PeryodiK Çİzelge ve özellikleri Peryodik Çizelge




Yüklə 37.24 Kb.
tarix24.04.2016
ölçüsü37.24 Kb.
PERYODİK ÇİZELGE

VE

ÖZELLİKLERİ

Peryodik Çizelge
Element’in yaratılamayan ve yok edilemeyen madde olduğunu belirten modern tanım, ilk kez Robert Boyle tarafından, 1661 yılında ortaya atıldı. Bununla birlikte, elementler ile atomlar arasındaki doğrudan ilişki, XIX. Yüzyıl başlarında, Dalton’un, kendi adıyla anılan atom kuramını ortaya koymasına kadar anlaşılmadı. Dalton, bir elementin bütün atomlarının, her bakımdan, özellikle de ağırlık bakımından özdeş olduğunu ileri sürdü. Bunu, farklı atom türlerinin bağıl kütlelerinin ya da atom ağırlıklarının belirlenmesi izledi.

1863 yılında Newlands, artan atom ağırlıklarına göre sıralanan element dizisindeki bir elementten sonra gelen sekizinci elementin, müzikteki sekiz notalı oktava benzer biçimde, o ilk elementin bir çeşit yinelenmesi olduğunu gördü. Newlands, elementlerin peryodik yasasının özünü bulmuştu. Ne var ki, Londra Kimya Derneği, çalışmasını yayınlamadı. Altı yıl sonra Mendeleylev, kendi geliştirdiği peryodik yasayı ileri sürerek, bir elementin özellikleri ile atom ağırlığı arasında peryodik bir ilişkinin varolduğunu gösterdi. Bununla birlikte, bu ilişkiyi gösterecek bir çizelgenin düzenlenmesinde, peryodikliğin tam olarak korunması için, boşluklar bırakmak gerekiyordu. Mendeleylev, bu boş yerlerin, henüz bulunmamış elementlere ait olduğunu belirtti ve bunların özelliklerine iişkin bazı tahminler yaptı. Sözgelimi, peryodik çizelgede dördüncü sırada galyum ile arseniğin arasında ve tam silisyumun altında bir boş yer vardı. 15 yıl sonra bulunan ve germanyum adı verilen bu elementin birçok özelliğini, Mendeleylev önceden ortaya koydu.



Atomlar ve Elemanlar

Evrendeki her şey belirli ana maddelerden yapılmıştır. Bu ana maddelere “kimyasal elemanlar” denir. Elemanlar “atom” denen küçücük zerreciklerden meydana gelmiştir. Grekçeden gelme bir kelime olan atom “bölünmez” anlamına gelir.

Atom, eskiden sanıldığı gibi, kütle halinde bir madde değildir; içinde birçok boşluklar vardır. Atomu “maddenin en küçük parçası” diye de tanımlayamayız. Ancak “maddenin belirli kimyasal özelliklerini taşıyan en küçük parçasıdır” diyebiliriz.

Atomu minyatür bir güneş sistemi gibi düşünebiliriz. Sistem’in merkezinde “çekirdek” vardır. Atomun bütün kütlesi çekirdekte toplanmıştır. Çekirdek pozitif (artı) elektrik yüklüdür. Çekirdeğin çevresinde küçücük, hemen hemen ağırlıksız zerrecikler döner. Bunlara “elektron” denir. Elektronlar negatif (eksi) elektrik yüklüdür. Çekirdekle elektronlar arasındaki çekim atomun parçalanmamasını sağlar. Atomlar çok, ama çok küçüktür.

Çekirdek iki tür zerrecikten meydana gelmiştir: “Protonlar” ve “Nötronlar”. Proton pozitif (artı) elektrik yüklüdür, nötron ise nötrdür. Bir protonun elektrik yükünün değeri, bir elektronunkine eşittir; yalnız proton artı, elektron eksi elektrik yüklüdür. Bir atomda eşit sayıda proton ve elektron vardır. Dolayısıyla atom elektrik bakımından nötrdür. Protonun kütlesi elektronun kütlesinin 1.800 katıdır (160 milyon milyon milyon milyon protonun ağırlığı ancak bir gramı bulur).

Nötronların kütlesi de hemen hemen protonlar kadardır. Büyük kuvvetler sayesinde nötronlar çekirdek içinde durur. Bildiğimiz hidrojen dışında, bütün atomların çekirdeklerinde nötronlar vardır. Hidrojenden sonra en basit atom olan helyumun çekirdeğinde iki nötron, iki proton vardır. Bir elemanın atomları hep aynı durumda değildir. Çekirdeklerindeki nötron sayıları değişebilir. Nötronun elektrik yükü olmadığından, atomun çekirdeğinde değişik sayıda nötron bulunması, o atomun kimyasal özelliklerini değiştirmez. Nötron sayısının az ya da çok olması atomun yalnız kütlesini değiştirir.

Bir elemanın ağırlıkça birbirinden farklı atomlarına o elemanın “izotopları” denir. Genellikle Doğa’da bir elemanın daha çok, belli bir izotopu bulunur. Örneğin, demiri alalım. Demirin Doğa’da en çok bulunan izotopunun çekirdeğinde 30 nötron, 26 proton bulunur. Bunun yanısıra, çekirdeğinde 28, 31 ve 32 nötron bulunan başka demir izotopları da vardır.

Bir atomun kimyasal özellikleri, çekirdek çevresindeki elektron’ların düzenlenmesine bağlıdır. Yüksüz atomdaki elektronların sayısı, proton sayısına, dolayısıyla da atom numarasına eşit olmalıdır. Serbest atomun elektronları, herbiri tek bir enerji düzeyine karşılık olan, çok iyi belirlenmiş kuvantum düzeylerini doldururlar. Enerji düzeyleri, her biri bir baş kuvantum sayısıyla gösterilen, büyükçe bölümler biçiminde gruplandırılırlar. Bölümlerdeki enerji düzeyleri, daha ayrıntılı olarak, s, p, d ve f alt düzeylerine ayrılırlar. Çeşitli alt düzeyler, yalnızca belirli sayıda elektron alabilirler. Her düzeyin alabileceği en büyük elektron sayısı s için iki, p için altı, d için on ve f için on dörttür. Verilen bir düzey (ya da elektronların yerleşme düzeyi), önce baş kuvantum sayısı, ardından alt yüzeyin harfi yazılarak, sözgelimi ‘3s’ biçimde tanımlanır. Çok sayıda kullanılabilir elektron düzeyleriyle çevrelenmiş bir atomda elektronlar, kabaca artan kuvantum sayılarını izleyerek yerleşirler. Sözgelimi, helyum (He) atomunun, atom numarası 2’dir. Dolayısıyla, en düşük enerji düzeyini dolduran iki elektronu vardır; yani iki elektron da 1s düzeyinde bulunur. Öte yandan argonda (A), 18 elektron vardır ve 1s, 2s, 2p ve 3p düzeyleri dolmuştur.

Argonun elektron durumu, 1s22s2p63s2p6 biçiminde yazılabilir (harflerin üstünde bulunan sayılar, her enerji düzeyinde bulunan elektronların sayısını göstermektedir). Buna göre, 1s düzeyinde iki, 2s düzeyinde iki, 2p düzeyinde altı, 3s düzeyinde iki ve 3p düzeyinde altı (yani toplam 18) elektron vardır.

Peryodik çizelgede, elektron kabuklarının ilerleyen bir düzende dolduğu görülür. Çizelgede alt alta yeralan iki elementin özellikleri arasındaki benzerlik, bunların elektron sayıları arasındaki benzerlikten kaynaklanır. Sözgelimi, flüorun elektron durumu 1s22s2p5’tir. Birçok fiziksel ve kimyasal özellikleri açısından flüora çok benzeyen klorun elektron durumuysa, 1s22s2p63s2p5’tir. Her iki elementte de en dış elektron yapısı s2p5’tir. Dış kabuklar, elementlerin özelliklerini belirler. Özellikle en dış elektron bölgesinde, p düzeyinde aynı sayıda elektron bulunan elementler arasında, belirgin bir benzerlik vardır. Lityum, sodyum ve potasyum; berilyum, magnezyum ve kalsiyum; karbon, silisyum ve germanyum; halojenler ve asal gazlar incelendiğinde bu özellik açıkça ortaya çıkar. Asal gaz atomlarında, en dış elektronlar p düzeyini tam olarak doldurmuşlardır ve çekirdeğe kuvvetle bağlıdırlar. Bunlardan herhangi birinin, kimyasal bağlanma amacıyla koparılması güçtür. Öte yandan, atom, yanındaki bir atomdan elektron almaya önceden hazır değildir.



