Měď. Velká ruská encyklopedie

Měď (chemická značka – Cu, z lat Měď, anglicky – Měď) je chemický prvek čtvrté periody, 11. skupina (v zastaralé krátkoperiodické verzi tabulky před rokem 1989 – sekundární podskupina první skupiny, IB) čtvrté periody periodické tabulky chemických prvků Dmitrije Ivanoviče Mendělejeva [1].

Měď má atomové číslo 29 a je přechodným 3D prvkem. V přírodě se vyskytuje ve formě sloučenin a nugetů. Ve své čisté formě je plastický, má růžovou (červenou) barvu a rychle oxiduje v atmosféře a vytváří na povrchu žlutočervený oxidový film. Od starověku byla měď používána lidmi v její čisté formě a ve formě slitin. Je součástí živých organismů (biogenní prvek) [1].

Příběh

Měď je barva zlata, ale ne zlatá

• Latinský název pro měď Měď pochází z ostrova Kypr, kde Římané těžili měděnou rudu. Používal se i latinský název. Aes — přeloženo jako „moje“. Původ názvu měď v ruštině má několik verzí: 1) smida (název kovu, starogermánský jazyk) a kovář (kovář, kovář, anglický jazyk), 2) mέταλλον (důl/jáma, starověká řečtina) [2] .
• Měď byla díky svému přirozenému výskytu v nugetách a také měkkosti a kujnosti jedním z prvních materiálů zpracovaných člověkem k výrobě nástrojů. Později se měď získávala z rud tavením při relativně nízkých teplotách (1083 o C).
• Rané nálezy zbraní, štítů z mědi a bronzu (slitina mědi a cínu) pocházejí z 8.–6. století před naším letopočtem (objeveny na Altaji, Sibiři, Zakavkazsku, starověkém Řecku, Egyptě a Římě). Přemístění kamenných nástrojů bronzem znamenalo přechod do doby bronzové. Hojně se používala i mosaz (slitina mědi a zinku).
• Bronz a mosaz se používaly k výrobě luxusních předmětů, šperků a soch [3].

Prvek v periodické tabulce D. I. Mendělejeva. Struktura atomu

Schéma uspořádání 3d-orbitalů mědi(II) v oktaedrickém prostředí

Měď je ve skupině 11 čtvrtého období periodické tabulky Dmitrije Ivanoviče Mendělejeva a je součástí podskupiny mědi (spolu se stříbrem a zlatem, mincovními kovy) [1].

Valenční elektrony v atomu mědi jsou elektrony 3d a 4s. Charakteristická geometrie mnohostěnů pro měď je lineární (+1), plochý čtverec (+1, +2), čtyřstěnný (+1, +2), tetragonálně pyramidální (+2), oktaedrický (+2). V oktaedrickém prostředí se prodlužují vazby s atomy v axiálních polohách v důsledku projevu Jahn-Tellerova jevu v atomu mědi(II) [4].

Přírodní měď obsahuje dva izotopy: ₂₉ 63 Cu (69.17 %) a izotop ₂₉ 65 Cu (30.83 %). K dnešnímu dni je známo více než 20 stabilních izotopů mědi s hmotností od 52 do 80 amu. e. m. (g/mol) a poločas od 75 ns do 61.83 h [1].

Být v přírodě

Průměrný obsah mědi v zemské kůře je 4,7 10-3 % hmotnosti. Většina mědi (asi 80 %) se nachází v zemské kůře v kombinaci se sírou; asi 15 % mědi je ve formě uhličitanů, oxidů a křemičitanů, které jsou produkty zvětrávání primárních sulfidických měděných rud. Měď tvoří asi 250 minerálů. Jsou známy: chalkopyrit (pyrity mědi) CuFeS2, covellit CuS, chalkocit (lesk mědi) Cu2S, bornit Cu5FeS4, měďnatý Cu2O, malachit CuCO3 Cu(OH)2, azurit CuCO3 2Cu(OH)2. Měď se nachází v mořské vodě 3·10-7 %, v říční vodě 1·10-7 %.

Průměrný obsah mědi v živých organismech je 2-10 % hmotnosti. Ve vlhkém klimatu jsou ionty mědi vyluhovány z kyselých půd, což má za následek nedostatek mědi a související choroby rostlin a zvířat. Ve stepích a pouštích nejsou ionty mědi příliš mobilní [4].

Fyzikální vlastnosti

Měď je tvrdý kov zlatavě růžové barvy (růžová při absenci oxidového filmu). Měď je poměrně snadno obrobitelná. Teplota tání 1083,4 o C, bod varu 2567 o C, hustota mědi 8,92 g/cm3 [6].

Chemické vlastnosti

Ve sloučeninách může měď vykazovat oxidační stavy +1 a +2.

Měď je chemicky neaktivní kov. Při zahřátí může reagovat s některými nekovy: kyslíkem, sírou, halogeny.

Při zahřátí měď reaguje s dostatečně silnými oxidačními činidly, jako je kyslík, za vzniku CuO, Cu₂O v závislosti na podmínkách [6]:

Měď reaguje se sírou za vzniku sulfidu měďnatého:

Video experiment interakce mědi a síry si můžete prohlédnout zde.

Měď reaguje s halogeny. V tomto případě se tvoří halogenidy mědi (II):

Všimněte si však:

Video experiment interakce mědi s chlórem si můžete prohlédnout zde.

Měď nereaguje s dusíkem, uhlíkem a křemíkem:

Měď nereaguje s vodíkem.

Měď reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu:

Měď také interaguje s komplexními látkami:

Měď neoxiduje na suchém vzduchu a při pokojové teplotě, ale ve vlhkém vzduchu se v přítomnosti oxidu uhelnatého (IV) pokryje zeleným povlakem hydroxykarbonátu měďnatého (II):

V napěťové řadě je měď vpravo od vodíku, a proto nemůže vytlačovat vodík z roztoků minerálních kyselin (zředěná kyselina sírová atd.).

Například měď nereaguje se zředěnou kyselinou sírovou:

Video experiment interakce mědi s kyselinou chlorovodíkovou si můžete prohlédnout zde.

V tomto případě měď reaguje při zahřívání s koncentrovanou kyselinou sírovou. Po zahřátí reakce pokračuje a tvoří oxid sírový (IV), síran měďnatý (II) a vodu:

Měď reaguje i za normálních podmínek s kyselinou dusičnou.

S koncentrovanou kyselinou dusičnou:

Se zředěnou kyselinou dusičnou:

Alkalické roztoky nemají na měď prakticky žádný vliv.

Měď vytlačuje kovy umístěné vpravo v napěťové řadě z roztoků jejich solí.

Například měď reaguje s dusičnanem rtuťnatým (II) za vzniku dusičnanu měďnatého (II) a rtuti:

Měď je oxidována oxidem dusíku (IV) a železitými solemi

Příjem

Existují tři hlavní způsoby získávání mědi [7]:

Pyrometalurgické – při vysokých teplotách, v důsledku čehož se roztavená hmota rozdělí na matnou slitinu a slitinu strusky.

Hydrometalurgický – základem této metody je výroba mědi pomocí určitých vodných roztoků. Minerály mědi se rozpustí ve zředěné kyselině sírové nebo čpavku a ze vzniklého roztoku se extrahuje měď.

Elektrolýza – působením elektrického proudu, oddělením kovu z roztoku síranu měďnatého obsahujícího volnou kyselinu sírovou.

přihláška

Použití mědi v průmyslu je spojeno s její vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí a plasticitou. V elektrotechnice se používá až 50 % mědi, což je kov obsahující minimálně 99,99 % hlavní složky. Vysoká tepelná vodivost a antikorozní vlastnosti umožňují výrobu měděných dílů pro výměníky tepla, kryogenní instalace a vakuová zařízení. Asi 30 % mědi se používá ve formě slitin. Asi 10–12 % mědi se používá k přípravě barev, insekticidů, mikroživinových hnojiv, katalyzátorů oxidačních procesů, v lékařství, v kožedělném a kožešinovém průmyslu a při výrobě umělého hedvábí [5].

