|
|
Скачати 3.56 Mb.
|
Сульфіди та тіосолі підгрупи арсенуПри взаємодії елементарних As, Sb, Bi з сіркою утворюються сульфіди As4S3, As4S4, As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, Bi2S3. Сульфіди утворюються також при дії сірководню на розчинні сполуки цих елементів у кислому середовищі: H+ 2HAsO2 + 3H2S As2S3 + 4H2O, жовтий 2Na[As(OH)4] + 3H2S + 2HCl = 2NaCl + As2S3 + 8H2O, H+ 2H3AsO4 + 5H2S As2S5 + 8H2O, жовтий 2ЕГ3 + 3H2S Е2S3 + 6НГ, 2ЕГ5 + 5H2S Е2S5 + 10НГ. Жовті As2S3 та As2S5, оранжеві Sb2S3 та Sb2S5, чорно-бурий Bi2S3 – тверді речовини, нерозчинні у воді та кислотах, що не є окисниками. Вони розчиняються у концентрованих кислотах-окисниках: As2S3 + 28HNO3(конц.) + 4H2O = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 28NO2 + 8H2O (кип’ятіння), As2S5 + 40HNO3(конц.) = 2H3AsO4 + 5H2SO4 + 40NO2 + 12H2O (кип’ятіння). Сульфіди арсену та стибію легко розчиняються у присутності основних сульфідів та при дії лугів з утворенням солей тіокислот: Е2S3 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3ЕS3, Е2S5 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3ЕS4, As2S3 + 6KOH = K3AsO3 + K3AsS3 + 3H2O, Sb2S3 + 4NaOH (конц.гар.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4], 4As2S5 + 24NaOH (конц.) = 3Na3AsO4 + 5Na3[AsS4] + 12H2O, 4Sb2S5 + 18NaOH (конц.гар.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OH)6]. Bi2S3 з основними сульфідами взаємодіє лише при сплавленні, при цьому утворюються мета-форми тіосолей бісмуту: Bi2S3 + Na2S = 2NaBiS2. Тіокислоти – це кислоти, в яких кисень заміщений на сірку. Тіосолі арсену, стибію та бісмуту цілком стійкі у твердому стані та у розчині. На відміну від своїх солей, тіокислоти Н3ЕS3 та Н3ЕS4 невідомі, при добуванні вони розпадаються на відповідні сульфіди металів та сірководень: 2Н3ЕS3 = Е2S3 + 3H2S, 2Н3ЕS4 = Е2S5 + 3H2S. Тому при підкисленні розчину тіосолі відповідний сульфід випадає в осад, наприклад: 2(NH4)3AsS4 + 6HCl = 6NH4Cl + As2S5 + 3H2S. Елементи IVA групи Вуглець Поширення вуглецю в природі. Вуглець - тринадцятий елемент за поширеністю на Землі (у літосфері, атмосфері та гідросфері). Із загального числа атомів земної кори на частку вуглецю доводиться лише 0.15 %, а маса вуглецю становить 0,35 % маси земної кори. Вуглець у природі перебуває як у вільному стані, так і у вигляді численних сполук. Вільний вуглець трапляється у кристалічному стані у вигляді алмазу та графіту. У вигляді оксиду СО2 він входить до складу повітря (0,03 об. %, або 0.012 мас. %, що в перерахуванні на вуглець становить 600 млн. т). Але основна маса вуглецю (близько 3.1016 т) зосереджена в земній корі у вигляді різних мінералів. Багато солеподібних мінералів мають узагальнену формулу МСО3, де М - метал у ступені окиснення +2. Найпоширенішими з таких мінералів є CaCO3 - кальцит (вапняк, мармур, крейда, вапняний шпат), MgCO3 - магнезит, MgCO3.CaCO3 - доломіт, FeCO3 - сидерит (залізний шпат), ZnCO3 - смітсоніт (цинковий шпат), галмей, SrCO3 - стронціаніт, BaCO3 - вітерит, MnCO3 - родохрозит (марганцевий шпат, малиновий шпат), PbCO3 - церусит (біла свинцева руда), (CuOH)2CO3 - малахіт. У районах з посушливим кліматом трапляються водоймища із підвищеним вмістом соди Na2CO3. У розчиненому стані в більшості природних вод містяться гідрокарбонати кальцію Ca(HCO3)2 і магнію Mg(HCO3)2, у всіх природних водах міститься також і СО2 у розчиненому стані. Відомі мінерали глибинного походження - карбіди складу MmCn. Вуглець входить до складу нафти, антрациту, кам'яного та бурого вугілля, сланців, природного газу, торфу, бітумів, а також до складу тканин всіх живих організмів. Алотропні модифікації. На відміну від інших елементів 2-го періоду, прості речовини яких мають молекулярну будову (F2, O2, N2), прості речовини елементу вуглецю мають полімерну будову. Відповідно до характерних гібридних станів орбіталей атоми вуглецю можуть об’єднуватися у полімерні утворення координаційної (sp3), шаруватої (sp2) та лінійної (sp) структури. Цьому відповідають три алотропні модифікації: алмаз, графіт і карбін. Кристали алмазу належать до кубічної гранецентрованої системи; у решітці алмазу кожен атом вуглецю тетраедрично оточений чотирма іншими атомами вуглецю на відстані 1.54 Å, ця відстань дорівнює відстані між атомами вуглецю, зв’язаними простим ковалентним зв’язком. Кути між зв’язками С-С становлять по 109о. Відомі також кристали алмазу, що мають гексагональну решітку. Безперервна тримірна сітка ковалентних зв’язків, яка в алмазі характеризується найбільшою міцністю, визначає його найважливіші властивості. У алмазу дуже невелике значення ентропії - лише 2.4 Дж/(К.моль). Алмаз - безбарвна, прозора кристалічна речовина. Показник заломлення має незвичайно високе значення: для червоного світла n=2.497, а для фіолетового світла n=2.465. Це визначає сильний блиск алмазу. Алмаз - найтвердіша зі всіх відомих речовин (слово «алмаз» у перекладі з арабської значить «найтвердішій»), проте досить крихка. Алмаз погано проводить теплоту та електричний струм (Е = 5.7 еВ), оскільки всі електрони міцно зв’язані у вуглецевих зв’язках, проте він електризується при терті. Алмаз хімічно інертний. Графіт - шарувата кристалічна речовина з гексагональною структурою. Через sp2-гібридизацію атомних орбіталей атоми С утворюють один з одним по три -зв’язки, що лежать в одній площині під кутом 120о. В результаті виникає плоска сітка, що складається з правильних шестикутників, у вершинах яких знаходяться ядра атомів вуглецю. Найближчі сусіди кожного атома розташовані у тій самій площині на відстані 1.42 Å, а відстань між двома паралельними площинами дорівнює 3.34 Å, що становить приблизно суму ван-дер-ваальсівських радіусів та вказує, що сили взаємодії між шарами відносно невеликі. Хімічний зв’язок між атомами вуглецю у шарах аналогічний зв’язкам у бензолі: крім -зв’язків, утворених sp2-гібридними орбіталями, існують делокалізовані -зв’язки. Відстані С-С у бензолі (1.40 Å) та у графіті майже однакові. Міцність хімічних зв’язків у площині макромолекули (167 кДж/моль) значно більша, ніж між шарами (17 кДж/моль). Значення ентропії графіту становить 5.74 Дж/(К.моль) - більше, ніж у алмаза. Графіт непрозорий, має сіро-чорний колір та металевий блиск, здається жирним на дотик, досить м’який, легко ділиться на лусочки. М’якість та маслянистість графіту можна пояснити ковзанням шарів, з яких він складається, один стосовно іншого. Густина графіту нижча від густини алмазу. Графіт - найбільш тугоплавка з простих речовин; він має високу теплопровідність, електропровідний, у цьому він нагадує метали. Теплопровідність та електропровідність графіту, як і його металевий блиск, зумовлений наявністю делокалізованих зв’язків. Властивості графіту різко анізотропні. Так, теплопровідність графіту у напрямку площини шарів дорівнює 4.0 Дж/(см.с.К), а у перпендикулярному напрямку - 0.79 Дж/(см.с.К). Електричний опір графіту у напрямку шарів у 104 разів менший, ніж у перпендикулярному напрямку. Хімічно графіт декілька активніший від алмазу. Карбін був добутий при каталітичному окисненні ацетилену (В.В. Коршак, А.М. Сладков, В.І. Касаточкін, 1963 р.). Пізніше він був знайдений у природі. Гексагональна решітка карбіну збудована з прямолінійних ланцюгових макромолекул, в яких кожен атом вуглецю утворює по два -зв’язки за рахунок гібридних sp-орбіталей, а інші два р-електрони беруть участь в утворенні двох р-р-зв’язків. Відомі два типи карбіну: один з них містить потрійні та прості зв’язки, що чергуються: -СС-СС-СС- поліін, -карбін, а інший характеризується наявністю лише подвійних зв’язків: =С=С=С=С=С= полікумулен, -карбін. Відстань між ланцюгами у карбіну менша (2.95 Å), ніж між шарами графіту. Ентропія карбіну більша, а густина менша, ніж у графіту та алмазу. Карбін - чорний дрібнокристалічний порошок, напівпровідник (Е = 1 еВ). Під впливом світла його електрична провідність різко зростає. Карбін - найбільш стабільна форма вуглецю: С(карбін) =С(графіт); GoT = 39.9 - 0.00532T (кДж/моль). При нагріванні до 800оС карбін перетворюється у графіт. Теплота згоряння карбіну (-360 кДж/моль) менша, ніж у графіту (-393 кДж/моль), тут позначається ефект спряження -зв’язків. Відмінність полііну від полікумулену доведено як фізичними (зокрема, спектральними) методами, так і хімічними (зокрема, при озонуванні поліін перетворюється у щавлеву кислоту НООС-СООН, а полікумулен - в угільну кислоту Н2СО3). Хімічні властивості вуглецю Внаслідок полімерної будови всіх модифікацій вуглецюта великої енергії зв'язку між атомами при звичайній температурі елементарний вуглець вельми інертний і вступає в реакції тільки з дуже енергійними окисниками. Але при достатньо високих температурах він стає хімічно активним по відношенню до більшості металів і багатьом неметалів. Карбін більш реакційноздатний, ніж алмаз і графіт. Найбільш інертною формою вуглецю є алмаз. При дуже високій температурі вуглець взаємодіє з більшістю металів з утворенням твердих розчинів або карбідів: 2C + Ca = CaC2, C + 3Fe = Fe3C, 3C + 4Al = Al4C3. При нагріванні на повітрі вуглець енергійно взаємодіє з киснем: С + О2 = СО2, Н = -393 кДж. При нестачі кисню утворюється СО: 2С + О2 = 2СО. Алмаз та графіт згоряють лише у кисні при нагріванні до 700-800 оС. У протилежність сильному екзотермічному процесу утворення СО2, реакція вуглецю з сіркою є ендотермічною: С + 2S= СS2, Н = +88 кДж. З галогенів вуглець безпосередньо реагує лише зі фтором: С + 2F2 = СF4. На відміну від алмазу графіт взаємодіє з киснем та фтором при нижчих температурах. При нагріванні у присутності каталізатора (дрібно роздроблений Ni) вуглець взаємодіє з воднем з утворенням метану: С + 2Н2 = СН4. При високих температурах вуглець безпосередньо сполучається з азотом, утворюючи диціан: 2C + N2 = (CN)2. При дуже високих температурах вуглець взаємодіє із силіцієм та бором. Не вступає в реакцію із фосфором. Алмаз стійкий до дії кислот і лугів. Графіт розчиняється у концентрованих розчинах кислот-окислювачів – сірчаної та азотної: С + 4HNO3 (конц.) = CO2 + 4NO2 + 2H2O. Вуглець виявляє відновні властивості. Оксиди багатьох металів при взаємодії з аморфним вуглецем відновлюються до металів, наприклад: 2C + SnO2 = Sn + 2CO, С + ZnO = Zn + CO. Такий метод добування металів - карботермія - широко використовується в металургії. Вода при підвищеній температурі відновлюється вуглецем до Н2: С + Н2О = СО + Н2. Суміш СО + Н2 називається водяним газом. Карбіди Зазвичай карбіди добувають при сильному нагріванні відповідних елементарних речовин або їхніх оксидів з вуглецем: СаО + 3С = СаС2 + СО, V2O5 + 7C = 2VC + 5CO, SiO2 + 3C = SiC + 2CO. Іноді використовують і інші методи синтезу, зокрема, взаємодію металів з вуглеводнями: 2Al + 3C2H2 = Al2(C2)3 + 3H2, Zn + C2H2 = ZnC2 + H2, 4Al + 3CH4 = Al4C3 + 6H2. Ацетіленіди утворюються при пропусканні ацетилену крізь розчини солей деяких металів (Cu+, Ag+, Au+, Hg2+): 2AgNO3 + C2H2 = Ag2C2 + 2HNO3. Карбіди ділять на три групи: 1) іонно-ковалентні (солеподібні), 2) ковалентні, 3) металоподібні. Солеподібні карбіди утворюють іонну кристалічну гратку, що складається з катіонів металу та різноманітних аніонів вуглецю, похідних метану (аніон С4-, метаніди, наприклад, Ве2С, Al4C3), ацетилену (етину, аніон С22-, ацетиленіди, етиніди, наприклад, Na2C2, K2C2, CaC2, SrC2, BaC2, Cu2C2, Ag2C2), аллилена (аніон С34-, наприклад, Mg2C3). Солеподібні карбіди вже при звичайній температурі розкладаються водою або розбавленими кислотами, утворюючи вуглеводні (іноді у суміші з Н2). При гідролізі або реакціях з розбавленими кислотами метанідів утворюється метан: Al4C3 (к) + 12Н2О (р) = 4Al(OH)3 (к) + 3СН4 (г), Mn3C + 6Н2О = 3Mn(OH)2 + СН4 + H2, Mn3C + 6НCl = 3MnCl2 + СН4 + H2, Be2C + 4Н2О = 2Be(OH)2 + СН4. При гідролізі ацетиленідів утворюється ацетилен: CaC2+ 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2, 2LaC2+ 6H2O = 2La(OH)3 + C2H2 + C2H4, ThC2+ 4H2O = Th(OH)4 + C2H2 +H2. Mg2C3, в структурі якого містяться іони С34-, з водою дає головним чином СН3-ССН. Ковалентні карбіди (B4C та SiC) характеризуються дуже високою твердістю, тугоплавкістю та хімічною інертністю. SiC (карборунд) піддається лише високотемпературному гідролізу вище 1300 оС: SiC + 2H2O = SiO2 + CH4. Металоподібні карбіди складу МС (TiC, ZrC, HfC, VC, NbC, TaC), M2C (Mo2C, W2C) мають велику хімічну стійкість, не реагують з водою та кислотами. HfC, NbC і TaC не реагують навіть з царською горілкою, розчиняються лише у суміші HF з HNO3. Карбіди складу Cr2C3 та M3C (Mn3C, Fe3C, Co3C, Ni3C) термічно та хімічно менш стійкі. Вони розкладаються водою та розбавленими кислотами, виділяючи суміш вуглеводнів (навіть рідкі та тверді вуглеводні, а у разі Fe3C вільний вуглець) та водень. Таким чином, ці карбіди є проміжними між типовими іонними карбідами і карбідами вкорінення. Оксид вуглецю(II) Оксид вуглецю(II) (чадний газ) утворюється при згорянні вуглецю або його сполук при нестачі кисню, а також внаслідок взаємодії оксиду вуглецю(IV) з розжареним вугіллям: СО2(г) + С(к) 2СО(г). Рівновага цієї реакції нижче 400 оС практично зміщена у бік утворення СО2, вище 1000 оС – у бік утворення СО. У техніці оксид вуглецю(II) добувають окисненням метану: 2СН4 + 3О2 = 2СО + 4Н2О. Велику роль у промисловості відіграє реакція С + Н2О = СО + Н2, причому еквімолярну суміш СО та Н2 називають водяним газом. У лабораторії СО добувають при взаємодії мурашиної кислоти з водовіднімаючими речовинами (зазвичай з конц. H2SO4, P2O5): H2SO4конц. HCOOH CO + H2O або розкладом щавлевої кислоти: Н2С2О4 = СО2 + СО + Н2О. Для відокремлення СО від СО2 суміш газоподібних продуктів пропускають крізь розчин гідроксиду барію, що поглинає лише СО2. Оксид вуглецю(II) - безбарвний газ, без запаху, має низькі температури плавлення (-205 оС) та кипіння (-191,5 оС). У воді розчиняється погано (2,3 об.