Kovy 3.B skupiny
skandium (Sc), yttrium (Y), lanthan (La), aktinium (Ac)
el. konfigurace: (n-1)d1 ns2
max. ox. číslo: +III
Kovy 4. B skupiny
titan (Ti), zirkonium (Zr), hafnium (Hf)
el. konfigurace: (n-1)d2 ns2
max. ox. číslo: +IV
nízké hodnoty _ (Ti – 1,4; Zr – 1,5; Hf – 1,6)
obtížně rozpustné v kyselinách (pasivace povrchu)
Titan (Ti)
výskyt: 7. nejrozšířenější prvek v zemské kůře, součástí většiny minerálů, ilmenit FeTiO3, rutil TiO2
900°C
výroba: TiCl4(g) + 2Mg ĺĺĺ? Ti + 2MgCl2
(redukce)
vlastnosti: tvrdý, kujný kov ocelového vzhledu, vysoká Tt (1668°C), velmi lehký (_ = 4,5g.cm-3), odolný vůči korozi
oxidační čísla: -II, -I, 0, +I, +II, +III (modrá, fialová b.)
+IV (bezbarvé)
sloučeniny titanu:
- za zvýšené teploty se slučuje s většinou nekovů
oxidy, titaničitany
TiO2 – titanová běloba (bílý pigment)
t
TiO2 + 2NaOH ĺĺĺ? Na2TiO3 + H2O
(tavení)
halogenidy
TiX4 - lewisovské kyseliny
- hygroskopiské, působením vody hydrolyzují
TiCl4 + 2H2O ĺĺ? TiO2 + 4HCl
příprava:
4HF + TiCl4 ĺĺ? TiF4 + 4HCl
TiO2 + 2C + 2Cl2 (Br2) ĺĺ? TiCl4 (TiBr4) + 2CO
3TiO2 + 4AlI3 ĺĺĺ? 3TiI4 + 2Al2O3
Zirkonium (Zr) a hafnium (Hf)
výskyt: malé zastoupení, příměsi celé řady minerálů, zirkon ZrSiO4, baddeleyit ZrO2 (Hf jako příměs)
využití: konstrukce jaderných reaktorů
vlastnosti: velká odolnost vůči kyselinám, rozpustné pouze v HF a v lučavce královské (HCl+HNO3 – 3:1)
ox. číslo: +IV
Kovy 5. B skupiny
vanad (V), niob (Nb), tantal (Ta)
el. konfigurace: (n-1)d3 ns2
max. ox. číslo: +V
odolné vůči působení kyselin a vody (povrchová pasivace)
Vanad (V)
výskyt: v přírodě značně rozšířen, pouze ve sloučeninách, v ropě, vanadinit 3Pb3(VO4)2 . PbCl2, patronit VS4, karnolit K(UO2)(VO4) . 1,5H2O
výroba: pražením rudy s NaCl nebo Na2CO3, vzniklý NaVO3 vyluhován H2O, okyselením roztoku vznikají polyvanadičnany, které se tavením převedou na VO2, jehož redukcí železem nebo železnými rudami se uvolní elementární kov
vlastnosti: ocelově šedý, tvrdý kov, vysoká Tt (1890°C), za běžné teploty na vzduchu stálý
ox. čísla: -I, 0, +I, +II, +III, +IV (barevné sl.)
+V (bezbarvé sl.)