Galerie

Starověká měděná čepel
Středověký náprstek ze slitiny mědi
Římská bronzová mince Geta zobrazující chrám Petra se sochou Tyche (26 mm, 13.41 g)

Poznámky

1. ↑ 1,01,11,21,3Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Anorganická chemie / ed. Yu. D. Treťjaková. — M. Academy, 2007. — 400 s. — ISBN 5-7695-2533-9.
2. ↑ měď, měď, měď(29)(nespecifikováno) . chem.msu.ru. Datum přístupu: 28. srpna 2023.
3. ↑Trifonov D. N., Trifonov V. D. Jak byly objeveny chemické prvky: Průvodce pro studenty. — M. Education, 1980. — 224 s.
4. ↑Kukushkin N. Chemie koordinačních sloučenin. — M.: Vyšší škola, 1985.
5. ↑ 5,05,1 Měď(nespecifikováno) . Velká ruská encyklopedie. Datum přístupu: 26. listopadu 2024.
6. ↑ 6,06,1Achmetov N.S. Obecná a anorganická chemie. — Vyšší škola M., 2001. — 743 s.
7. ↑Produkce mědi(nespecifikováno) . MANUFACTURERS.RU (8. února 2022). Datum přístupu: 26. listopadu 2024.

Odkaz

Tento článek má stav „připraveno“. To sice nevypovídá o kvalitě článku, ale hlavní téma už dostatečně pokryl. Pokud chcete článek vylepšit, klidně jej upravte!

Oblasti odbornosti: Obecná chemie Symbol: Cu Atomové číslo: 29 Skupina prvků: Přechodné kovy Relativní atomová hmotnost: 63,546a. e.m. Atomový poloměr: 135 pm Elektronegativita: 1,9 jednotek. podle Paulingovy stupnice Fyzikální stav: Pevná látka Hustota: 8,92 g/cm³ (při 20 °C) Bod tání: 1084,62 °C Bod varu: 2567 °C

Chemické prvky Chemické prvky

Měď (lat. Cuprum), Cu, chemický prvek I. skupiny krátké formy (11. skupina dlouhé formy) periodické soustavy prvků; atomové číslo 29, atomová hmotnost 63,546 a. e.m.; patří mezi přechodné kovy. V přírodě existují dva stabilní izotopy: 63 Cu (69,17 %) a 65 Cu (30,83 %); Uměle byly získány radioizotopy s hmotnostními čísly 52–80.

Od starověku až po široké používání železa hrála měď a její slitiny důležitou roli ve vývoji hmotné kultury lidstva (doba měděná, doba bronzová). Rané seznámení člověka s mědí usnadnila skutečnost, že tento kov se v přírodě vyskytuje ve volném stavu ve formě nugetů, někdy i značné velikosti, které jsou v přírodě běžnější ve srovnání s nugety jiných kovů (včetně zlata). Navíc díky své schopnosti snadno se redukovat z oxidů a uhličitanů byla měď pravděpodobně prvním kovem, který se člověk naučil redukovat z kyslíkových sloučenin obsažených v rudách. Zřejmě v různých částech světa historicky existovaly dva způsoby vývoje mědi: v některých případech se lidé nejprve seznámili s přírodní mědí, jinde měď získávali tavením oxidovaných rud. Odhady doby, kdy se měď začala používat, se velmi liší: podle posledních údajů na Blízkém východě v Anatolii na začátku 7. tisíciletí před naším letopočtem. E. byla použita hutní měď. Latinský název pro měď pochází ze jména Fr. Kypr, kde již ve 3. stol. př.n.l E. byly zde měděné doly, z nichž Římané vyváželi rudu.

Adze sekera, měď. 4 tisíce před naším letopočtem E. Maikopská mohyla. Adze sekera, měď. 4 tisíce před naším letopočtem E. Maikopská mohyla.

Prevalence v přírodě

Průměrný obsah mědi v zemské kůře je 4,7·10–3 % hmotnosti. Naprostá většina mědi (asi 80 %) je přítomna v zemské kůře ve formě sloučenin se sírou; asi 15 % mědi je ve formě sloučenin obsahujících kyslík (uhličitany, oxidy, silikáty atd.), které jsou produkty zvětrávání primárních sulfidických měděných rud. Měď tvoří více než 250 minerálů; Nejvýznamnějšími průmyslovými nerosty jsou chalkopyrit (pyrit měďnatý) CuFeS₂, covellit CuS, chalkocit (měděný lesk) Cu₂S, bornit Cu₅FeS₄, cuprit Cu₂O, malachit CuCO₃Cu(OH)₂, azurit CuCO₃· 2Cu(OH)₂. Obsah mědi v mořské vodě je 3·10–7 %, v říční vodě – 1·10–7 %. Ionty mědi transportované mořskými a oceánskými vodami jsou sorbovány spodními sedimenty, jejichž obsah mědi dosahuje 5,7·10–3 % hm. Měď je široce rozšířena v rostlinném a živočišném světě. Průměrný obsah mědi v živých organismech je 2·10–4 % hmotnosti. V tajze a dalších vlhkých klimatických podmínkách se ionty mědi poměrně snadno vyplavují z kyselých půd a je pozorován nedostatek mědi, stejně jako související choroby rostlin a zvířat. Ve stepích a pouštích (s charakteristickými slabě alkalickými půdami) jsou ionty mědi neaktivní; V oblastech ložisek mědi je jí v půdách a rostlinách nadbytek, což vede k nemocem domácích zvířat.

Prorůstání čtyřstěnných krystalů chalkopyritu na křemenném kartáči (stát Zacatecas, Mexiko). Exponát ze sbírky Národního přírodovědného muzea (Washington, USA). Smithsonova instituce. Prorůstání čtyřstěnných krystalů chalkopyritu na křemenném kartáči (stát Zacatecas, Mexiko). Exponát ze sbírky Národního přírodovědného muzea (Washington, USA). Smithsonova instituce.

Vlastnosti

Konfigurace vnějšího elektronového obalu atomu mědi je 3d 10 4s 1; ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy +1 a +2 (nejtypičtější), zřídka +3; Paulingova elektronegativita 1,9; ionizační energie Cu →Cu + →Cu2+ →Cu3+ jsou 745,5, 1957,9 a 3555,0 kJ/mol; atomový poloměr 135 pm (empirický). Iontové poloměry v pm (koordinační čísla jsou uvedena v závorkách): Cu + 74 (4); 91(6); Cu2+ 71 (4); 87(6); Cu3+ 68 (6). Ve své kompaktní podobě je měď tvárný a tažný kov růžovočervené barvy s charakteristickým kovovým leskem při pohledu přes tenké vrstvy má zelenomodrou barvu. Krystalová mřížka je plošně centrovaná krychlová; t_pl 1084,62 °C; t_žok 2567 °C, hustota 8920 kg/m3 (20 °C). Nejdůležitější vlastnosti použité mědi jsou: vysoká tepelná vodivost – 400 W/(m·K), nízký elektrický odpor – 1,7·10 –8 Ohm·m (při 20 °C). Teplotní koeficient lineární roztažnosti je 16,5·10 –6 K –1. Měď je diamagnetická, specifická magnetická susceptibilita –0,086·10–9 m 3 /kg. Tvrdost podle Brinella 450–1100 MPa, pevnost v tahu asi 200 MPa, poměrné prodloužení 60 %, modul pružnosti 110–130 GPa. Malé nečistoty Bi a Pb způsobují červenou křehkost mědi; S a kyslík – křehkost za studena; nečistoty P, As, Al, Fe snižují elektrickou vodivost mědi; Vodík rozpuštěný v mědi výrazně zhoršuje její mechanické vlastnosti. Vzorek mědi. Foto: Zelenskaya / Shutterstock Vzorek mědi. Foto: Zelenskaya / Shutterstock Měď je chemicky neaktivní. Kompaktní kov neinteraguje se suchým vzduchem a kyslíkem při teplotách pod 185 °C; v přítomnosti vodní páry, CO₂ a SO₂ na povrchu mědi se tvoří nazelenalý povlak (patina) bazických solí – uhličitanů CuCO₃Cu(OH)₂ a sírany CuSO₄· 3Cu(OH)₂. Při zahřívání mědi na vzduchu dochází k povrchové oxidaci: při teplotách pod 375 °C vzniká CuO, v rozmezí 375–1100 °C – dvouvrstvé okují (v povrchové vrstvě je CuO, ve vnitřní vrstvě – Cu₂Ó). V přítomnosti vlhkosti reaguje chlor s mědí již při pokojové teplotě za vzniku dichloridu CuCl₂, vysoce rozpustný ve vodě. Měď reaguje s jinými halogeny (za vzniku halogenidů CuHal₂ a CuHal, kde Hal je F, Cl, Br, I), se sírou a selenem, hoří v sirných parách. Měď nereaguje s vodíkem, dusíkem a uhlíkem ani při vysokých teplotách. Rozpustnost vodíku v pevné mědi je nevýznamná (0,06 mg na 100 g mědi při 400 °C). Při průjezdu NH₃ CuN se tvoří nad horkou mědí₃. Při vysokých teplotách je měď vystavena oxidům dusíku: NO, N₂O (za vzniku Cu₂O) a NE₂ (s tvorbou CuO). Karbidy Cu₂C₃ a CuC₂ získané působením acetylenu na amoniakové roztoky solí mědi. U většiny kovů tvoří měď pevné roztoky nebo intermetalické sloučeniny. Měď je vytěsňována ze solí více elektronegativními prvky (železo se používá v průmyslu) a nerozpouští se v neoxidačních kyselinách. Měď se rozpouští v kyselině dusičné za vzniku Cu(NO₃)₂ a oxidy dusíku, v horkém koncentrovaném H₂SO₄ – s tvorbou CuSO₄ a SO₂. Cu(I) soli jsou bezbarvé, prakticky nerozpustné ve vodě, snadno oxidují, náchylné k disproporcionaci 2 C u + → C u 2 + + C u 0 2Cu^ → Cu^ + Cu^ 2 C u + → C u 2 + + C u 0 . Cu(II) soli jsou vysoce rozpustné ve vodě a jsou zcela disociovány ve zředěných kyselinách. Hydratované ionty Cu 2+ jsou modré. Cu(I) a Cu(II) soli s řadou molekul a iontů tvoří četné stabilní komplexní sloučeniny, např.₄)[CuBr₃], K₃[Cu(CN)₄], K₂[CuCl₄]. Vytvořením komplexních sloučenin lze mnoho nerozpustných solí Cu převést na roztok. Měď je součástí různých organických sloučenin mědi.

