Закон Авогадро
Скачать 0.51 Mb.
|
| 1. Предмет химии в ее связь с другими науками. Основные разделы химии, предмет их изучения. Значение химии в различных отраслях хозяйства Вещества и их изменения. Химия — это наука о в-вах и их превращениях, сопровождающихся изменением их физ. и хим. св-в. Она изучает состав и строение в-в, зависимость св-в в-в от их состава и строения, условия и пути превращения одних в-в в другие. В химии принято выделять 4 составные части: 1.Органическая (изучает соединения углерода) 2.Неорганическая (изучает все соед., кроме углерода) 3.Физическая (занимается проблемами протекания хим. реакций, а также связ. с этим энергия. Исследует строение молекул и св-ва в-в в различ. агрегатных сост.) 4. Аналитическая (исследует точные методы анализа хим. состава в-ва) В современной жизни, особенно в производственной деятельности человека, химия играет исключительно важную роль. Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии. Природа дает нам лишь исходное сырье: дерево, руду, нефть и др. Подвергая природные материалы химической переработке, получают разнообразные вещества, необходимые для сельского хозяйства, для изготовления промышленных изделий и для домашнего обихода — удобрения, металлы, пластические массы, краски, лекарственные вещества, мыло, соду и т. д. . Вещества: 1. Простые а) Ме б) неМе 2. Сложные а) Органические б) Неорганические (оксиды, кислоты, основания, соли) При протекании хим. р-ций всегда образуются новые в-ва со св-вами, отличными от св-в исходных реагентов, но никогда не образуется атомов новых элементов. ^ Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Моль – единица кол-ва в-ва, содержащая столько же усл. частиц, сколько атомов содерж. в12г углерода 612С. Условная единица – любой вид реальных частиц, а также условно существующие доли этих частиц. Молярная масса – отношение массы нек. порции в-ва к кол-ву в-ва в этой пропорции. Закон кратных соотношений: Если 2 элемента образуют друг с другом несколько хим. соед., то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу др. элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Относительной атомной массой элемента называют отношение массы его атома к 1/12 части массы атома 12 С. Относительной молекулярной массой простого или сложного вещества называют отношение массы его молекулы к 1/12 части массы атома12 С. Закон постоянства состава: Всякое хим. индивидуальное в-во имеет один и тот же состав, не зависимо от способа его получения. Закон сохранения материи: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. Связи между массой и энергией: Е=mс2 Закон эквивалентов: Массы (объемы) реагирующих друг с другом в-в пропорциональны их эквивалентным массам (объемам). m1/m2=mэ 1/mэ 2 mэ=M(кисл)/nH+ mэ=M(осн)/nOH- mэ=M(соли)/n Me B mэ=M(окс)/n Э B mэ=A(пр.в-ва)/B Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Урав. сост. идеального газа PV=(mRT)/M PV/T=P1V1/T1 ^ Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения электронов к противоположно заряженному ядру. Квантово-механическая модель. Бройль: любой движущийся объект имеет двойственную природу. Длина волны определяется как постоянная Планка, деленная на массу и скорость. λ=h/mV Гейзенберг: Принцип неопределенности: невозможно одновременно с одинаково большой точностью указать положение частицы и ее импульс. Волновые св-ва электронов: Всякие процессы, происходящие с электроном, подчиняются соотношению неопределенностей, иначе называемым соотношением Гейзенберга и в некоторых случаях могут быть описаны волновыми уравнениями. ^ Главное квантовое число хар-ет энергию электрона на соотв. эл. подуровне, а также размен электронного облака. Может принимать значения: n=1..∞ - теор. n=1..7 – практически n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 K,L,M,N,O, P, Q Орбитальное кв. число может принимать от 0 до (n-1) Если n=1, то l=0 Если n=2, то l=0; 1 Оно хар-ет энергию эл-на на соотв. энергетических подуровнях, а также форму эл. облака. Каждому значению отвечает опред. подуровень l 0,1,2,3, 4 п/у s,p,d,f, g Форма эл. облака s - O 1 p - ∞ 2 d - 5 f - 7 Магнитное кв. число хар-ет влияние на электрон внешних электрических и магнитных полей ml= -l…0…+l l=0; ml=0; l=1; ml= -1;0;1 Спиновое кв. число хар-ет вращение электрона вокруг своей оси Значения: -1/2; +1/2 Распределение электронов по орбиталям: Пауль: в атоме не может быть 2-ух электронов, у кот. все 4 квантовые числа были бы одинаковыми. Правило Гунда: 1. Если для электронов есть возможность, то они заполняют орбитали по отдельности. 2. Суммарное спиновое число электронов на подуровне должно быть max. Правило Клечковского: 1. Подуровни заполняются электронами в направлении увеличения суммы главного и орбитального кв. чисел. 2. если для 2-ух подуровней сумма n+l одинакова, то в начале полностью заполняется электронами подуровень с меньшим значением гл. кв. числа. ^ 6. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Значение периодического закона и периодической системы. Периодический закон Д. И. Менделеева: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пределах которых св-ва изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами. Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев составил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам. Период – совокупность элементов, расп. в порядке возрастания заряда ядра, при этом электронная конфигурация изменяется соотв. с формулой: nS’→nS2…np6 Вертикальные столбцы элементов – группы (№ группы – max валентность и max степень окисления элементов) Гл. подгруппы нач. элементами 1-ых трех периодов. Побочн. подгр. – d элементы 4 периода Главная диагональ – через элементы только гл. подгрупп и одинаковым номером группы и периода. Элементы гл. подгрупп, расп. выше этой диагонали, - неМе, ниже – Ме. На самой диагонали – эл-ты с промежуточными св-вами(относят к Ме) Значение периодической системы. Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они образуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с другом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследований. ^ 1)Атомные радиусы – определяют исходя из длины хим. связи. Ионные радиусы - характеристики расстояний между ядрами катионов и анионов в ионных кристаллах Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах С началом застройки нового электронного слоя, более удаленного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают. В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра. Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. Энергия ионизации – энергия, необходимая для того, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его за пределы атома (ядра). Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле Сродство к электрону – энергия, кот. выделяется при присоед. электрона к нейтральному атому. Электроотрицательность – способность атомов элементов, вход. в состав хим. соединений, смещать в свою сторону электронную плотность хим. связи. 8. Химическая связь. Основные типы и характеристики химической связи. Условия и механизм ее образования. Метод валентных связей. Валентность. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Хим. связь – взаимодействие двух или нескольких атомов, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы. Условием образования химической связи является, уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов. Особенность хим. связи – ее избирательность, кот. закл. в том, что один атом может взаимод. со строго определенными атомами. Мера прочности – энергия, необходимая для ее разрыва. Хар-ки хим. связи: насыщенность показ., что данный атом может образовывать не любое, а строго определ. число связей. Ситуация, при которой атом образ. max возм. число хим. связей хар-ся термином насыщение валентности. При образ. каждой связи выделяющаяся энергия и образ. молекула устойчивы, если больше энергии выделилось при ее образовании. Независимость хим. связи. Для прост. молекул, сост. из 2 атомов, вопросов о направлении не возникает. Если из неск. атомов – возник. вопрос, как связи расп. друг отн. друга (под прямым углом или нет) Направление зависит от взаимной ориентации атомных орбиталей в атомах, вступающих в хим. связь. Поляризуемость обусл. смещением электр. пары связи к одному из взаимод. атомов с большей электроотрицательностью. в результате возникш. диполь – совокупность равных, но противопол. по знаку, зарядов. Кратность связи – число элемент. пар, связывающих атомы. Чем больше кратность, тем больше энергия связи. Длина связи – расстояние между ядрами атомов, участв. в образовании атомов. В том случае, когда кин. энергия велика при их столкновении, образуется область перекрытия эл. облаков. В этой области вероятность нахождения электронов выше, чем в любой другой. В результате возникает частичный отрицательный заряд, т.о. возникает устойчивая система из двух атомов. Метод валентных связей: 1) хим. связь образует 2 электрона с противополож. спиновыми числами, принадлежащие 2-ум взаимод. атомам. При этом происх. перекрывание орбиталей и между атомами возникает зона с повышенной электронной плотностью. Это приводит к снижению потенц. энергии системы, т.е. к образованию связей. 2) связь расп. в том направлении, в кот. возможность перекрывания орбиталей наибольшая. 3) из двух орбиталей атома более прочную связь образует та, кот. сильнее перекрывается орбиталью др. атома. Метод молекулярных орбиталей: ядра атомов составляют парные молекулы, а эл-ты располагаются на молек. орбиталях, общих для всех молекул. Разрыхляющие эл-ны ослабляют связь сильнее, чем связывают на связывающей орбитали. Поэтому образ. молекулы невозвожно. Виды хим. связи: 1) Ковалентная (образована эл-ами, принадл. обоим атомам) 2) Донорно-акцепт. (образ. между двумя атомами, один из кот. должен иметь эл. пару.) 3) Ионная (возникает за счет полного перехода электрона от одного атома к др.) 4) Водородная (образ. только связь водорода, входящего в состав с др. соединениями) Валентность элемента — это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях. ^ Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. Это обусловлено тем, что, обладая ничтожно малыми размерами и, в отличие от других катионов, не имея внутренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода (протон) способен проникать в электронные оболочки других атомов. Условием образования водородной связи является высокая электроотрнцательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобретает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединения самых электроотрицательных элементов: сильнее всего она проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее — у соединений азота и еще слабее — у соединений хлора и серы. Св-ва воды: 1. Вода имеет особенные, аномальные свойства. В первую очередь это касается таких термодинамических констант, как теплоемкость воды, теплота парообразования, скрытая теплота плавления льда. Аномальный характер этих величин определяет большинство физико-химических и биологических процессов на Земле. 2. Одно из важнейших свойств воды - ее плотность. 3.Поверхностное натяжение (Силы взаимодействия молекул, составляющих воду, притягивают их друг к другу, и разорвать эту связь не так просто) 4. Свойства чистой воды (чистая вода представляет собой прозрачную жидкость без цвета и запаха. При давлении 1 атм вода замерзает при температуре 0, а кипит при 100 °С. При повышении давления вдвое вода закипает при температуре 120 °С, а при понижении вдвое - при 81 °С. Однако при уменьшении давления температура плавления льда (или замерзания воды) повышается) 5. Однако самая удивительная особенность воды - ее способность растворять другие вещества. 6. Структура молекулы воды.  10. Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения. Комплексообразователь и лиганды. Заряд комплексообразователя и координацион¬ной сферы. Координационное число константы нестойкости. Донорно-акцепторная связь – образ. между двумя атомами, один из которых должен иметь электронную пару. Комплексные соединения составляют наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ. К ним принадлежат также многие металлорганические соединения, связывающие воедино ранее разобщенные неорганическую химию и органическую химию. Комплексные соединения — молекулярные соединения определенного состава, образование которых из более простых молекул не связано с возникновением новых электронных пар. В большинстве случаев комплексные соединения образуются при взаимодействии веществ в водных растворах. Но иногда образование комплексных соединений может происходить и в других условиях. Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредственной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (или аддендами) и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион, называется «координационным числом». Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов [Ag(NH3)2]+ + I ------> AgI + 2NH, 2[Ag(NH3)2]+ + H2S —> Ag2S +2NH,+2NH4+ Диссоциация ионов [Ag(NH3)2]+, согласно приведенному выше уравнению, как и диссоциация всякого слабого электролита, подчиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответствующей константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона. 11.Межмолекулярное взаимодействие. Ван-дер-Ваальсовы силы. Типы межмолекулярного взаимодействия (ориентационное, индукционное и дисперсионное). Влияние сил межмолекулярного взаимодействия на свойства веществ. Силы, удерживающие частицы жидкости или твердого тела друг около друга, имеют электрическую природу. Но в зависимости от того, что представляют собой частицы — являются ли они атомами металлического или неметаллического элемента, ионами или молекулами, — эти силы существенно различны. Если вещество построено из атомов, но не является металлом, то его атомы обычно связаны друг с другом ковалентной связью. Если вещество — металл, то часть электронов его атомов становятся общими для всех атомов; эти электроны свободно движутся между атомами, связывая их друг с другом. Если вещество имеет ионное строение, то образующие его ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения. В веществах с молекулярной структурой имеет место меж молекулярное взаимодействие. Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен. Если вещество состоит из полярных молекул (НС1), то в конденсированном состоянии соседние молекулярные диполи ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего наблюдается их взаимное притяжение. Такой вид межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным взаимодействием. Тепловое движение молекул препятствует взаимной ориентации молекул, поэтому с ростом температуры ориентационный эффект ослабевает. В случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например, СОг, наблюдается возникновение наведенных или индуцированных диполей. Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создает вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее действие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляризуется, и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Это индукционное взаимодействие наблюдается также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного. Относительная величина рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул вещества. Чем больше полярность молекул, тем больше ориентационные силы. Чем больше деформируемость, тем слабее связаны внешние электроны атомов, т. е. чем эти атомы крупнее, тем значительнее дисперсионные силы. Таким образом, в ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ. Например, в случае НС1 на долю дисперсионных сил приходится 81 % всего межмолекулярного взаимодействия, для НВг эта величина составляет 95%, а для HI 99,5%. Индукционные силы почти всегда малы. ^ Хим. термодинамика - раздел физической химии, рассматривающий термодинамические явления в области химии, а также зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния Если при образовании какого-либо соединения выделяется (или поглощается) некоторое количество теплоты, то при разложении этого соединения в тех же условиях такое же количество теплоты поглощается (или выделяется). Количество теплоты, которое выделяется при образовании одного моля соединения из простых веществ, называется теплотой образования данного соединения. Химические уравнения, в которых указано количество выделяющейся или поглощаемой теплоты, называются термохимическими уравнениями. Величина теплового эффекта указывается обычно в правой части уравнения со знаком плюс в случае экзотермической реакции и со знаком минус в случае эндотермической реакции. Внутренняя энергия U вещества (или системы) — это полная энергия частиц, составляющих данное вещество (см. также § 54). Она слагается из кинетической и потенциальной энергий частиц. Кинетическая энергия — это энергия поступательного, колебательного и вращательного движения частиц; потенциальная энергия обусловлена силами притяжения и отталкивания, действующими между частицами. Энтальпия. Однако чаще в химии приходится иметь дело с процессами, протекающими при постоянном давлении. При этом удобно пользоваться величиной энтальпии Н, определяемой соотношением: Н= U + PV изменение энтальпии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции, проведенной при постоянной температуре и постоянном давлении ^ Закона Гесса: Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Следствие закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования получающихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. Абсолютные значения внутренней энергии и энтальпии определить невозможно. Однако для термохимических расчетов это несущественно, т.к. здесь представляет интерес энергетический эффект процесса, т.е. изменение состояния системы – изменение значений U и H (DU и DН). При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия, или внутренняя энергия системы, и значения DН и DU для них отрицательны. При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. Н и U системы возрастают, а DН и DU имеют положительные значения (это значит, что продукт реакции менее устойчив, чем исходное вещество). Стандартные тепловые эффекты принято обозначать .  .^ Химическое сродство - способность каждого простого тела соединяться с другими элементами и образовывать с ними сложные тела, в большей или меньшей степени склонные давать новые, сложнейшие соединения, составляет основной характер каждого элемента Энтропия (S) связана с числом (W) равновероятных микроскопических состояний, которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы, уравнением s=h/t Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. Энтропия кристалла, в структуре которого имеются какие-либо неправильности, уже при абсолютном нуле несколько больше, так как нарушения идеальности могут реализоваться не единственным способом. С повышением температуры энтропия всегда возрастает, так как возрастает интенсивность движения частиц, а следовательно, растет число способов их расположения. Возрастает она также при превращении вещества из кристаллического состояния в жидкое и, в особенности, при переходе из жидкого состояния в газообразное. Если процесс проводится обратимо и при постоянной температуре (изотермически), то изменение энтропии связано с поглощаемой теплотой уравнением S = Qo6р/T где Q06p — количество теплоты, поглощенной системой в изотермическом обратимом процессе; Т — абсолютная температура. С помощью этого уравнения можно определить, например, изменение энтропии при плавлении и кипении веществ. 15.Изобрано-изотермический потенциал. Принципиальная возможность или невозможность осуществления процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса Расчет направления протекания химических реакций. Как показывается в термодинамике, можно ввести такие функции, которые отражают влияние на направление протекания процесса как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы. Знак изменения подобной функции при той или иной реакции может служить критерием возможности самопроизвольного протекания реакции. Для изотермических реакций, протекающих при постоянном давлении, такой функцией является энергия Гиббса G, называемая также изобарно-изотермическим потенциалом, изобарным потенциалом или свободной энергией при постоянном давлении. Направление самопроизвольного протекания химических реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния. Согласно закону Гесса, стандартное изменение энтальпии реакции (сокращенно: стандартная энтальпия реакции) равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ. Аналогично стандартное изменение энергии Гиббса реакции (сокращенно: стандартная энергия Гиббса реакции) равно сумме стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ. При этом все суммирования производятся с учетом числа молей участвующих в реакции веществ в соответствии с ее уравнением. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал свободная энтальпия) - один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H - T·S. 16.Химическая кинетика. Факторы влияющие на скорость реакции, методы ее регулирования. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Кинетические уравнения реакций. Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за малые доли секунды, другие осуществляются за минуты, часы, дни; известны реакции, требующие для своего протекания несколько лет, десятилетий и еще более длительных отрезков времени. Кроме того, одна и та же реакция может в одних условиях, например, при повышенных температурах, протекать быстро, а в других, — например, при охлаждении, — медленно; при этом различие в скорости одной и той же реакции может быть очень большим. |
Добавить документ в свой блог или на сайт
Похожие:
 | Стехиометрические законы химии (закон сохранения энергии, закон постоянства состава, закон кратных соотношений, закон Авогадро) | | Основные законы химии (закон сохранения, постоянства состава, кратных отношений, Авогадро) |
| Почему некоторые вещества не имеют всех трех агрегатных состояний? Приведите примеры. Используя для расчетов уравнение Менделеева... | | Моль-единица количества вещества. Молярная масса. Химический элемент, простое вещество, сложное вещество. Знаки химических элементов... |
| Основными законами композиции следует назвать такие: закон целостности, закон контрастов, закон новизны, закон подчиненности всех... | | Он считал, что любой закон, принятый в надлежащем порядке, необходимо исполнять, даже если этот закон будет не справедлив. Закон... |
| Согласно кейнсианской концепции антициклической политики, в период подъема регулирующие органы должны | | ... |
| Закон гомологичных рядов гласит о том, что «чем ближе генетические виды, тем резче и точнее проявляется сходство рядов морфологических... | | Закон импульса: 65-85% решений о покупке принимается импульсивно на месте продажи |