sloučeniny vanadu:
oxidy
V2O5 – katalyzátor řady oxidačních reakcí
příprava: t
V + O2 ĺĺ? V2O5
t
2 NH4VO3 ĺĺ? V2O5 + 2NH3 + H2O
vanadičnany
V2O5 + 6KOH + 9H2O ĺĺ? 2(K3VO4 . 6H2O)
V2O5 + 6NaOH + 21H2O ĺĺ? 2(Na3VO4 . 12H2O)
halogenidy
VF5, VF4, VCl4, VBr4, VX3, VX2
- s výjimkou VF5 jsou všechny barevné
Niob (Nb) a tantal (Ta)
výskyt: ve společném minerálu, kt. má proměnlivé složení, kolumbit (větší obsah Nb), tantalit (větší obsah Ta)
vlastnosti: stříbrolesklé, na vzduchu stálé kovy, odolné vůči působení kyselin, reagují pouze s HF
nejčastější ox. číslo: +V
Kovy 6. B skupiny
chrom (Cr), molybden (Mo), wolfram (W)
el. konfigurace: Cr, Mo: (n-1)d5 ns1; W: (n-1)d4 ns2
max. ox. číslo: +VI
vysoké Tt
Chrom (Cr)
výskyt: hojně zastoupen v přírodě, chromit FeCr2O4, krokoit PbCrO4, stopová množství ve smaragdu a rubínu
výroba: FeCr2O4 + 4C ĺĺĺ? Fe + 2Cr + 4CO
Cr2O3 + 2Al ĺĺĺ? 2Cr + Al2O3
2Cr2O3 + 3Si ĺĺĺ? 4Cr + 3SiO2
vlastnosti: el. kov na vzduchu stálý (pasivace) ? galvanické pokovování železných předmětů, reaguje se zřeď. HCl a H2SO4
ox. čísla: -II, -I, 0, +I, +II, +III, +IV, +V, +VI
sloučeniny chromu:
oxidy
Cr2O3 – zelený pigment, amfoterní, v H2O nerozpustný
(NH4)2Cr2O7 ĺĺĺ? Cr2O3 + N2 + 4H2O
Na2Cr2O7 + S ĺĺĺ? Cr2O3 + Na2SO4
CrO3 – silné oxidační činidlo, kyselinotvorný oxid
K2Cr2O7 + 2H2SO4 ĺĺĺ? 2CrO3 + 2KHSO4+ H2O
chromany (žluté), dichromany (oranžové):
- soli alkalických kovů dobře rozpustné v H2O
2Cr2O3 + 4Na2CO3 + 3O2 ĺĺĺ? 4Na2CrO4 + 4CO2
2CrO42- + 2H3O+ ĺĺĺ? Cr2O72- + 3H2O
- dichromany jsou silná oxidační činidla:
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ ĺĺĺ? 2Cr3++ 6Fe3++ 7H2O
Cr2O72- + 3SO2 + 2H+ ĺĺĺ? 2Cr3++ 3SO42-+ H2O
halogenidy:
CrF6, CrF5, CrF4, CrX3 (přímá syntéza), CrX2 (redukcí CrX3 vodíkem)
Molybden (Mo) a wolfram (W)
výskyt: vzácnější než Cr, molybdenit MoS2, wulfenit PbMoO4, scheelit CaWO4
vlatsnosti: velká odolnost vůči kyselinám (pasivace)
využití: přísady do ocelí, W – vlákna do žárovek
ox. čísla: -II, -I, 0, +I, +II, +III, +IV, +V, +VI
Kovy 7. B skupiny
mangan (Mn), technecium (Tc), rhenium (Re)
el. konfigurace: Mn, Re: (n-1)d5 ns2; Tc: (n-1)d6 ns1
max. ox. číslo: +VII
vysoké Tt, poměrně reaktivní, velká variabilita oxidačních stupňů
Mangan (Mn)
výskyt: velmi rozšířen v přírodě, provází železné rudy, pyroluzit (burel) MnO2, braunit Mn2O3, manganit MnO(OH), hausmanit MnO . Mn2O3, v minerálních vodách, v organismech (rostliny, živočichové)
výroba: 3MnO2 ĺĺĺ? Mn3O4 + O2
3Mn3O4 + 8Al ĺĺĺ? 9Mn + 4Al2O3
vlastnosti: stříbrolesklý kov, rozpouští se v kyselinách i v zásadách za vývoje H2, reaguje i s H2O
ox. čísla: -III, -II, -I, 0, +I, +II, +III, +IV, +V, +VI, +VII
- slouč. manganisté jsou silná oxidační činidla
sloučeniny manganu:
oxidy:
Mn2O7 – zelená olejovitá kapalina, výbušná nad 95°C, silné oxidační činidlo, s většinou org. látek oxiduje za výbuchu
MnO2 – poměrně stálý, v kys. prostředí silné ox. činidlo, ocelářský průmysl, výroba barviv, nátěrové hmoty, suché články, sklářský průmysl.
Nižší oxidy manganu (ox.č. II, III) jsou zásadité.Vyšší oxidy jsou kyselé.
manganany a manganistany
2MnO2 + 4KOH + O2 ĺĺĺ? 2K2MnO4 + 2 H2O
3MnO42- + 4H+ ĺĺĺ? 2MnO4- + MnO2 + 2H2O
2K2MnO4 + 2H2O ĺĺĺ? 2KMnO4 + 2KOH + H2
- manganistany jsou silná oxidační činidla:
MnO4- + 8H+ + 5e- ĺĺĺ? Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 2H2O + 3e- ĺĺĺ? MnO2 + 4OH-
KMnO4 – desinfekční prostředek, výroba sacharinu a kyseliny benzoové
HMnO4 – velmi silná kyselina, silné oxidační činidlo
Ba(MnO4)2 + H2SO4 ĺĺĺ? 2HMnO4 + BaSO4
halogenidy
MnF4, MnF3, MnX2 (přímá syntéza)
Technecium (Tc) a Rhenium (Re)
výskyt: v přírodě vzácné, Tc – několik radioaktivních izotopů, Re – jako příměs molybdenitu (MoS2)
vlastnosti: Re – těžko tavitelný kov, odolný vůči korozi
využití: Re – katalyzátor, výroba spec. přístrojů
ox. čísla: -I. 0, +I, +II, +III, +IV, +V, +VI, +VII
Kovy 8. B skupiny
železo (Fe), ruthenium (Ru), osmium (Os)
kobalt (Co), rhodium (Rh), iridium (Ir)
nikl (Ni), palladium (Pd), platina (Pt)
el. konfigurace: Fe, Os: (n-1)d6ns2; Ru: (n-1)d7ns1
Co, Ir: (n-1)d7ns2; Rh: (n-1)d8ns1
Ni: (n-1)d8ns2; Pd: (n-1)d10; Pt: (n-1)d9ns1
Železo (Fe)
výskyt: hematit Fe2O3, magnetit FeO . Fe2O3, limonit 2Fe2O3 . 3H2O, siderit FeCO3, pyrit FeS2
900°C
výroba: 3Fe2O3 + CO ĺĺĺ? 2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO ĺĺĺ? 3FeO + CO2
FeO + CO ĺĺĺ? Fe(s) + CO2
FeO + CO ĺĺĺ? Fe + CO
vlastnosti: měkký, kujný kov stříbřité barvy, Tt=768°C, neušlechtilý kov ? reaguje se zředěnými kyselinami za vývoje H2, s hydroxidy nereaguje, za zvýšené teploty reaguje s řadou nekovů, snadná koroze
oxidační čísla: +II, +III, +VI
sloučeniny železa
oxidy, hydroxidy:
FeO – černá, práškovitá látka, stálý nad 575°C, jinak disproporcionace: 4FeO ĺĺĺ? Fe + Fe3O4
Fe2O3, FeO . Fe2O3
Fe(OH)2 – nestálý, rozkládá se na H2 + Fe3O4
Fe(OH)3
halogenidy:
FeX2 – dobře rozpustné ve vodě
Fe + 2HX ĺĺĺ? FeX2 + H2
FeX3 – až na F- rozpustné v H2O, přímá syntéza (ne I)
soli kyslíkatých kyselin:
FeSO4 . 7H2O – zelená skalice
(NH4)2Fe(SO4) . 6H2O – Mohrova sůl
FeCO3
Fe2(SO4)3
Ruthenium (Ru) a osmium (Os)
výskyt: v přírodě vzácné, příměsi v sulfidických rudách Ni a Cu
využití: Ru – ke zvýšení tvrdosti Pt a Pd, Os – součást velmi tvrdých slitin, oba kovy jako katalyzátory (drahé)
ox. čísla: Ru: +II, +III, +VI
Os: +VI, +VIII
Kobalt (Co)
výskyt: společně s Ni, Cu a Pb v přírodě
výroba: spojená s metalurgií Ni, Cu a Pb, redukce
vlastnosti: za normální teploty na vzduchu stálý, při zahřátí reaguje s O2, X2, B, C, P, S…, nereaguje s H2 a N2, se zředěnými kyselinami reaguje neochotně za vzniku Co2+ solí.
oxidační čísla: +II, +III, +IV, +V
sloučeniny kobaltu
oxidy, hydroxidy:
CoO – olivově zelená barva, stálý za lab. teploty, příprava tepelným rozkladem Co(OH)2, CoCO3 nebo Co(NO3)2 bez přístupu vzduchu.
Co3O4 – černě zabarvený, příprava zahříváním CoO při t = 600 – 700°C za přístupu vzduchu
Co(OH)2 – modrá barva, částečně amfoterní char., rozpouští se v nadbytku konc. hydroxidů, příprava srážením Co2+ solí hydroxidy alkalických solí
halogenidy:
CoF3, CoX2 – dobře rozpustné v H2O
Rhodium (Rh) a iridium (Ir)
výskyt: v přírodě vzácné
vlastnosti: Ir chemicky odolnější než Pt
využití: Ir – spec. zařízení, souč. velmi tvrdých slitin, Rh – katalyzátor (ve výfucích automobilů)
oxidační čísla: -I, 0, +I, +II, +III, +IV
Nikl (Ni)
výskyt: 7. nejrozšířenější přech. prvek na Zemi, v přírodě ryzí i ve sloučeninách, pentlandit (Ni, Fe)9S8, laterity (Ni, Mg)6Si4O10(OH)8
výroba: složitá, z rudy se získá NiO, kt. se redukuje na elem. kov
vlastnosti: stříbřitě lesklý, kujný, tažný kov, odolný vůči korozi, za lab. t. poměrně nereaktivní, po zahřátí reaguje s O2, X2, Si, S a P, nereaguje se suchými HX, odolává roztokům hydroxidů alkalických kovů, s kyselinami reaguje.
využití: katalyzátor při ztužování tuků, výroba akumulátorů, galvanické pokovování
slitiny: Monelův kov (68% Ni, 32% Cu, stop. množ. Mn, Fe), Nichrom (60% Ni, 40% Cu)
oxidační čísla: -I, 0, +I, +II, +III, +IV
sloučeniny niklu
oxidy, hydroxidy:
NiO – zelená barva, příprava tepelným rozkladem Ni(OH)2, NiCO3 nebo Ni(NO3)2 a nebo spalováním Ni v kyslíku
Ni(OH)2 – příprava srážením roztoků Ni2+ solí hydroxidy alkalických kovů
halogenidy:
NiX2 – s výjimkou NiF2 jsou dobře rozpustné ve vodě
Palladium (Pd) a platina (Pt)
výskyt: v přírodě vzácné, sulfidické rudy Cu a Ni
vlastnosti: stříbrolesklé, kujné a tažné kovy, za lab. t. na vzduchu stálé, Pd po zahřátí reaguje s O2, F2 a Cl2 a s oxidujícími kyselinami, Pt je odolnější, s kyselinami nereaguje až na lučavku královskou
využití: katalyzátory org. reakcí, anorg. syntéz, Pt – spec. chemické náčiní
oxidační čísla: 0, +I, +II, +III, +IV(Pt)
Kovy 1. B skupiny
měď (Cu), stříbro (Ag), zlato (Au)
el. konfigurace: (n-1)d10 ns1
oxidační číslo: 0, +I, + II, +III, +IV(Cu), +V(Au)
reaktivita klesá s rostoucím protonovým číslem
Měď (Cu)
výskyt: ryzí je vzácná, kovelín CuS, chalkopyrit CuFeS2, kuprit Cu2O, malachit CuCO3 . Cu(OH)2, azurit 2CuCO3 . Cu(OH)2, biogenní prvek: hemocyanin
výroba: 2Cu2S + 3O2 ĺĺĺ? 2Cu2O + 2SO2
2Cu2O + Cu2S ĺĺĺ? 6Cu + SO2
vlastnosti: měkký, houževnatý, načervenalý kov, dobře vede el. proud, stálá za běžných podmínek, reaguje po zahřátí s řadou nekovů
Cu + 4HNO3(konc.) ĺĺĺ? Cu(NO3)2+2NO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4(konc.) ĺĺĺ? CuSO4 + 2H2O + SO2
3Cu + 8HNO3(zř.) ĺĺĺ? 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
použití: elektrické vodiče, přidává se do mincovního stříbra, zlata a niklu, plechy, tvrdé slitiny: mosaz Cu+Zn, bronz Cu+Sn(Zn,Pb)
oxidační čísla: 0, +I, +II, +III, +IV
sloučeniny mědi:
oxidy, hydroxidy
Cu2O – červený, nerozpustný v H2O, rozpustný v kyselinách
Cu2O + H2SO4 ĺĺĺ? CuSO4 + Cu + H2O
CuO – nerozpustný ve vodě, s kyselinami reaguje za vzniku Cu2+ solí
2Cu(NO3)2 ĺĺĺ? 2CuO + 4NO2 + O2 (tep. rozkl.)
Cu(OH)2 – světle modrý, za zvýšené teploty se rozkládá na CuO, reaguje s kyselinami ? Cu2+ soli, s hydroxidy ? [Cu(OH)4]2-
sulfid
CuS – černý, nerozpustný v H2O, na vzduchu oxiduje na CuSO4 (CuSO4 . 5H2O)
halogenidy
CuX2 – příprava přímou syntézou z prvků za zvýšené teploty, CuF2 – málo rozpustný v H2O, CuCl2 a CuBr2 jsou rozpustné dobře v H2O, CuI2 – nestálý
CuCl, CuBr, CuI – půs. redukčních činidel z CuX2
měděnka
vrstva zásaditého CuCO3 vzniklá účinkem vzduchu
Stříbro (Ag)
výskyt: ryzí i ve sloučeninách (častěji), argentit Ag2S, doprovází Cu, Pb a Zn v rudách
výroba: vedlejší produkt při výrobě Cu, Pb a Zn
vlastnosti: bílý, lesklý, tažný, kujný kov, kt. dobře vede el. proud a teplo, uštechtilejší kov než Cu, rozpouští se pouze v oxidujících kyselinách
2Ag + 2H2SO4 ĺĺĺ? Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
3Ag + 4HNO3 ĺĺĺ? 3AgNO3 + NO + 2H2O
využití: výroba fotografického materiálu, elektrotechnika (akumulátory), zubní amalgam, šperkařství
oxidační čísla: 0, +I, +II, +III
sloučeniny stříbra:
oxidy
Ag2O – tmavě hnědá pevná látka, vzniká reakcí hydroxidů s roztoky Ag+ solí.
AgIAgIIIO2, Ag3O
halogenidy
AgX – příprava přímou syntézou prvků, AgF2
AgNO3 + NaCl ĺĺĺ? AgCl + NaNO3
Zlato (Au)
výskyt: zejména ryzí, v křemenných horninách, provází Ag a Fe v jejich rudách (stopová množství), v mořské vodě (není vhodný způsob těžby), telluridy
těžba: zvětráváním hornin a minerálů se Au dostalo do řek, kde se vytvořily nánosy zlatonosného písku (rýžování), v současnosti zisk z hornin, kt. jsou na Au chudé (kyanidová metoda)
4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O ĺĺĺ?
ĺĺĺ? 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
2[Au(CN)2]- + Zn ĺĺĺ? [Zn(CN)4]2- + 2Au
vlastnosti: měkký, žlutý kov, nejméně reaktivní z prvků 1.B skupiny, vysoká hustota, nejelektronegativnější kov, v kyselinách se Au nerozpouští s výjimkou lučavky královské (HCl+HNO3 – 3:1) a HCl nasycené Cl2
2Au + 3Cl2 + 2Cl- ĺĺĺ? 2[AuCl4]-
využití: výroba slitin, šperkařství (ryzí zlato 24 karátů), elektrotechnika, lékařská protetika
oxidační čísla: -I, 0, +I, +II, +III, +IV, +V
sloučeniny zlata:
oxid: Au2O3 – vznik reakcí hydroxidů alk. kovů a Au3+
halogenidy: AuF5, AuF3, AuCl3, AuBr3, AuCl, AuBr, AuI
Kovy 2. B skupiny
zinek (Zn), kadmium (Cd), rtuť (Hg)
el. konfigurace: (n-1)d10 ns2
oxidační čísla: 0, +I (Hg), +II
nízké Tt, Hg má ze všech kovů nejnižší Tt = -38,9°C
Zinek (Zn)
výskyt: v zemské kůře více rozšířen než Cu, sfalerit ZnS (blejno zinkové), kalamín ZnCO3, biogenní prvek
výroba: 2ZnS + 3O2 ĺĺĺ? 2ZnO + 2SO2
ZnO + C ĺĺĺ? Zn + CO
vlastnosti: neušlechtilý kov, v neoxidujících kyselinách se rozpouští za vývoje H2
Zn + H2SO4 (zř.) ĺĺĺ? ZnSO4 + H2
Zn + 2H2SO4 (konc.) ĺĺĺ? ZnSO4 + SO2 + 2H2O
reaguje s roztoky alkalických hydroxidů za vývoje H2
Zn + 2H2O + 2OH- ĺĺĺ? [Zn(OH)4]2- + H2
využití: výroba antikorozních povlaků, výroba suchých článků
oxidační čísla: 0, +II
sloučeniny zinku:
oxidy a hydroxidy
ZnO – spalováním par Zn v proudu vzduchu, amfoterní charakter
Zn + 2HCl ĺĺĺ? ZnCl2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O ĺĺĺ? Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn(OH)2 – bílá gelovitá látka, vznik srážením Zn2+ solí s roztoky hydroxidů
Kadmium (Cd)
výskyt: příměs v rudách Zn
vlastnosti: chem. vl. podobné Zn, neušlechtilý kov, s neoxidujícími kyselinami reaguje za vývoje H2, oxidující kyseliny redukuje, Cd2+ sloučeniny – toxické (v lidském těle se hromadí v ledvinách a v játrech, dlouhodobý příjem i malých dávek vede k selhání ledvin, Cd schopné nahradit Zn vázaný v enzymech)
Rtuť (Hg)
výskyt: vzácně ryzí, častěji ve sloučeninách, cinabarit HgS (rumělka)
pražení
výroba: HgS + O2 ĺĺĺ? Hg + SO2
HgS + Fe ĺĺĺ? Hg + FeS
4HgS + 4CaO ĺĺĺ? 4Hg + 3CaS + CaSO4
vlastnosti: kapalný stříbrolesklý kov, páry Hg jsou velmi jedovaté, s řadou kovů tvoří slitiny - amalgámy, odolává působení roztoků hydroxidů alkalických kovů, ušlechtilý kov, reaguje pouze s oxidujícími kyselinami
6Hg + 8HNO3(zř.) ĺĺĺ? 3Hg2(NO3)2+ 2NO +4H2O
Hg+ 4HNO3(konc.) ĺĺĺ? Hg(NO3)2+ 2NO2+ 2H2O
oxidační čísla: 0, +I, +II
sloučeniny rtuti:
oxid: HgO – 2 modifikace (klikaté řetězce)
červená modifikace (tep. rozklad …)
2Hg(NO3)2 ĺĺĺ? 2HgO + 4NO2 + O2
žlutá modifikace (srážecí reakce)
Hg2+ + 2OH- ĺĺĺ? HgO + H2O
halogenidy
HgX2 – přímá syntéza prvků, rozpustné v org. rozp.
HgX
Nesslerovo činidlo: K2[HgI4] + KOH (vodný roztok)
- d_kaz amoniaku v analytické chemii
Skandium (Sc) a yttrium (Y),
- všechny prvky mají velmi podobné chem. vlastnosti
vyskytují se ve formě příměsí, vyrábí se v omezené míře, nemají velký praktický význam
Lanthanoidy a aktinoidy
prvky VI. a VII. periody, kt. doplňují e- do orb. (n-2)f
výskyt: v zemské kůře lanthanoidy a z aktinoidů pouze Th a U, ostatní aktinoidy se připravují uměle
vlastnosti: s rostoucím Z se zmenšuje poloměr atomů (lanthanoidová, aktinoidová kontrakce = přitahování s e- kladně nabitým jádrem), neušlechtilé kovy, s H2O reagují za vývoje H2
oxidační čísla: +III, výjimky: Ce+IV, Eu+II, Th+IV, Pa+V, U+IV, +VI, Pu+IV, +VI, No+II
sloučeniny:
oxidy – M2O3, CeO2, UO2, UO3 – bazické, katalyzátory, přísady do keramických materiálů a skel
halogenid – UF6 – použití při dělení izotopů 235U a 238U
27. únor 2008
11 926×
2382 slov
