Синтез Na2O2 (пероксида натрия) - Химия курсовая работа

Главная

Химия
Синтез Na2O2 (пероксида натрия)

Пероксиды как кислородные соединения, их классификация и методика получения, основные физические и химические свойства. Получение и сферы применения пероксида натрия Na2O2. Исчисление количества реагентов, необходимых для получения 10 г пероксида натрия.


посмотреть текст работы


скачать работу можно здесь


полная информация о работе


весь список подобных работ


Нужна помощь с учёбой? Наши эксперты готовы помочь!
Нажимая на кнопку, вы соглашаетесь с
политикой обработки персональных данных

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Курсовая работа по неорганической химии
В повседневной жизни пероксиды очень важны для человека. Пероксид водорода, например, широко используется для отбеливания тканей и шерсти, соломы, перьев. Разлагая красящие вещества (пигменты), он не разрушает отбеливаемый материал. В медицине H 2 O 2 используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство [1].
Большое практическое применение также имеют пероксиды щелочноземельных металлов, например, BaO 2 (для получения H 2 O 2 , в органическом синтезе, в пиротехнике, для покрытия термоионных катодов). В меньшей степени применяют пероксид кальция (в хлебопечении, вулканизации бутилкаучука), пероксид стронция (в пиротехнике), гидратные формы пероксидов магния и цинка (в медицине) [2].
Целью этой работы было синтезирование пероксида водорода по реакции:
2NaOH + H 2 O 2 = Na 2 O 2 + 2H 2 O. (1)
Пероксид натрия употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках.
Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процессе взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода, [3]:
Na 2 + O 2 2- + CO 2 = Na 2 + CO 3 2- + O 2 . (2)
1.1 Общая характеристика пероксидов
Пероксидами называют кислородные соединения, содержащие ион кислорода, не полностью восстановленный, в виде [O 2 ] 2- , [О 4 ] 2- или [О 2 ] - [3].
Соединения, содержащие в своем составе пероксогруппу (ОЇО) 2- и называемые пероксосоединениями, рассматривают как производные пероксида водорода и делят на два больших вида: простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, называемые пероксидами, в которых пероксогруппа соединена с ионом или атомом металла ионной или атомной связью. Эти соединения могут быть образованы всеми металлами IА-, IIА - (за исключением бериллия) и II В-группы периодической системы Д.И. Менделеева. По мере увеличения электроотрицательности металла (от щелочных и щелочно-земельных металлов к таким d-металлам, как ртуть) ионный характер связи в пероксидах изменяется на ковалентный [4].
Кроме пероксидов формулы Me 2 [O 2 ], для калия, рубидия и цезия имеются еще пероксиды типа Me 2 [O 3 ] и Me 2 [O 4 ]. Пероксиды типа Me 2 [O 4 ] имеют строение Me 2 + [[O 2 ] 2- O 2 ] 2- , т.е. молекулярный кислород в этих соединениях находится в комплексе с ионом кислорода [O 2 ] 2- : [[O 2 ] 2- O 2 ] 2 - [3].
К комплексным пероксосоединениям относятся соединения, в которых пероксогруппа является лигандом. Такие соединения образуют элементы III и последующих групп периодической системы.
Комплексные пероксогруппы принято делить на пять групп. Первая из них - это пероксокислоты и их соли общего состава [Э п (О 2 2- ) x L y ] z -, в которых один или несколько пероксид-ионов входят в комплексный ион, играя роль либо монодентатного лиганда (Э-О-О-), либо бидентатного лиганда (О-О), либо мостикового лиганда (Э-О-О-Э) с образованием многоядерного комплекса, где Э - элемент-комплексообразователь и L - лиганды, к которым относится и О 2- .
К этой группе соединений относятся многочисленные пероксокислоты, образованные серой. Известна пероксомоносерная кислота (кислота Каро) состава H 2 SO 5 . Лигандная пероксогруппа в комплексах играет роль мостиковой связи предпочтительнее между атомами неметаллов. Это имеет место, в частности, в пероксодисерной кислоте состава H 2 S 2 O 8 - белом кристаллическом легкоплавком веществе.
Вторую группу пероксидных комплексов образуют соединения, содержащие пероксогруппу в составе комплексного катиона или комплексной молекулы и потому не являющиеся пероксокислотами или их солями. Состав таких комплексов может быть выражен формулой: [Э n (O 2 ) x L y ] z .
