Контрольная: Вычисление теплового эффекта реакций - текст контрольной. 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

Контрольная

Вычисление теплового эффекта реакций

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Контрольная работа
Язык контрольной: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 37 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникальной работы

Узнайте стоимость написания уникальной работы

7. Вычислить тепловой эффект реакции при стандартных условиях: Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г) ,если теплота образования: Fe 2 O 3 (т) = – 821,3 кДж/моль;СО (г) = – 110,5 кДж/моль; СО 2 (г) = – 393,5 кДж/моль. Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г) , Решение. Зная стандартные тепловые эффекты сгорания исходных веществ и продукт ов реакции, рассчитываем тепловой эффект реакции при стандартных услов иях: 16. Зависимость скорости химической реакции от температуры . Правило Вант - Гоффа . Температурный коэффициент реакции . К реакциям приводят только столкновения между активными молекулами, ср едняя энергия которых превышает среднюю энергию участников реакции. При сообщении молекулам некоторой энергии активации Е (избыточная энер гия над средней) уменьшается потенциальная энергия взаимодействия ато мов в молекулах, связи внутри молекул ослабевают, молекулы становятся ре акционноспособными. Энергия активации не обязательно подводится извне, она может быть сообщена некоторой части молекул путем перераспределения э нергии при их столкновениях. По Больцману, среди N молекул находится след ующее число активных молекул N * , обладающих повышенной энергией : N * = N·e – E / RT , (1) где Е – энергия активации, показывающая тот необходимый избыток энергии, по сравнению со средним у ровнем, которым должны обладать молекулы, чтобы реакция стала возможной ; остальные обозначения общеизвестны. При термической активации для двух температур T 1 и T 2 отношение констант скоростей будет: , (2) откуда , (3) что позволяет определять эне ргию активации по измерению скорости реакции при двух различных темпер атурах Т 1 и Т 2 . Повышение температуры на 10 0 увеличивает скорость реакции в 2 – 4 раза (приближенное правило В ант-Гоффа). Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость ре акции (следовательно, и константа скорости) при увеличении температуры н а 10 0 называется температурным коэффици ентом реакции: , (4) Или . (5) Это означает, например, что пр и увеличении температуры на 100 0 для усло вно принятого увеличения средней скорости в 2 раза ( g = 2) скорость реакции возрастает в 2 10 , т.е. приблизительно в 1000 раз, а при g = 4 – в 4 10 , т.е. в 1000000 раз. Правило Вант-Г оффа применимо для реакций, протекающих при сравнительно невысоких тем пературах в узком их интервале. Резкое возрастание скорости реакции при повышении температуры объясняется тем, что число активных молекул при э том возрастает в геометрической прогрессии. 25. Уравнени е изотермы химической реакции Вант-Гоффа. В соответствии с законом действующих масс для произвольной реакции а A + b B = c C + d D уравнение скорости прямой реакции можно записать: , а для скорости обратной реакции: . По мере протекания реакции слева направо концентрации веществ А и В будут уменьшаться и скорость прямой реакции будет падать. С другой стороны, по мере накопления продуктов реакции C и D скорость реакци и справа налево будет расти. Наступает момент, когда скорости х 1 и х 2 становятся одинаковыми, концентрации всех вещ еств остаются неизменными, следовательно, , Откуда K c = k 1 / k 2 = . Постоянная величина К с , равная отношению констант скоростей прям ой и обратной реакций, количественно описывает состояние равновесия че рез равновесные концентрации исходных веществ и продуктов их взаимоде йствия (в степени их стехиометрических коэффициентов) и называется конс тантой равновесия. Константа равновесия является постоянной только дл я данной температуры, т.е. К с = f (Т). Константу равно весия химической реакции принято выражать отношением, в числителе кото рого стоит произведение равновесных молярных концентраций продуктов р еакции, а в знаменателе – произведение концентраций исходных веществ. Если компоненты реакции представляют собой смесь идеал ьных газов, то константа равновесия (К р ) выражается через парциальные давления компонентов: K p = . Для перехода от К р к К с восполь зуемся уравнением состояния P · V = n·R·T. Поскольку , то P = C·R·T. Тогда . Из уравнения следует, что К р = К с п ри условии, если реакция идет без изменения числа моль в газовой фазе, т.е. когда (с + d) = (a + b). Если реакция протекает самопроизвольно при постоянных Р и Т или V и Т, то значения D G и D F этой реакции можно получить из уравнений: , где С А , С В , С С , С D – неравновесные к онцентрации исходных веществ и продуктов реакции. , где Р А , Р В , Р С , Р D – парциальные дав ления исходных веществ и продуктов реакции. Два последних уравнения назы ваются уравнениями изотермы химической реакции Вант-Гоффа. Это соотнош ение позволяет рассчитать значения D G и D F реакции, определить ее направление п ри различных концентрациях исходных веществ. Необходимо отметить, что как для газовых систем, так и для растворов, при участии в реакции твердых тел (т.е. для гетерогенных сис тем) концентрация твердой фазы не входит в выражение для константы равно весия, поскольку эта концентрация практически постоянна. Так, для реакци и 2 СО (г) = СО 2 (г) + С (т) константа равновесия записывается в виде . Зависимость константы равн овесия от температуры (для температуры Т 2 относительно температуры Т 1 ) вы ражается следующим уравнением Вант-Гоффа: , где D Н 0 – тепловой эффект реакци и. Для эндотермической реакции (реакция идет с поглощен ием тепла) константа равновесия увеличивается с повышением температур ы, система как бы сопротивляется нагреванию. 34. Осмос, осмотическое давл ение. Уравнение Вант-Гоффа и осмотический коэффициент. Осмос – самопроизвольное движение молекул растворите ля через полупроницаемую мембрану, разделяющую растворы разной концен трации, из раствора меньшей концентрации в раствор с более высокой конце нтрацией, что приводит к разбавлению последнего. В качестве полупроница емой мембраны, через маленькие отверстия которой могут селективно прох одить только небольшие по объему молекулы растворителя и задерживаютс я крупные или сольватированные молекулы или ионы, часто служит целлофан овая пленка – для высокомолекулярных веществ, а для низкомолекулярных – пленка из ферроцианида меди. Процесс переноса растворителя (осмос) мо жно предотвратить, если на раствор с большей концентрацией оказать внеш нее гидростатическое давление (в условиях равновесия это будет так назы ваемое осмотическое давление, обозначаемое буквой p ). Для расчета значения p в растворах неэлектролитов используется эмпирическое уравнение Вант-Г оффа: p = C R T, где С – моляльная концентрация вещества, моль/кг; R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль · К. Величина осмотического давления пропорциональна числу молекул (в обще м случае числу частиц) одного или нескольких веществ, растворенных в дан ном объеме раствора, и не зависит от их природы и природы растворителя. В р астворах сильных или слабых электролитов общее число индивидуальных ч астиц увеличивается вследствие диссоциации молекул, поэтому в уравнен ие для расчета осмотического давления необходимо вводить соответствую щий коэффициент пропорциональности, называемый изотоническим коэффиц иентом. p = i · C · R · T, где i – изотонический коэффициент, рассчитываемый ка к отношение суммы чисел ионов и непродиссоциировавших молекул электро лита к начальному числу молекул этого вещества. Так, если степень диссоциации электролита, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенног о вещества, равна a, и молекула электрол ита распадается при этом на n ионов, то изотонический коэффициент рассчи тывается следующим образом: i = 1 + (n – 1) · a , (i > 1). Для сильных электролитов можно принять a = 1, тогда i = n, и коэффициент i (также больше 1) носит название о смотического коэффициента. Явление осмоса имеет большое значение для растительн ых и животных организмов, поскольку оболочки их клеток по отношению к ра створам многих веществ обладают свойствами полупроницаемой мембраны. В чистой воде клетка сильно набухает, в ряде случаев вплоть до разрыва об олочки, а в растворах с высокой концентрацией солей, наоборот, уменьшает ся в размерах и сморщивается из-за большой потери воды. Поэтому при консе рвировании пищевых продуктов к ним добавляется большое количество сол и или сахара. Клетки микроорганизмов в таких условиях теряют значительн ое количество воды и гибнут. Осмотическое давление обеспечивает движение воды в растениях за счет р азличия осмотических давлений между клеточным соком корней растений (5-20 бар) и почвенным раствором, дополнительно разбавляемом при поливе. Осмот ическое давление обусловливает в растении подъем воды от корней до верш ины. Таким образом, клетки листьев, теряя воду, осмотически всасывают ее и з клеток стебля, а последние берут ее из клеток корня. 43. Рассчитать эквивалентную э лектропроводность 1 н раствора NaNO 3 , если его удельное сопротивление равно 12,42 Ом · см. Решение. Эквивалентная электропроводность – величина электропроводности, отн есенная к одному моль – эквиваленту электролита: , где л – эквивалентная электропроводность, Ом – 1 · см 2 · моль – 1 ; С эк – молярная концен трация эквивалентов раствора электролита, моль/л. Удельная электропроводность – величина, обратная уд ельному сопротивлению: , где c - удельная электрическая проводимость, Ом – 1. см – 1 ; с – удельное электрическое сопротивл ение, Ом · см. 52. Отличительные признаки дисперсных систем от истинных растворов . Механизм проявления каждого отличительного признака . Истинный раствор — это гом огенные смеси, состоящие из растворенных веществ и растворителя. В истин ных растворах растворенные вещества находятся либо в молекулярно-дисп ерсном, либо в ионно-дисперсном состоянии. Истинно растворимые частицы обуславливают, в частности, осмотическое д авление, осмотические явления снижения температуры замерзания и повыш ения температуры кипения. Высокодисперсные гетерогенные системы, в отличие от растворов, содержа т чаще всего 2 фазы. Одна фаза представляет собой высокодисперсные мельч айшие частицы вещества или макромолекулы ВМС и называется дисперсной ф азой. Другая фаза, в которой распределены агрегаты дисперсных частиц или макромолекул, называется дисперсионной средой. Условием образования т аких дисперсных систем (коллоидного состояния вещества) является нерас творимость одной фазы в другой. Дисперсная фаза, состоящая из множества мельчайших частиц, имеет очень б ольшую удельную поверхность раздела с дисперсионной средой. Особые сво йства поверхности раздела обусловливают специфические особенности ди сперсных систем, что и является причиной выделения данной области знани я в отдельную науку – коллоидную химию. Основными отличительными особенностями дисперсных систем от истинных растворов являются: а) способность к рассеиванию ими света; б) медленная диффузия частиц дисперсной фазы в дисперсионной среде; в) способность к диализу; г) агрегативная неустойчивость дисперсной фазы, которая определяется в ыделением частиц из дисперсионной среды при добавлении к системе элект ролитов или под влиянием других внешних воздействий. 61. Рассчитать средний сдвиг частиц аэрозоля с радиусом ч астиц 10 -7 м за время 10 с при температуре 273 К и вязкости воздуха 1,7·10 -5 н·с/м 2 . Как изменится средний сдвиг частиц, если ради ус частиц аэрозоля увеличится до 10 -6 м? Средний сдвиг частиц аэрозоля t - время , за котор ое происходит смещение частицы (продолжительность диффузии ), с ; D - коэффициент диффузи и, м 2 . с -1 . Коэффициент диффузии для сферической частицы рассчи тывается по уравнению Эйнштейна: , где N А – число Авогадро, 6 10 23 молеку л/моль; h – вязкость дисперсионной среды, Н с/м 2 (Па с); r – радиус частицы, м; R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль · К; T – абсолютная температура, К; p - число 3,14. ответ на второй вопрос задания : Таким образом , средний сдвиг частицы уменьшиться в 10 раз . Ответ: , уменьшится в 10 р аз. 80. Адсорбция ионов на тверд ой поверхности. Понятие об ионитах. Обратимая ионообменная адсорбция – основа ионообменной хроматографии. Физические процессы молекулярной адсорбции на твердой поверхности опи сываются уравнениями Ленгмюра и Фрейндлиха. Уравнение Ленгмюра: , где Г – величина адсорб ции, кмоль/кг или кмоль/м 2 ; Г max – величина предельной адсорбции, кмоль/кг (кмоль/м 2 ); С – концентрация раст вора, кмоль/л; а – константа равновесия а дсорбции. Это уравнение хорошо описывает адсорбцию для малых и больших концентра ций растворов (или давлений газа). Эмпирическое уравнение Фрейндлиха: , где Г – величина адсорбции, кмоль/кг (кмоль/м 2 ); n – количество вещества-адс орбтива, кмоль; m – масса адсорбента, кг; К – константа (при С = 1 м оль/л К = Г); 1/а – константа (адсорбционный показатель); зависит от природы адсорбент а и температуры. 1/а = 0,1– 1. Адсорбционная хроматограф ия основана на различии сорбируемости разделяемых веществ адсорбентом (твёрдое тело с развитой поверхностью); распределительная хроматографи я — на разной растворимости компонентов смеси в неподвижной фазе (высок окипящая жидкость, нанесённая на твёрдый макропористый носитель) и элюе нте (следует иметь в виду, что при распределительном механизме разделени я на перемещение зон компонентов частичное влияние оказывает и адсорбц ионное взаимодействие анализируемых компонентов с твёрдым сорбентом). Ионообменная хроматография основана на различии констант ионообменно го равновесия между неподвижной фазой (ионитом) и компонентами разделяе мой смеси. Если на поверхности адсорбента уже адсобирован электролит, то при конта кте этого адсорбента с другим электролитом почти всегда в той или иной с тепени происходит ионообменная адсорбция. Она наблюдается на поверхно сти с достаточно выраженным двойным электрическим слоем. Подвижные про тивоионы электрического слоя способны обмениваться на другие ионы тог о же знака, находящиеся в растворе. Количественное описание ионообменного процесса (обратимость процесса , эквивалентность обмена, порядок обмена ионов) было сделано Гедройцем у же в начале XXв. Вещества, проявляющие способность к ионному обмену и испол ьзуемые для адсорбции ионов, получили название ионообменников или иони тов. Иониты имеют каркасную структуру, «сшитую» ковалентными связями. Карка с (матрица) обладает положительным или отрицательным зарядом, который ск омпенсирован противоположным зарядом подвижных ионов – противоионов , находящихся в адсорбционной и диффузной частях двойного электрическо го слоя. Противоионы могут заменяться на другие ионы из раствора с заряд ом того же знака, а каркас выступает в роли полииона и обусловливает нера створимость ионита в растворителе. Иониты делятся по составу на органические и неорганические, по происхож дению – на природные и синтетические, по характеру обмениваемых ионов – на катиониты, аниониты и амфолиты. Из природных неорганических катионитов чаще используются кристалличе ские силикаты типа цеолитов: шабазит, глакуонит и др. их каркас состоит из сетчатой структуры алюмосиликатов, в порах которой расположены ионы ще лочных или щелочноземельных металлов, являющихся противоинами. К приро дным ионитам относятся апатиты. Природные органические иониты – гумусовые вещества почв, содержащие к арбоксильную группу, способную к ионному обмену. составляющие почву вещ ества обладают амфотерными свойствами и поэтому в зависимости от услов ий могут обменивать как катионы, так и анионы. Однако широкого применени я природные иониты не имеют ввиду химической нестойкости и небольшой об менной емкости. Промышленное применение имеют синтетические иониты, и среди них наиболее широко используют ионообменные смолы, которые имеют сетчатую структуру и содержат ионогенные группы: - OH, COOH, SO 3 H, - COONa и т.п. 89. Написать формулу строения мицеллы золя, образованног о в результате взаимодействия указанных веществ(избытка одного, затем д ругого вещества): CdCl 2 + Na 2 S; FeCl 3 + NaOH. Назвать состав ляющие компоненты мицеллы. 1) CdCl 2 + Na 2 S Избыток CdCl 2 дает мицеллу : [ (CdCl 2 ) Cd 2+ · Cl – ] + x Cl – зародыш : (CdCl 2 ) ядро : [ (CdCl 2 ) Cd 2+ гранула: [ (CdCl 2 ) Cd 2+ · Cl – ] + Избыток Na 2 S дает мицеллу: [2 (NaCl) 2 Cl – · Na + ] – x Na + зародыш : (NaCl ) ядро : (NaCl ) 2 Cl - гранула : [ (CdCl 2 ) Cd 2+ · Cl – ] + 2) FeCl 3 + NaOH Избыток FeCl 3 дае т мицеллу : [ (FeCl 3 ) Fe 3+ · 2Cl – ] + x Cl – зародыш : (FeCl 3 ) ядро : (FeCl 3 ) Fe 3+ гранула : [ (FeCl 3 ) Fe 3+ · 2Cl – ] + Избыток NaOH дает мицеллу : [3 (NaCl) 3 Cl – · 2Na + ] – x Na + зародыш : (NaCl ) ядро : 3 (NaCl) 3 Cl – гранула: [3 (NaCl) 3 Cl – · 2Na + ] – 98. Коагуляция дисперсной системы. Скорость коагуляци и. Причины, вызывающие процесс самопроизвольной коагуляции. Коагуляция – процесс самопроизвольного укрупнения (слипания) дисперс ных частиц, который может происходить при действии на дисперсную систем у различных факторов: при интенсивном перемешивании или встряхивании, н агреве или охлаждении, облучении светом или пропускании электрическог о тока, при добавлении к системе электролитов или неэлектролитов и др. Пр и разных способах воздействия на систему происходит уменьшение энерги и связи диспергированных частиц с окружающей их дисперсионной средой. Т ак, добавление электролита вызывает сжатие диффузного слоя в коллоидно й частице, следовательно, понижение величины электрокинетического пот енциала. Это приводит к уменьшению электростатического отталкивания к оллоидных частиц и, как следствие, к большей вероятности их слипания. Минимальная концентрация электро лита, добавляемого к дисперсной системе, при которой наступает явная коа гуляция за определенный промежуток времени, носит название порога коаг уляции . Порог коа гуляции определяется температурой, природой добавленного электролита , знаком заряда добавляемого иона (действует прежде всего ион, имеющий за ряд, противоположный заряду коллоидных частиц) и величиной заряда этого иона. Так, для трех-, двух- и однозарядных ионов явная коагуляция наступает при концентрации электролитов в соотношении 1:10 - 50: 500-1000 (приближенное прави ло Шульце-Гарди). Порог коагуляции рассчитывается следующим образом: , (1) где g - порог коагуляции, кмоль/м 3 ; С – молярная концентрация раствора электролита, кмоль/ м 3 ; V эл – объем раствора э лектролита, м 3 ; V золя – объем золя, м 3 . Теорию быстрой скорости ко агуляции разработал Смолуховский. Он автор уравнения для расчета конст анты скорости коагуляции K: , (2) где n 0 и n – число частиц в единице объема системы до начала коагуляции и к моменту времени соответст венно ; t - время коагуляции, с. Константа скорости коагуляции зависит от коэффициен та диффузии для частиц и их радиуса следующим образом: К = 8 · p · D · r. (3) Учитывая уравнение (2) и уравнение Эйнштейна, окончате льное уравнение для константы скорости коагуляции принимает вид: , (4) где К – константа скорости коагуляции, м 3 /с; – вязкость среды, Па·с; N A – число Авогадро. Смолуховский ввел также понятие о времени половинной коагуляции, согласно которому время, необходимое для уменьшения первон ачального числа частиц в 2 раза, связано с их исходным числом следующим об разом: , (5) где q – время половинной коагуляции, с; t – время от начала коагуляции, с. Из уравнения, преобразованного к виду: , (6) следует, что если построенный в координатах n о /n = f ( t) график представляет собой прямую линию, то это служит по казателем соответствия экспериментальных данных теории Смолуховског о. 108. Суспензии. Условия их образования и свойства. Пас ты – концентрированные суспензии. Примеры суспензий среди продуктов п итания. Суспензии – это взвеси порошков в жидкости (тип Т/Ж). Дисп ерсная фаза в суспензиях содержит частицы сравнительно больших размер ов (более 10 – 4 см), поэтому суспензии седи ментационно (т.е. по способности к оседанию) неустойчивы. Им не свойственн ы осмотическое давление, броуновское движение и диффузия. Частицы могут нести на своей поверхности двойной электрический слой, что способствуе т их стабилизации, но под влиянием электролитов суспензии коагулируют и ли образуют агрегаты, причем коагулированная суспензия, обычно легко пе птизируется. Суспензии гидрофильных частиц стойки в воде, но нестойки в углеводородах. Их стойкость повышается в присутствии поверхностно-акт ивных веществ. Повышению стабильности суспензий способствует также об разование заряда на поверхности частиц (мицеллирование). Пасты – это высококонцентрированные стабилизирова нные суспензии (типа Т/Ж), в которых частицы дисперсной фазы связаны за сче т молекулярных сил и по этой причине не способны к взаимному перемещению . В таких высоковязких (пластично-вязких) системах почти вся дисперсионн ая среда сольватно связана с дисперсной фазой. Таким образом, пасты зани мают промежуточное положение между порошками и суспензиями. В них могут протекать процессы, характерные для коллоидных систем с внутренней стр уктурой (синерезис и др.) Большое практическое значение таких концентрир ованных систем обусловлено их пластичностью. Примерами суспензий среди продуктов питания являются все пищевые паст ы: томатная, шоколадная, сырная и т.д. ЛИТЕР АТУРА 1. Ахметов Б. В. Задачи и упражнения по физической и коллоидной химии. – Л.: Химия, 1989. 2. Гамеева О. С. Физичес кая и коллоидная химия. – М.: Высшая школа, 1983. 3. Евстратова К. И., Купи на Н. А., Малахова Е. М. Физическая и коллоидная химия. – М.: Высшая школа, 1990. 4. Зимон А. Д., Лещенко Н. Ф. Коллоидная химия. – М.: Химия, 2001. 5. Зимон А. Д., Лещенко Н. Ф. Физическая химия. – М.: Химия, 2000. 6. Киселев Е. В. Сборник примеров и задач по физической химии. – М.: Высшая школа, 1983. 7. Кнорре Д. Г. Физическ ая химия. – М.: Высшая школа, 1990. 8. Стромберг А. Г. Физич еская химия. – М.: Высшая школа, 2001. 9. Степин Б. Д. Междунар одные системы единиц физических величин в химии. – М.: Высшая школа, 1990. 10. Фридрихсберг Д. А. Ку рс коллоидной химии. – Л.: Химия, 1995. 11. Хмельницкий Р. А. Физ ическая и коллоидная химиия. – М.: Высшая школа, 1988.
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
- Ну зачем ты снова губки надула? - они же у тебя силиконовые, могут лопнуть.
@konaarm
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, контрольная по химии "Вычисление теплового эффекта реакций", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru