Реферат: Химические свойства неметаллов и их соединений - 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

Химические свойства неметаллов и их соединений

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 66 kb, скачать бесплатно
Обойти Антиплагиат
Повысьте уникальность файла до 80-100% здесь.
Промокод referatbank - cкидка 20%!

Узнайте стоимость написания уникальной работы




 1 


Химические свойства неметаллов.


 1. Сера и её соединения.


1.1 Химические свойства серы ( S ).


Сера - неметалл, для которого характерны больше окислительные свойства, хотя может проявлять восстановительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления: -2, +4, +6.


Сера реагирует с кислородом при нагревании, проявляя восстановительные свойства.

При горении серы всегда образуется оксид серы (IV).


t

S + O2  SO2


Сера реагирует с металлами при нагревании, проявляя окислительные свойства.

При этом образуются сульфиды металлов с низкой степенью окисления металла.


t

Mе + S  MеS

t

2 Al + 3 S  Al2S3

t

Fe + S  FeS


Сера реагирует с водородом при нагревании, проявляя окислительные свойства.

При этом образуется сероводород ( H2S ).

t

H2 + S  H2S



t

Na2S + S  Na2S2


При кипячении серы в растворе щёлочи происходит реакция диспропорционирования и образутся сульфид и сульфит металла.


t

3 S + 6 NaOH  2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O


Сера окисляется кислотами окислителями ( особенно при нагревании ). Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты.


t

S+6 HNO3 (конц.)  H2SO4 + 6 NO2 +2 H2O


Сера окисляется концентрированной серной кислотой в оксид серы (IV). Это реакция синпропорционирования.


t

S + 2 H2SO4 (конц.)  3 SO2  + 2 H2O


При кипячении серы в растворе сульфита натрия ( или калия ) происходит образование тиосульфата натрия ( или калия ).


t

S + Na2SO3 (конц.)  Na2SO3S


1.2 Химические свойства сероводорода ( H2S ).


Сероводород ( или его насыщенный раствор ) - проявляет общие свойства двухосновной кислоты, в окислительно-восстановительных реакциях всегда восстановитель.


Проявляя общие свойства кислот, сероводород реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли.

H2S + NaOH  NaHS + H2O


H2S + 2 NaOH  Na2S + H2O


Сероводород может вступать в реакции с оксидами активных металлов.



2 H2S + K2O  2 KHS + H2O


 2 


Сероводород осаждает металлы Сu, Hg, Pb, Ag из растворов их солей.


H2S + CuCl2  CuS + 2 HCl


Сероводород реагирует с кислородом по- разному, проявляя восстановительные свойства.

При горении его на воздухе образуется оксид серы (IV) и вода.


t

2 H2S + 3 O2  2 SO2 + 2 H2O


На воздухе без нагревания сероводородная кислота ( раствор сероводорода в воде ) окисляется до серы.



2 H2S + O2  2 S + 2 H2O


Сероводород окисляется даже не типичными окислителями ( SO2 ).


2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O


Сероводород окисляется сильными окислителями до серы ( S )


3 H2S + 2 KMnO4  3 S +2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O


или до серной кислоты ( H2SO4 ).

H2S + 4 Cl2 + 4 H2O  H2SO4 + 8 HCl


1.3 Химические свойства серной кислоты ( H24 ).


Серная кислота, проявляя общие свойства кислот, реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли.



H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O


H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + H2O


С оксидами металлов.


Fe2O3 + 3 H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3 H2O


С солями.


CaCO3 + H2SO4  CaSO4 + CO2 + H2O


Раствор серной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом серная кислота проявляет окислительные свойства за счёт атомов водорода.



2 Al + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 H2 

+2

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 


Концентрированная серная кислота обладает особыми свойствами. Она всегда проявляет окислительные свойства за счёт атомов серы в степени окисления +6. При этом в реакции с ней всегда образуется сульфат металла в высокой степени окисления металла.

Возможные продукты восстановления серной кислоты: SO2 , S , H2S

Какой именно образуется продукт зависит от активности металла.




Сu + 2 H2SO4 (конц.)  CuSO4 + SO2 + 2 H2O



3 Zn + 4 H2SO4 (конц.) 3 ZnSO4+ S +4 H2O



4 Mg+ 5 H2SO4 (конц.) 4 MgSO4+H2S +4 H2O


На схемы приведена зависимость продукта восстановления серной кислоты

от активности металла:


 3 



металл Cd - Ag

SO2

металл Zn

H2S, S или SO2

металлы Li - Mg

H2SO4 + металл H2S

(конц.) металлы Pt, Au

реакции нет

металлы Al, Сr, Fe, Pb ( без t )

реакции нет


металлы Al, Сr, Fe, Pb ( при t )

SO2

сложное вещество

При нагревании концентрированная серная кислота окисляет неметаллы и при этом сама восстанавливается до оксида серы (IV) - ( SO2 ).

t

S + 2 H2SO4 (конц.)  3 SO2 + 2 H2O

t

C + 2 H2SO4 (конц.)  2 SO2 + CO2 + 2 H2O

t

2 P + 5 H2SO4 (конц.)  2 H3PO4 + 5 SO2 + 2 H2O

Некоторые сложные вещества восстанавливают серную концентрированную кислоту по разному. Возможные продукты восстановления серной кислоты: SO2 , S , H2S.

Бромоводородная кислота и её соли восстанавливают H2SO4 до SO2.

Иодоводородная кислота и её соли более сильные восстановители и восстанавливают H2SO4 до H2S.



3 H2S + H2SO4 (конц.)  4 S  + 4 H2O


2 KBr+2 H2SO4 (конц.)  SO2+ Br2+K2SO4 + 2 H2O


8 KI + 5 H2SO4 (конц.) H2S+ 4 I2+4 K2SO4 +4 H2O


1.4 Химические свойства оксида серы (IV) ( SО2 ).


Оксид серы (IV) ( или его насыщенный раствор H2SO3 - cернистая кислота) - проявляет общие свойства кислотных оксидов, в окислительно-восстановительных реакциях больше характерны восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства.


Проявляя свойства кислотных оксидов, оксид серы (IV) реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли.

SO2 + KOH  KHSO3


SO2 + 2 KOH  K2SO3 + H2O


Реагирует с основными оксидами с образованием средней соли.


SO2 + K2O  K2SO3


Оксид cеры (IV) проявляет восстановительные свойства. В реакциях с окислителями превращается в сульфат ион ( сульфат металла ).



5 SO2 +2 KMnO4+2 H2O  2 MnSO4+2 H2SO4+K2SO4


Окисляется кислородом при нагревании только в присутствии катализатора.


V2O5 , t

2 SO2 + O2  2 SO3


Реагируя с сероводородом проявляет свои слабые окислительные свойства.

SO2 + 2 H2S  3 S + 2 H2O


 4 


 2. Кислород и его соединения.


Кислород ( О ) - неметалл, для которого больше характерны окислительные свойства. Однако, есть соединения, в которых атомы кислорода проявляют восстановительные свойства. В соединениях кислород проявляет степени окисления: -2, -1, 0, ( очень редко +2 ). Кислород - элемент образует два простых вещества: кислород - ( О2 ) и озон - ( О3 ).


2.1 Химические свойства кислорода ( О2 ).


Простое вещество кислород ( О2 ) - всегда проявляет только окислительные свойства.


Реагирует при нагревании с неметаллами: углеродом - ( С ), серой - ( S ), фосфором - ( Р ), водородом - ( Н2 ) при очень сильном нагревании с азотом - ( N2 ).

Реакция вещества с кислородом называется реакцией горения. Она протекает с выделением большого количества теплоты.


t

C + O2  CO2

t

S + O2  SO2


t

4 P (крас.) + 5 O2  2 Р2O5


t

2 H2 + O2  2 H2O


t>2000C

N2 + O2  2 NO

Кислородом окисляются многие металлы.


Литий и кальций, а также малоактивные металлы горят в кислороде с образованием оксида металла ( металл в оксиде проявляет высокую степень окисления ).


Натрий ( Na ) окисляется кислородом без нагревания. И при этом образуется пероксид натрия ( Na2O2 ). В пероксидах кислород имеет степень окисления ( - 1 ).


Очень активные металлы - калий ( K ), рубидий (Rb ) и цезий окисляются кислородом ,без нагревания в надпероксиды, например, надпероксид калия - ( KO2 ).


Железо, сгорая в кислороде, образует “смешанный оксид” (т.е. смесь оксидов железа (II) и железа (III) - железную окалину ( FeO • Fe2O3 или Fe3O4 ).

Не реагируют с кислородом серебро, золото и платина.


t

4 Li + O2  2 Li2O

t

2 Ca + O2  2CaO


t

2 Cu + O2  2 CuO


2 Na + O2  Na2O2




K + O2  KO2




t

3 Fe + 2 O2  FeO • Fe2O3


Сложные вещества, сгорая в кислороде, образуют как правило оксиды элементов, составляющих сложное вещество. При этом образуется оксид металла в наивысшей степени окисления.


t

CuS + 1,5 O2  CuO + SO2


При очень высокой температуре ( 3000  С ) или электрическом разряде кислород ( О2 ) превращается в озон ( О3 ).

t

3 O2  2 O3


 5 


2.2 Химические свойства озона ( О3 ).


Озон ( О3 ) - всегда проявляет только окислительные свойства.


Озон, в отличие от кислорода, окисляет серебро. При этом получается пероксид серебра.



2 O3 + 2 Ag  Ag2O2 + 2 O2


Реагирует с восстановителями в растворе. Реакция с иодидом калия используется для обнаружения озона.



O3 + 2 KI + H2O  I2  + O2  + 2 KOH


Может реагировать с некоторыми восстановителями по-разному.



O3 + H2S  SO2 + H2O


4 O3 + 3 H2S  3 H2SO4


2.3 Химические свойства пероксида водорода ( Н2О2 ).


Пероксид водорода ( перекись водорода ) - может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства характерны в большей степени, чем восстановительные.


При нагревании или каталитическом действии оксида марганца (IV) разлагается с выделением кислорода.


t или MnO2

2 H2O2  2 H2O + O2 


Реагирует с восстановителями в растворе, проявляя окислительные свойства. При этом превращается в воду.



H2O2 + H2SO4 + 2 KI  I2  + 2 H2O + K2SO4



Реакция окисления черного сульфида свинца в белый сульфат свинца используется в реставрационных работах.



4 H2O2 + PbS  PbSO4 + 4 H2O


Перекись водорода проявляет свойства восстановителя в реакции с оксидом серебра. При этом выделяется кислород.



H2O2 + Ag2O  2 Ag  + O2  + H2O


Сильные окислители ( перманганаты, дихроматы, хлор и бром ) окисляют пероксид водорода. При этом выделяется кислород. В этих реакциях пероксид водорода - восстановитель.


H2O2 + Cl2  O2 + 2 HCl


5 H2O2+2 KMnO4+3 H2SO4 2 MnSO4+5 O2+K2SO4+ 8H2O















 6 


 3. Фосфор и его соединения.


3.1 Химические свойства фосфора ( P ).


Фосфор - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях фосфор проявляет степени окисления: -3, +3, +5.


Реагируя с кислородом, фосфор проявляет восстановительные свойства.

Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, а при нагревании энергично.

