Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка16/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   12   13   14   15   16   17   18   19   ...   23

Лужноземельні метали

Поширення лужноземельних металів. Кальцій - один з найпоширеніших елементів на Землі. Він посідає п'яте місце за поширенням у земній корі. Стронцій і барій мало поширені, радій у незначних кількостях супроводжує уран, при розпаді якого він утворюється. Ca, Sr та Ba входять до складу багатьох гірських порід і мінералів, міститься в ґрунті, природних водах і живих організмах. Як і лужні метали, лужноземельні метали трапляються в природі лише у вигляді катіонів, тому що висока хімічна активність виключає можливість їхнього знаходження у вільному стані. Кальцій трапляється у складі багатьох силікатів, алюмосилікатів, карбонатів, галогенідів, сульфатів:

CaCO3 - кальцит, вапняк, крейда, мармур, арагоніт, вапняний шпат,

CaSO4 - ангідрит,

CaSO4.2H2O - гіпс,

CaF2 - флюорит,

Ca5(PO4)3(F,OH) - апатит,

Ca3(PO4)2 - фосфорит,

CaO.Al2O3.2SiO2 - анортит, кальцієвий польовий шпат,

CaO.SiO2 - воластоніт.

Найбільш відомі мінерали стронцію та барію є сульфатами:

SrSO4 - целестин,

BaSO4 – барит, важкий шпат.

Трохи рідше трапляються карбонати:

SrCO3 - стронціаніт,

BaCO3 - вітерит.

Як продукти вивітрювання мінералів сполуки кальцію містяться в більшості природних вод і в основному зумовлюють їхню твердість. У воді морів і океанів кальцій трапляється у вигляді іона Ca2+ поряд з аніонами Cl-, Br-, CO32-, HCO3-, SO42- та ін. В 1 л морської води міститься 0,4 г іонів Ca2+. Морські тварини використовують сполуки кальцію для побудови кістяків і панцирів, які після смерті організмів накопичуються на дні, внаслідок чого утворюються поклади CaCO3. Щороку ріки вносять у моря та океани 5.108 т кальцію.

Добування металевих кальцію, стронцію та барію. Лужноземельні метали добувають електрохімічним (катодним) відновленням розплавів солей (як правило, хлоридів або фторидів). Основний метод виробництва кальцію - електроліз розплавленого хлориду в суміші з KCl або CaF2. Інший метод добування кальцію - алюмотермічний (у вакуумі):

2Al + 6CaO  3CaO.Al2O3 + 3Ca.

Алюмотермічний метод застосовують також для добування стронцію та барію:

2Al + 4SrO(BaO)  SrO(BaO).Al2O3 + 3Sr(Ba).

Як відновник використовують також натрій, магній та феросиліцій.

Використовуються також процеси термічної дисоціації:

СаН2 = Са + Н2, ВаН2 = Ва + Н2,

СаС2 = Са + 2С.

Фізичні властивості. Лужноземельні метали - метали сріблясто-білого кольору, на повітрі швидко покриваються плівкою з оксидів та нітридів. Належать до числа легких металів, проте їхні густини значно вищі, ніж у лужних металів, оскільки лужноземельні металі містять більше валентних електронів, завдяки яким здійснюються міцніші металічні зв’язки.

Кальцій досить твердий, стронцій та барій м’якші. Барій за твердістю близький до свинцю, проте на відміну від свинцю барій при розрізуванні легко кришиться, розділяючись на окремі кристали. Як і твердість, температури плавлення лужноземельних металів значно вищі, ніж у лужних металів.

Лужноземельні металі менш легко та меншою мірою, ніж натрій, розчиняються у рідкому аміаку з утворенням синіх розчинів, які мають електричну провідність.
Хімічні властивості лужноземельних металів

Лужноземельні метали за хімічними властивостями нагадують лужні метали, хоча лужноземельні метали і менш реакційноздатні. Характеризуються значною хімічною активністю. Лужноземельні метали - сильні відновники, тобто вони, як і лужні метали, мають велику схильність віддавати електрони і перетворюватися на позитивні іони з конфігурацією інертного газу. У всіх своїх стійких сполуках лужноземельні метали виявляють ступінь окиснення +2. Вони активніші за берилій та магній, причому хімічна активність зростає від Ca до Ba.

Кальцій, стронцій і барій енергійно взаємодіють з активними неметалами (галогенами, киснем) вже за звичайних умов. З менш активними (N2, H2, C, Si та ін.) реагують при більш менш сильному нагріванні:

Ca + Cl2 = CaCl2,

2Ca + O2 = 2CaO,

3Ca + N2 = Ca3N2,

Ca + H2 = CaH2,

Ca + 2C = CaC2,

Ca + S = CaS,

3Ca + 2P = Ca3P2.

