Физическая химия: Рабочая программа

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии и охраны окружающей среды

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

Факультет технологии веществ и материалов Направление и специальность подготовки дипломированного специалиста: 651700 – материаловедение, технологии материалов и покрытий 120800 – материаловедение в машиностроении Направление подготовки бакалавра 551600 – материаловедение и технология новых материалов

Санкт-Петербург 2004

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 541.1 Физическая химия: Рабочая программа. – СПб: СЗТУ, 2004. – 19 с. Рабочая программа разработана в соответствии с государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования по направлениям подготовки дипломированного специалиста 651700 – «Материаловедение, технологии материалов и покрытий» (специальность 120800 – «Материаловедение в машиностроении») и направлению подготовки бакалавра 551600 – «Материаловедение и технология новых материалов». Рабочая программа предназначена для студентов 2 курса очно-заочной и заочной форм обучения и охватывает два основных раздела дисциплины: химическая термодинамика и фазовые равновесия.

Рассмотрено на заседании кафедры химии и охраны окружающей среды 21 июня 2004 г.; одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов июня 2004 г.

Рецензенты: Л. Р. Пальтиель, канд. хим. наук, доц. кафедры химии и охраны окружающей среды СЗТУ; С. Г. Изотова, канд. хим. наук, доц. кафедры физической химии СПбТИ (ТУ).

Составители: Г. С. Зенин, д-р техн. наук, проф.; В. Е. Коган, д-р хим. наук, проф.; Н. В. Пенкина, д-р хим. наук, проф.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2004

2

ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ

Физическая химия — наука, использующая теоретические и экспериментальные методы физики при исследовании химических явлений. В процессе изучения дисциплины студент знакомится с научной терминологией и основными понятиями предмета и приобретает знания о фундаментальных законах природы, которые находят практическое применение в различных отраслях науки и техники. Дисциплина «Физическая химия» позволяет теоретически определить возможность протекания и направление, а также количественные характеристики химических процессов. Конечной целью изучения дисциплины является понимание основных закономерностей, которые образуют основу теории технологических процессов, и приобретение опыта практических расчетов, необходимого для решения производственных задач в области химической технологии. Студент, освоивший раздел дисциплины «Химическая термодинамика», должен: - понимать сущность и знать формулировки и аналитические выражения первого и второго начал термодинамики, законов Гесса и Кирхгофа, уравнения состояния идеального газа и таких основных понятий, как летучесть, активность, термодинамический потенциал, химический потенциал; - знать определения идеального газа, теплот образования и сгорания, энтропии; - уметь рассчитывать теплоемкость системы, тепловой эффект реакции, изменения энтропии и энергии Гиббса в результате протекания реакции; -уметь определять константу равновесия гомогенной и гетерогенной реакции и состав равновесной смеси, а также на основе анализа уравнений изотермы и изобары направление смещения равновесия реакции при изменении внешних параметров; 3

- иметь представление о квантовой теории теплоемкости, статистическом толковании энтропии, тепловой теореме Нернста, постулате Планка. Студент, освоивший раздел дисциплины «Фазовые равновесия и учение о растворах», должен: - понимать сущность и знать формулировки и аналитические выражения правила фаз Гиббса, законов Дальтона, Рауля, Генри, Гиббса – Коновалова, уравнений Клапейрона, Клапейрона–Клаузиуса, Шредера – Ле Шателье, Нернста–Шилова; - уметь строить (на основании кривых охлаждения) диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем, анализировать их, определять по ним состав и количество сопряженных фаз; уметь определять состав трехкомпонентных систем с помощью треугольников Гиббса и Розебома; - знать различные способы выражения состава растворов и уметь пересчитывать состав из одной размерности в другую; - иметь представление о коллигативных свойствах растворов и об экстракции.

