96677

Определение коэффициентов реакции методом ОВР

Курсовая

Химия и фармакология

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов а атомы окислителя акцепторами электронов. Восстановление процесс присоединения электронов атомом вещества при этом его степень окисления понижается.

Русский

2015-10-08

354 KB

2 чел.

Федеральное агентство по образованию Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Южно-Уральский государственный университет

Факультет «Химический»

Кафедра «Неорганическая химия»

Определение коэффициентов реакции методом ОВР

Пояснительная записка к курсовой работе

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

ЮУрГУ – 020100.2014.522.ПЗ КР???????

Нормоконтролер                                             Руководитель доцент

__________________                                      __________________О.Н. Груба

                       __________________2015 г.                           __________________2015 г.

Автор курсовой работы

Cтудент группы Хим - 161

__________________ Белов В.О.

__________________2015 г.

Проект защищен с оценкой

__________________2015 г.

Челябинск 2015 г.

АННОТАЦИЯ

Белов В.О..  Определение – Челябинск: ЮУрГУ, Хим–161;  23 с., 8 ил.,3 табл.,библиогр. список – 11 наим.

В курсовой работе рассмотрено получение карбоната кобальта (II), его характеристики, свойства, строение и применение.

                                                ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ 6

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

1.1 Важнейшие окислители и восстановители 6

1.2.Типичные окислители 8

1.3 Типы окислительно-восстановительных реакций 9

1.4 Методы составления и уравнивания окислительно-восстановительных  реакций………………………………………...…….……..………..…………...13

1.5 Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)…………………...………………………………..……………….15

2 НАПРАВЛЕНИЕ ОВР

3 РАСТВОРЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ…………………………..15

3.1 Способы выражения состава растворов 21

4 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ. РАСЧЕТЫ

5 ОПИСАНИЕ pH-метра

6 РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ

   6.1 Уравнение реакции с использованием метода электронно-ионного баланса……………………………………………………………………………15

   6.2 Описание методики определения редокс-потенциала……………………………………………………………………….16

   6.3 Проведение эксперимента и расчеты окислительно-восстановительного потенциала. Определение pH среды. Расчет ∆G реакции…………………….29

   6.4 Расчет окислительно-восстановительного потенциала по уравнению Нернста и сравнение его с полученным экспериментально………………….17

7 ВЫВОДЫ...……………………………………………………………….…....22

8 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК 23

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

1.1 Важнейшие окислители и восстановители

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление  — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель

окислитель -e−  сопряжённый восстановитель.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель +e ↔ сопряжённый окислитель.

Окислительно-восстановительная пара:

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

К важнейшим восстановителям относят: катионы металлов в низших степенях окисления, водород, уголь, окисид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистую кислоту и ее соли, галогеноводородные кислоты и их соли, азотистую кислоту, аммиак, гидразин, оксид азота (II).

К важнейшим окислителям относят: металлы, в которых степень окисления металла велика – равна номеру группы, в которой находится металл, или близка к нему, аммиачный раствор оксида серебра, аммиачный раствор сульфата меди (II), хлорид ртути (II), диоксид свинца, хлорид железа (III), хромат и дихромат калия, перманганат калия, диоксид марганца, кислород, хлор, бром, соляную кислоту, серную кислоту, азотную кислоту, пероксид водорода, соли кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет высокую степень окисленности (хлораты, перхлораты).

1.2 Типичные окислители

Типичные окислители: вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента. Например: кислоты: азотная, серная, хлорная, двухромовая; соли: перхлорат калия, хлорат калия, нитрат калия, перманганат калия, дихромат калия; оксиды: оксид свинца (IV), оксид марганца (VII), оксид хрома (VI), оксид азота (V); фтор, кислород, озон.

 

1.3 Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекул различных исходных веществ:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2Cl- - 2ē → Cl20          |1 (восстановитель окисляется)

Mn+4 + 2ē → Mn+2     |1 (окислитель восстанавливается)

Внутримолекулярные  реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекулы одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления:

a) 2KClO3 = 2KCl + 3O2

       Cl+5 + 6ē → Cl-     │ 2 (окислитель восстанавливается)

       2O-2  - 4ē → O2 │ 3 (восстановитель окисляется)

б)  NH4NO2 = N2 + 2H2O

      2N-3 - 6ē → N20     |1   (восстановитель окисляется)

      2N+3 + 6ē → N20  |1   (окислитель восстанавливается)

Самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же исходного вещества, являются атомами одного и того же элемента и имеют одинаковую степень окисления.