Реакції супроводжуються виділенням великої кількості теплоти. На повітрі ЛЗМ при кімнатній температурі подібно до лужних металів швидко вкриваються плівкою оксиду та карбонату, а займаються при температурі близько 500оС.

У ряді напруг кальцій та його аналоги розташовані далеко попереду водню у такій послідовності: Ra, Ba, Sr, Ca, Mg, Be. Тому вони легко витісняють водень не лише з розбавлених кислот, але і з води:

Е + 2Н2О = Е(ОН)2 + Н2­.

З хлороводневою та розбавленою сірчаною кислотами лужноземельні метали реагують з виділенням водню. Реакція з азотною кислотою йде складніше, залежно від її концентрації утворюються різні продукти відновлення. Розбавлену азотну кислоту лужноземельні метали відновлюють головним чином до аміаку або нітрату амонію:

4Е + 10HNO3(розб.) = 4Е(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Основними продуктами відновлення концентрованих кислот-окисників є H2S (для H2SO4) та N2O (для HNO3). З лугами лужноземельні метали не реагують. ЛЗМ розчиняються в рідкому аміаку з утворенням синіх розчинів, що містять сольватовані електрони. З цих розчинів можна виділити нестійкі комплексні аміакати золотистого кольору складу [M(NH3)6] (M = Ca, Sr, Ba), які поволі розкладаються до відповідних амідів:

[M(NH3)6] = M(NH2)2 + 4NH3 + Н2.

Лужноземельні метали можуть відновлювати багато металів з їхніх оксидів та солей, наприклад:

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO.

Гідриди лужноземельних металів. Ca, Sr та Ba утворюють кристалічні ЕН2 при безпосередній їх взаємодії з сухим воднем у достатньо м'яких умовах. Ці сполуки мають типово іонний характер, причому аніоном є негативно заряджений водень (Н-).

Гідриди лужноземельних металів - хороші відновники, енергійно взаємодіють з водою за схемою:

ЕН2 + 2Н2О = Е(ОН)2 + 2Н2.

На повітрі вони окиснюються, наприклад:

СаН2(к) + О2(г) = Са(ОН)2(к), Go= -328 кДж.

При нагріванні до 900о гідридів лужноземельних металів з їхніми галогенідами в атмосфері водню утворюються стійкі тверді солеподібні речовини з точками плавлення 660-860оС загальної формули ЕГН.

Термічна стабільність гідридів зменшується від СаН2 до ВаН2, при 600оС всі вони помітно розкладаються.

Оксиди лужноземельних металів

Оксиди лужноземельних металів у промисловості та у лабораторії добувають не з металів, а термічним розкладом їхніх карбонатів або гідроксидів. Оксид барію зручно також добувати нагріванням нітрату та прожарюванням ВаСО3 з вугіллям:

СаСО3 « СаО + СО2,

2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2,

BaCO3 + C = BaO + 2CO.

Всі оксиди тугоплавкі, це безбарвні гігроскопічні речовини.

Хімічна активність збільшується при переході від BeO до BaO. Оксиди Ca, Sr та Ba взаємодіють з водою з виділенням великої кількості теплоти, наприклад:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Оксиди ЕО взаємодіють з кислотними оксидами:

ЕО(к) + СО2(г) = ЕСО3(к),

ЕО(к) + SО3(г) = ЕSО4(к),

ЕО(к) + SiО2(к) = ЕSiО3(к).

Із збільшенням порядкового номеру Е ці реакції йдуть енергійніше.

ЕО бурхливо реагують і з кислотами.

При нагріванні ВаО у присутності кисню утворюється пероксид барію:

ВаО(к) + 1/2О2(г) = ВаО2(к); DGo = -21 кДж.

Гідроксиди лужноземельних металів

У ряді Be(OH)2 - Mg(OH)2 - Ca(OH)2 - Sr(OH)2 - Ba(OH)2 розчинність, сила основ та термічна стійкість зростають. Проте розчинність та сила основ лужноземельних металів менші, ніж у гідроксидів лужних металів. Це пояснюється тим, що заряди іонів лужноземельних металів більші, а розміри менші, внаслідок чого електростатичне тяжіння між іонами лужноземельних металів та іонами ОН- сильніше.

Гідроксиди Ca, Sr та Ba - луги. Гідроксиди Е(ОН)2 утворюються з оксидів з меншим виділенням енергії, ніж гідроксиди лужних металів ЕОН. Внаслідок цього Е(ОН)2 термічно менш стабільні, втрачають воду при нагріванні, перетворюючись на оксиди:

Е(ОН)2 ® ЕО + Н2О.