4

1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ 1.1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ПО ГОС Начала химической термодинамики, параметры и функции состояния закрытых и открытых , химический потенциал и общие условия равновесия систем, химическое равновесие; термодинамические свойства газов и газовых смесей; фазовые равновесия и состояния одно- и многокомпонентных систем; термодинамические свойства растворов, водные и неводные, идеальные и реальные растворы, равновесия в растворах электролитов; термодинамическая теория Э.Д.С.; направленность химических процессов, элементы термодинамики неравновесных процессов и химической кинетики, формальная кинетика, теории химической кинетики, кинетика сложных гомогенных, фотохимических, цепных и гетерогенных реакций; гомогенный и ферментативный катализ, адсорбция и гетерогенный катализ; основы химии поверхностей раздела фаз: термодинамическое описание границ раздела фаз и их свойств, свободные поверхности жидких и твердых фаз, границы раздела жидкость-пар (газ) и твердое тело-жидкость, внутрифазовые границы, основные параметры и явления. Химический практикум. 1.2.

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

(объем дисциплины 100 ч)

Введение [1], с. 16 … 31; [2], с. 6 … 8; [3], с. 3 Предмет и содержание курса физической химии, его основные разделы. Исторические этапы развития физической химии, ее философские основы. Методы физической химии: термодинамический, статистический и квантово - механический. Значение предмета для технологии. 5

1.2.1. Химическая термодинамика [1], с. 237 …322, 427 … 488; [2], 186 … 364; [3], с. 4 … 73 Первое начало термодинамики Идеальный газ. Уравнение состояния идеального газа. Смесь идеальных газов и парциальное давление. Неидеальный газ. Уравнение состояния неидеального газа (уравнение Ван–дер–Ваальса). Сжижение газов. Критические параметры. Приведенные параметры. Первое начало термодинамики, его основные формулировки и аналитическое выражение. Внутренняя энергия, энтальпия, теплота и работа. Работа расширения идеального газа при различных условиях проведения процесса. Тепловые эффекты при постоянном объеме и постоянном давлении, соотношение между ними. Закон Гесса, его применение для расчета теплового эффекта химической реакции. Теплоты агрегатного и полиморфного превращений, сгорания, растворения. Теплота образования. Стандартное состояние. Стандартные теплоты образования; использование их для вычисления теплового эффекта реакций. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры; уравнение Кирхгофа. Теплоемкость: изохорная, изобарная, истинная, средняя; связь между ними. Классическая теория теплоемкости газов. Понятие о квантовой теории теплоемкости газов и твёрдых веществ. Эмпирические правила и уравнения для вычисления теплоемкости веществ. Второе начало термодинамики Направленность процессов в природе. Обратимые и необратимые процессы. Второе начало термодинамики, его основные формулировки и аналитическое выражение. Энтропия, ее физический смысл, ее изменение при агрегатных превращениях, статистическое толкование. Изменение энтропии для обратимых 6

и необратимых процессов. Изменение энтропии как фактор возможности и критерий направленности процесса в изолированной системе. Учение о химическом равновесии Применение первого и второго начал термодинамики к химическим процессам. Термодинамические потенциалы: внутренняя энергия, энтальпия, энергия Гельмгольца, энергия Гиббса. Характеристические функции. Изменение термодинамического потенциала как фактор возможности и критерий направленности процесса. Уравнения Гиббса – Гельмгольца. Химический потенциал. Химический потенциал идеального газа, идеального газа в смеси, неидеального газа, компонента в растворе. Активность и летучесть (фугитивность). Определение коэффициента летучести. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье – Брауна. Константа равновесия. Соотношение между константами, выраженными через парциальные давления, концентрации, летучести, активности и молярные доли реактантов. Реакции, протекающие при высоком давлении, и их константа равновесия. Гетерогенные реакции и их константа равновесия. Энтропийный способ вычисления константы равновесия. Определение степени превращения и состава равновесной смеси. Изотерма реакции (уравнение Вант–Гоффа). Зависимость константы равновесия от температуры; уравнения изобары и изохоры. Тепловая теорема Нернста и ее следствия. Постулат Планка. Энтропия кристаллического вещества. Абсолютная энтропия. Основы статистической термодинамики Статистическая сумма состояний. Статистический вес. Вычисление поступательной, вращательной и колебательной сумм состояний и выражения соответствующих долей теплоемкости, энтропии и энергии Гиббса. Вычисление константы равновесия с применением сумм состояний. 7

Вопросы для самопроверки 1. Теплоемкость каких из этих газов: Cl2, Ar, CH4, NO, Ne, N2 – не зависит от температуры? 2. Какой из перечисленных газов: Cl2, Ar, CH4, NO, Ne, N2 – имеет, согласно классической теории, наибольшую теплоемкость? 3. Какая из двух реакций, протекающих при одинаковой температуре, имеет меньшую константу равновесия, если значение ∆ G 0 первой реакции T

больше, чем второй?

4. Какова степень превращения исходных веществ в продукты реакции, если значение ∆ G 0 реакции при 1000К составляет 383 кДж/моль? T

5. В каком направлении самопроизвольно протекает реакция N2+O2=2NO (∆H>0), если текущие парциальные давления реагентов равны 8 и 5 бар, продукта реакции – 7 бар, а константа равновесия K P =3 ? 6. Каким будет равновесное парциальное давление SO2, образующегося в результате протекания реакции 2PbS(кр)+3O2(г) R 2PbO(кр)+2SO2(г) (∆H<0), если K P = 9 , а равновесное давление O2 в системе равно 1 бар? 7. В какую сторону сместится равновесие реакций, приведенных в п.п. 5 и 6, при понижении температуры, давления и содержания O2?

1.2.2. Химическая кинетика [1], с. 626 … 699; [3], с. 93 … 302; [4], c. 245 … 306; [5], с. 284 … 510 Кинетика гомогенных реакций

Скорость и константа скорости химической реакции. Молекулярность и порядок реакции. Константа скорости и период полупревращения реакций нулевого, первого и второго порядков. Методы определения порядка реакции. 8

Сложные реакции: обратимые, последовательные, параллельные и сопряженные. Цепные реакции; роль радикалов в цепных реакциях; зарождение и обрыв цепи. Цепной механизм реакции полимеризации. Теория кинетики химических реакций: теория активных соударений, теория активированного комплекса. Влияние температуры на скорость реакции. Приближенное правило Вант–Гоффа. Уравнение Аррениуса. Влияние растворителя на константу скорости химической реакции. Фотохимические реакции

Фотохимические реакции. Закон эквивалентности Эйнштейна. Квантовый выход; причины отклонения квантового выхода от закона фотохимической эквивалентности. Реакции фотосинтеза и фотолиза. Физико–химические основы фотографического процесса. Кинетика гетерогенных реакций

Диффузия. Законы Фика. Гетерогенные процессы в многокомпонентных системах. Диффузионная и кинетическая области реакции. Влияние температуры и перемешивания. Метастабильность состояния пересыщения и переохлаждения. Возникновение и рост зародышей новой фазы в процессах кристаллизации и конденсации. Радиоактивные процессы. Катализ

Катализ и константа равновесия. Катализ и энергия активации. Гомогенный и гетерогенный катализы. Положительный и отрицательный катализы. Автокатализ. Теория гомогенного катализа. Адсорбция и гетерогенный катализ. Структурный и энергетический факторы в катализе. Роль промежуточных со9

единений. Мультиплетная теория катализа Баландина. Теория активных ансамблей Кобозева. Старение катализаторов и их отравление. Применение гомогенного и гетерогенного катализов в промышленности. Вопросы для самопроверки

1. Какой вид имеет кинетическое уравнение прямой реакции A+2B R 2D, если скорость реакции при увеличении концентрации вещества А в 5 раз увеличивается в 125 раз, а при уменьшении концентрации вещества В в 3 раза не изменяется? 2. Во сколько раз нужно изменить общее давление, чтобы скорость реакции, приведенной в п. 1, изменилась в 8 раз? 3. Каков порядок реакции, если зависимость величины 1 / cτ2 от времени выражается на графике прямой линией? 4. Для реакции какого порядка период полупревращения не зависит от

концентрации исходных веществ? 5. Какая из двух реакций второго порядка имеет меньшую константу скорости реакции, если период полупревращения первой реакции в 4 раза больше, чем второй, а концентрация исходных веществ во второй реакции вдвое меньше, чем в первой? 6. Чему равен температурный коэффициент реакции, скорость которой увеличивается в 27 раз при увеличении температуры на 30 К? 7. В каком из двух случаях реакция проводилась в присутствии ингибитора, если энергия активации прямой реакции в первом случае соответствовала 430

кДж кДж , а во втором – 340 . моль моль

10

1.2.3 Фазовые равновесия и учение о растворах [1], с. 323 … 426; [2], с. 365 … 494; [4], с. 97 … 106, 151 … 204; [5], с. 152 … 224; [7], с. 3 … 108 Фазовые равновесия. Однокомпонентные системы

Основные понятия: составная часть системы, компонент, фаза, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса, его вывод и анализ. Соотношение между давлением и температурой в процессах фазовых переходов. Уравнение Клапейрона. Уравнение Клапейрона – Клаузиуса. Диаграммы состояния воды и серы. Двухкомпонентные системы

Растворы газа в газе. Закон Дальтона. Растворимость газа в жидкости. Закон Генри. Влияние температуры и давления на растворимость газа. Общая характеристика растворов. Парциальные молярные величины. Уравнение Гиббса–Дюгема. Давление пара над идеальными растворами. Закон Рауля. Неидеальные растворы. Положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля. Первый и второй законы Гиббса – Коновалова. Азеотропные растворы. Диаграммы: состав – давление; состав – температура кипения; состав раствора – состав пара. Перегонка, ректификация. Ограниченная взаимная растворимость, критическая температура растворения и правило прямолинейного диаметра В.А. Алексеева. Давление пара в системах с ограниченной взаимной растворимостью. Перегонка с водяным паром. Растворимость твердых веществ в жидкостях. Уравнение Шредера – Ле Шателье. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Явление осмоса. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора 11

в зависимости от концентрации растворенного вещества. Эбулиоскопия и криоскопия как методы определения молекулярной массы растворенного вещества. Физико-химический анализ двухкомпонентных систем. Принцип непрерывности и принцип соответствия. Сущность метода термического анализа и построение кривых охлаждения. Диаграмма состав – температура для систем, образованных веществами, которые обладают неограниченной растворимостью друг в друге в жидком состоянии, а в твердом состоянии а) неограниченно растворимы друг в друге; б) не растворимы друг в друге; в) обладают ограниченной взаимной растворимостью; г) образуют химическое соединение, плавящееся конгруэнтно или инконгруэнтно. Трехкомпонентные системы

Графическое представление состава трехкомпонентных систем методами Гиббса и Розебома. Распределение вещества между двумя жидкими фазами. Коэффициент распределения. Закон Нернста–Шилова. Экстракция и ее применение в технике. Вопросы для самопроверки

1. Сколько составных частей и компонентов содержится в равновесной системе 2NH3 R N2 + 3H2? 2. Чему равно число компонентов системы, представляющей собой кристаллы химического соединения Al2Mg? 3. Какая величина является фактором интенсивности при фазовых переходах первого рода? 4. Как изменится температура плавления меди при увеличении давления, если известно, что плотность меди в кристаллическом состоянии больше, чем в жидком?

12

5. Сколькими степенями свободы обладает гомогенная двухкомпонентная система в изобарных условиях? 6. Как влияет изменение температуры и давления на растворимость газов в жидкостях? 7. Каков состав последней капли жидкости при испарении раствора, если система, образующая азеотроп, имеет положительное отклонение от закона Рауля, а образующийся при кипячении пар непрерывно отводится из системы?

1.2.4. Электрохимия [1], с. 516 … 625; [3], с. 4 … 92; [4], с. 205 … 244; [5], с. 225 … 283; [8], с. 4 … 27 Растворы электролитов

Физическая и химическая теории растворов. Электролитическая диссоциация. Ионы в растворе и явление гидратации (сольватации). Закон электронейтральности. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Ионная сила. Закон ионной силы. Основы электростатической теории сильных электролитов Дебая и Гюккеля. Основные направления современной теории растворов электролитов. Электрическая проводимость. Проводники первого и второго рода. Абсолютная скорость движения ионов. Подвижность иона и число переноса. Электрическая проводимость: удельная и молярная. Зависимость удельной и молярной электрической проводимости от концентрации и температуры. Закон независимости движения ионов Кольрауша. Электрическая проводимость раствора в поле высокой напряженности (эффект Вина) и высокой частоты (эффект Дебая – Фалькенгагена). Электрическая проводимость неводных растворов. Применение кондуктометрии в исследовательской и практической работе. 13

Ионные равновесия: диссоциация, гидролиз, равновесие в буферных растворах. Водородный показатель раствора, ионное произведение воды. Свойства буферных растворов; рН буферных растворов. Кислотно-оснóвные индикаторы. Современное состояние теории кислот и оснований. Электродные потенциалы. Электродвижущие силы

Электрод. Электродный потенциал; уравнение равновесного электродного потенциала. Сольватационная теория электродного потенциала, двойной электрический слой. Классификация электродов: электроды первого и второго рода, окислительно-восстановительные и газовые; стеклянный электрод. Электрохимические системы (цепи). Электродвижущая сила. Термодинамическое вычисление ЭДС. Химические и концентрационные электрохимические системы. Цепи с переносом. Диффузионный потенциал. Цепи без переноса. Стандартные электроды и электрохимические системы. Методы измерения рН раствора. Измерение ЭДС системы. Практическое применение потенциометрии. Неравновесные электродные процессы

Электролиз. Законы Фарадея. ЭДС поляризации и электродная поляризация. Перенапряжение. Концентрационная и химическая поляризации. Электрохимическое перенапряжение. Основные положения теории электрохимической кинетики. Электроосаждение металлов и сплавов. Химические источники тока. Аккумуляторы: свинцовый и кадмиево-никелевый. Топливные элементы. Электрохимическая коррозия и методы борьбы с ней.

14

Вопросы для самопроверки

1. Сколько молекул электролита продиссоциирует на ионы из каждых 6000, если его концентрация в водном растворе составляет 0,0016 моль/л, а константа диссоциации равна 4⋅10-10? 2. Добавление каких электролитов к равновесной системе HCNRH++CNприводит к уменьшению степени диссоциации HCN? 3. Для каких электролитов зависимость молярной электрической проводимости от корня квадратного из концентрации электролита в водном растворе выражается на графике прямой линией? 4. К какому классу соединений (кислоты, основания, соли) относится растворенный в воде 1-1-электролит, если предельная молярная проводимость раствора равна 39,08

См ⋅ л ? м ⋅ моль

5. Чему равен ЭДС химической цепи Pt,H2│HCl║CuCl2│Cu, если активности потенциалобразующих ионов одинаковы и равны 0,01 ( e0

Cu 2+ ,Cu

= 0,337

В)? 6. Какие процессы протекают на аноде и на катоде коррозионной электрохимической цепи Fe│H2O(O2)│Cu? 7. Какие вещества выделяются при электролизе водного раствора соли щелочного металла, если центральный атом аниона этой соли находится в высшей степени окисления?

15

1.3. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ОЧНО–ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ

12 часов Объем, №

Тема лекции

часов

1

Введение. Химическая термодинамика, первое начало

2

термодинамики; применение законов Гесса и Киргоффа для расчета теплового эффекта химических реакций. Теплоемкость 2

Второе начало термодинамики; энтропия, её физический

2

смысл. Термодинамические потенциалы. Химический потенциал. 3

Химическое равновесие. Константа равновесия и способы

2

ее выражения; энтропийный способ вычисления константы равновесия. Определение степени превращения и состава равновесной смеси. Принцип смещения равновесий; уравнения изотермы и изобары реакции 4

Фазовые равновесия, правило фаз Гиббса. Однокомпо-

2

нентные системы и их диаграммы состояния воды и серы. Уравнения Клапейрона и Клаузиуса – Клапейрона 5

Двухкомпонентные системы. Термический анализ двух-

2

компонентных систем, кривые охлаждения, диаграммы состав – температура для систем твердое – жидкость 6

Растворы газов в жидкостях, закон Генри. Давление пара над идеальными растворами, закон Рауля. Неидеальные растворы, законы Гиббса – Коновалова. Диаграммы состав –давление, состав – температура кипения, состав раствора – состав пара. Трехкомпонентные системы 16

2

1.4.

ПЕРЕЧЕНЬ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

16 часов № 1

Тема лабораторной работы

Объем,

Описание деятельности

часов

студента

4

Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильного

1. Сдача коллоквиума

основания сильной кислотой. Определение

теплоты

2. Выполнение экспери-

растворения

ментальной части

хорошо растворимых солей 2

Измерение давления насыщенного

4

пара жидкости 3

8

Построение диаграммы состояния бинарной системы фенол – нафта-

3. Обработка результатов 4. Составление отчета 5. Защита лабораторной работы

лин

1.5.

ПРОМЕЖУТОЧНЫЙ И ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ ЗНАНИЙ

Промежуточный контроль: сдача коллоквиумов, защита контрольной работы. Итоговый контроль: сдача зачета.

17

2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК Основной:

1. Киреев В. А. Курс физической химии: Учебник для хим. спец. вузов.– М.: Химия, 1975. – 776 с. 2. Физическая химия. В 2 кн. Кн. 1. Строение вещества. Термодинамика: Учебник для вузов/К. С. Краснов, Н. К. Воробьев, И. Н. Годнев и др.;Под ред. К. С. Краснова. – М.: Высшая школа, 1995. – 512 с. Дополнительный:

3. Стромберг А. Г., Семченко Д.П. Физическая химия: Учебник для хим. спец. вузов/Под ред. А. Г. Стромберга. – М.: Высш. шк., 1999. – 527 с. 4. Зенин Г. С., Привалова Т. А., Пенкина Н.В. Физическая химия. Часть 1. Химическая термодинамика: Текст лекций. — СПб.: СЗТУ, 2003. – 75 с. 5. Зенин Г. С., Привалова Т. А., Пенкина Н.В. Физическая химия. Часть 3. Фазовые равновесия и учение о растворах: Текст лекций. — СПб.: СЗТУ, 2003. – 113 с.

18

СОДЕРЖАНИЕ

ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ................................................... 3 1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ........................................................................ 5 1.1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ПО ГОС ................................................. 5 1.2. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА .............................................................................. 5 ВВЕДЕНИЕ ..................................................................................................... 5 1.2.1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.............................................. 6 1.2.2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА ............................................................. 8 1.2.3. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ И УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ............. 11 1.2.4. ЭЛЕКТРОХИМИЯ ............................................................................. 13 1.3. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ ......................................................... 16 1.4. ПЕРЕЧЕНЬ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ..................................................... 17 1.5. ПРОМЕЖУТОЧНЫЙ И ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ ЗНАНИЙ ................ 17 2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК.................................................................. 18

Редактор И. Н. Садчикова. Сводный темплан 2004 г. ЛР № 020308 от 14.02.97 Санитарно-эпидемиологическое заключение № 78.01.07.953.П.005641.11.03 от 21.11.2003 г. Подписано в печать 17.05.2004. Формат 60х84 1/16 Б. кн.-журн. П.л. Бл. РТП РИО СЗТУ Тираж Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет РИО СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации вузов Санкт-Петербурга 191186, Санкт-Петербург, ул. Миллионная, д. 5

19