Biologická role

Měď je stopový prvek nezbytný pro udržení života rostlin a zvířat. V biochemických procesech se měď účastní jako aktivátor nebo jako součást proteinů obsahujících měď (například ceruloplasminu) a enzymů (například cytochromoxidáza). Množství mědi v rostlinách je asi 10 –4 –5·10–2 % (na sušinu), závisí na druhu rostliny a obsahu mědi v půdě. Někteří bezobratlí jsou velmi bohatí na měď (např. měkkýši – 0,15–0,26 % mědi; u většiny z nich kyslík nepřenáší hemoglobin, ale proteiny obsahující měď, hemocyaniny, které jsou účinnější v prostředí s nízkým obsahem kyslíku ). Tělo dospělého člověka obsahuje asi 100 mg mědi (nejvyšší koncentrace v játrech je asi 5 mg na 100 g sušiny). Denní potřeba je 3–5 mg. Ionty mědi se podílejí na mnoha fyziologických procesech – stimulují hematopoetickou funkci kostní dřeně, ovlivňují metabolismus sacharidů a minerálů. Při nedostatku mědi v těle se rozvíjí anémie, je narušena tvorba kostí a pojivové tkáně; nadměrné hromadění mědi způsobuje dysfunkci jater, dýchacích cest, selhání ledvin atd. Všechny soli mědi jsou toxické; dráždí sliznice, ovlivňují gastrointestinální trakt, způsobují nevolnost, zvracení a onemocnění jater. Při vdechování měděného prachu dochází k chronické otravě.