Atom Sayısı ve Atom Ağırlığı




Bir elemanın atomlarındaki proton sayısına, o elemanın “atom sayısı” denir. Bu sayı aynı zamanda atomun gezegenleri andıran elektronlarının sayısını da belirtir. Elemanları atom sayılarına göre düzenlersek, benzer özellikler gösteren gruplar meydana getirirler. Böyle bir sınıflandırmaya periyodik sistem (çevrimsel sistem) denir.


Her atomun kesin ve kendine özgü bir ağırlığı vardır. Elemanlar birbiriyle birleşirken de atom ağırlıklarının büyüklüğüne göre bileşimler meydana getirirler. Kolaylık olsun diye, karbon atomunun ağırlığı 12 varsayılmış ve bu sayı karbonun atom ağırlığı kabul edilmiştir. Öbür elemanların atom ağırlıkları da karbonun atom ağırlığına göre düzenlenmiştir. Böylece hidrojenin atom ağırlığı 1.008, oksijenin 15.999, klorun 35.453 olmuştur.

Atomların Düzeni


Evrendeki maddelerin -gaz, sıvı ya da katı- her bir parçası atomlardan oluşur. Bir madde parçasındaki atomlar her yönden birbirinin eşiyse, bu maddeye “element” denir.

Yeryüzünde değişik oranlarda dağılmış 92 doğal element, bir kaç tane de uygulamalı nükleer fizik yoluyla elde edilmiş element vardır. Kaynağı ne olursa olsun, her element, devresel yasalar tarafından düzenlenmiş, onu, öteki elementlerden ayırdeden birtakım özellikler taşır. Bir elementin önemli özelliklerinden biri, öteki elementlerle bileşik oluşturacak biçimde birleşebilme yeteneğidir. Birleşmeye eğilim kimyasal bir özelliktir ve her elementte bu özellik az çok vardır. Bir takım elementler -sözgelimi oksijen- yüksek bir birleşme yeteneği gösterir. Ötekilerdeyse bu yetenek ya hiç yoktur, ya da çok azdır. Bu sonunculara örnek olarak soy gazları (helyum, neon, argon, kripton, ksenon ve radon) gösterebiliriz.

Soy gazlar kimyasal eylemsizlikleri açısından benzersiz olduklarından, öteki tüm elementlerin atomları, kimyasal özelliklerinin soy gazlara benzerliği göz önünde tutularak, gruplar halinde sınıflandırılabilirler.

Gruplar arasındaki ilişkileri görebilmek için, elementleri kimyasal karakteristiklerine göre basitçe sıralamak yetmez. Sözgelimi, hemen tüm elementlerin paylaştığı bir özellik, oksijenle birleşme yeteneğidir.

Daha gerçekçi bir yaklaşım, her bir elemente, pozitif çekirdek yüküne (proton yükü de denir) göre, bir atom sayısı vermektir. Bu yöntem, her bir elementin atomları yalnızca o elemente özgü bir proton yükü taşıdığı için seçilmiştir. Yalnızca hidrojenin atom sayısı 1, helyumun 2, lityumun 3’tür. Bu böylece, doğal ve yapay elementler boyunca uzayıp gider.

Bir atomun çekirdeğindeki proton sayısı, atomun pozitif yükünü belirlediği gibi, negatif yükünü de belirler. Yansız bir atom, pozitif yüklü protonların sayısı kadar negatif yüklü elektron kapsar. Elektronlar, çekirdek kütlesi dışa doğru açılan bir dizi yörüngede sıralanmışlardır. Yörüngesel elektronlar betimsel olduklarından kesin bir tanım yapılamaz; çünkü, elektronların konumları değişmez değildir. Elektronlar, çekirdeği çevreleyen bir dizi eşmerkezli çember biçimi tabakada yeralırlar. Her bir atomun, sayısı 1 ile 7 arasında elemente bağlı olarak değişen tabakaları vardır. Ayrıca, her bir çember, kendisine bağlı 1-4 ek çembercikten oluşur.

