Реферат: d-элементы I-ой группы и их соединения - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

d-элементы I-ой группы и их соединения

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 45 kb, скачать бесплатно
Обойти Антиплагиат
Повысьте уникальность файла до 80-100% здесь.
Промокод referatbank - cкидка 20%!

Узнайте стоимость написания уникальной работы



Оглавление



d-элементы I-ой группы и их соединения

  1. Природные ресурсы – 3

  2. Простые вещества Cu, Ag, Au - 4

  3. Соединения - 6

а)Соединения меди - 6

б)Соединения серебра - 11

в)Соединения золота - 13

Экспериментальная часть - 15

Список использованной литературы - 19




























1.Природные ресурсы. Содержание в земной коре составляет Cu 4,7·10–3 %, Ag 7·-10–6%, Au 5·10–8%. Медь в основном находится в земной коре в виде сульфидных руд. Главные минералы, содержащие медь: халькопирит CuFeS2, халькозин (медный блеск) Cu2S, ковеллин CuS, малахит Сu2(ОН)2СO3. Встречается (но редко) самородная медь. Наиболее крупные медные самородки имеют массу в сотни килограммов.
Самородное серебро также встречается редко. Главным образом, природное серебро находится в виде сульфидных минералов (аргентит – «серебряный
блеск» Ag2S и др.), которые обычно содержатся как примесь в полиметаллических рудах (спутники Сu, Ni, Pb).
3олото, наоборот, встречается преимущественно в самородном состоянии в виде вкраплений в кварц. Иногда (редко) встречаются золотые самородки массой до десятка килограммов. Продуктом разрушения таких пород является золотоносный песок. 3олото, так же как и серебро, может быть примесью в полиметаллических рудах, но содержание в них Аu меньше, чем Ag.



























2. Простые вещества Cu, Ag, Au

Медь, серебро и золото – мягкие блестящие металлы; медь имеет красноватую окраску, золото – желтую. Эти металлы могут быть получены в виде тончайшей проволоки или фольги. Обладают высокой электро- и теплопроводностью. Серебро – наиболее электропроводный из металлов. Некоторые свойства Сu, Ag и Au указаны в табл.

Строение внешней и предвнешней электронных оболочек атома

Cu

Ag

Au

3s2p6d104s1

4s2p6d105s1

5s2p6d106s1

Радиус атома, пм

128

144

144

Энергия ионизации Э, эВ

7,73

7,57

9,23

Радиус иона , пм

98

113

137

Стандартная энтальпия атомизации металла при 250°C, кДж на 1 моль атомов

339

286

354

Плотность, г/см3

8,96

10,5

19,3

Температура плавления, °C

1083

960,5

1063

Температура кипения, °C

2543

2167

2880

Стандартный электродный потенциал процесса

0,520

0,799

1,691



Строение внешних электронных оболочек атомов: Сu 3d104s1, Ag 4d105s1, Au 4f145d106sl.

В атомах элементов Сu, Ag, Au происходит «провал» s-электрона, приводящий к полному заполнению электронами d-орбиталей. Благодаря наличию одного s-электрона во внешнем слое для этих элементов характерна степень окисления +1.
В образовании химических связей могут принимать участие также электроны с d-оболочки, поэтому медь проявляет устойчивую степень окисления +2, а золото +3.


Химическая активность металлов Сu, Ag, Au сравнительно невелика. С кислородом реагирует только медь, благородные металлы Ag и Au не окисляются кислородом даже при нагревании. При комнатной температуре медь практически не взаимодействует со фтором вследствие образования прочной защитной пленки фторида. При нагревании Сu и Ag реагируют с серой, образуя сульфиды Cu2S и Ag2S. Хлориды CuCl2, AgCl, AuCl3 также образуются в результате взаимодействия элементных веществ при нагревании.


Cu, Ag, Аu не вытесняют водород из растворов кислот, так как находятся в ряду напряжений после водорода.



