состав» для системы X-Y с азеотропом показана точка F, соответствующая общей концентрации 30% X при температуре Т1. Эта точка находится между линиями кипения и конденсации. Линия коноды, проходящая через точку F при температуре Т1, пересекает линию жидкости при 20% X и линию пара при 45% X. Определите состав жидкой и паровой фаз, находящихся в равновесии при температуре Т1 для смеси с общим содержанием 30% X.
Решение:
Вывод: Состав жидкой фазы при температуре Т1 составляет 20% X и 80% Y.
Состав паровой фазы при температуре Т1 составляет 45% X и 55% Y.
Краткий обзор:
Лекция посвящена изучению перенапряжения при электролизе — важного параметра, который влияет на эффективность электрохимических процессов. Рассматриваются физическая природа перенапряжения, методы его расчета, а также практические аспекты его влияния на выбор продуктов реакции. Материал включает теоретические основы, примеры расчетов и анализ реальных процессов электролиза.
1. Основы электролиза и перенапряжения
Электролиз — это процесс разложения вещества на составные части под действием электрического тока. Он происходит в электролитической ячейке, которая состоит из двух электродов (анода и катода), погруженных в электролит (раствор или расплав).
Катодные и анодные реакции: На катоде происходит восстановление, на аноде происходит окисление.
Пример:
Электролиз воды (H₂O):На катоде: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (выделение водорода); на аноде: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ (выделение кислорода).
Теоретическое разложение вещества:
Теоретическое напряжение разложения — термодинамическая характеристика электрохимической системы, мало зависит от условий электролиза.
Величину Eтеор рассчитывают как разность равновесных потенциалов анодной и катодной реакций, каждый из которых вычисляется по уравнению Нернста. При электролизе воды:
Еа= 1,23 — 0,059pH; Ек = -0,059pH.
Етеор = Eа — Eк = 1,23 В при давлении Н2 и О2 = 1 атм.
Другой способ расчета Етеор по термодинамическим данным:
G- изменение изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) в суммарном процессе при электролизе.
Для расчета количества вещества, выделяющегося при электролизе, используется закон Фарадея:
m — масса выделившегося вещества (г),
M — молярная масса вещества (г/моль),
I — сила тока (А),
t — время электролиза (с),
n — количество электронов, участвующих в реакции?
F — постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль.
Пример расчета:
При электролизе CuSO₄ на катоде выделяется медь (Cu2+ + 2e⁻ → Cu). Если I = 2 А, t = 3600 с, M = 63.5 г/моль, n = 2, то масса выделившейся меди: m=63.52 г.
Перенапряжение: определение и природа
Перенапряжение — это разница между фактическим потенциалом электрода и его равновесным значением. Оно возникает из-за:
Активационного перенапряжения (связано с энергетическим барьером реакции).
Концентрационного перенапряжения (вызвано изменением концентрации ионов у поверхности электрода).
Омического перенапряжения (обусловлено сопротивлением электролита).
Омическое перенапряжение возникает из-за сопротивления электролита и других элементов цепи. Оно рассчитывается по формуле:
η— омическое перенапряжение (В),
I — сила тока (А),
R — сопротивление электролита и цепи (Ом).
Факторы, влияющие на перенапряжение
Материал электрода: Платина имеет низкое перенапряжение для выделения водорода, тогда как свинец — высокое.
Температура: Повышение температуры снижает перенапряжение, так как увеличивается скорость диффузии ионов.
Концентрация электролита: Высокая концентрация снижает концентрационное перенапряжение, но может увеличить омическое сопротивление.
Плотность тока: Чем выше плотность тока, тем больше перенапряжение.
Перенапряжение зависит от материала электрода, температуры, концентрации электролита и плотности тока.
Уравнение Тафеля используется для расчета перенапряжения:
— a — константа, зависящая от материала электрода и условий реакции (В),
— b — константа Тафеля, связанная с кинетикой реакции (В/декада),
— (i) — плотность тока (А/м²).
Пример: Для выделения водорода на платиновом электроде a = 0.03 А/м² b = 0.12 В/декада
Факторы, влияющие на перенапряжение:
— Материал электрода: Платина имеет низкое перенапряжение для выделения водорода, тогда как свинец — высокое.
— Температура: Повышение температуры снижает перенапряжение, так как увеличивается скорость диффузии ионов.
— Концентрация электролита: Высокая концентрация снижает концентрационное перенапряжение, но может увеличить омическое сопротивление.
— Плотность тока: Чем выше плотность тока, тем больше перенапряжение.
3. Влияние перенапряжения на продукты реакции
Конкуренция реакций на электродах:
При электролизе воды на катоде возможны две реакции: выделение водорода 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ или восстановление ионов металлов. Высокое перенапряжение может привести к выделению водорода вместо восстановления металлов.
Практические примеры:
На анодах с низким перенапряжением для O₂ (например, RuO₂), или при низкой [Cl⁻], выделяется O₂.
Оптимизация процессов электролиза:
Для снижения перенапряжения используют катализаторы (например, платину, палладий или никель). В промышленном электролизе воды применяют никелевые электроды для минимизации перенапряжения и повышения выхода водорода.
4. Практические задания и примеры
Расчетные задачи:
-Задача 1: Рассчитайте перенапряжение для выделения водорода на платиновом электроде при плотности тока i = 50 А/см2, если a = 0.03 В и b = 0.12 В/декада
— Задача 2: Определите, какой продукт будет выделяться на катоде при электролизе раствора CuSO₄, если перенапряжение составляет 0.5 В.
Примеры анализа:
Анализ поляризационных кривых для различных электродов позволяет прогнозировать продукты реакции на основе данных о перенапряжении.
Пример анализа поляризационных кривых
Поляризационные кривые используются для изучения зависимости потенциала электрода от плотности тока. Они позволяют определить перенапряжение и предсказать продукты реакции.
Рассмотрим поляризационные кривые для электролиза воды на платиновом и свинцовом электродах.
Ось X: Плотность тока (i, А/м²).
Ось Y: Потенциал электрода (E, В).
Кривая для платинового электрода:
Начинается при низком потенциале 0 В и плавно возрастает с увеличением плотности тока. Это указывает на низкое перенапряжение для выделения водорода.
Кривая для свинцового электрода: Начинается при более высоком потенциале 0.5 В и резко возрастает при увеличении плотности тока. Это свидетельствует о высоком перенапряжении.
Вывод: Платиновый электрод более эффективен для выделения водорода, так как требует меньшего перенапряжения.
Заключение:
1. Перенапряжение — ключевой параметр, влияющий на эффективность электролиза.
2. Уравнение Тафеля позволяет рассчитывать перенапряжение в зависимости от плотности тока и свойств электрода.
3. Перенапряжение определяет выбор продуктов реакции на электродах, что важно для оптимизации процессов.
4. Использование катализаторов и правильный выбор условий электролиза помогают минимизировать перенапряжение и повысить эффективность процесса.
Диаграмма «температура – состав» — представляет собой графическую зависимость температуры кипения и
конденсации бинарной смеси от её состава при постоянном давлении, как правило, 1 бар. При изменении давления состав азеотропа меняется.
По оси абсцисс откладывают мольную долю , а по оси ординат откладывают температуру.
Мольная доля – характеризует состав раствора, выражается как количество растворенного вещества (n1), отнесенное к количеству вещества раствора (n1+n2).
На диаграмме, как правило, присутствуют две кривые:
( см. рис. 1)
рис 1.
Бинарная система с азеотропом:
Азеотроп (или азеотропная смесь) – это смесь двух или более жидкостей, которая кипит при постоянной температуре и имеет тот же состав в жидкой и паровой фазах. Это означает, что при кипении азеотроп ведет себя как чистый компонент: состав пара такой же, как и состав кипящей жидкости, и его нельзя разделить на чистые компоненты с помощью обычной фракционной перегонки.
Существует два основных типа азеотропов:
рис 2
рисунок 3 демонстрирует наглядный пример двухфазной азеотропной системы «вода — пропиловый спирт»
Фундаментальная формула, связывающая термодинамику и электрохимию:
ΔG° = –nFE°
Формула ΔG° = –nFE° применима только к обратимым гальваническим элементам в равновесных условиях. При протекании тока (реальная работа) ЭДС снижается из-за поляризации и омических потерь. Расчет в этом случае ведется по Уравнению Нернста (его применение рассмотрено далее в конспекте).
Те же условия применения распространяются и на расчёт E° из разности потенциалов. Разбор данного метода можно найти по ссылке ниже.
Это два эквивалентных подхода. Оба метода дают одинаковый результат. Например, для Zn/Cu:
— По таблице: E° = 0.34 – (–0.76) = 1.10 В
— По ΔG°: E° = –ΔG°/(nF) = 1.10 В
Ещё стоит упомянуть, что расчет по уравнению ΔG° = –nFE° можно вести и в обратном направлении. Часто на практике измеряют E° экспериментально и вычисляют ΔG° (особенно для ионов, ΔG°_f которых нельзя измерить напрямую).
Цель: Рассчитать E° элемента по термодинамическим данным (ΔG°).
Убедиться, что реакция является окислительно-восстановительной.
Использовать справочные данные по стандартным энергиям Гиббса образования веществ (ΔG°ƒ):
ΔG°реакции = ΣΔG°ƒ(продукты) – ΣΔG°ƒ(реагенты)
ΔG°(кДж/моль) = –nF(Кл/моль)E°(В)
1000*Дж/моль=Кл*В/моль
1000*Дж/моль=Дж/моль
E° (В) = – [ΔG° (кДж/моль) * 1000] / [n * 96485]
Уточнение: В случае, если мы решаем обратную задачу, то пункт 3. будет экспериментальным определением E°, а пункт 4. будет подстановкой величин в первоначальную формулу без её преобразований. Забывать про согласование величин при этом нельзя (описано в пункте 4.) .
Задача: Рассчитайте стандартную ЭДС (E°) цинк-медного гальванического элемента. Реакция:
Zn(т) + Cu²⁺(р) → Zn²⁺(р) + Cu(т)
Дано:
Решение:
Ответ: Стандартная ЭДС Zn-Cu элемента составляет +1.10 В. Положительное значение E° подтверждает, что реакция протекает самопроизвольно.
Уравнение Нернста является ключевым развитием базовой формулы ΔG° = -nFE°, позволяющим рассчитывать ЭДС в нестандартных условиях.
От стандартных условий к реальным:
Вывод:
Уравнение Нернста:
E = E° — (RT/nF)lnQ
где:
Когда применяется: При любых нестандартных условиях (изменение концентраций, температуры)
Упрощённая форма (25°C):
E = E° — (RT/nF)lnQ
lnQ = ln(10) * logQ
ln(10) ≈ 2.302585
T= 25 + 273=298 К
F = 96485 Кл/моль
R = 8.314 Дж/(моль·К)
Вычислим постоянный множитель RT * ln(10) / F:
RT * ln(10) / F ≈ 0.05914 В
E = E° — (0.059/n)logQ
Задача: Рассчитать ЭДС Zn-Cu элемента при [Zn²⁺] = 0.1 М, [Cu²⁺] = 0.01 М
Дано:
Решение:
Вывод: Уравнение Нернста позволяет определить, как изменение концентраций влияет на ЭДС элемента, что невозможно сделать только по формуле ΔG° = -nFE°.
Введение
Термин «электрохимия» в своем словообразовании уже предполагает пограничное состояние между электрическими и химическими параметрами или явлениями. Впервые это было показано Майклом Фарадеем и его законом электролиза, связывающим заряд и массу. Далее Вальтер Нернст в 1888 году формулирует уравнение, описывающие связь между потенциалом электрода и такими химическими параметрами, как температура и концентрация
Спустя полвека, в 1938 году, изучая коррозионные процессы бельгийский ученый русского происхождения Марсель Пурбе визуализирует уравнение Нернста для упрощения своей работы.