Bir atom yalnızca, tabaka ve alttabakalarındaki toplam elektron sayısı pozitif çekirdek yüküne eşitse yansız olur. Bununla birlikte, burada bizi ilgilendiren kimyasal davranış açısından yalnızca en dış tabaka (çekirdekten en uzak olan) ile onun elektron miktarıdır.

Tüm elementleri atom sayılarındaki yükselme düzenine göre sıralarsak ve her bir atomun elektron tümlecini listeye eklersek ortaya ilgi çekici bir diziliş çıkar. Önce, hemen hemen tam bir düzenle, her sekizinci element kendisinden sekiz önceki elementin fiziksel ve kimyasal özelliklerini tekrarlar, sonra, en dış tabakadaki elektron düzeni de tekrarlanma eğilimindedir. Bu olguya “devresellik” denir ve elementlerin devresel tablosunun temelini oluşturur.

Elementlerin Devresel Tablosu

Devresel tablonun gelişmesinde sekiz sayısı önemli bir yer tutar. Genel olarak, atomun elektron sayısı sekizin herhangi bir çarpanı olduğunda yeni bir element devri başlar. Böylece, aşağıdaki koşullardan herhangi biri yerine geldiğinde, elemenlerin listesi bir dizi yatay sırayla (devirler) gösterilebilir:



  1. Bir elementin en dış tabakasında sekiz elektron bulunuyorsa.

  2. En dış elektronlar sekizden azsa, ama en dış tabakaya bitişik tabaka tamamlanmışsa.

  3. En dış tabaka sıfır ya da iki elektron, ona bitişik tabaka da sırasıyla 18 ya da 16 elektron kapsıyorsa. Elementlerin devresel tablosu bu temeller çerçevesinde geliştirilmiştir. Her element kendi karesine yerleştirilmiş ve öteki elemetlerle ilişkisi beirtilmiştir. Her kare, elementin adını ve kimyasal simgesini (sözgelimi H = hidrojen), elementin atom sayısını ve atom ağırlığı, erime ve kaynama noktaları gibi fiziksel bilgiyi kapsamaktadır.

Sağ yandaki iki sütun, lantinit ve aktinit adı verilen dizileri simgelerler. Adlarını taşıdıkları elementlerden (lantan ve aktinyum) çok az farklılık gösterdiklerinden, aynı aynı kareler içinde yeralmalıdırlar.

Kimyasal özellikler, aynı sütun içinde birbirini tekrarlar , aynı sıra boyunca ise sürekli değişirler.



Elemanlar
Doğa’da 90 kimyasal eleman vardır. Bunların ikisi (cıva ile brom) sıvı, onbiri gaz, geri kalanlar ise katı halde bulunur. En basit ve en hafif atom hidrojen elemanının atomudur. Hidrojen atomunun çekirdeğinde yalnız bir proton vardır; çekirdeğin çevresinde de bir elektron döner. Dolayısıyla hidrojenin atom sayısı 1’dir. En karmaşık en ağır atom ise uranyum atomudur. Uranyum atomunda 92 proton (atom sayısı 92), 146 nötron ve 92 elektron vardır. Doğa’daki 90 elemana ek olarak, insan eliyle yapılmış 13 “yapay” eleman daha vardır ki bunların Doğa’da bir faydası bulunmaz. Böylece, insan eliyle yapılmış elemanlarla birlikte eleman sayısı 103’e çıkar.

Elemanların atom ağırlıkları düşüncesi 1800’lerde gelişmiştir. Bu tarihten sonra bilim adamları elemanların kimyasal özellikleri ile atom ağırlıkları arasındaki ilişkileri incelemeye koyulmuşlardır. Sonunda Rus kimya bilgini Dimitri Mendelyef (1834-1907) 1869 yılında bir elemanlar tablosu yayınlamıştır. Tabloda elemanlar giderek artan atom ağırlıklarına göre sıralanmıştır. Bu tablo atom ağırlıklarına göre sıralanan elemanların benzer özellikler gösteren gruplar meydana getirdiğini kanıtlamıştır.



Çevrimsel Sistem

Çağımızda periyodik sistemde elemanlar atom ağırlıklarına göre değil, atom sayılarına göre sıralanır. Tabloda sekiz dikey “grup” ve yedi yatay “periyot” vardır. Her periyodun son grubu tepkiye girmez “soy gazlar”dan meydana gelmiştir. Soy gazların birincisi helyum, sonuncusu radondur. Tablo hem gruplar arası, hem de periyotlar arası ilişkileri ortaya koymaktadır.

