Реферат: Физико-химические свойства фосфора - 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

Физико-химические свойства фосфора

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 25 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

14 Министерство информационных технологий и связи РФ Сибирский государственный университет телекоммуникаций и информатик и Уральский технический институт связи и информатики Колледж УрТИСИ. Научная дисциплина: химия радиоматериалов. Тема: « Физико-химические свойс тва фосфора » Исполнитель: Научный руководитель: Екатеринбург 200 6 Содержание. Введение…………………………………… …………………………… … … 2 Глава I . Физические свойства фосфор а……………………………… …... ....4 Глава II . Нахожден ие в природе………………………………… ……… …..6 Глава III . Получение ……………………… ……………………………… …..7 Глава IV . Химические свойств а …………………………………………… …8 Глава V . Соединения фосфора ……………………………………………… .10 Глава VI . П рименение ……………………………………………………… ..12 Глава VII . Содержание в организме………………………………………....13 Заключение…………………………………………………………………….14 Список литературы……………………………………………………… ……15 Введение. ФОСФОР (лат. — Phosphopus), Р (чи тается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Рас положен в группе V в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильны й нуклид 31 Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3 s 2 р 3 . В соединениях проявляет степени окисления от – 3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисле ния в соединениях +5. Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координац ионное число 6) и Р 5+ — 0,017 нм (координац ионное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной и онизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 э В. Электроотрицательность по Полингу 2,10. Неметалл. СВОЙСТВА ФОСФОРА Атомный номер 15 Атомная масса 30,97376 Изотопы стабильные 31 нестабильные 32, 33 Температура плавления, ° С 44,14 (бел.) Температура кипения, ° С 280 (бел.) Температура самовоспламенения, ° С 44 (бел.) Плотность, г/см 3 1,83 (бел.), 2,3 ( красн.), 2,25– 2,69 (черн.) Содержание в земной коре, (масс.) 0,12 Степени окисления – 3, +3, +5 (реже – 2, 0, +1, +2) Перв ым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд ( есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня он прока лил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соед инений, содержащихся в моче). В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный ) получил англичанин Р. Бойль. В последующие годы было установлено, что фос фор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях ск елета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяно й золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле. Элементарную природу фосфора уст ановил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. Глава I . Физические с войства фосфора. Элем ентарный ф осфор существует в вид е нескольких аллотропических модификаций, главные из которых - белая, кр асная и черная. Белый Фосфор - воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом , образуется при конденсации паров ф осфора. Белый ф осфор в присутствии примесей - следов красного ф осфора, мышьяка, железа и т. п. - окрашен в желты й цвет, поэтому товарный белый ф осфор называется ж елтым. Существуют две формы белого Фосфора: б- и в- форма. б- модификация представляе т собой кристаллы кубической системы (а =18,5 Е); плотность 1,828 г/см 3 , t пл 44,1 °С, t кип 280,5 °С, теплота плавления 2,5 кДж/мо ль Р 4 (0,6 ккал/молъ Р 4 ), теплота испарения 58,6 кДж/моль Р 4 (14,0 ккал/молъ P 4 ), давление пара при 25 °С 5,7 н/м 2 (0,043 мм рт. ст.). Коэффициент линейного ра сширения в интервале температур от 0 до 44 °С равен 12,4·10 -4 , теплопроводность 0,56 вт/(м·К) [1,1346·10 -3 кал/(см·сек·°С)] при 25 °С. По элек трическим свойствам б- белы й ф осфор близок к диэлектрикам: ш ирина запрещенной зоны около 2,1 эв, удельное электросопротивление 1,54·10 11 ом·см, диамагнитен, удельн ая магнитная восприимчивость -0,86·10 -6 . Твердость по Бринеллю 6 Мн/м 2 (0,6 кгс/мм 2 ). б- Форма белого Фосфора хорошо растворяется в сероуг лероде, хуже - в жидком аммиаке, бензоле, четыреххлористом углероде и др. П ри -76,9 °С и давлении 0,1 Мн/м 2 (1 кг с/см 2 ) б- форма переходит в низкотемпературную в- форму (плотность 1,88 г/см 3 ). С повышением давления до 1200 Мн/м 2 (12000 кгс/см 2 ) переход происходит при 64,5 °С. в- Форма - кристаллы с двойным лучепр еломлением. Белый ф осфор ядовит: на воздухе при температуре около 40 °С самовоспламеняется, поэтому его сл едует хранить под водой (растворимость в воде при 25 °С 3,3·10 -4 %). Нагреванием белого Фосфора без дос тупа воздуха при 250-300 °С в течение нескольких часов получают красный ф осфор. Переход экзотермичен, ускоря ется ультрафиолетовыми лучами, а также примесями (иод, натрий, селен). Обыч ный товарный красный ф осфор прак тически полностью аморфен; имеет цвет от темно-коричневого до фиолетово го. При длительном нагревании необратимо может переходить в одну из крис таллических форм (триклинную, кубическую и другие) с различными свойства ми: плотностью от 2,0 до 2,4 г/см 3 , t пл от 585 до 610 °С при давлении в несколько десятков атмосфер, температурой возгонки от 416 до 423 °С, удельным электросопротивлением от 10 9 до 10 14 ом·см. Крас ный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С , но самовоспламеняется при трении или ударе; нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде ф осфора. При температуре возгонки красный ф осфор превращается в пар, при охлаждени и которого образуется в основном белый ф осфор. При нагревании белого ф осфора до 200-220 °С под давлением (1,2-1,7)·10 3 Мн/ м 2 [(12-17)·10 3 кгс/см 2 ] образуется черный ф осфор. Это превращение можно осуществить без давления, но в пр исутствии ртути и небольшого количества кристаллов черного ф осфора (затравки) при 370 °С в течение 8 суток. Ч ерный ф осфор представляет собой кристаллы ромбической структуры (а = 3,31 Е, b = 4,38 Е, с = 10,50 Е), реш етка построена из волокнистых слоев с характерным для ф осфора пирамидальным расположением атомов, плот ность 2,69 г/см 3 , t пл около 1000 °С под давлением 1,8·10 3 Мн/м 2 (18·10 3 кгс/с м 2 ). По внешнему виду черный ф осфор похож на графит; полупрово дник: ширина запрещенной зоны 0,33 эв при 25 °С; имеет удельное электросопроти вление 1,5 ом·см, температурный коэффициент электросопротивления 0,0077, диам агнитен, удельная магнитная восприимчивость -0,27·10 -6 . При нагревании до 560-580 °С под давлением собственных паров превращается в красный ф ос фор. Черный ф осфор малоактивен, с трудом воспламеняется при поджигании, поэтому его можно безопасно подв ергать механической обработке на воздухе. Атомный радиус ф осфор 1,34 Е, ионные радиусы: Р 5+ 0,35 Е, Р 3+ 0,44 Е, Р 3- 1,86 Е. Атомы Фосфора объединяются в двухатомные (Р 2 ), четырехатомные (P 4 ) и полимерные молекулы. Наиболее стаб ильны при нормальных условиях полимерные молекулы, содержащие длинные цепи связанных между собой P 4 - тетраэдров. В жидком, твердом виде (белый Фосфор) и в парах ниж е 800 °С Фосфор состоит из молекул P 4 . При температурах выше 800 °С молекулы P 4 диссоциируют на Р 2 , которые, в свою очередь, распадаются н а атомы при температуре свыше 2000 °С. Только белый ф осфор состоит из молекул Р 4 , все остальные модификации - полимеры. Глава II . Нахождение в природе . Содержание в земной к оре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит кал ьция Са 3 (РО 4 ) 3 , апатиты (фторапатит 3 Са 3 (РО 4 ) 3 ·СаF 2 , или, Ca 5 (PO 4 ) 3 F), мон ацит , бирюза. Фосфор входит в соста в всех живых организмов. Крупнейшее месторождение ап атитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Зале жи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Б рянской областях и в других местах. Глава III . Получение . Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема . Метод получения основан на реакции восстановления Са 3 ( РО 4 ) 2 до фосфора. 2 Са 3 ( РО 4 ) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO 4 Са 5 ( РО 4 ) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4 Выделяющиеся пары Р 4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения те рмической фосфорной кислоты Н 3 РО 4 : Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2 При десублимации паров Р 4 образует ся белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без дос тупа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измел ьчителем реакционной массы. Глава IV . Химические свойства Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, чт о приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен б елый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфо ра в избытке кислорода получается P 2 O 5 , который образует димеры Р 4 О 10 и тетрамеры Р 8 О 20 . При недостатке кислорода получается P 2 O 3 . Само воспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. К расный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Че рный фосфор на воздухе не окисляется. Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением боль шого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафо сфорная кислота (НРО 3 ) n . При обработке горячей водой она превращае тся в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н 3 РО 4 : Р 4 О 10 + 2Н 2 О = (НРО 3 ) 4 ; (НРО 3 ) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РО 4 или Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4 Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С , F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I — только триодид РI 3 . Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и галогеноводородной кислот: РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в осно вании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фо сфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пи рамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF 3 , Р ОСl 3 и РОBr 3 . С серой фосфор образует сульфиды Р 4 S 3 , Р 4 S 5 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Изве стны оксисульфиды фосфора : P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 , P 4 O 4 S 3 . Реагир ует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC 3 ). С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный ф осфин РН 3 : 4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3 Как примесь при этом образуется также дифосфин Р 2 Н 4 . Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы. Фосфин РН 3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH 3 , но менее устой чив. Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образ ует ионные фосфиды М 3 Р 2 ,разлагающиеся при контакте с водой: Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 , Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3С а(ОН) 2 + 2РН 3 Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn 3 P, FeP, Ni 2 P. Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислот а Н 3 РО 4 (ее соли — ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na 2 HPO 4 и дигидрофосфа ты, Са(Н 2 РО 4 ) 2 ); метафосфорная кисло та (НРО 3 ) n (ее соли — метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кис лота Н 3 РО 2 (ее соли — гипофосфиты, NaН 2 РО 2 ), двухосновная фосфори стая кислота Н 3 РО 3 (ее соли — фосфиты, Na 2 HPO 3 ). Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH 2 PO 2 и фосфоновых RP(O)(OH) 2 , где R и R — органические радикалы. Глава V . Соедин ения фосфора. Фосфин PH 3 – бесцветный газ с запахом чеснока. Очень ядовит. Сгорает с обр азованием фосфорного ангидрида P 2 O 5 . С наиболее сильными кислотами (HClO 4 , HCl) образует соли фосфония PH 4 + – очень непрочные соеди нения, которые при действии воды разлагаются на фосфин и HCl. Хлорид фосфора (III) PCl 3 – жидкость, кипящая при 75я С. Под действием воды полно стью разлагается на HCl и фосфорную кислоту H 3 PO 3 . Хлорид фосфора (V) PCl 5 – твердое белое вещество. Получает ся при пропускании хлора в PCl 3 . Водой р азлагается на HCl и фосфорную кислоту H 3 PO 4 . Аналогичные соединения образуются с бромом, иодом и фтором, но соединени е PI 5 неизвестно. Оксид фосфора (III) P 2 O 3 (ус тар. фосфористый ангидрид) – белое кристаллическое вещество, плавящеес я при 23,8я С. Образуется при медленном окислении или горении фосфора при ограниченном доступе кислорода. Молекулярная формула при низких темпе ратурах – P 4 O 6 . Медленно реагирует с холодной водой с образованием фосфористой кислоты H 3 PO 3 . И P 2 O 3 , и H 3 PO 3 – с ильные восстановители. Оксид фосфора (V) P 2 O 5 (ус тар. фосфорный ангидрид) – белое снегообразное вещество, образуется при горении фосфора на воздухе. Молекулярная формула в парах P 4 O 10 . Возгор ается при 35 С, плавится при 420 С. Очень гигроскопичен; на воздухе, поглощая вл агу, расплывается, образуя метафосфорную кислоту. Применяется как осуши тель газов и жидкостей, не взаимодействующих с ним, как агент конденсаци и и дегидрации в химических реакциях синтеза, катализатор полимеризаци и изобутилена, компонент фосфатных стекол. Фосфорная ( ортофосфорная ) кислота H 3 PO 4 – бесцветное прозрачное кристаллическое в ещество, плавится при 42,35С, хорошо растворима в воде. Трехосновная кислота, образует средние (фосфаты) и кислые (гидрофосфаты) соли. Дигидрофосфаты р астворимы в воде; гидрофосфаты и фосфаты растворимы лишь в случае солей щелочных металлов и аммония. Соли фосфорной кислоты входят в состав прос тых фосфорных удобрений – суперфосфата Ca(H 2 PO 4 ) 2 , преципитата CaHPO 4 – и слож ных минеральных удобрений – аммофоса, нитрофоски и др. Органические соединения фосфора содержат связь P– C. Имеют широкий спектр применения в качестве л екарственных препаратов, экстрагентов, пластификаторов, гидравлически х жидкостей, теплоносителей, инсектицидов. Глава VI . При м енение . Белый фосфор использу ется при изготовлении фосфорной кислоты Н 3 РО 4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб. Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спиче чном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных м еталлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в пр оизводстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фос фидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производств а медикаментов. Фосфор, так же как и азот, является важным элементом для обе спечения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфо р из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, периодически добав ляя фосфорные удобрения. Фосфорные удобрения производят из фосфата кал ьция, который входит в состав природных фторапатитов и фосфоритов. Простейшее фосфорное удобрение – фосфоритная мука представляет собой перемолотый фосфорит Ca 3 ( PO 4 ) 2 . Это удобрени е труднорастворимо, оно может усваиваться растениями только на кислых п очвах. Действием серной кислоты на фосфат кальция получают простой суперфосф ат, основным компонентом которого является дигидрофосфат кальция Ca ( H 2 PO 4 ) 2 . Это – растворимое ве щество, и оно хорошо усваивается растениями. Метод получения простого су перфосфата основан на реакции Ca 3 ( PO 4 ) 2 +2 H 2 SO 4 = Ca ( H 2 PO 4 ) 2 +2CaSO 4 Кроме основного компонент а суперфосфат содержит до 50% сульфата кальция, который является балласто м. Для повышения содержания фосфора в удобрении проводят обработку фосф орита фосфорной кислотой: Ca 3 ( PO 4 ) 2 +4 H 2 SO 4 = 3 Ca ( H 2 PO 4 ) 2 Получаемое удобрение назы вается двойным суперфосфатом. Ещё одно фосфорное удобрени е с высоким содержанием фосфора – преципитат. Глава VII . Содержание в организме. Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклео тидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, фе рментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4 ) 3 ·СаF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превр ащениях соединений фосфора в организме человека и животных играет пече нь. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Сут очная потребность человека в фосфоре 1-2 г. При недостатке фосфора в органи зме развиваются различные заболевания костей. Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые о травляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. О стрые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головно й болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хрониче ских форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно- сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — пром ывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно раство ры глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами ме дного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м 3 . Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вы зывает пневмонию. Заключение. Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания раст ений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизне нно важных частей - семян и плодов. Производные ортофосфорной кисло ты очень нужны не только растениям, но и животным. Кости, зубы, панцири, ко гти, иглы, шипы у большинства живых организмов состоят, в основном, из ор тофосфата кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя различны е соединения с органическими веществами, активно участвуют в процесса х обмена веществ живого организма с окружающей средой. В результате эт ого производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и с оединительных тканях организмов человека и животных. Особенно много о ртофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, что позволил о А.Е. Ферсману, известному геохимику, назвать фосфор "элементом мысли". В есьма отрицательно (заболевание животных рахитом, малокровие, и др.) ск азывается на состоянии организма понижение содержания в рационе пита ния соединений фосфора или введение их в неусвояемой форме. Список литературы : ХИМИЯ. Справочны е материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ПРОСВЕЩЕНИЕ,1984. ХИМИЯ. Справочник ш кольника, - М., 1995. ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000
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
Мужчина без мозгов - это как кабриолет без мотора: красиво, но не едет...
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Физико-химические свойства фосфора", 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