Исключение представляет взаимодействие меди с очень конц. НCl, так как в результате комплексообразования потенциал меди значительно сдвигается в область отрицательных значений:

2Сu + 4НCl ® 2Н[CuCl2] + H2


Аналогичный окислительно-восстановительный процесс, обусловленный комплексообразованием, протекает в растворах цианидов:

2Сu + 4KCN + 2H2O ® 2K[Cu(CN)2] + 2КОН + Н2


Медь и серебро легко окисляются азотной кислотой:

3Сu + 8НNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O



Ag + 2HNO3(конц.) ® AgNO3 + NO2 + H2O

3олото реагирует с селеновой кислотой:

2Au + 6H2SeO4 ® Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

В азотной кислоте золото не растворяется, но быстро взаимодействует с царской водкой

Для элементов подгруппы 1Б, как и других побочных подгрупп, наблюдается стабилизация высших степеней окисления с увеличением их порядкового номера. Ионы Au+ в водных растворах диспропорционируют на Au0 и Au+3; в водной среде Au+ существует только в виде прочных комплексов, например [Au(CN)2].


Для Сu, Ag, Au весьма характерно комплексообразование, причем связи металл-лиганд в комплексных соединениях этих металлов в значительной степени ковалентны. Доля ковалентной связи велика также в галогенидах этих металлов, поэтому они более легкоплавки и летучи, чем галогениды элементов подгруппы IA.


Медь и серебро обладают высокой каталитической активностью, в частности, высокодисперсное серебро – эффективный катализатор окисления многих органических веществ.

3. Соединения. Соединения элементов подгруппы IБ значительно различаются (различия большие, чем в предшествующих побочных подгруппах), поэтому рассмотрим их отдельно для каждого элемента.


Соединения меди.

С водородом медь непосредственно не взаимодействует. Легко разлагающийся гидрид меди (I) получают, действуя алюмогидридом лития на CuI в эфирном растворе:

4CuI + Li[AlH4] ® СuН+LiH + АlI3


Менее чистый (содержащий воду) гидрид меди СuН получают при восстановлении сульфата меди фосфорноватистой кислотой H3PO2 в водном растворе. Гидрид меди – красно-бурый порошок, легко окисляющийся на воздухе.
С кислородом медь образует два оксида – черный СuО и красный Сu2O. Оксид меди (II) СuО получается при нагревании меди до 400-500° С в присутствии кислорода, выше 1100°С СuО разлагается на Сu2O и O2, поэтому при высокотемпературном окислении меди образуется Сu2O. Оксид СuО удобно получать термическим разложением основного карбоната меди:

Сu2(ОН)2СO3 ® 2СuО + H2O + СO2


Оксид меди (II) легко восстанавливается водородом:

СuО + Н2 Сu + H2O

Оксид меди (I) Сu2O готовят, добавляя к раствору CuSO4 щелочь и восстановитель – глюкозу, гидразин или гидроксиламин (при нагревании). Сначала выпадает желтый осадок высокодисперсного Сu2O, который довольно быстро превращается в красный Сu2O, состоящий из более крупных частиц.


Оба оксида меди Сu2O и СuО не взаимодействуют с водой. С кислотами реагируют с образованием солей Сu+ и Сu+2. Легко растворяются в водном растворе NH3 с образованием комплексных соединений:

Сu2O + 4NH3 + H2O ® 2[Cu(NH3)2]OH (бесцветный)

CuO + 4NH3 + H2O ® [Cu(NH3)4](OH)2 (темно-синий)

Вторая реакция используется для очистки газов от примеси кислорода:
газ подают в сосуд с медными стружками, залитыми раствором NH3, кислород окисляет медь, образовавшийся СuО сразу растворяется и поверхность меди остается чистой, способной далее реагировать с O2.


При сплавлении СuО со щелочами образуются темно-синие кугфаты (II) M2+CuO2.


При действии щелочей на растворы солей Сu осаждается синий гидроксид Сu(ОН)2. Это слабое основание, обладающее в небольшой степени амфотерными свойствами – оно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием ярко-синих растворов гидроксокупратов (III) М2+[Сu(ОН)4] и в разбавленных кислотах с образованием аквакомплексов [Сu(H2O)6]2+.

Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании на СuО и H2O. Этот процесс происходит и при кипячении раствора с осадком Сu(ОН)2.




Медь образует два хлорида – белый, мало растворимый в воде CuCl и темно-коричневый (в растворе голубой), хорошо растворимый в воде CuCl2.


Для получения хлорида меди (I) нагревают смесь CuCl2, конц. НCl и порошкообразной меди:

Сu + CuCl2 + 2НCl ® 2H[СuСl2]


Малоустойчивый комплекс H[СuСl2] при сильном разбавлении водой раствора диссоциирует на НCl и CuCl, последний выпадает в осадок.

С хлоридами щелочных металлов CuCl образует хлорокупраты (I), например K[СuСl2] с аммиаком – бесцветные аммиакаты, в частности [Сu(NH3)3]Cl.


При добавлении к раствору CuSO4 иодида калия выделяются иод и белый осадок иодида меди(I):

2CuSO4 + 4KI ® 2CuI? +I2 + 2K2SO4


Эта реакция обусловлена неустойчивостью Cuh, который сразу разлагается. Нестоек также цианид меди(II) Cu(CN)2, поэтому при действии цианидов на растворы солей Сu+2 образуется CuCN (осадок) и дициан C2N2. Осадок CuI растворяется при действии Na2S2O3:

CuI + 2Na2S2O3 ® Na3[Сu(S2O3)2] + NaI


Не все соли Сu+ устойчивы в водном растворе. Так, получаемый действием 100%-ной H2SO4 на Сu2O бесцветный сульфат меди(I) Cu2SO4 при внесении в воду сразу диспропорционирует на Сu0 и CuSO4. Такая реакция не происходит с [Сu(NH3)2]2SO4 – комплексообразование обычно стабилизирует неустойчивую степень окисления.






Хлорид меди (II) получают действием НCl на СuО, Сu(ОН)2 или Сu2(ОН)2СO3. При упаривании раствора можно выделить сине-зеленые кристаллы CuCl2·2H2O. Безводную соль получают нагреванием кристаллогидрата в токе хлороводорода (обезвоживание на воздухе дает продукт, загрязненный в результате гидролиза основными солями). С хлоридами щелочных металлов CuCl2 образует хлорокупраты (II), напримерK2[CuCl4]. По cтруктуре CuCl2 – неорганический полимер, в его паре находятся цепные молекулы



В кристаллической решетке эти цепи расположены друг над другом так, что каждый атом Сu окружает 6 атомов Cl, образующих искаженный октаэдр.


Известно много других солей Сu+2. На практике часто применяется синий CuSO4·5H2O – медный купорос. В кристаллической решетке этого соединения ион Сu2+ окружен 4 молекулами H2O, центры которых образуют квадрат, одна молекула H2O является мостиковой и она связана водородными связями с ионом SO42– и одной из молекул H2O, находящихся около иона Сu2+. При нагревании медный купорос обезвоживается. Безводный сульфат CuSO4 бесцветен.


Нитрат меди (II) образует кристаллогидрат Cu(NO3)2·6H2O синего цвета. Нагреванием этого соединения нельзя получить безводный нитрат, так как происходит разложение:

2Cu(NO3)2 ® 2CuO + 4NO2 + O2


Безводный нитрат меди (II) (сине-зеленая окраска) получают взаимодействием меди с жидким N2O4).


При действии на растворы, содержащие Cu2+, карбонатов щелочных металлов образуется основной карбонат меди (зеленовато-голубой осадок):

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O ® Сu2(ОН)2СO3 + 2Na2SO4 + СO2


Ионы S2– дают с Сu2+ черный осадок сульфида меди (II) CuS. Черный сульфид меди (I) Cu2S получают взаимодействием меди с серой при нагревании. Это нестехиометрическое соединение, приведенная формула приблизительно отражает его состав.


Известно много комплексов, содержащих Сu2+. Так, при действии избытка водного аммиака на растворы, содержащие ионы Сu2+ образуются комплексы [Cu(NH3)4(H2O)2]2+. Сульфат тетраамминмеди (II) [Cu(NH3)4]SO4·H2O (темно-синие кристаллы) выделяется при добавлении к раствору, содержащему CuSO4 и NH3, этилового спирта, в котором данный комплекс мало растворим.