Белый фосфор на воздухе самовоспламеняется и очень энергично сгорает.

t

4 P (крас.) + 5 O2  P4O10


P4 (бел.) + 5 O2  P4O10



При легком нагревании ( 40-90 С красный фосфор окисляется хлором по разному. При небольшом количестве хлора образуется хлорид фосфора (III), а в избытке хлора образуется хлорид фосфора (V).


t

2 P (крас.) + 3 Cl2  2 PCl3


t

2 P (крас.) + 5 Cl2  2 PCl5


Красный фосфор медленно окисляется кислотами-окислителями, превращаясь в ортофосфорную кислоту ( H3PO4 ).


t

P (крас.) + 5 HNO3 (конц.)  H3PO4 + 5 NO2 + H2O


t

2 P(крас.)+5 H2SO4 (конц.)  2 H3PO4+5 SO2+2 H2O


Белый фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с водородом при нагревании под давлением. При этом образуется газ - фосфин ( PH3 - очень ядовит).


t, p

P4 (бел.) + 6 H2  4 PH3


Красный фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует фосфиды ( Ca3P2 ).


t

2 P (крас.) + 3 Ca  Ca3P2


При нагревании со щелочами белый фосфор диспропорционирует, превращаясь в соль фосфиновой кислоты ( H3PO2 ) - гипофосфит - NaH2PO2 и при этом выделяется газ фосфин - PH3


P4 (бел.)+3 NaOH (конц.)+3 H2O 3 NaH2PO2+ PH3




3.2 Химические свойства оксида фосфора (V) ( P2О5 ).


Оксид фосфора (V) ( фосфорный ангидрид ) - обладает свойствами кислотного оксида, сильно гигроскопичен ( поглощает пары воды из воздуха).


Реагирует с водой по-разному.

Без нагревания с образованием метаосфосфорной кислоты ( HPO3 ).

При нагревании с образованием ортофосфорной кислоты ( H3PO4 ).


P2O5 + H2O  2 HPO3

t

P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4


У кислородсодержащих 100 % кислот отнимает воду с образованием кислотного оксида.


P2O5 + 2 HNO3 (безводн.)  2 HPO3 + N2O5


 7 


В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- Na3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- Na2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- NaH2PO4).


P2O5 + 2 NаOH + H2O  2 NaH2PO4


P2O5 + 4 NаOH  2 Na2HPO4 + H2O


P2O5 + 6 NаOH  2 Na3PO4 + 3 H2O



3.3 Химические свойства ортофосфорной ( фосфорной ) кислоты ( H34 ).


Фосфорная кислота - обладает общими свойствами кислот, окислительные свойства за счёт водорода ( в реакциях с металлами ).


В реакциях со щелочами проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- K3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- K2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- KH2PO4).


H3PO4 + KOH  KH2PO4 + H2O


H3PO4 + 2 KOH  K2HPO4+ 2 H2O


H3PO4 + 3 KOH  K3PO4 + 3 H2O


В реакциях с аммиаком ( гидратом аммиака ) проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- (NH4)3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- (NH4)2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- NH4H2PO4).


H3PO4 + NH3  NH4H2PO4


H3PO4 + 2 NH3  (NH4)2HPO4


H3PO4 + 3 NH3  (NH4)3PO4


Качественная реакция на фосфорную кислоту и орто-фосфат ион ( PO43- ) - реакция с нитратом серебра.



H3PO4 + 3 AgNO3  Ag3PO4+ 3 HNO3


При действии на фосфаты раствора фосфорной кислотой образуются гидро- и дигидрофосаты.

H3PO4 + Ca3(PO4)2  3 CaHPO4


4 H3PO4 + Ca3(PO4)2  3 Ca(H2PO4)2


Раствор фосфорной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При

этом фосфорная проявляет окислительные свойства за счёт атомов водорода.



2 H3PO4 + 3 Mg  Mg3(PO4)2 + 3 H2 


При нагревании отщепляет воду с образованием пирофосфорной кислоты

( H4P2O7 ).

t

2 H3PO4  H4P2O7 + H2O


3.4 Химические свойства некоторых соединений фосфора.


Хлориды фосфора гидролизуются в воде по-разному.

Хлорид фосфора (III) - образует фосфористую кислоту ( H3PO3 ).

Хлорид фосфора (V) - образует фосфорную кислоту ( H3PO4 ).


Cо щелочами хлориды образуют соли вышеуказанных кислот.



PCl3 + 3 H2O  H3PO3 + 3 HСl


PCl5 + 4 H2O  H3PO4 + 5 HCl



PCl3 + 5 NaOH  Na2HPO3 + 3 NaCl + 2 H2O

PCl3 + 8 NaOH  Na3PO4 + 5 NaCl + 4 H2O

 8 


Фосфин ( PH3 ) легко самовосгорается на воздухе с образованием ортофосфорной кислоты.


t

PH3 + 2 O2  H3PO4


Из ортофосфатов при нагревании с углеродом ( кокс ) и оксидом кремния (IV) без доступа воздуха в электрических печах восстанавливается белый фосфор ( P4 ). Его пары конденсируют под холодной водой.

t

2 Са3(PO4)2 +10 C + 6 SiO2  6 CaSiO3 + 10 CO + P4























































 9 


 4. Азот и его соединения.


4.1 Химические свойства азота ( N ).


Азот - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления: -3, +1, +2, +3, +4, +5.


Реагируя с кислородом, азот проявляет восстановительные свойства.

Азот соединяется с кислородом только при очень высокой температуре ( более 2000С ). При этом всегда образуется оксид азота (II).


t

N2 + O2  2 NO




При нагревании до 350-450 С на катализаторе азот, проявляя свойства слабого окислителя соединяется с водородом, образуя аммиак ( NH3 ).



t

N2 + 3 H2  2 NH3

Fe2О3


Азот проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует нитриды ( Ca3N2 ).


t

N2 + 3 Ca  Ca3N2


4.2 Химические свойства оксида азота (II) ( NО ).


Оксид азота (II) – безразличный оксид, обладает окислительно-восстановительной двойственностью.


Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха, проявляя восстановительные свойства:



2 NO + O2  2 NO2


Оксид азота (II) проявляет слабые окислительные свойства.

t

2 NO + 2 H2S  2 S + N2 + 2 H2O



4.3 Химические свойства оксида азота (IV) ( NО2 ).


Оксид азота (IV) – обладает окислительно-восстановительной двойственностью.


Оксид азота (IV) проявляет сильные окислительные свойства

t

2 NO2 + 2 S  2 SO2 + N2


Вступает в реакцию с водой и щелочами. При этом происходит реакция диспропорционирования.

t

3 NO2 + H2O  2 HNO3 + NO 


4 NO2 + O2 + 2 H2O  4 HNO3


2 NO2 + 2 NaOH  NaNO2 + NaNO3 + H2O


4.4 Химические свойства оксида азота (V) ( N2О5 ).


Оксид азота (V) – кислотный оксид, проявляет только окислительные свойства.


Реагирует с водой с образованием азотной кислоты ( ангидрид азотной кислоты ).

N2O5 + Н2О  2 НNO3

 10 


Окисляет простые вещества при нагревании.


t

N2O5 + 5 Cu  5 CuO + N2 


4.5 Химические свойства азотной кислоты ( НNО3 ).


Азотная кислота – проявляет общие свойства кислот, обладает только окислительными свойствами.


Азотная кислота проявляя общие свойства кислот, реагирует с основаниями, оксидами металлов, солями.

HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O


2 HNO3 + СuO  Cu(NO3)2 + H2O


2 HNO3 + СaCO3  Ca(NO3)2 + CO2  + H2O



Азотная кислота проявляет только окислительные свойства за счёт атомов азота в степени окисления +5 ( N+5 ).

Вступает в реакцию с металлами по разному в зависимости от природы металла и концентрации азотной кислоты ( см. схему ).

При этом в реакции с ней всегда образуется нитрат металла в высокой степени окисления металла.

Возможные продукты восстановления азотной кислоты: NH4NO3 , N2O, N2 , NO, NO2.



4 Ca + 10 HNO3 (конц.) 4 Ca(NO3)2 + N2O  + 5 H2O



Cu + 4 HNO3 (конц.)  Cu(NO3)2 + 2 NO2  + 2 H2O



8 Fe+ 30 HNO3(разб.) 8 Fe(NO3)3+ 3 NH4NO3 + 9 H2O



3 Cu + 8 HNO3 (разб.)  3 Cu(NO3)2 + 2 NO  + 4 H2O


На схеме приведена зависимость продукта восстановления азотной кислоты

от активности металла:



металл от Li до Zn

N2O или N2

металл Аl, Cr, Fe, Au, Pt

реакции нет

HNO3 + металл металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag

(конц.) NO2

металлы Al, Сr, Fe ( при t )

NO2

сложное вещество



металл от Li до Fe

NH4NO3 , N2O или N2

металл Au, Pt

HNO3 + металл реакции нет

( разб. ) металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag

NO

сложное вещество


Концентрированная азотная кислота реагирует с неметаллами. При этом восстанавливается до NO2.


3 C + 4 HNO3 (конц.)  3 CO2  + 4 NO  + 2 H2O


3 S + 4 HNO3 (конц.)  3 SO2  + 4 NO  + 2 H2O


3 Р + 5 HNO3 (конц.) + 2 H2O  3 Н3РО4 + 5 NO 

 11 


Окисляет сложные вещества по разному. Разбавленная восстанавливается до NO, а концентрированная до NO2.

3 CuS + 8 HNO3 (разб.)  3 CuSO4 + 8 NO  + 4 H2O


CuS + 8 HNO3 (конц.)  CuSO4 + 8 NO2  + 4 H2O


4.6 Химические свойства солей азотной кислоты ( МеNО3 ).


Cоли азотной кислоты ( нитраты ) – проявляют общие свойства кислот, обладают при нагревании сильными окислительными свойствами. При нагревании разлагаются.


Термическое разложение нитратов зависит от активности металла, которым он образован.

Ниже приведена зависимость продуктов разложения нитрата от места положения металла

в ряду активностей металлов ( ряду напряжений ):


Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений левее Mg:


t

Общая схема: МеNO3  MeNO2 + O2 

t

2 NaNO3  2 NaNO2 + O2 

t

Ca(NO3)2  Ca(NO2)2 + O2 


Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений между Mg и Cu :


t

Общая схема: МеNO3  MeO + NO2  + O2 

t

2 Mg(NO3)2  2 MgO + 4 NO2  + O2 

t

4 Fe(NO3)2  2 Fe2O3 + 8 NO2  + O2 


Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений правее Cu :


t

Общая схема: МеNO3  Me + NO2  + O2 

t

2 Hg(NO3)2  2 Hg + 4 NO2  + 2 O2 

t

2 AgNO3  2 Ag + 2 NO2  + O2 


При нагревании нитраты реагируют с восстановителями ( углеродом, металлами ).


t

2 Al(NO3)3 + 15 C  Al2O3 + 15 CO  + 3 N2 

t

4 Al(NO3)3 + 30 C  2 Al2O3 + 15 CO2  + 6 N2 

t

6 KNO3 + 10 Al  KAlO2 + 2 Al2O3 + 3 N2 


Только нитрат аммония ( NH4NO3 ) может разлагаться при нагревании иначе, чем все другие нитраты.

t

NH4NO3  N2O  + 2 H2O


NH4NO3  N2  + O2  + H2O ( со взрывом ! )


4.7 Химические свойства аммиака ( NН3 ).


Аммиак – проявляет основные свойства и свойства восстановителя.


Реагируя с кислотами, кислыми солями и водой, аммиак проявляет свойства оснований.

NH3 + H2O  NH3 • H2O


NH3 + H3PO4  NH4H2PO4

2 NH3 + H3PO4  (NH4)2HPO4


NH3 + NH4H2PO4  (NH4)2HPO4

 12 


Аммиак реагирует с окислителями. При этом в большинстве случаев образуется азот ( N2 ).

