PDA

View Full Version : Доклад по химия за....



Alexander_Cazinal
06-07-2008, 20:04
Здрасти! Аз съм нов потребител в скайта и не съм сигурен дали трябва да пиша тука. Та на мен ми трябва доклад по химия на тема: 5-та група от периодичната система. Азот.
Ако можете да ми помогнете, знайте, че съм 7 клас и не ми трябва доклад на някакво "високо ниво". Все пак трябва да го разбера :D Най-вече ми трябва информация за химични свойства на азота.
Благодаря предварително!

hrisiiiiii
06-07-2008, 20:17
Не помня точно какво учихме в 7-ми клас, но намерих това и мернах някои лесни неща. Надявам се да не чакаш на готово и да си извадиш това, което може да ти свърши работа ;) . Ето го и доклада:


VА ГРУПА - АЗОТНА ГРУПА

I. ОБЩА ХАРАКТЕРИСТИКА
Към VА група принадлежат елементите азот N, фосфор Р, арсен As, антимон Sb и бисмут Bi. Електронната конфигурация на последния им електронен слой е ns2np3. Азотът и фосфорът се отличават от останалите елементи на групата, поради наличието на 2 и 8 (респективно) електрона в предпоследния си електронен слой. На тази основа пълни електронни аналози са само арсен, антимон и бисмут, които имат 18 електрона в предпоследния си електронен слой. В реда от азота към бисмута расте броят на електронните слоеве и респективно атомният радиус, поради което намалява йонозационната енергия и съответно се засилват металните свойства. Азотът и фосфорът са типични неметали, но с по-слаби неметални свойства от тези на халогенните елементи и на кислорода и сярата. Антимонът и бисмутът са метали, но с по-слаби метални свойства от металите на IA и IIA група. Характерни степени на окисление за елементите от VА група са (3) - като окислители и (+3) и (+5) - като редуктори.
Спрямо водорода елементите от групата се проявяват като по-силни окислители, респективно в степен на окисление (3). В реда:
NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3
расте устойчивостта им,
като водните разтвори на повечето от тези съединения имат основен характер, за разлика от водородните съединения на елементите от VIА и VIIА група.
Спрямо кислорода елементите от азотната група се проявяват като редуктори. Характерната степен на окисление е (+3) и (+5), като съответно образуват два вида оксиди - Е2О3 и Е2О5. Характерът на тези оксиди се изменя по следния начин:
N2O3 к м N2O5 к
P2O3 и е P2O5 и
As2O3 с т As2O5 с
Sb2O3 е а Sb2O5 е
Bi2O3 л л няма л
е
н
Аналогично се променя и характерът на съответните хидроксиди:

HNO2 к HNO3 к
H3PO3 и H3PO4 и
H3AsO3 с о H3AsO4 с
е Sb(OH)3 с Sb2O5.xH2O е
л Bi(OH)3 н няма л
о
в
е
н

Химичната връзка в съединеният на азота и фосфора е ковалентна, на арсена и антимона е със значителна полярност, а при бисмута връзките са йонни.
II. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА
Азотът е газ, като простото му вещество е двуатомна молекула - N2, а останалите са твърди вещества.
Фосфорът е мек, без метален блясък.
При арсена и антимона твърдостта се увеличава, като Sb има метален блясък.
При бисмута се появява и типичната за металите ковкост.

AЗОТ
N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3
Азотът е най-разпространеният в земната кора и атмосферата елемент. Той е основната съставна част на въздуха (78%). Изгражда белтъчните вещества. Наричат го безжизнен, защото не поддържа дишането и горенето. Типични степени на окисление за азота са (3), (0 - в N2 ), (+3), (+5). Той е типичен неметал. Спрямо кислорода проявява променлива степен на окисление:
(+1, +2, +3, +4, +5).
I. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА.
Простото вещество на азота е двуатомна неполярна молекула, в която двата атома са свързани здраво чрез тройна връзка . Той е газ без цвят, мирис и вкус, малко разтворим във вода. Трудно се втечнява - при 196 оС.
II. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.
Химически е много инертен - при обикновена температура не встъпва във взаимодействия. При висока температура реагира с водорода, кислорода и металите.
1. С водорода - образува амоняк, като реакцията е обратима и екзотермична. В съответствие с принципа на Льо-Шателие-Браун правата реакция се благоприятства при високо налягане и ниска температура.
N2 + 3H2 2NH3 + Q (баланс!)
При ниски температури, обаче скоростта на реакцията е малка, а много високите налягания са опасни за експлозии на инсталациите. Поради това синтезът на амоняк в промишлени условия се провежда при оптимални условия:  450 оС , налягане 300 atm , kat - Fe, двукратно промотирано(активирано) с окиси на К и Al. Практическият добив при тези условия е около 22%.
2. С кислорода - азотът взаимодейства пряко при много висока температура - на електрически разряд:
N2 + O2 2NO Q (баланс!)
Аналогични процеси протичат в атмосферата при светкавици.
По косвен път азотът образува поредица от оксиди , като степента на окисление се променя последователно от (+1) до (+5):
N2O , NO , N2O3 , NO2 , N2O5
3. С метали - при висока температура образува съединения - нитриди, с йонно-кристална решетка. Нитридите на Li(IA) и Mg(IIA) се образуват при обикновена температура:
3Mg + N2 = Mg3N2 + Q (баланс!)
Нитридите са съединения с голяма твърдост и малка химическа активност. Поради това, за увеличаване твърдостта и устойчивостта на метални предмети, повърхността им се обработва с азот.
Топлинните ефекти на химическите взаимодействия на азота с водорода, кислорода и металите, показват че азотът има по-голяма химическа активност към водорода и металите, отколкото към кислорода.
III. ПОЛУЧАВАНЕ.
1. Основен промишлен метод е фракционната дестилация на течен въздух.
2. Лабораторен метод - термично разлагане на някои вещества:
NH4NO2 t N2 + 2H2O

IV. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА
При обикновени условия азотът не оказва физиологично действие върху човешкия организъм. При повишено налягане обаче (например при водолазите) азотът прониква в тъканите и се получава т.нар. азотна наркоза. Ето защо в скафандрите на водолазите днес се подава не въздух, а хелиево-кислородна смес.
Азотът се използва главно за получаване на амоняк, азотна киселина, торове, взривни вещества. Жизнено необходим е за растежа на живите организми, тъй като участва в състава на някои хранителни вещества.

АМОНЯК
I. СТРОЕЖ НА МОЛЕКУЛАТА.} Учебника 8 кл.
II. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА. } Учебника 8 кл.
III. ПОЛУЧАВАНЕ:
1. Промишлено - пряк синтез (вж. по-горе)
2. Лабораторно:
а) термична дисоциация на амониев хлорид:
NH4Cl t NH3 + HCl
б) взаимодействие на амониеви соли с концентрирани разтвори на основи:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH  (NH3 + H2O )
в) взаимодействие на нитриди с вода:
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА. Определят се от наличието на свободна електронна двойка при азотния атом, която определя склонността му да привлича водородни йони от водата и киселините, т.е. придава му свойства на основа.
1. С водата - разтваря се много добре и взаимодейства с нея. Водните му разтвори имат основен характер (лакмус, фенолфталейн):
NH3 + H2O NH4+ + OH
Преценяването на силата на амониевия хидроксид е трудна задача, тъй като при горното взаимодействие се установяват три равновесни процеса: 1) между NН3(газ) и Н2О ; 2) между разтворения във водата амоняк NН3(аq) и водата; 3) дисоциацията на амониевия хидроксид във водата:
NH3(газ) + H2O NH3(aq) + H2O NH4OH NH4+ + OH
Амониевият хидроксид се определя като слаба основа, на базата на ниската стойност на дисоциационната константа, която отчита общото количество разтворен амоняк:
C NH4+ . COH
КD = 
CNH3(aq)
Ниската стойност на тази константа се счита доказателство за твърдението, че амониевият хидроксид NH4OH е слаба основа.
Всъщност коректното разглеждане на този въпрос изисква пресмятането на константата на дисоциация на равновесния процес:
CNH4+.COH
NH4OН NH4+ + OH ; KD = 
CNH4OH

На практика, обаче, цели молекули NH4OH не са изолирани във водни разтвори. Това означава, че всъщност NH4OH е силна основа, напълно дисоциирана във вода. Сравнително малката концентрация на хидроксидните йони СОН (респективно рН) на водните му разтвори (сравнена с тази на силните алкални и алкалоземни хидроксиди) се дължи на по-малката степен на взаимодействие на амоняка с водата.
Още веднъж трябва да се подчертае, че в крайна сметка разтворите на NH3 във вода (което за средния курс на училищата се третира като амониев хидроксид NH4OH) се определят като разтвори на слаба основа!

2. С киселини амонякът образува соли, наречени амониеви:

3. С кислорода амонякът при обикновени условия не реагира, но при нагряване образува експлозивна смес. В среда на чист кислород и в отсъствие на катализатор амонякът се окислява до азот:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
2N3 6e  N2 .2
12
O2 +4e  2O2 .3

За практиката голямо значение има каталитичното окисляване на амоняка до NO, който се използва за получаване на азотна киселина:
kat Pt
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O + Q
N3 5e  N2+ .4
O2 +4e  2O2 .5
V. УПОТРЕБА И ЗНАЧЕНИЕ - за производството на азотна киселина, минерални торове, пластмаси, багрила, лекарства, хладилната техника, в медицината (подробности в Учебника 8 кл. ).

ОКСИДИ
Азотът образува поредица от оксиди, при които се проявява последователно от (+1) до (+5) степен на окисление.
Диазотен оксид N2О - получава се при термично разлагане на амониев нитрат:
NH4NO3 t N2O + 2H2O
Безцветен газ с характерна приятна миризма - т.нар. “райски газ”. Има наркотично действие. Не се разтваря във вода и не взаимодейства с нея, не е анхидрид на никоя киселина. Следователно той е неутрален оксид.
Азотен оксид NО - получава се при окислителни процеси на азотната киселина с по-благородни метали:
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O (баланс!)
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O (баланс!)
(царска вода)
Разтваря се слабо във вода, но не взаимодейства с нея, не е анхидрид на никоя киселина. На въздуха спонтанно се окислява до азотен диоксид NO2 :
2NO + O2 2NO2
Забележка: При взаимодействието на азотната киселина с повечето метали е трудно да се каже дали се отделя NO или NO2 , тъй като NO спонтанно се окислява от кислорода на въздуха до NO2 . Тук също така значение има и концентрацията на киселината. По правило: по-разредените разтвори на азотната киселина (под 30-40%) при разтварянето на металите отделят NO , а по-концентрираните - NO2 .

Диазотен триоксид N2О3- типичен киселинен оксид. Взаимодейства с алкални основи и образува нитрити - соли на азотистата киселина НNО2:
N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
N2О3 е анхидрид на азотистата киселина - N2O3 + H2O = 2HNO2 .
Азотен диоксид NО2 - кафяво оцветен, силно отровен газ. Получава се при окисление на NО от кислорода на въздуха. Взаимодейства енергично с водата и образува смес от азотна и азотиста киселина:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Следователно той е смесен анхидрид. В присъствие на кислород взаимодейства с водата и се получава азотна киселина:
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
N4+ 1e  N5+ .4
O2 +4e  2O2 .1
Диазотен пентоксид N2О5 - бяло кристално вещество. Той е анхидрид на азотната киселина:
N2O5 + H2O = 2HNO3

АЗОТНА КИСЕЛИНА
I. СТРОЕЖ НА МОЛЕКУЛАТА. } 8 кл.
II. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА. } 8 кл.
III. ПОЛУЧАВАНЕ.
Каталитично окисляване на NH3 до NO, който след това спонтанно се окислява до NO2.
Азотният диоксид взаимодейства енергично с водата, при което се получава смес от азотна и азотиста киселина:

2NO2 + H2O = HNO3 + НNO2

N+4 - е  N+5 .1
N+4 + е  N+3 .1

Процесът е окислително-редукционен , като особеното при него е, че окислителят и редукторът се намират в една частица – молекулата на азотният диоксид (диспропорциониране ). Този процес показва, че азотният диоксид е смесен анхидрид на двете киселини.
Азотистата киселина, получена при горната реакция е нетрайна и се разлага до азотна киселина, азотен оксид и вода.

3НNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

В последствие азотният оксид се окислява до азотен диоксид и той отново реагира с водата и т.н до възможно пълно поглъщане на оксида до азотна киселина. Следователно, поглъщането на азотния диоксид от водата до азотна киселина може да се представи и със сумарната реакция:

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

N4+ 1e  N5+ .4
O2 +4e  2O2 .1

В промишлени условия това поглъщане никога не е пълно – 100% , поради което част от NO2 напуска промишлената зона през комините под форма на жълто-кафяв дим – т.нар. “лисича опашка”. Този дим е един от неприятните и опасни замърсители на околната среда при това производство.
IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.
Азотната киселина е безцветна течност. Търговският продукт е воден разтвор със съдържание  69% HNO3 . Лесно се разлага при нагряване или от прякa слънчева светлина:
4HNO3  2H2O + 4NO2 + O2
Отделеният NO2 частично се разтваря и придава жълто-кафяв цвят на разтворите на к. HNO3. Това е т.нар. “димяща азотна киселина” , която има силни окислителни свойства, поради отделящия се кислород. HNO3 е силна едноосновна киселина. Във вода пълно се дисоциира на водородни (хидрониеви) йони и нитратни йони:
HNO3 + Н2О Н3О+ + NO3
Поради силните си окислителни свойства разрушава растителните и животински тъкани, като ги оцветява в жълто. Солите й се наричат нитрати.
1. С метали - реагира почти с всички метали (без благородните). Ако киселината е концентрирана в началото се получава оксид и в случай, че той не се разтваря в киселината (напр. оксидите на Al , Fe , Cr), реакцията се прекратява - явлението се нарича пасивиране.
Важно: При разтваряне на металите в азотна киселина не се отделя водород!
а) с активните метали от IА IIА група к.НNО3 отделя N2О, а разредената - амоняк, който в азотно-кисела среда се неутрализира до амониев нитрат.
Aналогично е действието на разредената киселина върху Zn и Sn:
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
молекулно уравнение 
съкратено йонно уравнение 
4Ca + 10H+ + 2NO3 = 4Ca2+ + N2O + 5H2O
2N5+ +8e  2N1+ .1
Ca 2e  Ca2+ .4
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
молекулно уравнение 
съкратено йонно уравнение 
4Zn + 9H+ + NO3 = 4Zn2+ + 3H2O + NH3 ( NH4NO3)
N5+ +8e  N3 .1
Zn 2e  Zn2+ .4
б) к. HNO3 окислява полублагородните метали (Hg , Cu), като се отделя червенокафяв дим от азотен диоксид NO2- качествена реакция за азотна киселина и нитратни йони ! Както и при к.сярна киселина реакцията протича в два етапа:
I етап: Cu + 2HNO3 = CuO + H2O + 2NO2
N5+ +1e  N4+ .2
Cu 2e  Cu2+ .1
II етап: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
сумарно: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
Азотната киселина разтваря и среброто, с отделяне на NО .Благородните метали се разтварят само от “царска вода” - смес от HNO3 и HCl в отношение (1:3) – вж.по-горе на стр.4.
в) к. HNO3 окислява някои неметали ( S , P , C) до съответните оксиди:
S + 4HNO3 = SO2 + 4NO2 + 2H2O (баланс!)

г) разредената (10%) HNO3 , както всички киселини реагира с основи (неутрализация), основни оксиди и някои соли:



Солите на азотната киселина се наричат нитрати. Всички нитрати са разтворими във вода и са силни електролити. При нагряване те се разлагат, като отделят кислород, а другите продукти на реакцията зависят от металния катион на нитратната сол:
а) нитратите на алкалните метали се разлагат до нитрити:
2NaNO3 t 2NaNO2 + O2 (баланс!)
б) болшинството нитрати на останалите метали се разлагат с отделяне на оксиди:
2Cu(NO3)2 t 2CuO + 4NO2 + O2 (баланс!)
2Mg(NO3)2 t 2MgO + 4NO2 + O2 (баланс!)

в) нитратите на благородните метали се разлагат до отделяне на свободен метал:
2АgNO3 t 2Аg + 2NO2 + O2
Ag+ +1e  Ag
N5+ +1e  N4+ +2e .2
2O2 4e  O2 4e .1

Качествена реакция за нитратни йони (нитратна проба):
Всички нитратни соли са разтворими във вода, поради което тяхното качествено доказване е невъзможно чрез удобните утаечни реакции. Нитратната проба се основава на окислителните свойства на азота от нитратната група, които се проявяват в силно кисела среда. Доказването се извършва по следния начин:
Разтворът на нитратната сол се подкиселява с концентрирана сярна киселина. Получава се смес от четири йона : NO3 , SO42 , H+ и катионът на нитратната сол – напр. Na+ . Силно киселата среда позволява на нитратния йон да прояви окислителните си свойства. Към разтвора се добавя елементна мед (телче или стружки), загрява се, при което се отделя червенокафяв дим от NO2 – доказателство за наличието на нитратни йони в разтвора:

2NaNO3 + 2k.H2SO4 + Cu t CuSO4 + Na2SO4 + 2NO2 + 2H2O

N5+ +1e  N4+ .2
Cu -2e  Cu2+ .1

2NO3 + 4H+ + Cu t Cu2+ + 2NO2 + 2H2O - йонно уравнение
 
от солта от к. H2SO4

АМОНИЕВИ СОЛИ - Учебника за 8 кл.
Важни моменти:
1. Реакция за доказване на амониеви соли - взаимодействие със силни основи:

NH4+ + OH  H2O + NH3 (лакмус, фенолфталейн)

Отделящият се при реакцията амоняк се доказва субективно по специфичната си миризма. По-сигурно (обективно) доказателство може да стане с поднасянето на намокрена с индикатор хартийка над отвора на съда (епруветката), която веднага приема цвета на алкалната цветна форма на индикатора.
2. Термична дисоциация на твърди амониеви соли:
NH4Cl HCl + NH3

ФОСФОР
Фосфорът е елемент с голямо значение за живата природа, поради участието на неговите съединения в редица жизнени процеси (костна система, аминокиселини), както и поради способността му да образува множество съединения с въглерода - т.нар. органофосфорни съединения.
Името си дължи на способността да излъчва светлина - да фосфоресцира (от гръцките думи “фос” - светлина и “форос” - донася).
Влиза в състава на много минерали - фосфорит Ca3(PO4)2 , апатит 3Ca3(PO4)2.CaX2 (X= F , Cl , Br , I).
Фосфорът е типичен неметал, но с по-слаби неметални свойства от азота.. Най-характерна степен на окисление е (+5), но също така проявява и (+3) и (3).
II. ПРОСТИ ВЕЩЕСТВА.
Само при to> 1000oC Р дава двуатомни молекули Р2 като азота. При по-ниски температури най-типични са четириатомните молекули Р4 с тетраедрична структура или полимерни двуатомни молекули Р2 .
В твърдо състояние са характерни няколко алотропни форми, но всички те при стапяне дават Р4 тетраедрични молекули.
Бял фосфор - получава се при кондензация на фосфорни пари. Има молекулна кристална решетка с Р4 молекули във възлите й. Представлява бяло, восъкоподобно вещество. Разтваря се добре в сяровъглерод (CS2) и органични разтворители. Много е реактивоспособен и е силно отровен както при вътрешно приемане, така и при вдишване и през кожата.
Червен фосфор - получава се от белия при нагряване в отсъствие на въздух. По-устойчив е от белия не е толкова реактивоспособен и не е отровен. Представлява червен аморфен прах, при който Р4 тетраедрите са разкъсани. При нагряване се получава кристална модификация от дълги полимерни вериги от фосфорни атоми (Рn):
Р Р Р
Р Р Р Р
Р Р Р

Черният фосфор е най-стабилната форма при обикновени условия. Получава се от белия фосфор при нагряване около 200оС под налягане. Има слоеста структура (аналогично на графита). Черният фосфор е най-стабилната и инертна химически модификация на фосфора.
II. ПОЛУЧАВАНЕ.
Чрез редукция на калциев фосфат с въглища (C) в присъствие на пясък (SiO2).
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 10CO
4P5+ +20e  P4 .1
C 2e  C2+ .10

Процесът се води при висока температура, като при кондензацията на парите се получава бял фосфор
III. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.
Фосфорът е активен елемент. Съединява се лесно с:
а) метали - образува съединения наречени фосфиди, които имат голяма твърдост ( Na3P , Ca3P2). Някои от тях (Ga , In) са полупроводници.
б) кислорода - Р2О3 и Р2О5.
г) халогенните елементи - РCl3 , PCl5.
д) с вода и минерални киселини не взаимодейства.
Особено активен химически е белият фосфор, поради което той се съхранява под слой от вода.
IV. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА.
Влиза в състава на костната система, аминокиселините, нервната тъкан. Необходимия за човека фосфор се приема с някои храни - млечните произведения, яйчен жълтък, рибата.
Използва се много в пиротехниката и в кибритената индустрия.

СЪЕДИНЕНИЯ НА ФОСФОРА
I. ХИДРИДИ.
С водорода Р образува газообразен хидрид РН3, наречен фосфин. Фосфинът се получава по косвен път от Са3Р2 и солна киселина:
Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3
PH3 е безцветен газ, с миризма на чесън. Много отровен. Водните му разтвори имат основен характер, но по-слаб в сравнение с амоняка.
При гниене на животински и растителни организми в отсъствие на въздух, се получават фосфин РН3 и метан СН4 . При съприкосновение с кислорода на въздуха фосфинът се самозапалва. С това се обясняват т.нар. “блуждаещи огньове” , които се появяват понякога в гробищата - фосфинът изгаря до ортофосфорна киселина с отделяне на топлина:
РН3 + 2О2 = Н3РО4 + Q
P3  8e  P5+ .1
O2 + 4e  2 O2 .2
II. ОКСИДИ И ХИДРОКСИДИ.
В недостиг на кислород Р изгаря до Р2О3, а в кислородна среда - до Р2О5.
Р2О5 е едно от най-хигроскопичните вещества - поглъща жадно водата. Процесът е силно екзотермичен, при което се получава фосфорна или по-точно ортофосфорна киселина:
Р2О5 + 3Н2О = 2 Н3РО4
Н3РО4 е триосновна киселина, като по първата си степен има значителна дисоциация (рК1 = 2.1). Образува три вида соли: кисели (които биват дихидрогенфосфати - напр. NаН2РО4 и монохидрогенфосфати - напр. Nа2НРО4) и нормални соли или фосфати - напр. Nа3РО4 .
Аналогично на Р2О5 , Р2О3 е анхидрид на фосфористата киселина - Н3РО3. Фосфористата киселина се проявява като средно силна двуосновна киселина, В съответствие с това се дава съставът Н2(НРО3) със следната структурна формула:


В нея фосфорът е от пета валентност въпреки че степента на окисление е +III. Като всяка двуосновна киселина фосфористата образува два вида соли нормални (фосфити) и кисели (хидрогенфосфити). Освен това тя проявява редукционни свойства, като се окислява до фосфорна киселина и нейните соли.
Фосфорната киселина в промишлени условия се получава по т.нар. “екстракционен метод”. Като суровини служат фосфоритът или апатитът, от които киселината се “екстрахира” с помощта на сярна киселина:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2 H3PO4

Повечето от нормалните соли - фосфатите, са малко разтворими - предимно бели вещества. На тази основа важна качествена реакция за доказване на фосфатни йони във водни разтвори е реакцията със сребърен нитрат, при която се получава светложълта утайка от сребърен фосфат:


H3PO4 има важно стопанско значение за производството на фосфорни торове и перилни препарати, преобразуватели на ръжда, газирани напитки (Соса Соla).

hrisiiiiii
06-07-2008, 20:20
Може да видиш и тези тук:

http://bg.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82
http://chemistry.pmgbs.com/readarticle.php?id=15

Това от Уикипедия е добро!

Alexander_Cazinal
06-07-2008, 21:28
Благодаря ти, златен/а си! :)

Uspeh
11-12-2017, 13:47
Здравей! Нов потребител съм. Имам нужда от доклад по химия на тема: ХЕ-Въглерод.Определете мястото на химичния елемент /ХЕ/ в периодичната система. Изразете електронната конфигурация на последния и предпоследния електронен слой на атомите и йоните на ХЕ. Определете валентностите и степените на окисление на ХЕ. Определете вида на простото вещество, което ХЕ образува /има ли алотропни модификации и вида на химичната им връзка/. Какво е разпространението на ХЕ в природата, как се получава.
Какви оксиди образува и какви са те по характер. Изразете съответните оксокиселини или хидроксиди на ХЕ. Какво е приложението на ХЕ и съединенията му? Охарактеризирайте най-важните и разпространени съединения на елемента. Какви са биогенните свойства на ХЕ и неговите съединения.

Благодаря предварително!

pilence2
11-14-2017, 08:35
https://bg.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D1%8A%D0%B3%D0%BB%D0%B5%D1%80%D0%BE%D0%B4

Това дали ще стане ? :)

Uspeh
11-15-2017, 16:34
Ами....има неща които мога да използвам. Но ми се искаше нещо наготово :)

Грозния
11-15-2017, 18:55
Ами....има неща които мога да използвам. Но ми се искаше нещо наготово :)Много си мързелив.
То е почти наготово!