Příjem

Většina kovové mědi se získává ze sulfidových rud, které obvykle obsahují 0,5–1,2 % mědi. Rozemletá ruda se podrobí flotační koncentraci; výsledný koncentrát obsahuje až 15 % mědi. Hlavní způsob získávání mědi z koncentrátů je pyrometalurgický, při kterém se koncentrát po obohacení podrobí oxidačnímu pražení při 1400 °C: C u F e S 2 + O 2 = C u 2 S + 2 F e S + SO 2 CuFeS_ + O_ = Cu_S + 2FeS + SO_ C u F e S 2 ​ + O 2 ​ = C u 2 ​ S + 2 F e S + S2; 2 F e S + 3 O 2 = 2 F e O + 2 SO 2 2FeS + 3O_ = 2FeO + 2SO_ 2 F e S + 3 O 2 = 2 F e O + 2 SO 2 ​. Při pražení se přebytek S odstraňuje ve formě plynů obsahujících 5–8 % SO₂ a používá se k výrobě H₂SO₄. Vypalování se provádí v pecích s fluidním ložem za použití tryskače obohaceného O₂ (24–26 % O₂), bez nákladů na uhlíkové palivo. Poté se kalcinovaný koncentrát roztaví (v reflexních pecích) na kamínek, přičemž se do taveniny přidá oxid křemičitý, aby se navázal oxid železa: F e O + S i O 2 = F e S i O 3 FeO + SiO_ = FeSiO_ F e O + Si2 = FeSi3. Výsledná struska je FeSiO₃ – plave nahoru a průběžně se vyjímá z trouby. Mat zbývající ve spodní části (slitina Cu₂S, FeS a další sulfidy kovů, obohacené o Cu₂S) podroben tavení kyslíkem v konvertoru; v tomto případě se zbývající sulfid železa FeS oxiduje na oxid a v důsledku přidání oxidu křemičitého je z procesu odstraněn ve formě FeSiO₃. Sulfid měďnatý Cu₂S je částečně oxidován na oxid Cu₂O. V konvertoru (bez foukání) dochází k interakci Cu₂O a Cu₂S zbývající v tavenině: 2 C u 2 O + C u 2 S = 6 C u + SO 2 2Cu_O + Cu_ S= 6Cu + SO_ 2 C u 2 ​ O + C u 2 ​ S = 6 C u + SO 2 . Výsledná „blistrová“ měď obsahuje 90–95 % hlavní složky a podléhá dalšímu čištění požární rafinací oxidací nečistot různých kovů. Z výsledné „červené“ mědi (95–98 % hlavní složky) jsou odlévány anody používané pro elektrolytickou rafinaci mědi. Jako elektrolyt se používá vodný roztok síranu měďnatého CuSO.₄; Jako katoda slouží tenké pláty čisté mědi. Během procesu elektrolýzy se na katodách ukládá vysoce čistá „elektrolytická“ měď (99,99 %), nečistoty se shromažďují ve formě anodového kalu, který obsahuje cenné nečistoty – kovové Ag, Au, Pt a také značné množství chalkogenidy mědi Cu₂S, Cu₂Se, Cu₂Podléhá průmyslovému zpracování. Spolu s pyrometalurgickým způsobem získávání mědi mají velký význam hydrometalurgické metody (zejména u nekvalitních oxidovaných a přírodních rud), založené na selektivním rozpouštění surovin obsahujících měď ve zředěných roztocích H.₂SO₄ nebo NH₃ následuje izolace mědi z roztoku (elektrolyticky nebo vysrážením železem). Velký význam má zpracování druhotných surovin, ze kterých se získává více než 30 % mědi vyrobené v řadě zemí. Světová produkce mědi 25,3 milionů tun/rok (2020).

přihláška

Použití mědi v průmyslu je spojeno především s její vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí a tažností. Až 50 % mědi se používá v elektrotechnice (výroba vodičů, kabelů, přípojnic, kontaktů a dalších vodivých částí elektrických instalací). Všechny nečistoty snižují elektrickou vodivost mědi, proto se v elektrotechnice používá kov obsahující minimálně 99,99 % hlavní složky. Vysoká tepelná vodivost a antikorozní vlastnosti umožňují vyrábět z mědi části výměníků tepla, kryogenních instalací, vakuových zařízení atd. Více než 30 % mědi se používá ve formě slitin, z nichž nejvýznamnější jsou bronz , mosaz, cupronickel. Ve formě fólie se měď používá v radioelektronice. Asi 10–12 % mědi (převážně ve formě solí) se používá k přípravě barev, insekticidů, mikrohnojiv, katalyzátorů oxidačních procesů, v lékařství (antiseptika a adstringenty), dále v kožedělném a kožešinovém průmyslu, při výrobě umělého hedvábí. Měď a její slitiny se používají k výrobě mincí, šperků, nádobí, kovaných, litých a jiných uměleckých výrobků. Zimina Galina Vladimirovna. První publikace: Velká ruská encyklopedie, 2011.

Publikováno 2. června 2022 v 17:12 (GMT+3). Naposledy aktualizováno 25. dubna 2023 v 13:20 (GMT+3). Kontaktujte redakci