Третью, четвертую и пятую группы пероксидных комплексных соединений образуют пероксиды, содержащие, соответственно, либо кристаллизованную воду (например, кристаллогидраты: Na 2 O 2 Ч8H 2 O и CaO 2 Ч8H 2 O), либо кристаллизационный пероксид водорода (например, кристаллопероксогидраты: Na 2 O 2 Ч4H 2 O 2 , 2Na 2 СO 3 Ч3H 2 O 2 и CaO 2 Ч2H 2 O 2 ), либо и то и другое (например, кристаллогидраты - пероксогидраты: Na 2 O 2 Ч2H 2 O 2 Ч4H 2 O и Na 3 PO 4 Ч2H 2 O 2 Ч4H 2 O) [4].
Характерным свойством перекисных соединений, как простых, так и комплексных, является способность образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород в активной форме при термическом разложении или действии воды и других химических агентов. Другие соединения, которые могут быть источником кислорода, как, например, нитраты, хлораты, перхлораты, перманганаты и некоторые оксиды, не выделяют пероксид водорода при действии воды. Кислород они выделяют только при нагревании и в присутствии катализаторов [5].
Все простые пероксосоединения могут быть получены обменной реакцией между H 2 O 2 и гидроксидом нужного металла.
Высокая реакционная способность щелочных металлов (за исключением лития) по отношению к кислороду позволяет синтезировать их пероксиды непосредственным окислением металла кислородом при атмосферном давлении. Эта способность обусловлена тем, что Na, K, Rb и Cs, в отличии от других металлов, обладают наибольшими значениями атомного радиуса и наименьшими значениями энергии ионизации. Литий же этими свойствами не обладает, и синтез пероксида лития осуществим лишь взаимодействием гидроксида с растворами H 2 O 2 [2].
Лабораторные способы получения пероксидов сводятся к окислению избытком кислорода растворов металлов в жидком аммиаке или же к непосредственному сжиганию их при температуре около 300-400 єС, причем образуются не только пероксиды типа Me 2 O 2 , но у калия, рубидия и цезия - типа Me 2 O 4 .
Пероксид лития в чистом виде добывают из кристаллического соединения Li 2 O 2 ЧH 2 O 2 Ч3H 2 O, высушивая его над P 2 O 5 или H 2 SO 4 в эксикаторе. Самое соединение Li 2 O 2 ЧH 2 O 2 Ч3H 2 O выкристаллизовывается из спиртового раствора смеси Li(OH) и H 2 O 2 .
Для натрия известен гидрат состава Na 2 O 2 Ч8H 2 O образующийся при взаимодействии Na 2 O 2 с водой при сильном охлаждении. Кроме упомянутого соединения, может быть получен и гидрат состава Na 2 O 2 Ч2H 2 O 2 Ч4H 2 O, легко теряющий воду при высушивании в эксикаторе.
Пероксид бария BaO 2 получают окислением BaO в токе кислорода при 500-520єС, пероксидные соединения других элементов этой группы - взаимодействием соответствующих гидроксидов с растворами H 2 O 2 [3].
1.3 Физические и химические свойства пероксидов
Пероксиды щелочных металлов представляют собой твердые кристаллические вещества различного цвета: пероксид лития - белого, натрия - слабо-желтого, калия - розового, рубидия и цезия, по-видимому, тоже розового цвета.
Пероксиды типа Me 2 [O 3 ] окрашены в различные оттенки коричневого цвета. Их температура плавления несколько ниже температур плавления соответствующих пероксидов типа Me 2 [O 2 ], но также повышаются от калия к цезию (таблица-1):
Таблица 1. Температуры плавления пероксидов типа Me 2 [O 3 ]
Температура плавления пероксидов в подгруппе повышается с увеличением порядкового номера (таблица-2):
Таблица 2. Температура плавления пероксидов типа Me 2 [O 2 ]
Температура плавления пероксидов типа Me 2 [O 4 ] также соответственно несколько ниже температур плавления пероксидов типа Me 2 [O 3 ] и в том же направлении повышаются (таблица-3):
Таблица 3. Температура плавления пероксидов типа Me 2 [O 4 ]
Цвет K 2 O 4 оранжевый, Rb 2 O 4 темно-коричневый, Cs 2 O 4 желтый.
Пероксиды Ca, Sr, Ba и гидратные формы пероксиды Mg, Zn и Cd в чистом виде бесцветны и диамагнитны; пероксид ртути HgO 2 желтого цвета.
Пероксиды термически очень устойчивы; устойчивость их повышается с увеличением заряда ядра. Однако с увеличением количества кислорода в молекуле их температуры плавления и термическая устойчивость понижаются.
Являясь солями слабой кислоты, они при растворении в воде подвергаются гидролизу:
Na 2 + [O 2 ] 2- + 2H + OH- > H 2 + [O 2 ] 2- + 2Na + OH- (3)
Пероксиды же типа Me + 2 [O 4 ] 2 - при гидролизе дают помимо пероксида водорода и молекулу кислорода:
K 2 + [O 4 ] 2- + 2H + OH- > H 2 + [O 2 ] 2- + O 2 + 2K + OH- (4)
При действии кислот протекают те же самые реакции:
Na 2 + [O 2 ] 2- + H 2 + SO 4 2- > H 2 + [O 2 ] 2- + Na 2 + SO 4 2- , (5)
K 2 + [O 4 ] 2- + H 2 + SO 4 2- > H 2 + [O 2 ] 2- + O 2 + K 2 + SO 4 2 - (6)
Все пероксиды взаимодействуют с углекислым газом, выделяя кислород:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 ^ = 2Na 2 CO 3 + O 2 ^. (7)
Во всех пероксидных соединениях, как простых, так и комплексных (известных в настоящее время для полусотни элементов), степень окисления образующего их элемента является максимальной и равна номеру группы, к которой относится этот элемент [3].
1.4 Окислительно-восстановительные свойства пероксидов
Пероксиды щелочных металлов могут быть окислителями и восстановителями. Окислительные свойства обуславливаются наличием в них пероксидного иона [O 2 ] 2- , способного принимать электроны.
Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О-О или изменением заряда иона О 2 2 - Можно считать, что О 2 2- -радикал присоединяет или теряет электроны: О 2 2- + 2 e- = 2О -2 - окислитель, О 2 2 - - 2 e- = О 2 - восстановитель.
В первом случае пероксиды проявляют окислительные свойства, во втором восстановительные. Например:
2KI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 = I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 O, (8)
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5O 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O. (9)
Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные:
H 2 O 2 + 2H + + 2e- = 2H 2 O, E 0 298 = 1,77 в,
H 2 O 2 - 2e- = O 2 + 2H + , E 0 298 = 0,68 в.
Так как пероксиды проявляют окислительные и восстановительные свойства, то в соответствующих условиях они подвергаются реакции диспропорционирования:
Li 2 + [O 2 ] 2- + Li 2 + [O 2 ] 2- > O 2 + 2Li 2 + O 2 - (10)
Однако реакция диспропорционирования не протекает при обыкновенной температуре, если пероксид сохраняется в сухом месте в плотно закрытом сосуде. Это объясняется тем, что во влажном воздухе или в водном растворе пероксид как соль слабой кислоты подвергается гидролизу и при этом образуется перекись водорода, которая термически непрочна. Молекулы ее находятся не в одинаковом энергетическом состоянии, и поэтому между ними наступает реакция диспропорционирования [3].
1.5 Пероксид водорода и его свойства
Из пероксидов наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода H 2 O 2 .
Энергия связи О-О (210 кДж/моль ) почти в два раза меньше энергии связи O-H (468 кДж/моль ).
Из-за несимметричного распределения связей H-O молекула H 2 O 2 сильно полярна (µ = 2,1 D). Между молекулами H 2 O 2 возникает довольно прочная водородная связь, вызывающая их ассоциацию. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода - бледно-голубая сиропообразная жидкость (плотность 1,44) с довольно высокой температурой кипения (150,2єС) и хорошей ионизирующий растворитель. При - 0,43єС пероксид водорода замерзает. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H 2 O 2 ·2H 2 O (температура плавления - 52єС). В лаборатории обычно используются 3- и 30%-е растворы H 2 O 2 (последний называют пергидролем).
В водных растворах пероксид водорода - слабая кислота (К иониз = 2,24·10- 12 ):
H 2 O··· H 2 O 2 - OH 3 + + HO 2 - (11)
В химических реакциях пероксид - радикал может, не изменяясь, переходить в другие соединения, например:
H 2 O 2 + 2NaOH = Na 2 O 2 + 2H 2 O, (12)
BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 . (13)
Последняя реакция используется для получения пероксида водорода [5].
Пероксид натрия Na 2 O 2 - одно из пероксидных соединений натрия, характеризующееся наличием молекулярного иона O 2 2- ; содержание активного кислорода составляет 20,5 вес %. Чистая натрия пероксид - белый порошок; технический порошок имеет слабожелтую окраску, обусловленную примесью надпероксида натрия NaO 2 . Решетка Na 2 O 2 гексагональная (искаженная); плотность 2,60. Существует в трех модификациях: Q - Na 2 O 2 , устойчива при температуре жидкого воздуха, Na 2 O 2 (I), устойчива до 512±1°С и Na 2 O 2 (II), устойчива выше этой температуры. Пероксид натрия диомагнитен.
При нагревании пероксида натрия при 311-400°С наблюдается некоторая потеря активного кислорода, бурное разложение начинается при 540°С. Плавится пероксид натрия выше 596°С и полностью отдает свой активный кислород при 675°С. Растворяется в воде. При этом образуются NaOH, H 2 O 2 и выделяется некоторое количество кислорода, т.к. щелочная среда и повышенная температура способствуют разложению H 2 O 2 . С разбавленными кислотами пероксид натрия реагирует с образованием соответствующих солей и пероксида водорода. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно- и диоксидом углерода. Известны молекулярные соединения пероксида натрия с водой (октагидрат Na 2 O 2 Ч8H 2 O), с пероксидом водорода (дипероксигидрат Na 2 O 2 Ч2H 2 O 2 ) и с водой и пероксидом водорода (тетрагидрат дипероксигидрата Na 2 O 2 Ч2H 2 O 2 Ч4H 2 O). С влагой и углекислым газом воздуха пероксид натрия реагирует с образованием NaOH, Na 2 CO 3 и с выделением кислорода. На этом основано его применение для регенерации воздуха в закрытых помещениях.
Пероксид натрия получают окислением расплавленного на противнях металлического натрия в противотоке очищенного от CO 2 и высушенного воздуха или форсуночных аппаратах. Для получения высококачественного пероксида натрия рекомендуется восстанавливать пероксид натрия, полученный окислением металла, до окиси путем нагревания при 130-200°С с небольшими порциями металлического натрия в инертной атмосфере, увлажненной парами воды, а полученный таким образом оксид окислять до пероксида во вращающихся печах при 250-400°С. Полученный продукт содержит 96-98% Na 2 O 2 . Поскольку пероксид натрия весьма агрессивен по отношению к металлам, при его получении пользуются обычно реакторами из никелевых сплавов, покрытых графитом, и мешалками из циркония.
Пероксид натрия производят в значительных количествах. Применяют в основном для отбеливания хлопчатобумажных, льняных и шерстяных тканей, джутовых материалов. Широко используют для отбелки древесной массы - механической пульпы (молотой древесины), сульфатной и сульфитной пульпы, пульпы из старой бумаги и полухимической пульпы, а также вискозной массы, соломы и прочих материалов. В герметически закрытой таре пероксид натрия не подвержен разложению даже при продолжительном хранении. Сосуды с пероксидом натрия следует хранить в прохладном месте, вдалеке от воспламеняющихся материалов. Сам по себе пероксид натрия не воспламеняется, но огнеопасен при соприкосновении с органическими веществами, например деревом, маслом, бумагой или восстановителями в присутствии влаги [6].
Он употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти и др.) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках и т.п.
Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процесс взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода:
Na 2 + [O 2 ] 2- + CO 2 = Na 2 + CO 3 2- + O 2 . (14)
Выдыхаемый легкими углекислый газ поглощается с одновременным выделением газообразного кислорода. Последний снова может служить для дыхания [3].
Растворы пероксида водорода широко используются для отбеливания тканей и шерсти, соломы, перьев. Разлагая красящие вещества (пигменты), пероксид водорода не разрушает отбеливаемый материал. В медицине он используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.
В агрохимических и почвенных лабораториях пероксид водорода используют для озоления образцов почвы или растительного материала. Концентрированный пероксид водорода в смеси с горючими материалами служит для изготовления взрывчатых составов[1].
В химической практике он применяется как окислитель, «не пачкающий» растворы продуктами восстановления, так как при этом получается только вода [7].
Практическое применение имеет в основном BaO 2 (для получения H 2 O 2 , в органическом синтезе, в пиротехнике, для покрытия термоионных катодов). В меньшей степени применяют пероксид кальция (в хлебопечении, вулканизации бутилкаучука), пероксид стронция (в пиротехнике), гидратные формы пероксидов магния и цинка (в медицине) [2].