Aynı gruptaki elemanlar benzer kimyasal ve fiziksel özellikler gösterir, benzer yapıda ve özellikte bileşikler meydana getirirler. Birinci grupta bunu açıkça görebiliriz. Bu gruba giren elemanların hepsi yumuşak ve çok tepkisel elemanlardır. Suyu ayrıştırır, kuvvetli alkaliler (sodyum hidroksit gibi) meydana getirirler. Bu alkaliler asitlerle birleşince tuzlar (sodyum klorid gibi) meydana gelir. Yedinci grup olan “halojenler” benzer özellikler gösterirler. Bu grup klorla başlar.

Birinci periyotta yalnız iki eleman vardır: Hidrojen ile helyum. Hidrojen hem 1. Grup’un hem de 7. Grup’un özelliklerini göstermesi bakımından, öbür elemanlardan ayrılır. Ama öbür periyotlardaki elemanlar arasında belirli ilişkiler vardır. Örneğin, bir periyodun ilk üyeleri (yani 1. Grup elemanları) metal özellikleri (alkali metaller) gösteren elemanlardır. 7. Grup üyeleri ise halojendir. Bunlar ametal (metal olmayan) eleman özellikleri gösterirler. Bu iki aşırı uçtaki elemanların arasında kalan elemanlar ise yavaş yavaş metal özelliklerini yitirerek ametal özellik kazanırlar.

2. ve 3. periyotlara kısa periyotlar denir. Bu periyotlardaki elemanlar oldukça belirgin özellikler taşır. Daha sonra gelen 4. periyotta ise düzen bozulur. Bu periyoda birinci uzun periyod adı verilir. Periyodun 8 değil, 18 üyesi vardır. Bunların sekizi bir önceki periyod elemanlarına özgü özellikleri taşır. Ancak, kalsiyum ile galyum arasında kalan (yani 2. ve 3. Gruplar arasında kalan) fazladan 10 eleman vardır ki, bunlar skandiyumdan başlar, çinkoda sona ererler. Bu on elemana “geçiş elemanları” denir. Özellikleri bakımından birbirine benzeyen bu elemanlar arasında küçük farklar vardır. Skandiyumu saymazsak, öbür dokuz eleman en çok kullandığımız madenlerdir. İkinci uzun periyot olan 5. Periyot’ta da başka bir geçiş serisi vardır. Bu geçiş serisindeki elemanların her biri, ilk geçiş serisinde aynı sırada yer alan elemanlara benzer: örneğin, zirkonyum titana, gümüş bakıra benzer.

6. Periyot’ta da buna benzer bir durum görülür. Bu periyotta da bir geçiş serisi vardır. En değerli madenlerimiz olan altın ile platin bu seriye girer. Ancak, serinin ilk ‘üyesi’ tek bir eleman değil, bir elemanlar ailesidir! Bu aileye “ender toprak elementleri” denir. Bu elementler birbiriyle o denli yakın özellikler gösterirler ki, bunları birbirinden ayırt etmek olanaksızdır. Öte yandan, 7. Periyot’ta da buna benzer, birbiriyle yakın ilişkili bir elemanlar serisi vardır. Bu serinin ilk elemanı aktinyum olduğu için, seri “aktinit serisi” adıyla anılır.

Geçiş elementlerinin daha içte kalan iki dizisine cetvelin altında yer verilmiştir. “Lantanitler” ya da “azrak toprak metalleri” denen bu dizinin 15 elementi kimyasal olarak birbirine çok benzer. Bu 15 element, doğada yalnızca başka elementlerle oluşturdukları kimyasal bileşikler (karışımlar) halinde bulunur ve bu elementleri bileşiklerden ayırmak çok güçtür. Azrak toprak metallerinin bazılarına doğada çok ender rastlanır; ama bunlardan biri olan seryum (Ce), altın, gümüş ve kalaydan daha boldur. “Aktinitler” denen öbür dizinin elementleri radyoaktif elementlerdir. Aktinitlerden yalnızca dördü doğada bulunur; bunlardan biri de uranyumdur. Öbürleri ise, laboratuvarda başka elementlerin çekirdeklerinin yüksek enerjili parçacıklarla bombardıman edilmesi sonucunda elde edilir; bu yolla elde edilen aktinitlerin biri de plütonyumdur. Uranyum ve plütonyum atom enerjisi üretiminde kullanılır. Atom numarası 92’den büyük olan elementlere “uranyumötesi elementler” denir. Yeni bulunan uranyumötesi elementler henüz adlandırılmamıştır ve bunlar atom numaralarıyla tanınır (element 104, element 105 gibi). Element 108’in yeri açılmış, ama bu element henüz elde edilememiştir.

Bugün bilinen yalnızca 109 element vardır; buna karşılık bileşik halinde bulunan madde sayısı çok daha fazladır. Bu nedenle, elementler arasındaki bağıntıları gösteren bir cetvelin olması bilim adamlarına büyük yarar sağlar. Örneğin, asal gazların hepsi de zor yoğunlaşır. 1A grubundaki alkali metaller, yumuşak, erime noktaları düşük, metal yapılı katılardır.



Elektronun Yapısı
Bir atomun özellikleri çekirdek çevresinde gezegenler gibi dönen elektronlarının sayısına bağlıdır. Elektronların yalnız sayısı değil, gruplanma biçimi de önemlidir. Kimyasal elemanların atomlarındaki elektronların yapısını incelersek, periyodik tablodaki düzeni daha kolay açıklayabiliriz.

Elektronları çekirdek çevresinde dönen, merkezleri aynı ‘yörüngeler’ biçiminde düşünelim. Genellikle K L M N O P Q harfleriyle gösterilen yedi yörünge vardır. Bunlardan K yörüngesi çekirdeğe en yakın olanıdır. Her yörüngenin en çok kaç elektron tutabileceği belirlidir: K 2, L 8, M 18, N 32 elektron tutabilir.

En basit atom olan hidrojen atomunda, çekirdeğin çevresinde dönen bir elektron vardır. Bu elektron K yörüngesindedir. Daha sonra gelen helyum atomunun çekirdeği çevresinde, K yörüngesinde dönen iki elektron bulunur. Öbür atomların elektron yapısı da buna benzer kademeler halindedir; her kademede atoma bir elektron daha eklenir.

Soy gazlardan olan helyumda K yörüngesinde 2 elektron vardır; yani yörünge alabileceği en çok elektronu alarak tamamlanmıştır. Bir elektron daha verilince lityum meydana gelir; fazladan elektron, K yörüngesi dolmuş olduğu için, L yörüngesine gider. Buna dayanarak, lityumun elektronik gruplaşması K 2, L 1 ya da daha basit olarak 2, 1’dir diyebiliriz. Bunun gibi, berilyumun elektronik gruplaşması 2,2, borun 2,3, karbonun 2,4 denir. Bu durum soy bir gaz olan neona kadar böyle sürüp gider. Neonda elektronik gruplaşma 2,8’dir.



Bunun gibi, 3. Periyot’ta da L’den sonraki yörünge olan M dolmaya başlar. Sodyumla (K 2, L 8, M 1) başlayan bu periyot soy gazlardan argonla (2, 8, 8) biter. 4. Periyot potasyumla (K 2, L 18, M 8, N 1) ve kalsiyumla (2, 8, 8, 2) başlar. Ancak bu ikisinden sonra gelen elemanlarda daha dıştaki yörünge olan N yörüngesi dolmaya başlayacağına, M yörüngesi dolmaya başlar. M yörüngesi en çok alabileceği elektronu alıncaya kadar dolmasını sürdürür ve çinkoda (2, 8, 18, 2) alabileceği en çok elektron miktarı olan 18’i doldurur. Bundan sonra daha dıştaki N yörüngesi dolmaya başlar. Soy gazlardan kriptonda (2, 8, 18, 8) N yörüngesindeki elektron sayısı 8’i bulur. Bu, periyotlar tablosundaki geçiş serilerini de bize açıklar. Elemanların elektron yapılarını inceleyince, ikinci geçiş serisinin, ender toprak elemanlarının, üçüncü geçiş serisinin ve aktinit serisinin tablodaki durumları anlaşılır.

Atomlar kesin, basit oranlarda birleşerek molekülleri oluştururlar. Bu birleşmede aracılık eden, atomların dış yörüngelerindeki elektronlardır.


Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©azrefs.org 2016
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə