Реферат: Дисперсные системы, электролиты, РН показатель - 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

Дисперсные системы, электролиты, РН показатель

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 41 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

13 Министерство общего и профес сионального образования Российской Федерации. ОмГТУ Кафедра Химии. Реферат по курсу «Химия ». Выполнил: Студент МСФ С-110 Проверил: Бродовская Г.Ф. г. Омск, 2000 Оглавление: 1 . Дисперсны е системы. Истинные растворы: 3 2. Рас творимость твёрдых веществ и жидкостей в жидкостях. Влияние природы вещ еств и температуры на растворимость. 5 3. Спо собы выражения концентрации растворов: массовая – С%, молярная – С м и нормальная (эквивалентная) – С н . 7 4. Рас творы электролитов. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, с олей. Ступенчатая диссоциация. 7 5. Кла ссификация электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электро литы. 8 6. Реа кции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. Ионные ура внения. 9 7. Ион ное произведение воды. Водородный показатель рН растворов. Индикаторы. 10 Лите ратура: 12 1. Дисперсные системы. Истинные растворы: Кристаллы любого вещества, например сахара или хлорида натрия, можно получить разного размера – крупные и мелкие. Каков бы ни был разме р кристаллов, все они имеют одинаковую для данного вещества внутреннюю с труктуру – молекулярную или ионную кристаллическую решетку. При растворении в воде кристаллов сахара и хлорида натрия образуются с оответственно молекулярные и ионные растворы. Таким образом, одно и то ж е вещество может находиться в различной степени раздробленности: макро скопически видимые частицы (>0,2 мм, разрешающая способность глаза), микрос копически видимые частицы (от 0,2-0,1мм до 400-300нм, разрешающая способность микр оскопа при освещении белым светом) и в молекулярном (или ионном) состояни и. Если толщина плёнок, поперечник волокон или частиц (корпускул) меньше р азрешающей способности оптического микроскопа то они не могут быть обн аружены с его помощью. Такие невидимые в оптический микроскоп частицы на зывают коллоидными , а раздроблен ное (диспергированное) состояние веществ с размером частиц от 400-300нм до 1нм – коллоидным состоянием вещест ва. Дисперсные (раздробленные) системы являются гетерогенными. Они состоя т из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной сре ды и находящихся в этой среде раздробленных частиц то го или иного размера и формы – дисперсной фазы. Поскольку дисперсная (прерывная) фаза находится в ви де отдельных небольших частиц, то дисперсные системы, в отличие от гетер огенных со сплошными фазами, называют микрогетерогенными, а коллоиднод исперсные системы называют также ультрамикрогетерогенными, чтобы подч еркнуть, что в этих системах граница раздела фаз не может быть обнаружен а в световом микроскопе. Когда вещество находится в окружающей среде в виде молекул или ионов, т о такие растворы называют истинными, т.е. гомогенными однофазными раство рами. Обязательным условием получения дисперсных систем является вз аимная нерастворимость диспергируемого вещества и дисперсионной сред ы. Например, нельзя получить коллоидные растворы сахара или хлорида натр ия в воде, но они могут быть получены в керосине или в бензоле, в которых эт и вещества практически нерастворимы. Дисперсные системы классифицируют по дисперсности, агрегатно му состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды, интенсивности взаи модействия между ними, отсутствию или образованию структур в дисперсны х системах. Количеств енной характеристикой дисперсности вещества является степень дисперсности ( D ) – величина, обратная размеру ( а ) дисперсных частиц: Здесь а равно либо диаметру сф ерических или волокнистых частиц, либо длине ребра кубических частиц, ли бо толщине плёнок. Степень дисперсности численно равна числу частиц, которые можно плотн о уложить в ряд (или стопку плёнок) на протяжении одного сантиметра. Если все частицы дисперсной фазы имеют одинаковые размеры, то такие си стемы называют монодисперсными . Частицы дисперсной фазы неодинакового размера образуют полидисперсные системы. С повышен ием дисперсности всё большее число атомов вещества находится в поверхн остном слое, на границе раздела фаз, по сравнению с их числом внутри объём а частиц дисперсной фазы. Соотношение между поверхностью и объёмом хара ктеризует удельная поверхность: S уд = S / V , котора я для частиц сферической формы равна а для части ц кубической формы где r - радиус шара; d – ег о диаметр; l – длина ребра куба. Следовательно, с повышением дисперсности вещества всё большее значен ие имеют его свойства, определяемые поверхностными явлениями, т.е. совок упностью процессов, происходящих в межфазовой поверхности. Таким образ ом, своеобразие дисперсных систем определяется большой удельной повер хностью дисперсной фазы и физико-химическим воздействием дисперсной с реды на границе раздела фаз. Многообразие дисперсных систем обусловлено тем, что образующие их фаз ы могут находиться в любом из трёх агрегатных состояний (Ж, Г, Т). Дисперсные системы с газообразной дисперсной средой называют аэрозолями. Тума ны представляют собой аэрозоли с жидкой дисперсной ф азой, а пыль и дым – аэрозоли с твёрдой дисперсной фазой; пыль образ уется при диспергировании веществ, а дым – при конденсации летучих веще ств. Пены – это ди сперсия газа в жидкости, причем в пенах жидкость вырождается до тонких п лёнок, разделяющих, разделяющих отдельные пузырьки газа. Эмульсиями называют дисперсные системы, в ко торых одна жидкость раздроблена в другой, не растворяющей её жидкость. Н изкодисперсные системы твёрдых частиц в жидкостях, называют суспензиями, или взве сями , а предельно-высокодисперсные – коллоидными растворами, или золями, часто лизолями, чтобы подчеркнуть, что дисперсной средой является жид кость. Если дисперсной средой является вода, то такие золи называют гидрозолями, а если органическая жид кость – органозолями. Дисперсные системы могут быть с вободнодисперсными и связнодисп ерсными в зависимости от отсутствия или наличия взаи модействия между частицами дисперсной фазы. К свободнодисперсным сист емам относятся аэрозоли, лиозоли, разбавленные суспензии и эмульсии. Они текучи. В этих системах частицы дисперсной фазы не имеют контактов, учас твуют в беспорядочном тепловом движении, свободно перемещаются под дей ствием силы тяжести. Связнодисперсные системы – твердообразны, они воз никают при контакте частиц дисперсной фазы, приводящим к образованию ст руктуры в виде каркаса или сетки. Такая структура ограничивает текучест ь дисперсной системы и придаёт ей способность сохранять форму. Подобные структурированные коллоидные системы называют гел ями . Переход золя в гель, происходящий в результате по нижения устойчивости золя, называют гелеобразован ием (или желатинированием ). Сильно вытянутая и плёночно-листочковая форма дисперсных ч астиц повышает вероятность контакта между ними и благоприятствует обр азованию гелей при малой концентрации дисперсной фазы. Порошки, концент рированные эмульсии и суспензии (пасты), пены – примеры связнодисперсны х систем. Почва, образовавшаяся в результате контакта и уплотнения диспе рсных частиц почвенных минералов и гумусовых (органических) веществ, так же представляет собой связнодисперсную систему. Сплошн ую массу вещества могут пронизывать поры и капилляры, образующие капилл ярнодисперсные системы. К ним относятся, например, дерево, разнообразные мембраны идиафрагмы, кожа, бумага, картон, ткани. 2. Растворимость твёрдых веществ и жидкосте й в жидкостях. Влияние природы веществ и температуры на растворимость. Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная система, с остоящая из двух или более компонентов, относительные количества котор ых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор состоит из растворённых веществ и р астворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равноме рно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном со стоянии, что и полученный раствор. Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считае тся компонент, находящийся в большем количестве. Однородность растворов делает их очень сходными с химическими соедин ениями. Выделение теплоты при растворении некоторых веществ тоже указы вает на химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Отличие растворов от химических соединений состоит в том что , состав раствора может изменяться в широких пределах. Кроме того, в свойс твах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонен тов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоянство состава растворов приближает их к механическим смесям, но от последних о ни резко отличаются своею однородностью. Таким образом, растворы занима ют промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями. Растворимостью называется способность вещества растворяться в том и ли ином растворителе. Мерой растворимости вещества при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе. Поэтому численно растворимость может быть выражена тем и же способами, что и состав, например, процентным отношением массы раств орённого вещества к массе насыщенного раствора или количеством раство рённого вещества, содержащимся в 1 л насыщенного раствора. Часто раствор имость выражают также числом единиц массы безводного вещества, насыщаю щего при данных условиях 100 единиц массы растворителя; иногда выраженную этим способом растворимость называют коэффициенто м растворимости. Растворимость различных веществ в воде изменяется в широких пределах. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, то тако е вещество принято называть хорошо растворимым; если растворяется мене е 1 г вещества – малорастворимым и, наконец, практически нерастворимыми, если в раствор переходит менее 0,01 г вещества. Принципы, позволяющие предсказать растворимость вещества, пока не изв естны. Однако обычно вещества, состоящие из полярных молекул, и вещества с ионным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях (вода, спирты, жидкий аммиак), а неполярные вещества – неполярных растворителя х (бензол, сероуглерод). Растворение большинства твёрдых тел сопровождается поглощени ем теплоты. Это объясняется затратой значительного количества энергии на разрушение кристаллической решётки твёрдого тела, что обычно не полн остью компенсируется энергией, выделяющейся при образовании гидратов ( сольватов). Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в к ристаллическом состоянии и его насыщенным раствором Кристалл + Р астворитель Насыщенный раствор Q приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличе нию его растворимости. Если же, однако, энергия гидратации достаточно ве лика, чтобы образование раствора сопровождалось выделением энергии, ра створимость с ростом температуры понижается. Это происходит, например, п ри растворении в воде многих солей лития, магния, алюминия. При растворении твёрдых тел в воде объём системы обычно изменяется нез начительно. Поэтому растворимость веществ, находящихся в твёрдом состо янии, практически не зависит от давления. Жидкости также могут растворяться в жидкостях. Некоторые из них неогра ниченно растворимы одна в другой, т.е. смешиваются друг с другом в любых пр опорциях, как, например, спирт и вода, другие – взаимно растворяются лишь до известного предела. Так если взболтать диэтиловый эфир с водой, то обр азуется два слоя: верхний представляет собой насыщенный раствор воды в э фире, а нижний – насыщенный раствор эфира в воде. В большинстве подобных случаев с повышением температуры взаимная растворимость жидкостей уве личивается до тех пор, пока не будет достигнута температура, при которой обе жидкости смешиваются любых пропорциях. Температура, при которой ограниченная взаимная растворимость жидкос тей переходит в неограниченную, называется критическо й температурой растворения . Как и в случае растворения твёрдых тел, взаимное раство рение жидкостей обычно не сопровождается значительным изменением объё ма. Поэтому взаимная растворимость жидкостей мало зависит от давления и заметно возрастает лишь при очень высоких давлениях (порядка тысяч атмо сфер). Если в систем у, состоящую из двух несмешивающихся жидкостей, ввести третье вещество, способное растворяться в каждой из этих жидкостей, то растворённое веще ство будет распределяться между обеими жидкостями пропорционально сво ей растворимости в каждой из них. Отсюда вытекает закон распределения , согласно которому вещ ество, способное растворяться в двух несмешивающихся растворителях, ра спределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих раств орителях при постоянной температуре остаётся постоянным, независимо о т общего количества растворённого вещества: Здесь С 1 и С 2 – концентрации растворённого вещества в первом и втором растворителях; К – так называемый коэффициен т распределения . 3. Способы выражения концентрации растворо в: массовая – С%, молярная – С м и нормальная ( эквивалентная) – С н . · Массовая доля – отношение (обычно – процентное) массы р астворённого вещества к массе раствора. Например, 15% (масс.) водный раствор хлорида натрия – это такой раствор в 100 единицах массы которого содержит ся 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды. · Молярная концент рация, или молярность – отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Обычно молярность обозначается С М или (после численного значения молярности) М. Так, 2 М H 2 SO 4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 мо ля серной кислоты, т.е. С М =2моль/л. · Эквивалентная, или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Концентрация, выраженная этим способом, обозначается С Н или (после численного значения нормальности) буквой н . Так 2 н H 2 SO 4 означ ает раствор, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента серной кис лоты, т.е. С Н (1/2 H 2 SO 4 ) =2моль/л. 4. Растворы электролитов. Электролитическа я диссоциация кислот, оснований, солей. Ступенчатая диссоциация. Водные растворы солей, кислот и оснований обладают особенностью – они проводят электрический ток. При этом большинство твёрдых солей и оснований в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают оче нь слабой электрической проводимостью: плохо проводит электрический т ок и вода. Очевидно что при образовании растворов подобные вещества прет ерпевают какие-то изменения, обуславливающие возникновение высокой эл ектрической проводимости. Эти изменения заключаются в диссоциации соо тветствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электриче ского тока. Вещества проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами . При растворении в воде и в ря де неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кисло ты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твёрдом состоянии. Кислоты . При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому в се свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, объясн яются присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают кр асный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. С устранением ион ов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образован ием ионов водорода. У сильных кислот, диссоциирующих нац ело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых в меньшей. Че м лучше кислота диссоциирует, тем она сильнее. Основания . Поскольку общим для всех растворов оснований является присутств ие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств являетс я гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоц иации основания – это э лектролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины ко нстанты диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее. Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водор ода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, котор ые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не о бладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем л учше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. При растворении кислых солей в раство ре образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а такж е ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного ос татка, в том числе ионы Н + . При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из м еталла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциаци и. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы О Н - . К равновесию, которое устанавливается в растворе слабо го электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химиче ского равновесия. Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабог о электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от прир оды электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от С раствора. Она характеризует способно сть данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных метал лов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой диссоциации, обозначаемо й К 1 , а второе - диссоциация по второй ступени – константой д иссоциации К 2 . Велич ины К, К 1 и К 2 связаны др уг с другом соотношением К= К 1 К 2 При ступенчатой диссоциа ции веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей с тепени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К 1 >К 2 >К 3 … Это объясняется тем, что э нергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве е го от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждо й следующей ступени. 5. Классификация электролитов. Степень дисс оциации. Сильные и слабые электролиты. Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмоти ческое давление (и другие пропорциональные ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролит ов. Но ещё Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам. Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоцииру ет в растворе на ионы, и ввёл понятие степени диссоциаци и. Степенью диссоциации электролита на зывается отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на и оны, к общему числу его молекул в растворе. Позже было установлено что электролиты можно разделит ь на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водн ых растворах диссоциированны практически нацело. Понятие степени дисс оциации к ним по существу неприменимо, а отклонение изотонического коэф фициента i от целочисленных зна чений объясняется другими причинами. Слабые электролиты в водных раств орах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах силь ных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации. И ес ли в растворах слабых электролитов С ио нов мала, расстояние между ними велики и взаимодействие ионов друг с дру гом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электро литов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концент рации сравнительно мало. В таких растворах ионы не вполне свободны, движ ение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому прит яжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заря женных ионов, получившим название «ионной атмосферы». К сильным электролитам принадлежат все соли; из важнейших кислот и осн ований к ним относятся HNO 3 , H 2 SO 4 , H C lO 4 , HCl , HBr , HI , KOH , NaOH , Ba ( OH ) 2 , и Ca ( OH ) 2 . К слабым электролитам относятся большинство органиче ских кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H 2 CO 3 , H 2 S , HCN , H 2 SiO 3 и NH 4 OH . Степень диссоциации принято обозначать греческой бук вой и выражать либо в до лях единицы, либо в процентах. 6. Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. Ионные уравнения. При нейтрали зации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль обр азующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты. Это говорит о том, что подо бные реакции сводятся к одному процессу. Если перепишем уравнение, запис ывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в раст воре в виде ионов, а слабые – в молекулярной, поскольку они находятся в ра створе преимущественно в виде молекул. Рассматрива я получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na + и Cl - не претерпели изменений. Поэтому перепи шем уравнение ещё раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получ им: Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым силь ным основанием сводится к одному и тому же процессу – к образованию мол екул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы. Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно вы разить уравнением: Вода - очень с лабый электролит и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Равновес ие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования м олекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сил ьным основанием протекает до конца При смешиван ии раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором л юбой её соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хл орида серебра: Подобные реак ции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-м олекулярное уравнение, перепишем уравнение первой реакции, записывая с ильные электролиты в ионной форме а вещество, находящееся в осадке, в мол екулярной: Как видно, ион ы Н + и N О 3 - не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение ещё раз: Это и есть ионно-молекулярное уравнение рассматриваемого процесса. Здесь также н адо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ион ами Ag + и Cl - в растворе, так что процес с, выраженный последним уравнением обратим: Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновеси е очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образо вания AgCl из ионов практически дохо дит до конца. Для составления ионно-молекулярных уравнений необходимо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. 7. Ионное произведение воды. Водородный пока затель рН растворов. Индикаторы. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обл адает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небо льшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной темпера туре произведение концентраций ионов водорода и гидросид-ионов есть ве личина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионо в одинаковы, называются нейтральными растворами. Если концентрация ионов водорода в водном растворе изв естна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому к ак степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количес твенно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Кислотность и щ елочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вмест о концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН : рН =-lg [H + ] Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реак цию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называе мых индикаторами , окраска которых меня ется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распростра нённый индикатор – метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфтоле ин. Литература: 1. Глинка Н.Л. Общая химия: - Л.: Химия 1985.-704с. Под ред. В.А. Рабиновича. 2. Фролов В.В. Химия: - М.: Высш. Шк., 1986.- 543с.
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
От любви до ненависти - один гол.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Дисперсные системы, электролиты, РН показатель", 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