Диаграмма Пурбе. Определение
Диаграмма Пурбе (также известная как потенциал-pH диаграмма) — это термодинамическая карта, которая наглядно отображает устойчивые формы существования элемента в водных растворах. На ней показано, в каких условиях стабильны различные химические формы: металлы, ионы, оксиды, гидроксиды или другие соединения. Этот график строится в виде декартовой системы координат, где по оси абсцисс (X) откладывается водородный показатель (pH), характеризующий кислотность среды, а по оси ординат (Y)—электродный потенциал (E), отражающий окислительно-восстановительные условия. Являясь фундаментальным инструментом в электрохимии и коррозии, диаграмма Пурбе позволяет выделить три ключевые области, определяющие поведение металла:
1. Область иммунитета: Металл находится в термодинамически устойчивом состоянии, и его коррозия невозможна.
2. Область активной коррозии: Металл растворяется, переходя в раствор в виде ионов.
3. Область пассивации: На поверхности металла образуется защитная пленка из оксида или гидроксида, которая препятствует дальнейшему разрушению.
Диаграммы Пурбе являются уникальными для каждого химического элемента. Их вид не является универсальным и зависит от таких параметров, как температура, природа растворителя и наличие в растворе комплексообразующих лигандов. Несмотря на это, в справочной литературе обычно представлены диаграммы, рассчитанные для водных растворов при стандартной температуре 25 °C. Построение этих диаграмм базируется на применении уравнения Нернста и использовании данных о стандартных окислительно-восстановительных потенциалах.
Построение диаграммы
1) Для иллюстрации методики построения диаграммы Пурбе рассмотрим систему Zn-H2O. Первым этапом является нанесение на график линий, описывающих термодинамические пределы устойчивости воды, которые задаются реакциями её разложения и имеют линейный характер
2) Диаграмма разделяется на две основные термодинамические области: устойчивости металлического цинка (Zn) и его взаимодействия с водой. Границу между ними определяет горизонтальная линия, проведенная через стандартный потенциал ионизации цинка (-0.76 В), которая параллельна оси pH. Для детального построения диаграммы системы Zn-H2O требуется описать все возможные реакции, включающие образование различных форм цинка, и вывести для них уравнения Нернста и константы равновесия (Kр).
3) Следует отметить, что в случае простого иона Zn2+, его электродный потенциал определяется исключительно собственной концентрацией в растворе:
Дальнейшие переходы в гидроксосоединения имеют константы равновесия
Образование осадка гидроксида цинка и растворенного гидроксокомплекса определяется конкретным значением pH, которое рассчитывается на основе константы равновесия реакции и заданной концентрации участвующих ионов.
Отметим эти значения рН и соединения цинка на диаграмме
*pH-граница между ионом металла и его гидроксидом рассчитывается через Kₛ и равновесие с OH⁻. Этот расчёт аналогичен определению растворимости с учётом pH (см. Богданов) и использует те же принципы, что и диаграммы распределения (см. Степанов)
4) Зависимость E — pH для каждого фазового перехода будет определяться электрохимической реакцией и описываться уравнением Нернста:
На диаграмме зависимость Е-рН имеет линейный характер. Коэффициент наклона от рН=5.65 до рН=14.7 согласно расчетам равен 0.0591, а с образованием гидроксокомплекса – увеличивается до 0.1182. Отметим эти линии
5) Финальным этапом построения является преобразование пунктирных линий в сплошные, которые обозначают границы между различными термодинамическими фазами цинка.
Значение диаграммы Пурбе и область применения
Диаграмма позволяет предсказать направление химических превращений соединений рассматриваемого элемента в водной среде, в предположении отсутствия влияния посторонних ионов (кроме H⁺ и OH⁻).
С её помощью можно определить возможность и условия протекания таких процессов, как: Диспропорционирование и конпропорционирование различных форм элемента. Восстановление воды с выделением водорода окисляющимся металлом. Окисление воды с выделением кислорода соответствующими формами элемента.
Сопоставление диаграмм Пурбе для двух различных элементов даёт возможность термодинамически предсказать возможность и направление окислительно-восстановительных реакций между их соединениями
Диаграмма Пурбе является исключительно термодинамической моделью, что накладывает на её применение важные ограничения:
Адсорбция — это процесс самопроизвольного увеличения концентрации вещества (адсорбата) на поверхности другого вещества (адсорбента) на границе раздела двух фаз. Этот процесс происходит из-за нескомпенсированности сил межмолекулярного взаимодействия на границе раздела, что приводит к накоплению молекул адсорбата на поверхности. Обратный процесс называется десорбцией.
В этом конспекте будет рассмотрена одна из важнейших теорий адсорбции — теория Ленгмюра. Модель Ленгмюра хорошо описывает хемосорбцию, где взаимодействие сильное и локализованное. При физосорбции при высоких давлениях наблюдается многослойная адсорбция, и тогда используется модель БЭТ. Это предотвратит распространённую ошибку — применение Ленгмюра ко всем типам изотерм.
Поверхность адсорбента представлена совокупностью равномерно расположенных энергетически эквивалентных активных центров (локализованное место на поверхности адсорбента, обладающее повышенной энергетической способностью к взаимодействию с молекулами адсорбата). Такие центры обычно представляют собой выступы, впадины или дефекты на поверхности, где адсорбционные силы максимальны. Каждый активный центр способен адсорбировать только одну молекулу, что приводит к формированию мономолекулярного слоя адсорбата, а взаимодействие между активными центрами отсутствует.
В рамках теории Ленгмюра предполагается, что адсорбированные молекулы не взаимодействуют друг с другом, а процесс мономолекулярной адсорбции локализован (означает, что молекулы адсорбата фиксируются и удерживаются на строго определённых активных центрах поверхности адсорбента без перемещения по поверхности), что приводит к формированию одного слоя адсорбата на поверхности без перекрытий и взаимного влияния между занятыми центрами, но для большинства пористых материалов этой теории недостаточно, и используется расширенная модель БЭТ (см. Шекунов), учитывающая многослойное покрытие.
Формула Ленгмюра:
Уравнение Ленгмюра описывает зависимость количества адсорбированного вещества (a) от давления газа (p), где параметр представляет собой максимальную ёмкость мономолекулярного слоя (предельную адсорбцию (a∞), а константа равновесия (Kp) характеризует сродство адсорбента к молекулам адсорбата, отражая энергетическую характеристику активных центров поверхности для адсорбции.
Получение экспериментальных данных.
| Давление (p), торр | 10 | 20 | 50 | 100 |
| Кол-во адс. в-ва (а), ммоль/г | 0.5 | 0.8 | 1.3 | 1.6 |
Линеаризация по Ленгмюру и нахождение a∞, Kp
Для линеаризация используется следующая формула :
| р(торр) | а(ммоль/г) | p/a (торр*г/ммоль) |
| 10 | 0.5 | 20.00 |
| 20 | 0.8 | 25.00 |
| 50 | 1.3 | 38.46 |
| 100 | 1.6 | 62.50 |
Среднее значение p = 10 + 20 + 50 + 100 / 4 =45 торр
Среднее значение p/a = 20 + 25 + 38.46 + 62.50 / 4 = 36.49 торр*г/ммоль
Сумма отклонений :
Sxy = Σ(pi – pср)*(p/ai — Pср/a) = (10 — 45)(20 — 36.49) + (20-45)(25-36.49) + (50 – 45)(38.46 — 36.49) + (100 – 45) (62.5 — 36.49) = 2304.8 (торр^2*г/ммоль)
Sxx = Σ(pi –pср)2 = 4900
Наклон: b = Sxy / Sxx = 0.47
Сдвиг : a = pср / a — b*pср = 15.34
a∞ = 1/b = 2.13 ммоль/г
K = b/a = 0.0306 торр^-1
Теорема Ленгмюра нужна для описания процесса адсорбции газа на поверхности твердого адсорбента с учетом формирования мономолекулярного адсорбционного слоя. Она позволяет:
В отличие от уравнения Генри, справедливого для малых давлений, уравнение Ленгмюра учитывает насыщение поверхности, что делает его фундаментальным для анализа и проектирования процессов адсорбции и очистки газов, катализаторов и других систем с поглощением на поверхностях
This is a sample post created to test the basic formatting features of the WordPress CMS.
You can use bold text, italic text, and combine both styles.
This content is only for demonstration purposes. Feel free to edit or delete it.
This is a sample post created to test the basic formatting features of the WordPress CMS.
You can use bold text, italic text, and combine both styles.
This content is only for demonstration purposes. Feel free to edit or delete it.
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024