Известно несколько соединений меди (III), в частности, оксид Сu2O3 (красная окраска):

2Сu(ОН)2 + 2КОН + K2S2O8 ® Сu2O3? + 2K2SO4 + 3H2O


Сu2O3 – очень сильный окислитель.


Достижения последних лет – открытие в 1986-87 гг. керамических высокотемпературных сверхпроводников, содержащих медь в степени окисления больше +2. Эти вещества сравнительно просто получают спеканием соответствующих оксидов. Одно из наиболее употребимых соединений этого типа приближенной формулы YВа2Сu3O7 переходит в сверхпроводящее состояние при ?90К, имеет решетку типа перовскита (см. рис. 3.78), в которую включены слои атомов меди. Аналогичную структуру имеют и другие подобные сверхпроводники (содержат вместо Сu таллий или висмут). Пока нет теории, показывающей связь свойств этих веществ с их химической природой.








Соединения серебра

. Для серебра наиболее распространены соединения Ag+.
При действии щелочей на растворы, содержащие ионы Ag+, выпадает оксид Ag2O (бурый осадок):

2AgNO3 + 2КОН ® Ag2O + 2KNO3 + H2O


Образование этого оксида обусловлено тем, что гидроксид серебра AgOH существует только в очень разбавленном растворе, при выделении он разлагается. Оксид Ag2O немного растворим в воде (0,01 г в 1 л H2O при 20° С); раствор имеет щелочную реакцию, так как AgOH – сильное основание. Поэтому соли Ag+ не подвергаются гидролизу.

Оксид серебра (I) разлагается при 300° С на Ag и O2.


Наиболее широко применяемым соединением серебра является нитрат AgNO3, получаемый растворением металлического серебра в конц. HNO3.


Растворимость галогенидов AgГ уменьшается при переходе от AgF к AgI. Фторид серебра AgF (белый) хорошо растворим в воде, a AgCl (белый),
AgBr (желтоватый), AgI (желтый) выпадают в осадок при взаимодействии с водном растворе Ag+ с F. Хлорид серебра растворяетется в водном аммиаке с образованием амминкомплекса:

AgCl + 2NH3 ® [Ag(NH3)2]Cl


Аналогичная реакция происходит с AgBr, но не идет с AgI,, так как эта соль очень мало растворима (ПР = 8,5·10–17)
Все галогениды серебра растворяются в растворе Na2S2O3

AgГ + 2Na2S2O3 ® Na3[Ag(S2O3)2] +NaГ




Одно из наиболее прочных соединений серебра – сульфид Ag2S (черный). Он образуется при взаимодействии Ag+(p) и S2–(р), а также при действии на серебро H2S и других сернистых соединений (в присутствии кислорода). Этим процессом объясняется постепенное почернение изделий из серебра.


Своеобразными свойствами обладает перхлорат серебра AgClO4. Эта соль хорошо растворима в воде и в органических жидкостях, причем в отличие от большинства солей растворяется также в неполярных растворителях» в частнoсти, в бензоле.


Соединения серебра легко восстанавливаются до Ag0. В определенных условиях серебро выделяется в виде блестящего осадка, прочно закрепляющегося на поверхности реакционного сосуда. На этом основано серебрение стекла. В качестве восстановителей используют различные органические соединения, в частности, формальдегид:

2[Ag(NH3)2]Cl + СH2O + H2О ® 2Ag? + HCOONH4 + 2NH4Cl + NH3


При внесении гранул цинка в залитый водой осадок AgCl происходит вытеснение серебра из очень разбавленного раствора (вследствие малой растворимости AgCl). В этих условиях образуется высокодисперсный осадок Аg, называемый «молекулярным» серебром.


Известно довольно много соединений Ag+2, но они не получили пока значительного применения.

Фторид AgF2 получается при действии фтора на "молекулярное" серебро.

Оксид AgO получают окислением серебра с помощью O3 или действием K2S2O8 на Ag2O в щелочной среде при 90° С.

Известен ряд комплексов Ag+2 .



Соединения золота

Из соединений золота наиболее используются тетрахлороаурат (III) водорода, или тетрахлорозолотая кислота H[AuCl4]·4H2O (желтые игольчатые кристаллы), получаемая растворением золота в царской водке, и хлорид золота AuCl3 (красные игольчатые кристаллы), образующийся при действии хлора на золото.

При растворении AuCl3 в воде образуется гидроксотри-хлороаурат(III) водорода:

AuCl3 + H2O ® H[Au(OH)Cl3]


При действии щелочей на растворы AuCl3 или H[AuCl4] осаждается бурый гидроксид золота (III) Au(ОН)3. При его высушивании образуется метагидроксид AuО(ОН), а при осторожном нагревании до 140-150,°С получается оксид Au2O3, который при нагревании выше 160,°С разлагается на Au и O2.

Гидроксид золота (III) – амфотерное соединение, при его взаимодействии со щелочами образуются гидроксоаураты(III), например желтый К[Au(OH)4]·H2O зеленый Ва[Au(ОН)4]2·5H2O мало растворим в воде.

Известно много комплексов Au+3.


Получен ряд соединений Au+. Так, AuCl образуется при нагревании AuCl3 до 185°С, а AuI получается аналогично CuI при диспропорционировании иодида золота AuI3, образующегося при взаимодействии Au3+ и I в водном растворе.


Соединения золота являются окислителями и восстановливаются легче, чем соединения серебра. Например, в водном растворе быстро происходит реакция с сульфатом железа:

Н[AuCl4] + 3FeSO4 ® Au?+ Fe2(SO4)3 + FeCl3 + HCl


Эту реакцию используют в химическом анализе для отделения золота от других элементов.

Соединения золота (V), (VII). Взаимодействие золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF- кристаллическое вещество красно-коричневого цвета:

2Au + 5KrF = 2AuF + 5Kr

Пентафторид AuF проявляет кислотные свойства, с основными фторидами образует фтороаураты (V), например:

NaF + AuF = Na[AuF]

Известны также соединения типа.; ; .




Соединения Сu, Ag, Au ядовиты, особенно соединения меди.



























Экспериментальная часть


Методики


  1. Реактивы:CuSO4·H2O, концентрированный раствор

NH4OH, спирт, эфир.

Сульфат тетрааммин меди (II) [Cu(NH3)4]SO4 - темно синие крупные, ромбические кристаллы, растворимые в воде, не растворимые в спирте; при нагревании до 120°C теряют воду и часть аммиака, при 260°C теряет весь аммиак. При хранении не воздухе соль разлагается.

Ход работы:

Измельченный в тонкий порошок медный купорос (CuSO4·5H2O) в количестве 10 г растворяют в смеси 15 мл концентрированного раствора аммиака и 10 мл воды. К раствору прибавляют около 15-20 мл спирта и раствором аммиака, затем смесью спирта с эфиром и высушивают при 50-60°C.

(методика: В.Н. Табунченкр, Л.Г. Голубовская)


2) Реактивы: (CuSO4·5H2O), аммиак, 10 %-ый (по массе) раствор, этиловый спирт.

Ход работы:

В стакане растворяют 20 г(CuSO4·5H2O) в 70 мл аммиака. В

цилиндр вместимостью 200 мл наливают 70 мл спирта,

через капельную воронку вводят 10 мл воды, а под слой

вводят аммиачный раствор сульфата меди (II):


CuSO4 + 4NH3·H2O = [Cu(NH3)4]SO4·H2O + 3H2O


Через некоторое время образуются крупные темно-синие кристаллы. Если аммиачный раствор меди налить непосредственно в спирт, то получаются мелкие кристаллы. Кристаллы извлекают из цилиндра, отжимают между листами фильтровальной бумаги, высушивают при 30-40°C и хранят в плотно закрывающейся склянке.



3) CuSO4 + 4NH3·H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Медный купорос измельчают в тонкий порошок и 10 г его растворяют в смеси 15 мл концентрированного раствора аммиака и 10 мл воды. К раствору прибавляют около 15-20 мл спирта и смесь охлаждают. Кристаллы отфильтровывают, промывают смесью спирта с раствором аммиака и высушивают при 50-60°C.

Комплекс – кристаллический порошок голубого цвета ромбической структуры.

4) Отвесить на технохимических весах 8,75 г пентагидрата сульфата меди и поместить в химический стакан. Рассчитать количество 25 % раствора аммиака, необходимое для образования комплексного соединения; отмерить мензуркой удвоенный объем (для увеличения выхода продукта, т.к. растворимость комплексного соединения уменьшается при добавлении аммиака). Растворить в стакане взвешенную соль в отмеренном количестве аммиака и тщательно перемешать стеклянной палочкой до полного растворения соли. К полученному раствору добавить 10 мл этилового спирта (растворимость комплексного соединения в спирте меньше, чем в воде) и оставить кристаллизоваться не 20=25 минут.

Отфильтровать выпавшие кристаллы на воронке Бюхнера и отсоединить колбу с воронкой от насоса. Затем промыть кристаллы на фильтре 2 раза смесью равных объемов спирта и 25 % раствора NH3 . Для этого налить в воронку смесь спирта с аммиаком, дать смеси пропитать осадок и снова присоединить колбу к насосу. Если не отключать насос, то спирт слишком быстро проходит через осадок и промывание получается недостаточным. Взвесить на технохимических весах бюкс, перенести в него кристаллы с фильтра и поместить в сушильный шкаф при t=50-60C на 20 мин. Затем охладить и снова взвесить бюкс. Рассчитать выход комплексного соединения по отношению к взятому пентагидрату меди (II).


















Обоснование выбора методики



Более выгодно и удобно использовать методику №4, т.к. она наиболее подробно рассказывает нам сущность нашего опыта, а, следовательно, будет проще и понятней выполнять наш синтез. Также, что немаловажно, нам будет легче защищать нашу курсовую работу.



Оборудование

  • Весы техно – химические

  • Воронка Бюхнера

  • Фарфоровая ступка

  • Водоструйный насос

  • Стакан вместимостью 100 мл

  • Медный цилиндр вместимостью 100 мл




Реактивы

  • Пентагидрат меди (II) = 8,75 г

  • Этанол = 10 мл

  • Раствор аммиака (25%) = 43 мл





















Расчеты


CuSO4 + 4NH3·H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O


необходимо получить: 8 г [Cu(NH3)4]SO4


решение:

М (комплекса) = 228 г/моль

n (комплекса) = m/М =8/228 =0,035 моль

n (комплекса) = n (CuSO4) =n (CuSO4·5H2O)

n (CuSO4) =0,035 моль

М (CuSO4) = 160 г

m (CuSO4) =n * М= 0,035*160= 5,6 г

М (CuSO4·5H2O)=250 г/моль

n (CuSO4·5H2O)= 0,035 моль


составим пропорцию:


m (CuSO4)М (CuSO4)

m (CuSO4·5H2O)М (CuSO4·5H2O)


5,6160

x250


x=8,75 г m (CuSO4·5H2O)=8,75г


(NH3)=25%

n (NH3)=4* n (комплекса)=4*0,035=0,14 моль

М (NH3· H2O)= 35 г/моль

m (NH3· H2O)=0,14*35=4,9 г

mр-ра ( NH3)=4,9/0,25=19,6 г

р-ра ( NH3)=(0,919+0,913)/2= 0,917 г/мл

Vр-ра ( NH3)=19,6/0,917=21,37 мл


Необходимо взять удвоенный раствор V р-ра ( NH3), т.к. растворимость комплекса уменьшается при добавлении NH3 ( NH3)= 43 мл.

Выход продукта реакции составляет:

=7,575/8=94,68 %





Список использованной литературы



  1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. 3-е изд. М.: Высш. шк., 1998

  2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 2001.

  3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2001.

1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
- Ты бы хоть шапочку на голову надел, а то опять заболеешь! - кричали внутренние органы члену. Но его было уже не остановить.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "d-элементы I-ой группы и их соединения", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2017
Рейтинг@Mail.ru