4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

  S+4  -2ē → S+6      (восстановитель окисляется)

  S+4 + 6ē → S-2     │ 1   (окислитель восстанавливается)

Контрпропорционирования – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного элемента в различной степени окисления, при этом  образуются молекулы одного и того же продукта.

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

S+4 + 4ē → S0     1    (окислитель восстанавливается)

S-2 – 2ē → S0      2     (восстановитель окисляется)

1.4 Методы составления и уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Существует несколько методов составления и уравнивания ОВР.

I. Метод электронного баланса

При использовании данного метода для расстановки коэффициентов перед формулами веществ в данной реакции, нужно помнить правило, которое гласит, что число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример:

Дана реакция:

KMnO4  + KBr + H2SO4  Br2  + MnSO4  + K2SO4 + H2O

Нужно расставить коэффициенты перед веществами в данной реакции.

Ход решения:

1. Сначала определяем изменяющиеся степени окисления элементов:

KMn+7O4 + KBr-1 + H2SO4  K2(SO4)3 + Mn+2SO4 + Br20 + H2O

2. Затем составляем электронный баланс. Для этого подсчитываем число электронов, которое нужно присоединить всеми атомами окислителя входящими в состав молекулы-окислителя, и прибавляем их число в левой части схемы процесса восстановления. В результате получаем:

 Mn+7 + 5e- = Mn+2 | 2 | окислитель, восстанавливается

2Br-1   - 2e-  = Br20   | 5 | восстановитель, окисляется

3. Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и перед продуктами их восстановления и окисления – в правой части уравнения:

2KMnO4  + 10KBr + H2SO4 5Br2  + 2MnSO4  + K2SO4 + H2O

4. Уравниваем ионы веществ, не изменяющие своей степени окисления, и подбираем недостающие коэффициенты:

10KBr+2KMnO4+8H2SO4  5Br2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O

Существуют так же: математический метод на основе материального баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и нетрадиционный метод Гарсиа.

1.5 Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Метод применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах. При этом отпадает необходимость в определении степеней окисления. Часто при уравнивании этим методом сначала неизвестны и продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания.

Рассмотрим пример, показывающий ход уравнивания реакции с помощью метода полуреакций.

Дана реакция:

FeSO4+HIO3+H2SO4 = Fe2(SO4)3 + I2 + H2O

Ход решения:

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

FeSO4+HIO3+H2SO4 

и установить химическую функцию каждого из них (HIO3  окислитель, H2SO4  кислотная среда реакции, FeSO4 −восстановитель);

2. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

Fe2+ + H+ + IO3- = 2Fe3+ + I20

3. Далее определяем окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

Fe2+ - 1e- = Fe3+                            |10| восстановитель, окисляется

2IO3- + 12H+ + 10e- = I20 + 6H2O |1| окислитель, восстанавливается

В приведенной реакции окислитель – IO3- принимает 10 электронов, восстанавливаясь в кислой среде до I20. При этом освобождается кислород, который, соединяясь с H+, образует воду.

Восстановитель Fe2+ - окисляется до Fe3+, отдавая 1 электрон.

Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления.

4. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

10Fe2+ + 2IO3- + 12H+ = 10Fe3+ + I20 + 6H2O

5. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

10FeSO4 + 2HIO3 + 5H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + I2 + 6H2O


2 НАПРАВЛЕНИЕ ОВР

О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса системы. Если G < 0 – реакция возможна, если G > 0 - невозможна.

Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, используются так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φ.

Связь между ∆G и φ выражается уравнением  ∆G = -n·F·φ, где n – количество вещества (моль), передаваемого в процессе электронов; F- постоянная Фарадея.

Из всех возможных при данных условиях О.В.Р. в первую очередь протекает та, которая имеет наибольшую разность окислительно – восстановительных потенциалов. О.В.Р. протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.

E = φкатода – φанода или φок-ля > φв-ля, что возможно при Е > 0 и G < 0.

Для реакции, протекающей в стандартных условиях, связь энергии Гиббса и электродного потенциала выражается уравннеием

∆G0 = -n·F·φ0,

где φ0 – стандартный электродный (окислительно-восстановительный) потенциал. Его значения растворенных веществ относят к растворам с концентрацией 1 моль/л, а для газообразных веществ – к 101325 Па. В качестве стандартной принимают температуру 25 оC.

Рассмотрим примеры и определим направление реакции:

1. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Определим окислитель и восстановитель реакции

Fe0   – 2e-   = Fe2+ |1| восстановитель, окисляется

Cu+2 + 2e-  = Cu0  |1| окислитель, восстанавливается

Запишем стандартные электродные потенциалы окислителя и восстановителя:

φок-ля 0 (Cu+2 + 2e-  = Cu0  ) = + 0.337 В

φв-ля0   (Fe0   + 2e-  = Fe2+) = -0.440 В

φок-ля 0 (Cu+2 + 2e-  = Cu0  ) > φв-ля0   (Fe0   + 2e-  = Fe2+), значит реакция пойдет в прямом направлении

  
2. 2KCl + I2 = 2KI + Cl2 

Определим окислитель и восстановитель реакции

I20   + 2e-   = 2I-   |1| окислитель, восстанавливается

Cl-1 - 2e-  = Cl20  |1| восстановитель, окисляется

φок-ля 0 (I2 + 2e = 2I-) = + 0,536 В

φв-ля0   (Cl2 + 2e = 2Cl-) = + 1.36 В

φок-ля 0 (I2 + 2e = 2I-) < φв-ля0 (Cl2 + 2e = 2Cl-), значит реакция невозможна.

3 РАСТВОРЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ

Растворы – это дисперсные (раздробленные) системы, компоненты которых равномерно распределены друг в друге. Совокупность распределенных частиц называют дисперсной фазой, а фазу, в которой распределены эти частицы – дисперсионной средой.

Классификация растворов:

1. Коллоидные системы

а) грубодисперсные системы (взвеси):

  - суспензии (твердые частицы в жидкостях)

  - эмульсии (жидкость диспергирована в нерастворяющей ее другой             жидкости)

  - пены

б) коллоидные растворы (золи) – имеют размер частиц от 1 до 100 нм

в) истинные растворы (жидкие растворы) – содержат частицы растворенного вещества, не превышающие по размерам 1 нм

2.По агрегатному состоянию:

а) газообразные (газовые смеси)

б) жидкие растворы (вода морей и океанов)

в) твердые растворы (твердая однофазная система)

3. По типу взятого растворителя:

а) протонный, т.е. его молекулы способны отщеплять ион H+(H2O, HCN, CH3COOH и др.)

б) апротонный, т.е. не образующий H+ (C6H6, (CH3)2CO, CH3Cl и др.)

4. По концентрации веществ:

а) ненасыщенный - раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить ещё некоторое его количество

б) насыщенный -  раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе.

в) пересыщенный - раствор, содержащий при данных условиях больше растворённого вещества, чем в насыщенном растворе, избыток вещества легко выпадает в осадок.

3.1 Способы выражения состава растворов

В связи с введением Международной системы единиц (СИ), в которой основной единицей массы является килограмм, а основной единицей количества вещества – моль, способы выражения состава раствора и значения некоторых относящихся к этому терминов претерпели определенные изменения. Появился новый способ записи единиц измерения количества вещества (дольные и кратные единицы), который учитывается при расчетах массы веществ и проч.

Например, n(H3PO4) = 0.09 моль, или 9 ммоль; n(Cl-) = 4 ∙ 10-6 моль, или 4 мкмоль и т.п.

Свойства раствора определяются качественным и количественным составом раствора. На практике количественный состав растворов выражают при помощи следующих величин:

1. Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора.

ωВ =

Это безразмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы: процентах (%), т.е. в сотых долях; в промилле (‰), т.е. тысячных долях; в (млн-1), т.е. в миллионных долях.

2. Процентная концентрация – определяется числом процентов массы растворенного вещества к массе раствора.

ωВ,% =

3. Моляльная концентрация – отношение количества растворенного вещества в моль к массе растворителя.

Cm =

4. Молярная концентрация – отношение количества вещества, содержащегося в системе к объему этой системы.

CВ =

5. Молярная доля – отношение количества вещества (моль) компонента, содержащегося в данной системе, к общему количеству вещества системы (моль). Если эта величина безразмерна, ее можно выражать как в долях единицы, так и в %, ‰ и млн-1.

χ =

6. Молярная масса вещества отношение массы вещества к количеству моль этого вещества, то есть масса одного моля вещества. 

MВ =

7. Молярная масса эквивалентов вещества – масса одного моль эквивалентов этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

Mэк(В) = экв(В) ∙ MВ

8. Молярная концентрация эквивалентов (нормальная концентрация) - показывает, какое количество моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Cэк(В) =

9. Титр – масса вещества, содержащаяся в 1 мл раствора.

T(В) =

4 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ. РАСЧЕТЫ

5 ОПИСАНИЕ pH-метра

Универсальный иономер ЭВ-74 может быть использован для определения водородного показателя раствора (рН).

Для измерения рН в растворах используется электродная система с ионоселективными измерительными электродами и преобразователь. Значение рН контролируемого раствора определяют измерением э.д.с. электродной системы с помощью преобразователя (шкала которого проградуирована в единицах рХ (рН).

Иономер состоит из преобразователя и подставки (стойка на которой закрепляются электроды и вращающийся столик для стакана с контролируемым раствором). Общий вид преобразователя представлен на рис. 1. На лицевой панели располагаются ручки оперативного управления и регистрирующий прибор (1). На шкале регистрирующего прибора имеются следующие оцифровки: "-119" - для измерения рH в широком диапазоне и "0  5" , "1 4" - для измерения в узких диапазонах (показания прибора суммируются со значением, соответствующим началу диапазона).

    Для установки температуры измеряемого раствора на шкале регистрирующего прибора имеется оцифровка "0100". К органам оперативного управления, используемым при определении рН, относятся: "рХ" (6), "сеть" (3), кнопки выбора рода работы (2): "рХ", "t", 5 кнопок выбора диапазона измерения (5): "-119", "-1 4", "4 9", "9 14", "1419".

Рис.1. Внешний вид преобразователя (вид спереди) универсального иономера ЭВ-74: 1 - регистрирующий прибор; 2 - кнопки выбора рода работы; 3 - выключатель сети; 4 - глазок индикации включения; 5 - кнопки выбора диапазона измерения; 6 - ручки оперативного управления прибором; 7 - оси переменных резисторов заводской настройки и регулировки прибора; 8 - корректор нуля; 9 - лицевая панель.

6 РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ

6.1 Уравнение реакции с использованием метода электронно-ионного баланса

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4  =  Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

Cr2O72-   + 14H+  +6е-   =  2Cr3+ + 7H2O  | 6 | 1 | окислитель, восстанавливается

  SO32- + H2O     -2е-  =  SO42-  +2H+    | 2 | 3 | восстановитель, окисляется

Cr2O72-   + 8H+ + 3SO32-   =  2Cr3+ + 4H2O  +  3SO42-

Получили:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4  =  Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

6.2 Описание методики определения редокс-потенциала

Порядок работы:

Для измерения э.д.с. раствора необходимо использовать платиновый высокотемпературный электрод типа ЭВП-1, который поключается к гнезду «ИЗМ.» на задней панели прибора. В качестве электрода сравнения используется вспомогательный хлорсеребряный электрод ЭВЛ-1М3, который подключается к гнезду «ВСП.». В процессе работы пробка на вспомогательном электроде должна быть удалена.

Перед включением прибора в сеть снять перемычку между гнездами «2V» и «20mV» на задней панели прибора; проверить и при необходимости установить механический путь регистрирующего прибора. Переключатели прибора установить в положение «t0» и «-1-19», после чего прибор включить в сеть. Через 30 мин. Приступить к работе в следующем порядке:

1. Электроды промыть дистиллированной водой, удалить остатки воды фильтровальной бумагой;

2. Погрузить электроды в стаканчик с раствором;

3. Нажать кнопку «mV» и кнопку выбранного диапазона измерений;

4. Нажать (–) или отжать (+) кнопки  «АНИОНЫ/КАТИОНЫ (+/–)» в зависимости от полярности измеряемого напряжения;

5. После установления показаний снять отсчет.

6.3 Проведение эксперимента и расчеты оксилительно-восстановительного потенциала. Определение pH среды

6.4 Расчет окислительно-восстановительного потенциала по уравнению Нернста и сравнение его с полученным экспериментально

φCr2O72-/ 2Cr3+ = φ0Cr2O72-/ 2Cr3+ +  ∙ lg

φCr2O72-/ 2Cr3+ = +1.232 + 0.00983 ∙ lg  + 0.00983 ∙ lg [H+]14

φCr2O72-/ 2Cr3+ = +1.232 - 0.0983pH

7 ВЫВОДЫ

Роль окислительно-восстановительных процессовО.В.Р. играют важную роль в природе и технике. О.В.Р. – это процессы фотосинтеза у растений, процессы дыхания у животных и человека, процессы горения топлива. Иногда О.В.Р. наносят ущерб природе и человеку, например, при коррозии металлов, лесных пожарах, образовании токсичных диоксинов.

При помощи О.В.Р. получают металлы, органические и неорганические соединения, проводят анализ различных веществ, очищают природные и сточные воды, газовые выбросы.

8 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для вузов / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2000. – 728 с.

2. Габриелян О. С. Химия: пособие для школьников старших классов и поступающих в вузы / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов. – М. : Дрофа, 2005. – 703 с.

                                       


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

43894. АПРОБАЦІЯ СИСТЕМИ УПРАВЛІННЯ ЯКІСТЮ ПРОДУКЦІЇ У ФАРМАЦЕВТИЧНИХ КОМПАНІЯХ НА ПРИКЛАДІ ЗАТ «БІОЛІК» 1.37 MB
  З іншого боку важливим чинником що визначає спрямованість України до правової держави та верховенства права є її європейський вибір та вступ до СОТ. Такою зокрема є фармацевтична i медична діяльність бізнессередовище тобто діяльність у сфері обігу виробництва виготовлення збуту обліку призначення продажу введення тощо лікарських засобів далі ЛЗ важливими аспектами якої є забезпечення належної якості та ефективності ЛЗ засобами державного контролю Міністерство внутрішніх справ України Міністерство охорони здоровя...
43895. Финансовая (бухгалтерская) отчетность организации, ее место в системе экономической информации на примере ЗАО БалаковоВолгоэнергомонтаж 258 KB
  Способы анализа баланса. Анализ ликвидности баланса. Собственникам руководителям организации данные баланса необходимы для контроля за наличием и структурой хозяйственных средств и их источников для определения сумеет ли предприятие в ближайшее время выполнить свои обязательства перед третьими лицами акционерами инвесторами кредиторами покупателями поставщиками и другими или оно находится на грани финансовых затруднений. Покупатели и держатели акций предприятия в большей мере оценивают финансовую устойчивость организации...
43896. Проектування автодороги Кіровоград – Кривий Ріг на обході с.м.т. Новгородка 1.06 MB
  Інтенсивність дорожнього руху. Взаємозвязок коефіцієнту зчеплення з транспортно експлуа таційним станом покриття та режимами руху. Рекомендації БЕЗПЕКА ТА ОРГАНІЗАЦІЯ РУХУ. Оцінка безпеки руху методом підсумкових коефіцієнтів безпеки.
43897. Теоретические и практические аспектам маркетинговой деятельности СОАО «ВСК» и разработки стратегии дальнейшего развития 1.03 MB
  Во второй части работы проведен финансовый анализ СОАО ВСК в том числе дается характеристика предприятия проанализирована динамика и структура страховых услуг представлен анализ прибыли и рентабельности дается оценка финансовой устойчивости проведен анализ динамики и структуры бухгалтерского баланса. Он включает в себя: 1 определение размера страхового покрытия перечня страхуемых рисков а также страховых сумм и условий осуществления выплат; 2 расчет страховой премии и определение...
43898. Анализ и выявление пути совершенствования внешнеэкономической деятельности РУП «Гродноэнерго» 1.16 MB
  При обретении независимости в 1991 году Беларусь была одной из богатейших республик СНГ по показателям доходов на душу населения, что отражало устойчивый рост, происходивший в республике в 70-е и начале 80-х годов. Она развила промышленность, доля которой в ВВП превратила Беларусь в одну из самых индустриализированных стран мира.
43899. Разработка рекомендаций по совершенствованию методики оценки кредитоспособности заемщика ОАО «Московский индустриальный банк» 5.4 MB
  Первый вопрос связан с анализом финансового состояния предприятия а второй носит юридический характер а также связан с личными качествами руководителя предприятия. Способность своевременно возвращать кредит оценивается путем анализа баланса предприятия на ликвидность эффективного использования кредита и оборотных средств уровня рентабельности а готовность определяется посредством изучения дееспособности заемщика перспектив его развития деловых качеств руководителей предприятий. В связи с тем что предприятия значительно различаются по...
43900. Особенности мотивации и стрессоустойчивости операторов связи 160.5 KB
  Особенности мотивации и стрессоустойчивости операторов связи Современное состояние проблемы мотивации и стрессоустойчивости операторов связи Подходы к изучению мотивации.
43901. Учет затрат на производство 29.45 KB
  Расходами организации согласно ПБУ 10/99 признается уменьшение экономических выгод в результате выбытия активов и возникновения обязательств, приводящее к уменьшению капитала организации, за исключением уменьшения вкладов по решению собственников имущества.