С кислородом аммиак реагирует по разному. При окислении на платиновом катализаторе образуется оксид азота (II).

t

4 NH3 + 3 O2  2 N2 + 6 H2O


Pt,t

4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O

t

2 NH3 + 3 CuO  3 Cu + N2 + 3 H2O


2 NH3 + 3 Cl2  N2 + 6 HCl


2 NH3 + 2 KМnO4  2 MnO2 + N2 + 2 KOH + 2 H2О


4.8 Химические свойства солей аммония.


Соли аммония – проявляют общие свойства солей и специфические свойства ( разлагаются при нагревании ).


При нагревании солей аммония со щелочами ( как в твёрдом виде так и в растворе ) выделяется аммиак.


t

(NH4)2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 NH3  + 2 H2O


При нагревании солей аммония ( всех кроме нитрата и нитрита ) выделяется аммиак.


t

NH4Cl  NH3  + HCl

t

(NH4)2SO4  NH3  + NH4HSO4

( для солей нелетучих многоосновных кислот )

t

(NH4)2CO3  2 NH3  + CO2  + H2O

( для солей летучих кислот )


4.9 Химические свойства гидрата аммиака ( гидроксида аммония ) ( NH3 • H2O ).


Гидрат аммиака ( водный раствор аммиака ) – проявляет основные свойства, свойства восстановителя и комплексообразующие свойства.


Реагируя с кислотами, кислыми солями и кислотными оксидами, гидрат аммиака проявляет свойства оснований.

NH3 • H2O + HNO3  NH4NO3 + H2O


NH3 • H2O + H2SO4  NH4HSO4 + H2O


NH3 • H2O + NH4H2PO4  (NH4)2HPO4 + H2O


NH3 • H2O + CO2  NH4HCO3


Реагирует ( растворяя ) с металлами – d-элементами, образуя аммиачные комплексные соединения.

В уравнениях реакций гидрат аммиака берут в скобки, если коэффициент более 1.

2 Сu + O2 + 8 ( NH3 • H2O ) (конц.)  2 [Cu(NH3)4](OH)2 + 6 H2O

Zn + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Zn(NH3)4](OH)2 + H2  + 2 H2O


СuO + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Cu(NH3)4](OH)2 + 3 H2O

ZnO + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Zn(NH3)4](OH)2 + 3 H2O

Ag2O + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  2 [Ag(NH3)2](OH)2 + 3 H2O


Сu(OH)2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O

Zn(OH)2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Zn(NH3)4](OH)2 + 4 H2O


СuCL2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Cu(NH3)4]Cl2 + 4 H2O

ZnSO4 + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Zn(NH3)4]SO4 + 4 H2O

AgNO3 + 4 (NH3 • H2O) (конц.)  [Ag(NH3)2]NO3 + 2 H2O

 13 


Гидрат аммиака реагирует с окислителями, проявляя восстановительные свойства.

2 (NH3 • H2O) + 2 KМnO4  2 MnO2 + N2 + 2 KOH + 4 H2О































































 14 


 5. Углерод и его соединения.


5.1 Химические свойства углерода ( С ).


Углерод - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях углерод проявляет степени окисления: + 2, +4, а также может проявлять отрицательные степени окисления ( в соединениях с металлами и органических соединениях ).


Углерод при нагревании по-разному реагирует с кислородом. В избытке кислорода образуется углекислый газ -

( СО2 ).


t

C + O2  CO2


В недостатке кислорода образуется угарный газ - ( СО ).


t

2 C + O2  CO


С металлами при нагревании углерод образует карбиды. В этих реакциях углерод - окислитель.

t

Ca + 2 C  CaC2

t

4 Al + 3 C  Al4C3

t

2 Mg + 3 C  Mg2C3


Проявляя сильные восстановительные свойства, углерод восстанавливает большинство металлов ( кроме щелочных и щелочноземельных ) из их оксидов.


t

ZnO + C  Zn + CO


Избыточное количество углерода в реакции приводит к образованию карбида металла.

t

CaO + 3 C  CaC2 + CO

t

2 Al2O3 + 9 C  Al4C3 + 6 CO

t

2 MgO + 5 C  Mg2C3 + 2 CO


Углерод восстанавливает при нагревании неметаллы из оксидов.

t

C + H2O (пар)  CO + H2


При нагревании восстанавливает углекислый газ.

t

CO2 + C  2 CO


Углерод восстанавливает кислоты окислители. При этом сам углерод окисляется до углекислого газа ( СО2 ).


t

C + 2 H2SO4 (конц.)  2 SO2 + CO2 + 2 H2O


t

C + 4 HNO3 (конц.)  4 NO2 + CO2 + 2 H2O


Некоторые сульфиды ( Мg, Са ) нельзя получить осаждением из раствора. Для этой цели применяют углерод.


t

CaSO4 + 4 C  CaS + 4 CO 




 15 


5.2 Химические свойства оксида углерода (II) ( СО ).


Оксид углерода (II) ( угарный газ ) - не проявляет кислотных свойств, типичный восстановитель при нагревании, хотя может проявлять окислительные свойства.


Кислородом окисляется при нагревании в углекислый газ.

t

2 CO + O2  2 CO2


С хлором образует чрезвычайно ядовитый газ - фосген ( COCl2 ).

t

CO + Cl2  COCl2


Восстанавливает при нагревании водород из паров воды.

t

H2O + CO  CO2 + H2


Проявляя слабые окислительные свойства, реагирует с водородом по-разному: на никелевом катализаторе с образованием метана ( CH4 ).



t, Ni

CO + H2  CH4 + H2O


На медном катализаторе образуется органическое вещество - спирт: метанол - CH3OH


t, CuO

CO + 2 H2  CH3OH


При высоком давлении и сильном нагревании реагирует со щелочами, образуя соль органической - муравьиной кислоты: формиат натрия - HCOONa


t, p

CO + NaOH  HCOONa



5.3 Химические свойства оксида углерода (IV) ( СО2 ).


