Реферат: Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева - 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

Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 40 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

Введение Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерным и свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, спосо бностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачнос ть), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (п ластичностью). Существует и другое определение металлов – это химическ ие элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентн ые) электроны. Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Боль шинство неорганических соединений – это соединения металлов. Существует несколько типов классификации металлов. Наиболее четкой яв ляется классификация металлов в соответствии с их положением в периоди ческой системе химических элементов – химическая классификация. Если в «длинном» варианте периодической таблицы провести прямую линию через элементы бор и астат, то слева от этой линии расположатся металлы, а справа от нее – неметаллы. С точки зрения строения атома металлы под разделяют на непереходные и переходные. Не переходные металлы располагаются в гла вных подгруппах периодической системы и характе ризуются тем, что в их а томах происходит по следовательное заполнение электронных уров ней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а : Li, Na, K, Rb , Cs,Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po. Переходные металлы располагаются в побоч ных подгруппах и характеризу ются заполнени ем d - или f-электронных уровней. К d-элементам относятся 37 мет аллов побочных подгрупп б: Cu , Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc , Y , La , Ac , Ti , Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt. К f-элементам относятся 14 лантаноидов (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Но, Ег, Тm, Уb, Lu) и 14 актиноидов (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Е s, Fm, Мd, No, Lr). Среди переходных металлов выделяют так же редкоземельные металлы (Sc, Y, La и лан таноиды), платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансурановые металлы (Nр и эле менты с большей атомной массой). Помимо химической сущест вует также, хотя и не общепринятая, но издавна сложившаяся техническая к лассификация металлов. Она не так логична, как химическая, - в основе её ле жит то один, то другой практически важный признак металла. Железо и сплав ы на его основе относят к чёрным металлам, все прочие метал лы - к цветным. Р азличают лёгкие (Li, Ве, Мg, Тi и др.) и тяжёлые металлы (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb и др.), а т акже группы тугоплавких (Тi, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), драгоценных (Аg, Аu, платиновые м еталлы) и радиоактивных (U, Тh, Nр, Рu и др.) металлов. В геохимии выделяют также р ассеянные (Ga, Ge, Hf, Re и др. ) и редкие (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re и др.) металлы. Как видно между группа ми четких границ не существует. Историческая справка Несмотря на то, что жизнь человеческого общества без металлов невозможна, никто точно не знает, к огда и как человек начал впервые ими пользоваться. Самые древние дошедши е до нас письмена повествуют о примитивных мастерских, в которых выплав или металл и изготавливали из него изделия. Значит, человек овладел мета ллами раньше, чем письменность. Раскапывая древние поселения, археологи находят орудия труда и охоты, которыми пользовался человек в те далёкие времена, - ножи, топоры, наконечники для стрел, иглы, рыболовные крючки и мн огое другое. Чем древнее поселения, тем грубее и при митивнее были издели я человеческих рук. Са мые древние изделия из металлов были найдены при р аскопках поселений, существовавших около 8 тысяч лет назад. Это были в осн овном украшения из золота и серебра и наконечники стрел и копий из меди. Греческое слово «металлон» первоначально оз начало копи, рудники, отсюд а и произошёл тер мин «металл». В древности считалось, что су ществует то лько 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это чис ло соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (с еребро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Ме ркурием (ртуть) (см. ри сунок). По алхимическим представлениям, ме таллы зар ождались в земных недрах под вли янием лучей планет и постепенно соверш енст вовались, превращаясь в золото. Человек сначала овладел самородными метал лами - золотом, серебром, ртут ью. Первым ис кусственно полученным металлом была медь, затем удалось ос воить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга не мецкого металлурга Г. Агриколы «О горно м де ле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по п олучению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали ра зновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в сво ё м руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тог да металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, м арганец, никель, золото, пла тину, свинец, вольфрам и цинк. По мере раз вити я методов химического исследования число известных металлов стало быс тро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены пу тём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектраль ного анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтве рдилось су ществование металлов, предсказанных Д. И. Мен делеевым на осно ве его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие ра диоактивности в конце 19 в. повлекло за со бой поиски радиоактивных металл ов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не с уществующие в природе ра диоактивные металлы, в частности трансурано в ые элементы. Физические и химические свойства металлов. Все металлы — твер дые вещества (кроме ртути, которая при обычных услови ях жидкая), они отличаются от неметаллов особым видом связи (металлическ ая связь). Валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом, и внутр и каждого металла существует так называемый электронный газ. Большинст во металлов имеют кристаллическую структуру, и металл можно представит ь как «жесткую» кристаллическую решетку из положительных ионов ( катион ов). Эти электроны могут более или менее передвигаться по металлу. Они ком пенсируют силы отталкивания между катионами и, тем самым, связывают их в компактное тело. Все металлы об ладают высокой электрической проводимостью (т. е. они про водники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, зо лото, ртуть и алюминий; высока и теплопро водность металлов. Отличительн ым свойством многих метал лов является их пластичность (ковкость), вслед ствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в пр оволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и до статочно хрупкие м еталлы (цинк, сурьма, висмут). В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси, называе мые сплавами. В сплаве свойства одного компонента обычно удачно дополня ют свойства другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малоприго дна для из готовления деталей машин, сплавы же меди с цинком, назы ваемые латунью, являются уже достаточно твердыми и широ ко используются в маши ностроении. Алюминий обладает хо рошей пластичностью и достаточной лег костью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав аю ралюмин (дюраль), содержащий медь, магний и марганец. Дюралюмин, не теряя с войств своего алюминия, приобретает высокую твердость и поэтому исполь зуется в авиационной технике. Сплавы железа с углеродом (и добавками дру гих металлов) — это известные чугун и сталь. Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см ), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г /см 3 ). Отличаются металлы и по твёрдост и. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый м еталл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при темпер атуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет те мпературу плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, от носят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких тем пературах металлы способны испускать электроны, что используется в эле ктронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний по сле помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состоян ие намагниченности. Металлам присуще некоторые и химические свойства. А томы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переход ят в положительно заряженные ионы. Поэтомц металлы являются восстанови телями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическ ое свойство. Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различн ыми окислителями, среди которых могут быть простые ве щества, кислоты, со ли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения ме таллов с галогенами называются галогенидами, с серой — сульфидами, с аз отом — нитридами, с фосфо ром — фосфидами, с углеродом — карбидами, с кр емнием - сили цидами, с бором — боридами, с водородом — гидридами и т. д. Мн огие из этих соединений нашли важное применение в новой тех нике. Наприм ер, бориды металлов используются в радиоэлектрони ке, а также в ядерной т ехнике в качестве материалов для регулиро вания нейтронного излучения и защиты от него. Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых метал лах также образуется устойчивая оксид ная пленка. Это явление называетс я пассивацией. Так, в кон центрированной серной кислоте пассивируются (и не реагиру ют с ней) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Mg, и Nb, а в кон центрированно й азотной кислоте — металлы Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh и U. Чем левее расположен металл в этом ряду, тем больши ми восстановительны ми свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катион а в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное со стояние. В ряд напряжений помещен один неметалл — водород, по с кольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с ки слотами - неокислителями в водном растворе (точнее — окисляться катиона ми водорода Н + ). Например, цинк реагиру ет с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (д о) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. А налогично ведут себя металлы в разбавлен ной серной кислоте. Металлы, ст оящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.) Нежелательным химическим свойством металлов являе т ся их электрохимическая коррозия, т. е. активное разруше ние (окисление) металла при контакте с водой и под воздейст вием растворенного в ней кис лорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железн ых изделий в во де. Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородн ых металлов — контактная коррозия. Между одним металлом, например Fе, и др угим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваничес кая па ра. Поток электронов идет от более активного металла, стояще го ле вее в ряду напряжений (Fе), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный ме талл разрушается (корродирует). Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность кон сервных банок (желез о, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обраще нии с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой ца рапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная п оверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо). Сопротивление коррозии для данного металла возрастает при его покрыти и более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хро мом или изготовление сплавов железа с хромом устраняет коррозию железа. Хроми рованное железо и стали, содержащие хром (нержавеющие стали), имеют высокую коррозионную стойкость. Общие способы получения металлов: — электрометаллургия, т. е. получение металлов элект ролизом расплавов ( для наиболее активных металлов) или растворов их солей; — пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из их руд при высокой те мпературе (например, получение железа с помощью доменного процесса); — гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из раство ров их солей более активными металлами (например, получе ние меди из раствора СuSO 4 вытеснением цинком, железом или алюминием). В природе металлы встречаются иногда в свободном виде, например самородные ртуть, с еребро и золото, а чаще — в ви де соеди нений (металлических руд). Самые активные метал лы, конечно, присутствуют в земной коре только в связанном виде. Литий. Литий (от греч. Литос- камень), Li, химический элемент подгруппы Iа периодичес кой системы; атомный номер 3, атомная масса 6, 941; относится к щелочным металл ам. Содержание лития в земной коре 6,5-10 -3 % по массе. Обнаружен он более чем в 150 ми нералах, из них соб ственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl[Si 2 O 6 ], ле пидо лит KLi 1,5 Al 1,5 [Si 3 AlO 10 ](F,0Н) 2 и петалит (LiNa)[Si 4 AlO 10 ]. Сос тав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень рас пространё нному в земной коре классу алюмо силикатов. Перспективные источники сыр ья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземн ые воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, С ША, Чили, Зимбабве, Бразилии, На мибии и России. Интересно, что минерал сподумен встречается в приро де в виде больших кристаллов массой в несколько тонн. На руднике Этта в СШ А на шли кристалл в форме иглы длиной 16 м и массой 100 т. Первые сведения о литии относятся к 1817 г. Шведский химик А. Арфведсон, прово дя ана лиз минерала петалита, открыл в нём неизвест ную щёлочь. Учитель А рфведсона Й. Берцелиус дал ей название «литион» (от греч. литеос -каменный ), т. к. в отличие от гидроксидов калия и натрия, которые были получены из зол ы рас тений, новая щёлочь была обнаружена в мине рале. Он же назвал металл, являющийся «ос новой» этой щёлочи, литием. В 1818 г. англий ский химик и физик Г. Дэви получил литий электролизом гидроксида LiОН. Свойства. Литий - серебристо-белый металл; т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340 "С; самый лёгкий из всех металлов, его плотность 0,534 г/см -он в 5 раз легче алюминия и почти вдв ое легче воды. Литий мягок и пластичен. Соединения лития окрашивают плам я в красивый карминово-красный цвет. Этим весьма чувствитель ным методо м пользуются в качественном ана лизе для обнаружения лития. Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s 1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1. Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряже ний и вытесняет водород не только из кислот, но и из воды. Однако многие хи ми ческие реакции лития протекают менее энер гично, чем у других щелочны х металлов. Литий практически не реагирует с компонен тами воздух а при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воз духе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li 2 O (присутствуют только сле ды пероксида Li 2 O 2 ). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li 3 N, при влажно сти воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li 2 СО 3 . Нитрид лития может быть по лучен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяю щихся с азотом): 6Li + N 2 =2Li 3 N Литий легко сплавляется почти со всеми ме таллами и хор ошо растворим в ртути. Непосред ственно соединяется с галогенами (с иодо м -при нагревании). При 500 °С реагирует с водо родом, образуя гидрид LiН, при вз аимодействии с водой - гидроксид LiОН, с разбавленными кислотами - соли лит ия, с аммиаком - амид LiNН 2 , например: 2Li + Н 2 = 2LiН 2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2 2Li + 2 Н F = 2LiF + Н 2 2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2 Гидрид LiН - бесцветные кристаллы; при меняется в различн ых областях химии как вос становитель. При взаимодействии с водой вы дел яет большое количество водорода (из 1 кг LiН получают 2820 л Н 2 ): LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2 Это позволяет использовать LiН как источник водорода для наполнения аэростатов и спаса тельного снаряжения (надувных лодок, поясов и др.), а также как своеобразный «склад» для хранения и транспортир овки огнеопасного во дорода (при этом необходимо предохранять LiН от мале йших следов влаги). Широко применяют в органическом синтезе смешанные гид риды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH 4 - селективный восстано витель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з Гидроксид LiОН - сильное основание (щё лочь), его водные растворы разрушают стекло, фарфор; устойчивы к нему никель, серебро и зол ото. LiОН применяют в качестве добавки к электролиту щелочных аккумулято ров, что повышает срок их службы в 2-3 раза и ёмкость на 20%. На основе LiОН и орган ических кис лот (особенно стеариновой и пальмитиновой) производят мороз о- и термостойкие пластичные смазки (литолы) для защиты металлов от кор ро зии в интервале температур от -40 до +130 "С. Гидроксид лития используют также как по глотитель углекислого газа в пр отивогазах, под водных лодках, самолётах и космических ко раблях. Получение и применение. Сырьём для по лучения лития слу жат его соли, которые из влекают из минералов. В зависимости от состава ми нералы разлагают серной кислотой Н 2 S О 4 (кислотный метод) либо спеканием с о ксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом к алия К 2 SО 4 (солевой спо соб), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочн о-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li 2 SО 4 [по следний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН) 2 и содой Na 2 Co 3 ]. Спек, образующийся при дру гих методах раз ложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щело чном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2 SO 4 , при щёлочно-солев ом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готовог о продукта в виде карбоната Li 2 СО 3 . который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития. Металлический литий получают электроли зом расплавле нной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl 2 с дальнейшей очисткой от примесей. Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водор ода), являющегося главной составной частью водо родной бомбы и основным горючим для тер моядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляе тся между нуклидом 6 Li и нейтро нами (не йтральными частицами с массовым чис лом 1); продукты реакции - тритий 3 Н и гелий 4 Не: 6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He Большое количество лития используется в ме таллург ии. Сплав магния с 10% лития прочнее и легче самого магния. Сплавы алюминия и лития - склерон и аэрон, содержащие всего 0,1% лития, помимо лёгкости обладаю т высо кой прочностью, пластичностью, повышенной стойкостью к коррозии; их применяют в авиа ции. Добавка 0,04% лития к свинцово-кальциевым подшипник овым сплавам повышает их твёрдость и уменьшает коэффициент трения. Галогениды и карбонат лития применяют в производстве оптических, кисло тоупорных и других специальных стёкол, а также термостой кого фарфора и керамики, различных глазурей и эмалей. Мелкие крошки лития вызывают химические ожоги влажной кожи и глаз. Соли лития раз дражают кожу. При работе с гидроксидом лития необходимо соблю дать меры предосторожности, как при работе с гидроксидами натрия и калия . Натрий. Натрий (от араб, натрун, греч. нитрон -природная сода, хими че ский элемент подгруппы Iа пе риодической системы; атом ный номер 11, ато мная масса 22,98977; относится к щелоч ным металлам. В природе встречается в вид е одного стабильного нуклида 23 Na . Ещё в глубокой древности были известны соединения нат рия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na 2 СОз. Последн ее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит соврем енное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Фр анции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же зна чение, что и по-русски). Впервые о получении натрия (и калия) сообщил английск ий химик и физик Г. Дэви на собрании Королевского общества в Лондоне в 1807 г. Ему удалось разложить действием электрического тока едкие щёлочи КОН и NaОН и выделить неизвестные ранее металлы обладающие необычайными свойс твами. Эти металлы очень быстро окислялись на воздухе, а на поверхности в оды плавали, выделяя из неё водород. Распространённость в природе. Натрии - один из самых рас пространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по мас се. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве око ло 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия устан овлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий на ходится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, м ирабилит (глауберова соль) Na 2 SO 4 *10H 2 O, тенард ит Na 2 SO 4, челийская селитра NaNO 3, природ ные силикаты, например альбит Na[AlSi 3 O 8 ], нефелин Na[AlSiO 4 ] Россия исключительно богата залежами каменной соли (например, Соликамск, Усолье-Сибирское и др.), большие залежи минерала тро ны в Сибири. Свойства. Натрий - серебристо-белый легко плавкий метал л, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды пло тность 0,99 г/см 3 при 19,7 °С). Натрий и его сое динения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствит ельна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (наприм ер, в комнатной или уличной пыли). Натрий - один из самы х активных элементов периодической системы. Внешний э лектронный слой атома натрия содержит один электрон (к онфигурация 3s 1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степ ень окисления +1. На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависи мости от условий оксид Na 2 O или перокси д Na 2 O 2 . Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород: 2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2 Такая реакция происходит даже со льдом при температуре -80 °С, а с тёплой водой или при по верхности контакта идёт со взрывом ( недаром говорят: «Не хотите стать ур одом – не бросайте натрий в воду»). Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллам и: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гид рид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na 3 N или азид NaN 3 ; в атмосф ере фтора воспламеняется; в хлоре гор ит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании: 2Na + Н 2 = 2NaН 6Na + N 2 =2Na 3 N или 2Na+ 3Na 2 =2NaN 3 2Na+ С1 2 = 2NaСl При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карби д Na 2 C 2 ; при растирании с серой дает сульфид Na 2 S и смесь полисульфидов (Na 2 S 3 и Na 2 S 4 ) Натрий легко растворяется в жидком аммиаке, получающи йся раствор синего цвета обладает металлической проводимостью, с газоо бразным аммиаком при 300-400 "С или в присутствии катализатора при охлаждении до -30 С дает амид NaNH 2 . Натрий образует соединения с другими металлами (интер металлиды), например с сереб ром, золотом, кадмием, свинцом, калием и не кот орыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg 2 , NaHg 4 и др. Наи большее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постеп енном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минера льного масла. С разбавленными кислотами натрий образует соли. Получение и применение. Основной метод получения натр ия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяе тся хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления элект ролита к поварен ной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl 2 . Электролиз проводят в электролизёрах с диаф рагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа. Натрий можно получить электролизом рас плава гидрокс ида NaОН, а небольшие количе ства - разложением азида NaN 3. Металлический натрий используют для вос становления чистых металлов из их соедине ний - калия (из КОН), титана (из TiCl 4 ) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель дл я ядерных реакторов, поскольку щелочные метал лы плохо поглощают нейтро ны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары на трия, обладающие ярко-жёлтым свечением, ис пользуют для наполнения газоразрядных ламп, с лужащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находи т применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24 Na используется для радиологического лече ни я некоторых форм лейкемии и в диагности ческих целях. Значительно более обширно применение со единений н атрия. Пероксид Na 2 O 2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кис лород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется дл я отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО 2 », выделяя кислород и об разуя карбонат 2Na 2 O 2 +2CO 2 =2Na 2 Co 3 +O 2 ). На этом свойстве основано применение Na 2 O 2 для регенерации во здуха в закрытых по мещениях и дыхательных приборах изолирую щего типа ( подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.). Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техниче ское название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых си льных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка 2 СОз и до 1,5% NaCl). Большое количе ство NаОН и дёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, произво дство бу маги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и м асел. Из солей натрия применение находят хро мат Na 2 CrO 4 - в произ водстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в ко жев енной промышленности; сульфит Na 2 SO 3 -компонент фиксажей и проявителей в фот огра фии; гидросульфит NaHSO 3 - отбеливат ель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, о вощей и растительных кормов; тиосульфат Na 2 S 2 O 3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и д р., противовос палительное средство; хлорат NaClO 3 - окис литель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na 5 P 3 O 10 -добавка в синтетиче ские моющие сре дства для умягчения воды. Натрий, NаОН и его растворы вызывают тя жёлые ожоги ко жи и слизистых оболочек. Калий. По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но б олее реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возго рание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO 2 . При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании — с водоро дом, серой. Во влажном во здухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или к еросина. Наибольшее практическое применение находят соедине н ия калия — гидроксид КОН, нитрат КNO 3 и карбонат К 2 СO 3 . Гидроксид калия КОН (техническое название — едкое кал и) — белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воз духе и поглощающие у глекислый газ (образуются К 2 СO 3 и КНСO 3 ). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раство р — сильнощелочной. Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl ( аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из прир одного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС1 3 • 6Н 2 0). Используют КОН дл я синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электроли т в аккумуляторах. Нитрат калия КNO 3 (мин ерал калийная селитра) — белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкопл авкие t пл = 339 °С). Хорошо растворим в вод е (гидролиз отсутству ет). При нагревании выше температуры плавления раз лагает ся на нитрит калия КNO 2 и кислор од O 2 , проявляет сильные окислительны е свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO 3 , а смесь С + S взрывается (сго рание «че рного пороха»): 2КNO 3 + ЗС(уголь) + S=N 2 + 3CO 2 + K 2 S Нитрат калия используется в производстве стекла и м ине ральных удобрений. Карбонат калия К 2 СO 3 (техническое название — поташ) — бе лый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гид ролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла. Получение К 2 СO 3 основано на реакциях: К 2 SO 4 + Са(ОН) 2 + 2С O = 2К(НСОО) + СаSO 4 2К(НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2 Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO 4 )Сl • ЗН 2 0 и шёнит К 2 Мg(SO 4 ) 2 * 6Н 2 0) нагревают с гашёной известью Са(ОН) 2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получа ют формиат калия К(НСОО), который прока ливают в токе воздуха. Калий жизненно важный элемент для растений и живот ных . Калийные удобрения — это соли калия, как природные, так и продукты их пе реработки (КСl, К 2 SO 4 , КNO 3 ); высоко содержание солей калия в золе растений. Калий — девятый по химическ ой распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связан ном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К + в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоакти вный изотоп 40 К (примесь к преобладающ ему ста бильному изотопу 39 К) распадае тся очень медленно (период полураспада 1 • 10 9 лет), он, наряду с изотопами 238 U и 232 Тh, вносит большой вклад в геотерми ческий запас нашей планеты (внутренняя теплота земных недр). Медь. От (лат. Cuprum), Сu, химический элемент подгруппы 16 периодической системы; атомный номер 29, атомная м асса 63,546 относится к переходным металл ам. Природная медь представляет собой смесь нуклидов с массовыми числами 63 (69,1%) и 65 (30,9%). Распространённость в природе. Среднее со держание мед и в земной коре 4,7-10~ 3 % по массе. В земной коре медь встречается как в виде самородков, та к и в виде различных минералов. Самородки меди, порой значительных разме ров, покрыты зелёным или голубым налётом и не обычайно тяжелы по сравнен ию с камнем; самый большой самородок массой около 420 т был найден в США в рай оне Великих Озёр (ри сунок). Подавляющая часть меди присутствует в горных породах в виде соединений. Известно более 250 минералов, содержащих медь. П ро мышленное значение имеют: халькопирит (мед ный колчедан) СuFeS 2 , ковеллин (медный ин диго) Сu 2 S, халькозин (медный блеск) Сu 2 S, куп рит Сu 2 О, малахит СuСОз*Си( ОН) 2 и азурит 2СиСОз*Си(ОН) 2 . Почти все минералы меди ярко и красиво окраш ены, например халькопирит от ливает золотом, медный блеск имеет синеват о- стальной цвет, азурит - густо синий с о стеклянным блеском, а кусочки ковеллина отливают всеми цветами радуги . Многие из медных минералов - поделочные и драгоценные камни -самоцветы; о чень высоко ценятся малахит и би рюза СuА1 6 (РO 4 ) 4 (ОН) 8 *5Н 2 O. Наиболее крупные месторождения медных руд находятся в Северной и Южной Америке (гл. обр. в США, Канаде, Чили, Перу, Мексике), Африке (Замбия, ЮАР), Азии (Иран, Филип пины, Япония). В России залежи медных руд имею тся на Урале и Алтае. Медные руды обычно полиметаллические: по мимо меди о ни содержат Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, Sе, платиновые металлы и др. Историческая справка. Медь известна с не запамятных времён и входит в «в еликолепную семёрку» древнейших металлов, используемых человечеством , - это золото, серебро, медь, же лезо, олово, свинец и ртуть. По археологиче с ким данным, медь была известна людям уже 6000 лет назад. Она оказалась первым метал лом, заменившим древнему человеку камень в первобытных орудиях тр уда. Это было начало т.наз. медного века, который длился около двух тысячел етий. Из меди выковывали, а потом и выплавляли топоры, ножи, булавы, предме ты домашнего обихода. По преданию, античный бог-кузнец Гефест выковал дл я непобедимого Ахилла щит из чистой меди. Камни для 147-метровой пирамиды Х еопса также были до быты и отёсаны медным инструментом. Древние римляне вывозили медную руду с ос трова Кипр, о тсюда и произошло латинское на звание меди - «купрум». Русское название «медь», по-видимому, связано со слово м «смида», что в древности означало «металл». В рудах, добываемых на Синайском полуост рове, иногда попадались руды с примесью олова, что привело к открытию сплава меди с ол овом -бронзы. Бронза оказалась более легкоплавкой и твёрдой, чем сама мед ь. Открытие бронзы положило начало длительному бронзовому веку (4-1-е тысяч елетия до н. э.). Свойства. Медь - металл красного цвета. Т.пл. 1083 "С, т. кип. 2567 °С, плотность 8,92 г/см . Это пластичный ковкий металл, из него можно прокатать листочки в 5 раз тон ьше папиросной бумаги. Медь хорошо отражает свет, прекрасно проводит теп ло и электричество, ус тупая только серебру. Конфигурация внешних электронных слоев атома меди 3d 10 4s 1 (d-элемент). Хотя медь и щелочные металлы находятся в одной и той же I группе, их поведение и свойства сильно различаются. С щелочными металла ми медь сближает только способность образовывать од новалентные катио ны. При образовании соеди нений атом меди может терять не только внешний s-электрон, но один или два d-электрона предшествующего слоя, проявляя при этом бо лее высокую степень окисления. Для меди сте пень окисления +2 боле е характерна, чем +1. Металлическая медь малоактивна, в сухом и чистом возду хе стабильна. Во влажном воздухе, содержащем СО 2 , на её поверхности образуется зеленоватая плёнка Сu(ОН) 2* СuСОз, называемая патиной. Патина придаёт изделиям из меди и ее сплавов красивый «старинный» вид; сплош ной налёт п атины, кроме того, защищает металл от дальнейшего разрушения. При нагрев ании меди в чистом и сухом кислороде происходит образование чёрного окс ида СиО; нагревание выше 375°С приводит к красному оксиду Сu 2 О. При нормальной температуре оксиды ме ди на воздухе устойчивы. В ряду напряжений медь стоит правее водо рода, и поэт ому она не вытесняет водород из воды и в бескислородных кислотах не. Раст воряться в кислотах медь может только при её одновременном окислении, на пример в азотной кислоте или концентрирован ной серной кислоте: ЗСu + 8НNO 3 = ЗСu(NO 3 ) 2 + 2NО + 4Н 2 O Сu + 2Н 2 S0 4 = СиSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O Фтор, хлор и бром реагируют с медью, образуя соответст вующие дигалогениды, например: Сu + Сl 2 = СuСl 2 При взаимодействии нагретого порошка меди с йодом п олучается иодид Сu(I), или моноиодид меди: 2Сu +I 2 = 2СuI Медь горит в парах серы, образуя моносуль фид СиS. С водор одом при нормальных условиях не взаимодействует. Однако, если образцы ме ди содержат микропримеси оксида Си 2 O, то в ат мосфере, содержащей водород, метан или оксид углерода, происходит восстановление оксида ме ди до металла: Сu 2 O+ Н 2 = 2Сu + Н 2 O Сu 2 O+ СО = 2Сu + СO 2 Выделяющиеся пары воды и СO 2 вызывают по явление трещин, что резко ухудшает механи ческие св ойства металла («водородная болезнь»). Соли одновалентной меди - хлорид Сu Сl, сульфит Сu 2 SOз, сульфид Сu 2 S и другие - как правило, плохо растворяются в в оде. Для двух валентной меди существуют соли практически всех известных кислот; наиболее важные из них - сульфат СuSO 4 , хлорид СuСl 2 , нитрат Сu(NОз) 2 .Все они хорошо растворяются в воде, а при выделении из неё образуют кристалло гидраты, например СuСl 2 *2Н 2 O, Си(NOз) 2 *6Н 2 O, Си80 4 -5Н 2 0. Цвет солей - от зелёного до синего, т. к. ион Сu в воде гидра тируется и находится в виде голубого аква-иона [Сu(Н 2 O) 6 ] 2+ , который и определяет цвет растворов солей двухвалент ной меди. Одну из важнейших солей меди - суль фат- получают раст ворением металла в на гретой разбавленной серной кислоте при про дуван ии воздуха: 2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O Безводный сульфат бесцветен; присоединяя во ду, он прев ращается в медный купорос СuSO 4 -5Н 2 O - лазурно-синие прозрачные кри сталлы. Бла годаря свойству сульфата меди из менять окраску при увлажнении его испо льзуют для обнаружения следов воды в спиртах, эфирах, бензинах и др. При взаимодействии соли двухвалентной ме ди с щёлочью образуется объёмный осадок го лубого цвета - гидроксид Сu(ОН) 2 . Он амфотерный: в концентрированной щёлочи р ас творяется с образованием соли, в которой медь находится в виде аниона, например: Сu(ОН) 2 + 2КОН = К 2 [Сu(ОН) 4 ] В отличие от щелочных металлов, для меди характерна скл онность к комплексообразованию - ионы Сu и Сu 2+ в воде могут образо вывать комплексные ионы с анионами (Сl - , СN - ), не йтральными молекулами (NH 3 ) и некоторым и органическими соединениями. Эти комплексы, как правило, ярко окрашены и хорошо раство ряются в воде. Получение и применение. Ещё в 19 в. медь выплавляли из ру д, содержащих не менее 15% металла. В настоящее время богатые медные руды пр актически исчерпаны, поэтому медь гл. обр. получают из сульфидных руд, сод ержащих лишь 1-7% меди. Выплавка металла - длитель ный и многоступенчатый пр оцесс. После флотационной обработки исходной ру ды концентр ат, содержащий сульфиды железа и меди, помещают в медеплавильные отража тельные печи, нагреваемые до 1200 °С. Кон центрат плавится, образуя т. наз. ште йн, содер жащий расплавленные медь, железо и серу, а также твёрдые силикат ные шлаки, всплываю щие на поверхность. В выплавленном штейне в виде СuS со держится около 30% меди, ос тальное - сульфид железа и сера. Следующая стадия - превращение штейна в т. наз. черновую медь, которое осуществляют в гориз онтальных конвертерных печах, продуваемых кислородом. Сначала окисляе тся FeS; для связывания полу чающегося оксида железа в конвертер добавля ю т кварц - при этом образуется легко отделя емый силикатный шлак. Затем оки сляется СuS, превращаясь в металлическую медь, и выделяется SO 2 : СuS + O 2 = Сu + SO 2 После удаления воздухом SO 2 оставшуюся в конвертере черновую медь, содержащую 97- 99% меди, разл ивают в формы и затем под вергают электролитической очистке. Для этого с литки черновой меди, имеющие форму толстых досок, подвешивают в электрол изных ваннах, содержащих раствор медного купороса с добав лением Н 2 SO 4 . В те х же ваннах подвешены и тонкие листы чистой меди. Они служат като дами, а о тливки из черновой меди - анодами. Во время прохождения тока на аноде прои сходи растворение меди, а на катоде - её выделение: Сu - 2е = Сu 2+ Сu 2+ + 2е = Сu Примеси, в том числе серебро, золото, платина, выпадаю т на дно ванны в виде илообразной массы (шлама). Выделение из шлама благоро д ных металлов обычно окупает весь этот энерго ёмкий процесс. После тако го рафинирования полученный металл содержит 98-99% меди. Медь издавна применялась в строительстве: древние египтяне строили мед ные водопроводы; крыши средневековых замков и церквей по крывали листов ой медью, например знамени тый королевский замок в Эльсиноре (Дания) покр ыт кровельной медью. Из меди изготовляли монеты и украшения. Благодаря м алому элек трическому сопротивлению медь является глав ным металлом эл ектротехники: больше полови ны всей получаемой меди идёт на производств о электрических проводов для высоковольтных передач и слаботочных каб елей. Даже ничтож ные примеси в меди приводят к повышению её электрическ ого сопротивления и большим по терям электроэнергии. Высокая теплопроводность и сопротивление коррозии позволяют изготовл ять из меди детали теплообменников, холодильников, вакуумных аппаратов, трубопроводов для перекачки масел и топлив и пр. Широко используют медь и в гальванотехнике при нанесении защитных по крытий на стальные издели я. Так, например, при никелировании или хромировании стальных предметов на них предварительно осаждают медь; в этом случае защитное покрытие слу жит дольше и эффективней. Медь используют также в гальванопластике (т.е. п ри тиражировании из делий методом получения их зеркального ото бражени я), например при изготовлении метал лических матриц для печатания денеж ных ку пюр, воспроизведения скульптурных изделий. Значительное количество меди расходуется на изготовление сплавов, кот орые она образует со многими металлами. Основные сплавы меди, как правил о, делятся на три группы: бронзы (сплавы с оловом и другими металлами, кром е цинка и никеля), латуни (сплавы с цинком) и медно-никелевые сплавы. О бронз ах и латунях в эн циклопедии есть отдельные статьи. Наиболее из вестные м едно-никелевые сплавы - мельхиор, нейзильбер, константан, манганин; все он и содержат до 30-40% ни келя и разные легирующие добавки. Применяют эти сплав ы в кораблестроении, для изготовления деталей, работающих при повышенно й темпе ратуре, в электротехнических приборах, а также для бытовых метал лических изделий вместо се ребра (столовые приборы). Разнообразное применение находили и нахо дят соедине ния меди. Оксид и сульфат двухва лентной меди применяют для изготовлени я не которых видов искусственного волокна и для получения других соедин ений меди; СuО и Сu 2 О используют для про изводства стекла и эмалей; Сu(NОз) 2 - ситц епечатании; СuСl 2 - компо нент минераль ных красок, катализатор. Мине ральные краски, содержащие медь, известны и здревле; так, анализ древних фресок Помпеи и настенной живописи на Руси п оказал, что в состав красок входил основный ацетат меди Сu(OН) 2 *(СНзСОО) 2 Сu 2 , он-то и служил ярко-зе лёной краской, называемой на Руси ярь-медянкой. Медь принадлежит к числу т. наз. биоэлемен тов, необходи мых для нормального развития растений и животных. При отсутствии или не достатке меди в растительных тканях умень шается содержание хлорофилл а, листья желте ют, растения перестают плодоносить и могут погибнуть. Поэ тому многие соли меди входят в состав медных удобрений, например медный ку порос, медно-калийные удобрения (медный ку порос в смеси с КСд). Соли мед и, кроме того, применяют и для борьбы с болезнями растений. Более ста лет д ля этого используется бордоская жидкость, содержащая основный сульфат меди [Сu(OН) 2 ]зСuSО 4 ; получают его по реакции: 4СuSO 4 + ЗСа(ОН) 2 = СuSO 4 * ЗСu(ОН) 2 + ЗСаSО 4 Студенистый осадок этой соли хорошо покры вает листья и долго удерживается на них, за щищая растение. Аналогичным свойством об ладают Сu 2 О, хлороксид меди ЗСu(ОН) 2 *СuСl 2 , а также фосфат, борат и арсенат меди. В организме человека медь вх одит в состав некоторых ферментов и участвует в процессах кроветворени я и ферментативного окисления; среднее содержание меди в крови человека -около 0,001 мг/л. В организмах низших жи вотных меди намного больше, например гемоцианин - пигмент крови моллюсков и ракооб разных - содержит до 0,26% меди. Среднее со держание меди в живых организмах - 2-10 -4 % по массе. Для человека соединения меди в большинстве своём то ксичны. Несмотря на то, что медь вхо дит в состав некоторых фармацевтичес ких пре паратов, попадание её в желудок с водой или пищей в больших количе ствах может вызвать тяжёлые отравления. Люди, долго работающие на выплав ке меди и её сплавов, часто заболевают «медной лихорадкой» - повышается т емпера тура, возникают боли в области желудка, сни жается жизненная акти вность лёгких. Если соли меди попали в желудок, до прихода врача необходи мо срочно его промыть и принять моче гонное средство. Зак лючение. Металлы служат основным конструкционным материалом в ма шиностроении и приборостроении. Все они обладают общими так называемыми металлическ ими свойствами, но каждый элемент про являет их в соответствии с его поло жением в периодической си стеме Д. И. Менделеева, т. е. в соответствии с особ енностями строения его атома. Металлы активно вступают в о взаимодействие с элементарными окислителями с большой электроотрица тельностью (галогены, кис лород, сера и др.) и поэтому при рассмотрении общ их свойств металлических элементов необходимо учитывать их химическую активность по отношению к неметаллам, типы их соединений и формы химиче ской связи, так как это определяет не только ме таллургические процессы при их получении, но и работоспособность металлов в условиях эксплуатац ии. Сегодня, когда развитие экономики идет большими темпами появилась потр ебность быстровозводимых строениях, при этом не требующих значительны х капиталовложений. В основном это нужно для строительства торговых пав ильонов, развлекательных центров, складов. С применением металлоконстр укций такие строения теперь можно не только легко и быстро возводить, но и с той же легкостью разбирать когда заканчивается арендный срок или для переезда на другое место. Более того в такие легко возводимые здания не т рудно подвести коммуникации, отопление, свет. Здания из металлоконструк ций выдерживают суровые условия природы не только по температурным реж имам, но и что не мало важно по сейсмологической активности, там, где возво дить кирпичные строения не легко и не безопасно. Тот ассортимент металлоконструкций, который предлагается сегодня пром ышленностью легко транспортабелен, может подниматься любыми кранами. С оединение и монтаж таких конструкций может производиться как при помощ и болтов, так и с помощью сварки. Появление легких металлоконструкций, ко торые изготавливаются и поставляются комплексно играют большую положи тельную роль при строительстве общественных зданий в сравнении со стро ительством зданий из железобетона, и значительно уменьшает сроки выпол нения работ. Список используемой ли тературы. 1. Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. – 3-е издание-М.: ООО «Издательство Новая В олна», ЗАО «Издательский Дом ОНИКС», 1999.-464 с. 2. А.С.Егорова. Химия. Пособие д ля поступающих в Вузы- 2-е издание – Ростов н/Д: изд-во «Феникс», 1999. – 768 с. 3. Фролов В.В. Химия: Учебное пособие для машиностроительных специальных вузов. – 3-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 1986.-543 с. 4. Лидин Р.А. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы: Те оретические основы. Вопросы. Задачи. Тесты: Учеб. Пособие/2-е изд., стереотип . – М.: Дрофа, 2002. – 576 с. 5. Ю.А.Золотов. Химия. Школьная энциклопедия.М.:- Дрофа, «Большая Российская энциклопедия»., 2003. – 872 с.
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
Согласно приказа Минздрава РФ к набору стандартных вопросов психиатра "Как вас зовут?" и "Какой сейчас год?" добавляется вопрос "А Крым чей?"
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева", 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