· Насыщенный раствор гидроксида натрия;
Рассчитаем сколько нужно взять исходных веществ для получения 10 г. пероксида натрия.
2NaOH + H 2 O 2 = Na 2 O 2 + 2H 2 O. (15)
а) Рассчитаем сколько моль составляет 10 г. пероксида натрия:
n (Na 2 O 2 ) = 10 г. / 78 г./моль = 0,13 моль.
б) Рассчитаем массу исходных веществ:
m (NaOH) = 2 моль*40 г./моль * 0,13 моль = 10,4 г.
m (H 2 O 2 ) = 34 г./моль * 0,13 моль = 4,4 г.
в) Рассчитаем массу 35% раствора H 2 O 2 :
г) Рассчитаем объём пероксида водорода:
где р - плотность 35% раствора H 2 O 2 .
После расчетов выяснили, что для получения 10 г. пероксида водорода нужно взять исходных веществ: m (NaOH) = 10,4 г, V = 11. 1 мл.
Взяли 10,4 грамм сухого гидроксида натрия и в колбе растворили в 20 мл воды, затем налили в другую колбу 35% раствор пероксида натрия. Поставили оба раствора в холодильник. После охлаждения их до 0 0 С смешали 11.1 мл раствора пероксида водорода и раствор гидроксида натрия [8]. Сразу образовался желтый мутный раствор с белым осадком на дне, который тут же растворился.
1. Изучен процесс получения пероксида натрия.
2. Показано, что в условиях лаборатории полученный осадок Na 2 O 2 очень неустойчив, при попытке выделения его из раствора растворяется.
1. Реми, Г. Курс неорганической химии / Г. Реми - М.: Мир, 1978. - 606 c.
2. Глинка Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка - Л.: Химия, 1988. - 306 c.
3. Михайленко Я.И. Курс общей и неорганической химии / Я.И. Михайленко - М.: Высшая школа, 1966. - 238 c.
4. Павлов, Н.Н. Неорганическая химия./ Н.Н. Павлов - М.: Дрофа, 2001. - 240 с.
5. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов - М.: Высшая Школа, 1998. - 340 с.
6. Краткая химическая энциклопедия / под ред. И.Л. Кнунянц - М.: Советская энциклопедия, 1964. - 379 с.
7. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин - М.: Химия, 1994. - 206 c.
8. Карякин, Ю.В. Чистые химические вещества / Ю.В. Карякин, И.И. Ангелов - М.:Химия, 1974. - 267 c.
Едкий натр или гидроксид натрия. Химические способы получения гидроксида натрия. Понятие об электролизе и электрохимических процессах. Сырье для получения гидроксида натрия. Электролиз растворов хлористого натрия в ваннах со стальным катодом. реферат [2,4 M], добавлен 13.03.2007
Метод получения 3,4,5-трифенил-1,2-дифосфациклопентадиенида натрия, основанный на взаимодействии циклопропенильных комплексов никеля с полифосфидами натрия. Использование для синтеза стандартной аппаратуры Шленка. Получение полифосфидов натрия. реферат [583,3 K], добавлен 30.10.2013
Использование солей натрия в Древнем Египте, химические способы добычи натрия. Линии щелочных металлов в видимой части спектра, физические и химические свойства щелочей. Взаимодействие соды с синтетической азотной кислотой и гигроскопичность солей натрия. реферат [3,6 M], добавлен 04.07.2012
Методы получения красителей. Получение сульфанилата натрия синтезом. Характеристика исходного сырья и получаемого продукта. Расчет химико–технологических процессов и оборудования. Математическое описание химического способа получения сульфанилата натрия. дипломная работа [408,2 K], добавлен 21.10.2013
Физические свойства пероксида водорода - бесцветной прозрачной жидкости со слабым своеобразным запахом. Получение вещества в лабораторных и промышленных условиях. Восстановительные и окислительные свойства пероксида водорода, его бактерицидные свойства. презентация [149,3 K], добавлен 23.09.2014
Изучение влияния веществ на процесс разложения пероксида водорода в водных растворах. Воздействие различных химических катализаторов на скорость разложения пероксида водорода. Действие твина-80 на разложение пероксида водорода при различных температурах. реферат [562,1 K], добавлен 18.01.2011
Ежегодная мировая выработка едкого натра. Ферритный способ производства гидроксида натрия. Химический способ получения - взаимодействие карбоната натрия с известью. Промышленные методы производства гидроксида натрия. Концентрация исходного раствора. методичка [1,3 M], добавлен 19.12.2010
Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д. PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах. Рекомендуем скачать работу .

© 2000 — 2021



Синтез Na2O2 (пероксида натрия) курсовая работа. Химия.
Контрольная работа: Понятие Современный русский литературный язык
Реферат по теме Конструкції пластинчастих теплообмінних апаратів
Реферат: Биография Ивана Франка
Реферат: America Is In The Heart Essay Research
Дипломная работа по теме Информационные технологии обучения как фактор успешной организации самостоятельной работы студентов в вузе
Контрольная работа: Особенности развития рынка ценных бумаг России в XX-XXI веках
Половое Развитие Подростков Реферат
Курсовая работа по теме Ветеринарно-санитарная оценка туш и внутренних органов сельскохозяйственных животных при отравлении их солями тяжелых металлов
Литература Сочинения О Любом Композиторе Картины
Сочинение На Немецком О Москве С Переводом
Реферат: Інвестування оборотного капіталу
Реферат На Тему Рекреационные Ресурсы
Статья: Издание китайских произведений представителями российской общественности конец XVIII - первая по
Курсовая работа: Конструирование радиорелейной линии
Дипломная работа по теме Фразеологизмы, характеризующие внешность человека: семантика, прагматика, структура
Контрольная Работа По Физике 7 Класс Механическое
Управление Персоналом Магистерские Диссертации
Курсовая работа по теме Блюда из каш разной консистенции
Реферат по теме Архитектурная бионика и экология города
Структура Сочинения Рассуждения
Основные направления философии эпохи Возрождения - Философия реферат
Влияние выбора учётной политики на составление финансовой отчётности - Бухгалтерский учет и аудит курсовая работа
Технология производства строительно-монтажных работ - Строительство и архитектура курсовая работа