У лужних металів подібна реакція спостерігається лише для гідроксиду літію.

Розчин Ва(ОН)2 – баритова вода – лабораторний реактив для відкриття СО2. Са(ОН)2 – вапняне молоко, гашене вапно – застосовується як дешева розчинна основа.

Нітріди лужноземельних металів легко і з великим виділенням теплоти розкладаються водою:

Е3N2 + 6H2O = 3Е(ОН)2 + 2NH3.

Лужноземельні метали можуть утворювати з азотом звичайні нітриди Е3N2, а також пернітриди M3N4, наприклад Ca3N4, Sr3N4.

Розчинні та нерозчинні солі. Із солей лужноземельних металів добре розчинні у воді нітрати Е(NO3)2, перхлорати Е(ClO4)2, ацетати Е(СН3СОО)2, хлориди ЕCl2, броміди ЕBr2, йодиди ЕI2, сульфіди ЕS, ціаніди Е(CN)2, роданіди (тіоціанати) Е(CNS)2. Більш менш розчинні більшість кислих солей: Е(HS)2, Е(HSO4)2, Е(НСО3)2. Більшість же середніх солей лужноземельних металів мало розчинні у воді. До них відносяться сульфати ЕSO4, карбонати ЕСО3, оксалати ЕС2О4, силікати ЕSiO3, фосфати Е3(РО4)2, арсенати Е3(AsO4)2, фториди ЕF2.

Нітрати лужноземельних металів. Нітрати кальцію та стронцію виділяються у вигляді кристалогидратів, а нітрат барію – без води. Нітрати кальцію та стронцію легкорозчинні у воді, тоді як розчинність Ba(NO3)2 та Ra(NO3)2 значно менша. Термічна стабільність нітратів зростає при переході від Bе(NO3)2 до Ba(NO3)2. Нітрати стронцію та барію служать у піротехніці для виготовлення складів, що згорають червоним (стронцій) або зеленим (барій) полум'ям.

Сульфати лужноземельних металів. Сульфати ЕSO4 (Е = Ca, Sr, Ba, Ra) – одні з найменш розчинних сполук даних металів, причому розчинність знижується із збільшенням розміру катіона. Сульфати стронцію та барію кристалізуються без води, а CaSO4.2H2O трапляється у природі (гіпс). Зниження розчинності пов'язане і із зменшенням енергії гідратації двохзарядних катіонів у ряді Ве – Ва, і, мабуть, із зростанням структурної відповідності у тому ж ряді розмірів катіонів Е2+ і аніона SO42-.
Карбонати лужноземельних металів

Карбонати лужноземельних металів добувають дією СО2 на гідроксиди або обмінними реакціями у розчинах солей Е2+ з карбонатами лужних металів. Наприклад:

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3¯ + Н2О,

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3¯ + 2NaCl.

При взаємодії розчиненого у воді СО2 з нормальними карбонатами утворюються гідрокарбонати, наприклад:

СаСО3¯ + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

Розчинність карбонатів та сульфатів знижується із збільшенням розміру катіону. На відміну від середніх карбонатів гідрокарбонати добре розчинні у воді.

При нагріванні карбонати розкладаються:

ЕСО3 « ЕО + СО2.

Термічна стійкість карбонатів при переході від ВеСО3 до ВаСО3 зростає.

Комплексоутворююча здатність іонів лужноземельних металів. Комплексоутворююча здатність іонів лужноземельних металів вища, ніж у лужних металів. При переході від лужних металів до лужноземельних металів зменшуються іонні радіуси, а заряд збільшується у два рази. Тому поляризуюча сила Е2+ набагато більше Е1+, що і веде до кращої комплексоутворюючої здатності лужноземельних металів.

Іони М2+ не мають порожніх комірок, необхідних для надання ліганду, щоб утворити донорно-акцепторний зв'язок і, крім того, не мають електронних пар, придатних для утворення -дативного зв'язку. Тому комплексні сполуки елементів IIA групи повинні бути побудовані за рахунок іон-іонної або іон-дипольної взаємодій. Отже, найсильнішим комплексоутворювачем у ряді Be – Mg – Ca – Sr – Ba буде іон Ве2+ завдяки його маленькому розміру та великій густині заряду. А найбільш нестійкі комплекси утворює барій. Таким чином, у ряді Be – Mg – Ca – Sr – Ba стійкість координаційних сполук падає. Кальцій та стронцій дають аквакомплекси [Э(Н2О)62, де Г = Cl та Br. Розчинення лужноземельних металів у рідкому аміаку веде до утворення нейтральних комплексів [Е(NН3)6], які повністю розкладаються водою. Безводні хлориди, броміди та йодиди здатні приєднувати молекули NН3 з утворенням аміакатів складу МГ2.8NН3, стійкість яких падає у ряді Ca – Sr – Ba. У водних розчинах елементи IIA групи можуть реагувати з кисневмісними хелатоутворюючими речовинами. Серед них найбільш важливими є комплексони – поліаміно-поликарбонові кислоти, які мають високу (до 12) дентатність та містять як кисень, так і азот-донорні атоми. Найміцніші комплекси виникають, коли координуються і азот, і кисень з утворенням 5-членних хелатних циклів. Mg2+, Ca2+, Sr2+ утворюють з комплексонами хелатні комплекси високої стійкості. Найширше застосовуються комплекси з етилендіамінтетраацетатом (ЕДТА), що утворюються у лужному середовищі:

Ca2+(aq) + ЕДТА4- = [Ca(ЕДТА)]2-.

Величини Ку комплексів з ЕДТА:

Комплексонат

MgA2-

CaA2-

SrA2-

BaA2-

рКу МА2-

8.69

10.70

8.63

7.76


У цьому ряді максимальна стабільність спостерігається для комплексів Ca2+. Це пояснюється тим, що для хелатних комплексів дуже важливий принцип структурної, геометричної відповідності: центральний іон не повинен бути дуже маленьким і дуже сильним поляризатором. Таким чином, для полідентатних лигандів зміна стійкості у ряді Са – Ва складніша, ніж для монодентатних.
Твердість води

Природну воду, що містить у розчині значну кількість іонів Ca2+ та Mg2+ у вигляді солей кальцію та магнію, називають твердою. При невеликому вмісті солей кальцію або магнію (менше 80 мг Ca2+ або 50 мг Mg2+ на 1 л води) або в їх відсутності природну воду вважають м'якою.

У твердій воді погано піниться мило, що являє собою суміш натрієвих солей стеаринової та пальмітинової кислот, це зумовлене утворенням нерозчинних кальцієвих та магнієвих солей цих кислот:

2Na(C17H35COO) + Ca(HCO3)2 = Ca(C17H35COO)2¯ + 2NaHCO3.

Згідно введеному тепер стандарту, твердість води Н вимірюється у мілімолях кількості речовини еквівалентів Ca2+ та Mg2+, що містяться в 1 л води. 1 ммоль твердості відповідає 20,04 мг Ca2+/л або 12,16 мг Mg2+/л. Якщо у воді містяться солі кальцію та магнію, то твердість виражається сумою ммоль кількості речовини еквівалентів Ca2+ та Mg2+ в 1 л води:

Т = .

Розрізняють твердість карбонатну (тимчасову, усувну) та некарбонатну (постійну, неусувну).

Твердість води, зумовлена гідрокарбонатами кальцію та магнію, називається тимчасовою, оскільки вона усувається простим кип'ятінням води: гідрокарбонати перетворюються на середні карбонати:

t

М(НСО3)2 ® МСО3 + СО2 + Н2О,

випадають в осад або кристалізуються на стінках посудини.

Твердість, що залишається після кип'ятіння води, називається постійною. Вона спричинена присутністю у воді сульфатів та хлоридів кальцію та магнію, які не розкладаються при кип'ятінні води.

Загальна твердість знаходиться як сума:

Тзагальна = Ткарбонатна + Тнекарбонатна.

Способи усунення твердості. Усунення твердості води полягає у видаленні з неї іонів Ca2+ та Mg2+. Твердість води усувають фізичними та хімічними методами. Тимчасова твердість усувається кип'яченням води, а також підвищенням рН води при додаванні Ca(OH)2 або Na2CO3:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3¯ + 2H2O,

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3¯ + 2NaHCO3,

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = MgCO3¯+ CaCO3¯ + 2H2O.

Постійну твердість усувають введенням деяких реагентів: Na2CO3, Ca(OH)2, Na3PO4, Na2B4O7, при цьому утворюються нерозчинні сполуки кальцію та магнію:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3¯ + 2NaCl,

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3¯ + Na2SO4, ДР CaSO4 = 6.10-5, ДР CaCO3 = 2,10-8,

MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3¯ + 2NaCl,

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3¯ + Na2SO4,

MgSO4 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2¯ + CaSO4,

3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2¯ + 3Na2SO4.

Радикальніший спосіб зм'якшення твердої води полягає у додаванні до неї комплексонів. При цьому двохзарядні іони Ca2+ та Mg2+ зв'язуються у міцні хелатні комплекси та стають інертними по відношенню до мила, не осідають на стінках котлів високого тиску тощо.

Широко використовується метод демінералізації води за допомогою іонообмінних колон. Іоніти – тверді матеріали, здатні до іонного обміну. Іоніти є твердими поліелектролітами, у яких іони одного знаку заряду закріплені на твердій матриці, а іони протилежного знаку заряду здатні переходити до розчину та замінюватися на інші іони того ж знаку заряду. За характером обмінюваних іонів серед іонітів розрізняють катіонити та аніонити. Катіонітами називають складні речовини, нерозчинні у воді, здатні обмінювати свої катіони (наприклад Na+ та H+ на Ca2+ та Mg2+).

Для усунення твердості методом іонного обміну воду пропускають крізь шар катіоніту. При цьому катіони Ca2+ та Mg2+, що знаходяться у воді, обмінюються на катіони Na+ або H+, що містяться у вживаному катіоніті:

Na2R(катіонит) + Ca(HCO3)2 « CaR + 2NaHCO3,

Na2R+ CaSO4 « CaR + Na2SO4,

де R може бути складним алюмосилікатним іоном, наприклад

[Al2Si2O8.nH2O]2-.

2RH + CaSO4 « R2Ca + H2SO4 (1),

де R – складний органічний радикал.

Після заміщення великої частини іонів Na+ або H+ катіонит регенерують витримкою його протягом деякого часу у контакті з насиченим розчином NaCl або HCl (H2SO4):

2NaCl + CaR ® Na2R + CaCl2,

2HCl + R2Ca ® 2RH + CaCl2.

Катіонування застосовується для очищення не лише природних, але й стічних вод.

У аніонообменних смолах активними є основні групи -NH2, =NH, ºN. Обмінними аніонами служать іони OH-, рідше Cl- та інші аніони. Процеси аніонування:

2ROH + H2SO4 = R2SO4 + 2H2O (2),

ROH + HCl = RCl + H2O.

процес регенерації аніоніту проводять за допомогою розчину NаOH:

RCl + NaOH = ROH + NaCl.

Шляхом послідовної обробки води за допомогою катіоніту та аніоніту (процеси (1) та (2)) здійснюють демінералізацію – знесолення води, так можна добути дистильовану воду.

Переробка та використання природних сполук кальцію

Вапно. Початковою сировиною для добування вапна служить вапняк. Вапняк піддають випаленню, він розкладається з утворенням оксиду кальцію – негашеного вапна. Негашене вапно є білим дуже вогнестійким порошком. При додаванні води негашене вапно піддається гасінню з виділенням великої кількості теплоти, внаслідок чого утворюється гідроксид кальцію - гашене вапно.

Гашене вапно, приготоване з певною кількістю води, є пастою, що має характер колоїдного гелю. Суміш гашеного вапна з піском (1 частина на 3-4 частини піску) і водою називається вапняним розчином і служить для того, щоб скріпляти цеглини при кладці стін. Твердіння вапняного розчину відбувається спочатку через випаровування води і поглинання її пористою цеглиною, при цьому утворюються кристали гідроксиду кальцію, які цементують пісок; а потім в результаті поглинання гашеним вапном діоксиду вуглецю з повітря і утворення карбонату кальцію. Зважаючи на виділення води при твердненні вапняного розчину в побудованих з його допомогою будівлях довгий час зберігається вогкість.

Гашене вапно застосовується для добування соди, NаOH, хлорного вапна CaOCl2 та інших сполук кальцію, вапняних добрив та захисних засобів для рослин (вапняно-сірчаний відвар), для пом'якшування води, дублення шкір, нейтралізації стічних вод, добування органічних кислот з рослинних соків і виділення цукру з меляси.

Мармур є прекрасним матеріалом для скульптурних робіт, виготовлення електричних розподільних щитів і панелей.

Крейда використовується як мінеральна фарба, як основа складів для поліровки, в паперовій та гумовій промисловості як наповнювач, для виробництва зубного порошку, для виготовлення шкільної крейди.
Гіпс

Алебастр, або палений гіпс – гідрат складу 2CaSO4.H2O, або CaSO4,0,5H2O. Його добувають випаленням гіпсу CaSO4.2H2O при 150-180 оС. При змішуванні з водою дрібні кристали алебастру розчиняються, приєднують воду, а потім кристалізуються у вигляді довгих голок CaSO4.2H2O:

2[CaSO4,0,5H2O] + 3H2O = 2[CaSO4.2H2O].

Алебастр Гіпс
1   ...   12   13   14   15   16   17   18   19   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка