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
Обойти Антиплагиат
Повысьте уникальность файла до 80-100% здесь.
Промокод referatbank - cкидка 20%!
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
Когда они поженились, жена взяла себе его фамилию. Теперь он просто Вова.
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 - 2017
Рейтинг@Mail.ru