% при 20 оС, 3,54 об.% при 0 оС), набагато краще - у спирті. Оксид вуглецю(II) - отрута: він має властивість з'єднуватися з гемоглобіном крові, подібно до кисню, і тим самим порушує процес сполучення кисню з гемоглобіном в легенях та надходження його до тканин організму. ПДК СО у повітрі 0,02 мг/л. За звичайних умов оксид вуглецю(II) хімічно вельми інертний. Є несолетворним оксидом. СО - сильний відновник, особливо при високих температурах: 2СО + О2 = 2СО2, CO + Cl2 = COCl2, фосген CO + Br2 = COBr2, CO + S = COS, тіооксид вуглецю сульфоксид вуглецю Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2, Fe3O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2, PdCl2 + CO + H2O = Pd + CO2 + 2HCl. При кімнатній температурі кисень, озон та пероксид водню не окиснюють оксид вуглецю(II). Перманганат калію окиснює його дуже повільно. Лише оксид йоду(V) легко реагує, відновлюючись до йоду. При високих температурах оксид вуглецю(II) взаємодіє з воднем, який також є відновником. Залежно від каталізатора та умов реакції утворюються різні кінцеві продукти. При 300 оС та атмосферному тиску у присутності нікелю утворюється метан: 2СО + 2Н2 = СН4 + СО2. При тій же температурі та тиску у присутності кобальтового каталізатора добувають суміш насичених вуглеводнів (спосіб Фішера - Тропша), використовувану у виробництві синтетичного бензину. При 350 оС та 250,5.105 Па у присутності каталізатора ZnO, що містить сліди мангану (промотор), у промисловості добувають метиловий спирт: +2 -2 СО + 2Н2 = СН3ОН. З реакцій приєднання цікава реакція взаємодії СО з їдкими лугами при 200 оС та 15,2.105 Па: CO + NaOH = HCOONa. В результаті утворюється форміат натрію, в якому ступінь окиснення вуглецю +2, як і в оксиді. Таким чином, в цьому випадку оксид вуглецю(II) поводиться як ангідрид мурашиної кислоти, з якої він і утворюється при відщеплюванні молекули води. Завдяки неподіленим електронним парам існують комплекси, в яких СО є лігандом: OsCl2.СО, PtCl2.СО, CuCl.СО.2Н2О. Оксид вуглецю(II) при підвищеній температурі та під тиском сполучається з багатьма металами, утворюючи карбоніли металів: Fe + 5CO = Fe(CO)5 Cr + 6CO = Cr(CO)6 Ni + 4CO = Ni(CO)4. Оксид вуглецю(IV) Оксид вуглецю(IV) (діоксид вуглецю, вуглекислий газ) у промисловості добувають випаленням вапняку, доломіту або гідрокарбонату натрію: СаСО3 СаО + СО2, 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O, а також при спалюванні вугілля або вуглевмісних мінералів. У лабораторії його добувають дією кислот на солі вугільної кислоти: СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O, Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O. Великі кількості СО2 виділяються при спиртовому бродінні: С6Н12О6 = 2С2Н5ОН + 2СО2, глюкоза етанол а також внаслідок біологічного окиснення органічних речовин, наприклад при диханні живих організмів і гнитті рослинних та тваринних залишків: С6Н12О6 + 6О2 = 6CO2 + 6H2O. СО2 - безбарвний газ, має злегка кислуватий запах та смак, у 1,5 рази важчий за повітря, завдяки чому його можна переливати, як рідину, з однієї посудини до іншої. При кімнатній температурі під тиском близько 60,6.105 Па переходить у безбарвну рідину, при охолодженні якої внаслідок випаровування СО2 частково перетворюється на тверду снігоподібну масу («сухий лід»). Діоксид вуглецю добре розчинний у воді: при тиску 101325 Па та 0 оС у 1 л води розчиняється 1713 мл СО2, при 15 оС - 1 л, при 20 оС - 880 мл. За своєю хімічною природою діоксид вуглецю є кислотним оксидом. При пропусканні СО2 у воду частина його фізично розчиняється, а інша частина, реагуючи з водою, утворює вугільну кислоту Н2СО3. Хоча рівновага цієї реакції сильно зміщена вліво, CO2 слід вважати ангідридом вугільної кислоти. Він реагує з лугами, при нестачі CO2 утворюється нормальний карбонат, а при надлишку CO2 - гідрокарбонат: СО2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O, СО2 + NaOH = NaHCO3. При пропусканні діоксиду вуглецю крізь розчин гідроксиду лужноземельного металу випадає осад нерозчинного карбонату цього металу: СО2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O. Ця реакція може бути використана для визначення СО2. Оскільки вуглець в СО2 знаходиться у вищому ступені окиснення, то діоксид вуглецю є окисником. При високих температурах він підтримує горіння речовин, у яких спорідненість до кисню вища, ніж у вуглецю, тобто оксиди яких мають теплоту утворення більшу, ніж теплота утворення СО2, наприклад, K, Mg, Zn: СО2 + 2Mg = 2MgO + C. Зазвичай СО2 відновлюється до СО, але іноді переходить у вільний вуглець або карбіди. Так, при підвищених температурах у присутності каталізатора (Ni або CuO) водень відновлює СО2 в метан: СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О. СО2 при високій температурі дисоціює: 2СО2 2СО + О2. При 1300 оС ступінь дисоціації дорівнює 0,1%, при 1500 оС - 0,5%, при 2000 оС - 7,5%, при 5000 оС - 100%. Розкладу СО2 сприяють УФ випромінювання та електричний розряд. Вугільна кислота Вугільна кислота Н2СО3 відома лише у розбавленому водному розчині, у вільному стані не виділена. Вугільна кислота - слабка двоосновна кислота: Н2О + СО2 Н2СО3 Н+ + НСО3- 2Н+ + СО32-, тому вона дає два ряди солей: середні - карбонати, що містять аніон СО32-, та кислі - гідрокарбонати, що містять аніон НСО3- . Добути солі вугільної кислоти можна дією діоксиду вуглецю на луги або шляхом обмінних реакцій між розчинними солями вугільної кислоти та солями інших кислот: BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl. При дії розчинних карбонатів солі, що гідролізуються (Be2+, Mg2+, Zn2+, Co2+ тощо) утворюють основні карбонати, а ті, що сильно гідролізуються (Al3+, Cr3+, Ti4+, Zr4+ тощо) дають гідроксиди. При дії на карбонати діоксиду вуглецю у присутності води утворюються гідрокарбонати: CaCO3 + СО2 + Н2О = Ca(HCO3)2. У водному розчині карбонати піддаються гідролізу, внаслідок чого рН > 7: Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH, або CO32- + HOH HCO3- + OH-. Гідрокарбонати гідролізуються слабкіше, і реакція розчину близька до нейтральної: NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH, або HCO3- + HOH H2CO3 + OH-. При дії розчинів сильних кислот всі карбонати та гідрокарбонати розкладаються з утворенням оксиду вуглецю(IV), води та солі сильної кислоти. При нагріванні карбонати розкладаються: МСО3 МО + СО2. Чим сильніше виражені металеві властивості елементу, тим стійкіший карбонат. Гідрокарбонати термічно менш стійкі та розкладаються при нижчих температурах, перетворюючись на карбонати: Ca(HCO3)2 = CaCO3 + СО2 + Н2О. |
|
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... |