Оксид углерода (IV) ( углекислый газ ) - обладает свойствами кислотного оксида, при нагревании с сильными восстановителями проявляет слабые окислительные свойства.


В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида. При этом образует два типа солей: среднюю соль ( карбонат ) или кислую соль ( гидрокарбонат ).


CO2 + NaOH  NaHCO3


CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O


Реагирует с гидратом аммиака, образуя гидрокарбонат аммония.


CO2 + NH3 • H2O  NH4HCO3


В водном растворе образует слабую угольную кислоту, которая, реагируя с карбонатами превращает их в гидрокарбонаты.


CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2


Проявляет слабые окислительные свойства за счёт углерода в степени окисления +4. Восстанавливается при нагревании углеродом.


t

CO2 + C  2 CO



Восстанавливается при нагревании активными металлами.

t

CO2 + 2 Mg  2 MgO + C

 16 


Восстанавливается при нагревании водородом. При этом образуется органическое вещество- газ метан ( CH4).


t, Cu2O

CO2 + 4 H2  CH4 + 2 H2O


Избыток углекислого газа в закрытом помещении ( на подводной лодке, в бомбоубежище и т.д. ) регенирируют реакцией с пероксидом натрия. При этом образуется кислород ( О2 ).


2 CO2 + 2 Na2O2  2 Na2CO3 + O2 



 6. Кремний и его соединения.


6.1 Химические свойства кремния ( Si ).


Кремний - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления: -4, +2, +4.


Кремний соединяется с кислородом при высокой температуре ( 1200 С ). При этом проявляет восстановительные свойства.


t

Si + O2  SiO2


Кремний сгорает во фторе с образованием фторсилана ( SiF4 ).


Si + 2 F2  SiF4


Кремний соединяется с металлами при нагревании.. При этом проявляет окислительные свойства.


t

Si + 2 Ca  Ca2Si


Кремний растворяется в плавиковой ( фтороводородной кислоте ), проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение.



Si + 6 HF (конц.)  H2[SiF4] + 2 H2 


Реагирует с концентрированной щёлочью. При этом выделяется водород.ы

t

Si + 2 NaOH (конц.) + H2O  Na2SiO3 + 2 H2 


6.2 Химические свойства оксида кремния ( SiО2 ).


Оксид кремния (IV) - кислотный оксид, для которого не характерны окислительно-восстановительные свойства, но может проявлять слабые окислительные свойства. Не реагирует с водой


Реагирует со щелочами только при нагревании.

t

SiO2 + 2 NaOH  Na2SiO3 + H2O


Оксид кремния (IV) растворяется в плавиковой ( фтороводородной кислоте ), проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение.



SiO2 + 6 HF (конц.)  H2[SiF4] + 2 H2O


Оксид кремния (IV) реагирует при славлении с солями летучих кислот ( карбонатами или сульфитами ).


t

SiO2 + Na2СO3  Na2SiO3 + СO2 



 17 


Реагируя с металлами при сплавлении, оксид кремния (IV) проявляет свойства слабого окислителя.

t

SiO2 + 2 Mg  Si + 2 MgO


t

SiO2 + 3 Mg  Mg2Si + 2 MgO


Реагируя с углеродом при сплавлении, оксид кремния (IV) проявляет свойства слабого окислителя. При этом образуется карбид кремния ( карборунд ).

t

SiO2 + 3 C  SiC + 2 CO 


6.3 Химические свойства некоторых соединений кремния.


Кремниевая кислота при нагревании разлагается с образованием оксида углерода (IV).


t

H2SiO3  SiO2 + H2O


Кремниевая кислота, реагируя со щелочами, проявляет общие свойства кислот.



H2SiO3 + 2 NaOH  Na2SiO3 + 2 H2O


Силан ( гидрид кремния (IV)) самовоспламеняется на воздухе, образуя оксид кремния (IV).

SiH4 + 2 O2  SiO2 + 2 H2O







































 18 


 7. Хлор и его соединения.


7.1 Химические свойства хлора ( Сl2 ).


Хлор обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства.


Хлор соединяется с водородом на свету при комнатной температуре.

свет или t

H2 + Cl2  2 HCl


Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием хлорида.


t +3

2 Fe + 3 Cl2  2 FeCl3


Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества хлора.

t

2 P (крас.) + 3 Cl2  2 PCl3


t

2 P (крас.) + 5 Cl2  2 PCl5


В воде в присутствии хлора устанавливается равновесие. При этом образуется хлорноватистая ( HСlO ) кислота.



Cl2 + H2O  HCl + HClO


Хлор по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипохлорит ( NaClO ), с нагреванием соль – хлорат ( NaClO3 ). В обоих случаях образуется хлорид ( NaCl ).

Это реакция диспропорционирования.


Cl2 + 2 NaOH  NaCl + NaClO + H2O

t

3 Cl2 + 6 NaOH  5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O



Окисляет сложные вещества в растворе.


H2O2 + Cl2  O2 + 2 HCl


Вытесняет более слабые окислители галогены - бром и иод из солей. Этой реакцией можно отличить хлор от другого газа.


2 KI + Cl2  2 KCl + I2 


7.2 Химические свойства хлороводорода ( НСl ).


Хлороводород ( или соляная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот.


Соляная кислота реагирует с активными металлами ( с металлами расположенными левее водорода в ряду напряжений ).


+2

Fe + 2 HCl  FeCl2 + H2 


Соляная кислота реагирует с оксидами металлов.


MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O


Соляная кислота реагирует с основаниями.


Fe(OH)3 + 3 HCl  FeCl3 + 3 H2O




 19 


Соляная кислота реагирует с солями.


CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2  + H2O


AgNO3 + HCl  AgCl  + HNO3


Хлороводород ( и соляная кислота ) реагирует с аммиаком.


NH3 + HCl  NH4Cl


Концентрированная соляная кислота может проявлять свойства восстановителя, реагируя с сильным окислителем в растворе.


16HCl + 2 KMnO4  2 MnCl2 + 5 Cl2 +2 KCl+8 H2O

конц.


7.3 Химические свойства хлорноватистой кислоты и её солей ( НСlО и МеСlО ).


Хлорноватистая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окислительные свойства.


Реагируя со щелочами, хлорноватистая кислота проявляет общие свойства кислот.



HClO + NaOH  NaClO + H2O


Разлагается на свету с выделением кислорода.

свет или t

2 HClO  2 HCl + O2


При нагревании подвергается диспропорционированию с образованием соляной и хлорноватой кислоты.


t

3 HClO  2 HCl + HClO3


Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя.


HClO + HCl  Cl2  + H2O


Реагирует с восстановителями в растворе.


HClO + 2 KI  KCl + I2  + KOH


Гипохлориты ( KСlO ) – cоли хлорноватистой кислоты в растворе проявляют сильные окислительные свойства.



5 KClO + I2 + 2 KOH  5 KCl + 2 KIO3 + H2O


При нагревании гипохлориты диспропорционируют с образованием солей соляной и хлорноватой кислоты – хлорида и хлората.


t

3 NaClO  2 NaCl + NaClO3


Угольная кислота ( CO2 + H2O ) как более сильная вытесняет хлорноватистую кислоту из её солей.


Ca(ClO)2 + CO2 + H2O  CaCO3  + 2 HСlO



7.4 Химические свойства хлорноватой кислоты и её солей ( НСlО3 и МеСlО3 ).


Хлорноватая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окислительные свойства.


Реагируя со щелочами, хлорноватая кислота проявляет общие свойства кислот.


HClO3 + NaOH  NaClO3 + H2O


 20 


Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя.



HClO3 + 5 HCl  3 Cl2  + 3 H2O


Окисляет неметаллы .


2 HClO3 + 3 С  2 HCl + 3 CO2 


Хлораты ( KСlO3 ) – cоли хлорноватой кислоты в растворе не проявляют окислительные свойства. В твёрдом виде при нагревании сильные окислители.





Бертолетова соль ( KСlO3 ) разлагается при нагревании по-разному. С катализатором без взрыва, без катализатора – со взрывом.

t

2 KClO3 + 3 S  2 KCl + 3 SO2 

t

5 KClO3 + 6 P  5 KCl + 3 P2O5


t

KClO3 + 3MnO2+ 6 NaOH KCl +3 Na2MnO4 + 3 H2O


t

4 KClO3  KСl + 3 KClO4


t, MnO2

2 KClO3  2 KСl + 3 O2 


 8. Бром и его соединения.


8.1 Химические свойства брома ( Вr2 ).


Бром обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и сильнее, чем у иода.


Бром соединяется с водородом при нагревании на катализаторе.

t, Pt

H2 + Br2  2 HBr


Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием бромида.


t

2 Fe + 3 Br2  2 FeBr3


Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества брома.

t

2 P (крас.) + 3 Br2  2 PBr3


t

2 P (крас.) + 5 Br2  2 PBr5


С водой образует гидрат, за счёт чего и растворяется в ней. Раствор брома в воде называют «бромной водой».



Br2 + n H2O  Br2 • n H2O ( бромная вода )


Бром по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипобромит ( NaBrO ), с нагреванием соль – бромат ( NaBrO3 ). В обоих случаях образуется бромид ( NaBr ).

Это реакция диспропорционирования.



Br2 + 2 NaOH  NaBr + NaBrO + H2O

t

3 Br2 + 6 NaOH  5 NaBr + NaBrO3 + 3 H2O



 21 


Окисляет сложные вещества, например, аммиак.


3 Br2 + 8 NH3  6 NH4Br + N2


Вытесняет более слабый окислитель галоген – иод из его соли.


2 KI + Br2  2 KBr + I2 


Окисляет сложные вещества в растворе.



3 Br2 + S + 4 H2O  H2SO4 + 6 HBr


Br2 + H2S  S  + 2 HBr


Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства.

t

Br2 + 5 Cl2 + 6 H2O  10 HCl + 2 HBrO3



8.2 Химические свойства бромоводорода и его солей ( НBr и МеBr ).


Бромоводород ( или бромоводородная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель.


Реагирует с солями, проявляя общие свойства кислот.


AgNO3 + HBr  AgBr  + HNO3


Бромоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе.


14 HBr + K2Cr2O7  2 CrBr3 + 3 Br2 + 2 KBr +7 H2O


2 HBr + H2SO4 (конц.)  Br2 + SO2  + 2 H2O


2 KBr + 2 H2SO4 (конц.) Br2 + SO2 + K2SO4 + 2 H2O


 9. Иод и его соединения.


9.1 Химические свойства иода ( I2 ).


Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и брома.


Иод соединяется с водородом при нагревании на катализаторе очень плохо ( образуется равновесие ).


t, Pt

H2 + I 2  2 HI

Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием иодида.

Порошок алюминия реагирует с иодом без нагревания в присутствии каталитических количеств воды ( одной капли ).


t

2 Fe + 3 I2  2 FeI3


H2O

2 Al + 3 I2  2 AlI3


Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет только до трёхвалентного состояния.


t

2 P (крас.) + 3 I2  2 PI3




 22 


Иод растворяется в растворе иодида калия, образуя комплексное соединение.



KI + I2  K [I ( I2) ]


Иод по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипоиодит ( NaIO ), с нагреванием соль – иодат ( NaIO3 ). В обоих случаях образуется иодид ( NaI ).

Это реакция диспропорционирования.



I2 + 2 NaOH  NaI + NaIO + H2O

t

3 I2 + 6 NaOH  5 NaI + NaIO3 + 3 H2O


Иод реагирует с раствором гидрата аммиака с образованием иодистого азота ( нитрида иода ). Иодистый азот –взрывоопасное вещество в сухом виде. В «мокром» виде вещество устойчиво.



3 I2 + 4 (NH3 • H2O )  I3N  + 3 NH4I + 4 H2O


Иод, проявляя свойства восстановителя, окисляется окислителями в растворе.

I2 + 5 O3 + H2O  2 HIO3 + 5 O2


I2 + 5 H2O2  2 HIO3 + 4H2O

t

I2 + 10 HNO3 (конц.)  2 HIO3 + 10 NO2  + 4H2O


Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства.


t

I2 + 5 Cl2 + 6 H2O  10 HCl + 2 HIO3


Количественно ( в аналитической практике ) иод определяют реакцией с тиосульфатом натрия.


I2 + 2 Na2S2O3  2 NaI + Na2S4O6



9.2 Химические свойства иодоводорода и его солей ( НI и МеI ).


Иодоводород ( или иодоводородная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель.


Иодоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе.

8 HJ + H2SO4 (конц.)  4 J2  + H2S  + 4 H2O


8 KI + 5 H2SO4 (конц.) 4 I2 + H2S + 4 K2SO4 +4 H2O


















 23 


 10. Водород и его соединения.


10.1 Химические свойства водорода ( Н2 ).


Водород - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления: -1, +1.


Водород реагирует при нагревании со взрывом с кислородом.

t

2 H2 + O2  2 H2O


Водород реагирует на свету при комнатной температуре с хлором. С бромом и иодом реакция идёт хуже, а со фтором со взрывом.


свет или t

H2 + Cl2  2 HCl


Соединяется при нагревании с серой.

t

H2 + S  H2S


Реагирует с азотом на катализаторе при нагревании под давлением.

t, р, Fe2О3

3 H2 + N2  2 NH3


Реагирует с углеродомна катализаторе при нагревании под давлением.

t, р, Pt

2 H2 + C  CH4


Реагируя с металлами, водород проявляет слабые окислительные свойства.

t

H2 + 2 Na  2 NaH


Вступает в каталитическую реакцию с оксидами углерода при нагревании с образованием метана ( СН4 ).


t, Cu2O

CO2 + 4 H2  CH4 + 2 H2O


Водород – сильный восстановитель. Восстанавливает металлы и оксидов.

Смешанный оксид железа (II,III) –

FeO • Fe2O3 – железная окалина.


t

FeO • Fe2O3 + 4 H2  3 Fe + 4 H2O


Водород в «момент выделения» ( атомарный водород ) может восстанавливать металлы из нерастворимых солей.

HCl

2 AgCl + Zn  2 Ag + ZnCl2

10.2 Химические свойства гидридов металлов ( МеН ).


Гидриды металлов – обладают только сильными восстановительными свойствами.


Гидриды металлов реагируют с водой и кислотами. При этом выделяется водород за счёт реакции диспропорционирования.


LiH + H2O  LiOH + H2 


LiH + HCl  LiCl + H2 


Гидриды металлов окисляются простыми веществами

t

2 NaH + O2  2 NaOH


t

NaH + Cl2  NaCl + HCl



 24 


Гидриды металлов восстанавливают сложные вещества.

t

2 NaH + 2 SO2  Na2SO4 + H2S


Гидриды металлов при нагревании плавятся. Электролизом расплава гидрида можно получить металл и водород.

t, электролиз

2 NaH  2 Na + H2 







1Авиация и космонавтика
2Архитектура и строительство
3Астрономия
 
4Безопасность жизнедеятельности
5Биология
 
6Военная кафедра, гражданская оборона
 
7География, экономическая география
8Геология и геодезия
9Государственное регулирование и налоги
 
10Естествознание
 
11Журналистика
 
12Законодательство и право
13Адвокатура
14Административное право
15Арбитражное процессуальное право
16Банковское право
17Государство и право
18Гражданское право и процесс
19Жилищное право
20Законодательство зарубежных стран
21Земельное право
22Конституционное право
23Конституционное право зарубежных стран
24Международное право
25Муниципальное право
26Налоговое право
27Римское право
28Семейное право
29Таможенное право
30Трудовое право
31Уголовное право и процесс
32Финансовое право
33Хозяйственное право
34Экологическое право
35Юриспруденция
36Иностранные языки
37Информатика, информационные технологии
38Базы данных
39Компьютерные сети
40Программирование
41Искусство и культура
42Краеведение
43Культурология
44Музыка
45История
46Биографии
47Историческая личность
 
48Литература
 
49Маркетинг и реклама
50Математика
51Медицина и здоровье
52Менеджмент
53Антикризисное управление
54Делопроизводство и документооборот
55Логистика
 
56Педагогика
57Политология
58Правоохранительные органы
59Криминалистика и криминология
60Прочее
61Психология
62Юридическая психология
 
63Радиоэлектроника
64Религия
 
65Сельское хозяйство и землепользование
66Социология
67Страхование
 
68Технологии
69Материаловедение
70Машиностроение
71Металлургия
72Транспорт
73Туризм
 
74Физика
75Физкультура и спорт
76Философия
 
77Химия
 
78Экология, охрана природы
79Экономика и финансы
80Анализ хозяйственной деятельности
81Банковское дело и кредитование
82Биржевое дело
83Бухгалтерский учет и аудит
84История экономических учений
85Международные отношения
86Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
87Финансы
88Ценные бумаги и фондовый рынок
89Экономика предприятия
90Экономико-математическое моделирование
91Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Патриарха спросили:
- А почему это у Христа был деревянный крест, а у вас золотой и с каменьями?
- Это потому, сын мой, что каждому положен свой крест и нести его следует со смирением!
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2017
Рейтинг@Mail.ru