Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Курсовая работа: Синтез Na2O2 (пероксида натрия)

Название: Синтез Na2O2 (пероксида натрия)
Раздел: Рефераты по химии
Тип: курсовая работа Добавлен 15:55:00 22 июля 2009 Похожие работы
Просмотров: 876 Комментариев: 2 Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Курсовая работа по неорганической химии

"СИНТЕЗ Na2 O2 "

Красноярск 2008


Введение

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 H2 O2 используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство [1].

Большое практическое применение также имеют пероксиды щелочноземельных металлов, например, BaO2 (для получения H2 O2 , 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 + H2 O2 = Na2 O2 + 2H2 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]:

Na2 + O2 2– + CO2 = Na2 + CO3 2– + O2 . (2)


1. Литературная часть

1.1 Общая характеристика пероксидов

Пероксидами называют кислородные соединения, содержащие ион кислорода, не полностью восстановленный, в виде [O2 ]2– , [О4 ]2– или [О2 ] [3].

Соединения, содержащие в своем составе пероксогруппу (О―О)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 Me2 [O2 ], для калия, рубидия и цезия имеются еще пероксиды типа Me2 [O3 ] и Me2 [O4 ]. Пероксиды типа Me2 [O4 ] имеют строение Me2 + [[O2 ]2– O2 ]2– , т.е. молекулярный кислород в этих соединениях находится в комплексе с ионом кислорода [O2 ]2– : [[O2 ]2– O2 ]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 [Эп 2 2– )x Ly ]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 О2– .

К этой группе соединений относятся многочисленные пероксокислоты, образованные серой. Известна пероксомоносерная кислота (кислота Каро) состава H2 SO5 . Лигандная пероксогруппа в комплексах играет роль мостиковой связи предпочтительнее между атомами неметаллов. Это имеет место, в частности, в пероксодисерной кислоте состава H2 S2 O8 – 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: [Эn (O2 )x Ly ]z .

Третью, четвертую и пятую группы пероксидных комплексных соединений образуют пероксиды, содержащие, соответственно, либо кристаллизованную воду (например, кристаллогидраты: Na2 O2 ×8H2 O и CaO2 ×8H2 O), либо кристаллизационный пероксид водорода (например, кристаллопероксогидраты: Na2 O2 ×4H2 O2 , 2Na2 СO3 ×3H2 O2 и CaO2 ×2H2 O2 ), либо и то и другое (например, кристаллогидраты – пероксогидраты: Na2 O2 ×2H2 O2 ×4H2 O и Na3 PO4 ×2H2 O2 ×4H2 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].


1.2 Получение пероксидов

Все простые пероксосоединения могут быть получены обменной реакцией между H2 O2 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 H2 O2 [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 ºС, причем образуются не только пероксиды типа Me2 O2 , но у калия, рубидия и цезия – типа Me2 O4 .

Пероксид лития в чистом виде добывают из кристаллического соединения Li2 O2 ×H2 O2 ×3H2 O, высушивая его над P2 O5 или H2 SO4 в эксикаторе. Самое соединение Li2 O2 ×H2 O2 ×3H2 O выкристаллизовывается из спиртового раствора смеси Li(OH) и H2 O2 .

Для натрия известен гидрат состава Na2 O2 ×8H2 O образующийся при взаимодействии Na2 O2 с водой при сильном охлаждении. Кроме упомянутого соединения, может быть получен и гидрат состава Na2 O2 ×2H2 O2 ×4H2 O, легко теряющий воду при высушивании в эксикаторе.

Пероксид бария BaO2 получают окислением BaO в токе кислорода при 500–520ºС, пероксидные соединения других элементов этой группы – взаимодействием соответствующих гидроксидов с растворами H2 O2 [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 Me2 [O3 ] окрашены в различные оттенки коричневого цвета. Их температура плавления несколько ниже температур плавления соответствующих пероксидов типа Me2 [O2 ], но также повышаются от калия к цезию (таблица-1):

Таблица 1. Температуры плавления пероксидов типа Me2 [O3 ]

K2 O3

Rb2 O3

Cs2 O3

Т. пл., ºС

430

489

502

Температура плавления пероксидов в подгруппе повышается с увеличением порядкового номера (таблица-2):

Таблица 2. Температура плавления пероксидов типа Me2 [O2 ]

Li2 O2

Na2 O2

K2 O2

Rb2 O2

Cs2 O2

Fr2 O2

Т. пл., ºС

430

460

490

590

600

Температура плавления пероксидов типа Me2 [O4 ] также соответственно несколько ниже температур плавления пероксидов типа Me2 [O3 ] и в том же направлении повышаются (таблица-3):

Таблица 3. Температура плавления пероксидов типа Me2 [O4 ]

K2 O4

Rb2 O4

Cs2 O4

Т. пл., ºС

380

412

515

Цвет K2 O4 оранжевый, Rb2 O4 темно-коричневый, Cs2 O4 желтый.

Пероксиды Ca, Sr, Ba и гидратные формы пероксиды Mg, Zn и Cd в чистом виде бесцветны и диамагнитны; пероксид ртути HgO2 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:

Na2 + [O2 ]2– + 2H+ OH → H2 + [O2 ]2– + 2Na+ OH (3)

Пероксиды же типа Me+ 2 [O4 ]2 – при гидролизе дают помимо пероксида водорода и молекулу кислорода:

K2 + [O4 ]2– + 2H+ OH → H2 + [O2 ]2– + O2 + 2K+ OH (4)

При действии кислот протекают те же самые реакции:

Na2 + [O2 ]2– + H2 + SO4 2– → H2 + [O2 ]2– + Na2 + SO4 2– , (5)

K2 + [O4 ]2– + H2 + SO4 2– → H2 + [O2 ]2– + O2 + K2 + SO4 2– (6)

Все пероксиды взаимодействуют с углекислым газом, выделяя кислород:

2Na2 O2 + 2CO2 ↑ = 2Na2 CO3 + O2 ↑. (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 [O2 ]2– , способного принимать электроны.

Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О–О или изменением заряда иона О2 2– Можно считать, что О2 2– -радикал присоединяет или теряет электроны: О2 2– + 2 e = 2О-2 – окислитель, О2 2– – 2 e = О2 – восстановитель.

В первом случае пероксиды проявляют окислительные свойства, во втором восстановительные. Например:

2KI + Na2 O2 + 2H2 SO4 = I2 + Na2 SO4 + K2 SO4 + 2H2 O, (8)

Окислитель

2KMnO4 + 5H2 O2 + 3H2 SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2 SO4 + 8H2 O. (9)

Восстановитель

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные:

H2 O2 + 2H+ + 2e = 2H2 O, E0 298 = 1,77 в,

H2 O2 – 2e = O2 + 2H+ , E0 298 = 0,68 в.

Так как пероксиды проявляют окислительные и восстановительные свойства, то в соответствующих условиях они подвергаются реакции диспропорционирования:

Li2 + [O2 ]2– + Li2 + [O2 ]2– → O2 + 2Li2 + O2– (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 H2 O2 .

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 H2 O2 сильно полярна (µ = 2,1 D). Между молекулами H2 O2 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 (150,2ºС) и хорошей ионизирующий растворитель. При – 0,43ºС пероксид водорода замерзает. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2 O2 ·2H2 O (температура плавления – 52ºС). В лаборатории обычно используются 3- и 30%-е растворы H2 O2 (последний называют пергидролем).

В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота (Киониз = 2,24·10–12 ):

H2 O··· H2 O2 ↔ OH3 + + HO2 (11)

гидропероксид-ион


В химических реакциях пероксид – радикал может, не изменяясь, переходить в другие соединения, например:

H2 O2 + 2NaOH = Na2 O2 + 2H2 O, (12)

BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 + H2 O2 . (13)

Последняя реакция используется для получения пероксида водорода [5].

1.6 Пероксид натрия Na 2 O 2

Пероксид натрия Na2 O2 – одно из пероксидных соединений натрия, характеризующееся наличием молекулярного иона O2 2– ; содержание активного кислорода составляет 20,5 вес %. Чистая натрия пероксид – белый порошок; технический порошок имеет слабожелтую окраску, обусловленную примесью надпероксида натрия NaO2 . Решетка Na2 O2 гексагональная (искаженная); плотность 2,60. Существует в трех модификациях: Q – Na2 O2 , устойчива при температуре жидкого воздуха, Na2 O2 (I), устойчива до 512±1°С и Na2 O2 (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, H2 O2 и выделяется некоторое количество кислорода, т.к. щелочная среда и повышенная температура способствуют разложению H2 O2 . 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 Na2 O2 ×8H2 O), с пероксидом водорода (дипероксигидрат Na2 O2 ×2H2 O2 ) и с водой и пероксидом водорода (тетрагидрат дипероксигидрата Na2 O2 ×2H2 O2 ×4H2 O). С влагой и углекислым газом воздуха пероксид натрия реагирует с образованием NaOH, Na2 CO3 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 CO2 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% Na2 O2 . 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:

Na2 + [O2 ]2– + CO2 = Na2 + CO3 2– + O2 . (14)

Выдыхаемый легкими углекислый газ поглощается с одновременным выделением газообразного кислорода. Последний снова может служить для дыхания [3].

1.7 Применение

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 BaO2 (для получения H2 O2 , 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].


2. Экспериментальная часть

2.1 Приборы и реактивы

· Мерные колбы на 50 мл;

· Пробирка;

· Весы;

· Насыщенный раствор гидроксида натрия;

· Раствор пероксида водорода, 42%.

2.2 Расчёты

Рассчитаем сколько нужно взять исходных веществ для получения 10 г. пероксида натрия.

Вычисление производим по реакции:

2NaOH + H2 O2 = Na2 O2 + 2H2 O. (15)

Дано: m (Na2 O2 ) = 10 гр.;

М (Na2 O2 ) = 78 г./моль;

М (NaOH) = 40 г./моль;

М (H2 O2 ) = 34 г./моль;

а) Рассчитаем сколько моль составляет 10 г. пероксида натрия:

n (Na2 O2 ) = 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 (H2 O2 ) = 34 г./моль * 0,13 моль = 4,4 г.

в) Рассчитаем массу 35% раствора H2 O2:

100 грамм – 35 грамм

x грамм – 4.4 грамм,

откуда x = 12.6 грамм

г) Рассчитаем объём пероксида водорода:

V = m / p, (16)

где р – плотность 35% раствора H2 O2 .

V = 12,6 / 1.130 = 11. 1 мл

После расчетов выяснили, что для получения 10 г. пероксида водорода нужно взять исходных веществ: m (NaOH) = 10,4 г, V = 11. 1 мл.

2.3 Проведение синтеза

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 00 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.


Выводы

1. Изучен процесс получения пероксида натрия.

2. Показано, что в условиях лаборатории полученный осадок Na2 O2 очень неустойчив, при попытке выделения его из раствора растворяется.


Список литературы

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.

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений07:55:05 19 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
08:19:36 29 ноября 2015

Работы, похожие на Курсовая работа: Синтез Na2O2 (пероксида натрия)

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(150512)
Комментарии (1836)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru