Презентация - "Презентация по теме "Подгруппа азота. Фосфор и его соединения""

V А группа (подгруппа азота)

Фосфор. Аллотропные модификации
Фосфин
Оксиды фосфора
Фосфорные кислоты
Соли ортофосфорной кислоты.
Фосфорные удобрения.

ФОСФОР
Строение атома

История открытия фосфора
Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в  XII в. То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.
Гамбургский купец и алхимик Хенниг Бранд подобно другим алхимикам пытался получить философский камень, с помощью которого неблагородные металлы превращаются в золото. В 1669 году при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество. Благодаря этому свойству фосфор получил своё название: «фосфор» в переводе с греческого означает «светоносный».
Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем, а затем, независимо от Бранда и Кункеля — Р. Бойлем, описавшим его в статье “Способ приготовления фосфора из человеческой мочи”. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в  1743 году Андреасом Маргграфом. 

Нахождение фосфора в природе
Фосфор в свободном состоянии в природе не встречается вследствие высокой химической активности, а существует в виде соединений, в основном в форме фосфата кальция Ca3(PO4)2
Фосфат кальция входит в состав минерала фосфорита;
Cодержится в фторапатите в виде 3Ca3(PO4)2 . 2CaF2 ;
Cодержится в виде 3Ca3(PO4)2 . 2CaCl2 в хлорапатите.
Фосфор важен для формирования костной ткани, он входит в состав нуклеотидов и АТФ.

Аллотропия фосфора
Белый фосфор
Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, в узлах которой в узлах которой находятся четырёхатомные молекулы  Р4 тетраэдрического строения.
Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом, чрезвычайно ядовит даже в малых дозах. На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится зеленоватым цветом. Он нерастворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде CS2. Воспламеняется при температуре   350C или от трения, поэтому его хранят и режут под слоем воды. Белый фосфор обладает очень высокой химической активностью.

Красный фосфор

При нагревании без доступа воздуха до  3200C  белый фосфор превращается в красный фосфор, который представляет собой полимер со сложной структурой Рn


В зависимости от способа получения и степени дробления красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового. По своим свойствам красный фосфор очень сильно отличается от белого: он не светится в темноте, не имеет запаха, не растворяется в сероуглероде, не ядовит. Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, но воспламеняется при трении или ударе. Это свойство используется при изготовлении спичек. При сильном нагревании без доступа воздуха красный фосфор возгоняется и оседает в виде белого фосфора.

Черный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее устойчивая и химически наименее активная форма фосфора. Чёрный фосфор получается при нагревании белого фосфора под высоким давлением до 2200C температуры . 
Чёрный фосфор имеет слоистую структуру. Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, имеет чёрный цвет с металлическим блеском, жирный на ощупь, не растворяется в воде и органических растворителях, полупроводник. В отличие от белого фосфора, чёрный фосфор не ядовит. Химическая активность чёрного фосфора значительно ниже, чем у белого и красного фосфора. На воздухе чёрный фосфор устойчив. При нагревании он переходит в красный фосфор.

Химические свойства фосфора
Химические свойства аллотропных модификаций фосфора различны. Наибольшей химической активностью обладает белый фосфор, но из-за его чрезвычайной токсичности на практике предпочитают работать с красным фосфором. В химических реакциях фосфор может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства выражены у фосфора слабее, чем у азота, и проявляются при взаимодействии фосфора с металлами.

1. Восстановительные свойства фосфора:
1. Фосфор легко окисляется кислородом, при этом в недостатке кислорода образуется оксид фосфора(III), а в
избытке — оксид фосфора(V):
4Р + 3О2 = 2Р2О3 4Р + 5О2 = 2Р2О5
2. В реакциях с галогенами и серой фосфор так же, как и с кислородом, образует соединения, в которых
проявляет степень окисления  +3 и +5, причём последние образуются в избытке галогенов и серы, например:
2Р + 3S = Р2S3 2Р + 5S = Р2S5
2Р + 3Cl2 = 2РCl3 2Р + 5Cl2 = 2РCl5
3. Иодом фосфор окисляется только до степени окисления +3 , образуя  РI3 :
2Р + 3I2 = 2РI3
4. Фосфор окисляется концентрированными азотной и серной кислотами до ортофосфорной кислоты:
Р + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 ↑ + H2O 2Р + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 ↑ + 2H2O
5. Фосфор может окисляться также бертолетовой солью  K3ClO3. Эта реакция происходит при поджигании
спичек:
6Р + 5K3ClO3 = 5KCl + 3P2O5

2. Окислительные свойства фосфора
При нагревании с металлами фосфор проявляет окислительные свойства и образует фосфиды, в которых имеет степень окисления -3:
2Р + 3Са = Са3Р2
Фосфиды гидролизуются водой с образованием фосфина РН3:
Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3↑
В отличие от азота, фосфор непосредственно не взаимодействует с водородом.

3. Реакции диспропорционирования фосфора:
Белый фосфор может также вступать в реакции диспропроционирования с водой и с горячими растворами щелочей: при взаимодействии с водой образуются фосфин РН3 и фосфорноватистая кислота H3PO2, а при взаимодействии с щелочами — фосфин и соли фосфорноватистой кислоты гипофосфиты:
Р4 + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2
фосфорноватистая кислота
Р4 + 3КОН + 3Н2О = РН3 + 3КН2РО2
гипофосфит калия
В результате диспропорционирования фосфор приобретает степень окисления  
-3 в фосфине   РН3 и  +1 в фосфорноватистой кислоте Н3РО2 и гипофосфите КН2РО2

Получение фосфора
Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция  Ca3(PO4)2, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления  Ca3(PO4)2 до фосфора:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 2P + 5CO + 3CaSiO3

В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок SiO2. Процесс проводят в электропечах (производство относят к электротермическим) без доступа воздуха. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет жёлтый цвет, поэтому в промышленности его называют жёлтым фосфором.

Фосфин

Фосфи́н (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан)
Физические свойства:
РН3 — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Аналог аммиака NН3. Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы (чеснока или жареного лука).
Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства. При низких температурах образует твёрдый клатрат 8 PH3·46 H2O. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.
Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Получение


1. Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:
 2P4 + 3Ca(OH)2 + 6H2O  →70∘C  2PH3↑ + 3Ca(H2PO2)2
 P4 + 3KOH + 3H2O →70∘C 3KH2PO2 + PH3 ↑

2. Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:
 Ca3P2 + 6 H2O  →  2 PH3 ↑ + 3 Ca(OH)2
Mg3P2 + 6 HCl  →  2 PH3 ↑ + 3 MgCl2

3. Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:
 P4 + 6 HCl  →300∘C  2 PH3 + 2 PCl3

4. Разложение йодида фосфония:
 PH4I  →>80∘C  PH3 + HI

5.  Восстановление фосфоновой кислоты:
  H3PO3 + 3 Zn + 6 HCl  →  PH3 ↑ + 3 ZnCl2 + 3 H2O

Химические свойства

1. В отсутствие кислорода при нагревании разлагается:
 2PH3  →t  2P + 3H2

2. На воздухе горит:
 PH3 + 2O2  →  H3PO4

3. Проявляет сильные восстановительные свойства:
 PH3 + 3H2SO4   →   H3PO2 + 3SO2 ↑ + 3H2O
 PH3 + 8HNO3   →    H3PO4 + 8NO2 ↑ + 4H2O
 PH3 + 2I2 + 2H2O   →   H3PO2 + 4HI

4. При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию).
Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.
 PH3 + HCl  →30∘C  PH4Cl
 PH3 + HI  →   PH4I
Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Токсичность

Фосфин очень ядовит. Поражает в первую очередь нервную систему, нарушает обмен веществ; также действует на кровеносные сосуды, органы дыхания, печень, почки. Запах фосфина ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ может привести к летальному исходу. ПДК — 0,1 мг/м³.
При остром отравлении фосфином в лёгких случаях беспокоит боль в области диафрагмы, чувство холода, впоследствии может развиться бронхит. При среднетяжёлом отравлении — чувство страха, озноб, рвота, стеснение в груди, удушье, боль за грудиной. В тяжёлых случаях на первый план выходят неврологические симптомы — оглушение, неверная походка, подёргивания в конечностях, мидриаз; cмерть от паралича дыхания или сердечной мышцы может наступить через нескольно дней, а при высоких концентрациях — мгновенно.
Хроническое отравление может привести к расстройству зрения, походки, речи, пищеварения, бронхиту, болезням крови и жировому перерождению печени.

Оксиды фосфора

P2O3 – оксид фосфора (III), триоксид фосфора

Способы получения
образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:
4Р + 3О2 = 2Р2О3
Физические свойства 
При комнатной температуре Р2О3 — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Тпл = 23,5°С. Пары существует в виде димеров Р4О6. Очень ядовит!

Химические свойства 
1. Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:
Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3
2. Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р2О3 в горячей воде:
2Р2О3 + 6Н2О = РН3 + ЗH3PO4
3. При взаимодействии Р2О3 с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:
Р2О3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + Н2О
4. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет восстановительные свойства:
а) Окисление кислородом воздуха:
Р2О3 + О2 = Р2О5
б) Окисление галогенами:
Р2О3 + 2Cl2 + 5Н2О = 4HCl + 2H3PO4

P2O5 – оксид фосфора (V),
пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид 



Способы получения 
Сжигание фосфора в избытке воздуха:
4Р + 5О2 = 2Р2О5
Физические свойства 
При комнатной температуре Р2О5 — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р4О10. Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства
1. Взаимодействует с водой, с образованием различных кислот:
Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная
Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая (дифосфорная)
Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная
2. Взаимодействует с основными оксидами, с образованием фосфатов
Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2
3 Взаимодействует с щелочами, с образованием средних и кислых солей
Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О
Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О
Р2О5 + 2NaOH = 2NaH2PO4 + Н2О
4. Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и
химически связанную воду.
Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5
Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7
P2O5 + H2SO4 → 2HPO3 + SO3
P2O5 + 2CH3COOH → 2HPO3 + (CH3CO)2O

Фосфорные кислоты

Фосфористая кислота ( H3PO3)
Строение
Для молекулы фосфористой кислоты H3PO3 известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной. В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.
Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н2[НРО3]
Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Способы получения

1. Реакция Р2О3 с водой:
Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3
2. Гидролиз галогенидов фосфора (III):
PCl3 + ЗН2О = H3PO3+ 3HCl
3. Окисление белого фосфора хлором:
2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2H3PO3+ 6HCl
Физические свойства
При комнатной температуре H3PO3 – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл =  74°С.

Химические свойства
Является слабой кислотой
Для нее характерны все свойства кислот 
1.1 Взаимодействие с металлами с выделением Н2
Н2[НРО3] + Mg = MgНРО3 + Н2
1.2 Взаимодействие с оксидами металлов
Н2[НРО3] + MgО = MgНРО3+ Н2О
1.3 Взаимодействие со щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:
Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О
Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

2. Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:
H2HPO3 + H2HPO3 = H3PO4 + PH3

3. Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:
3.1 Реагируют с сильными окислителями:
H3PO3 + Cl2 + Н2О = H3PO4 + 2HCl
5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl
3.2 Реагируют с более слабыми окислителями:
H3PO3 + 2AgNO3 + Н2О = H3PO4 + 2Ag↓ + 2HNO3

4. В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:
H2HPO3 + 3Zn + 3H2SO4 = 3ZnSO4 + PH3 + 3Н2О

5. При нагревании водного раствора Н3РO3окисляется до H3PO4 с выделением водорода:
H3PO3 + Н2О = H3PO4 + Н2

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н3РO4)

Способы получения 
В промышленности
1. Разложением природного соединения – фосфата кальция Са3(РO4)2 серной кислотой:
Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4↓
2. Доменный (термический) 3х-стадийный способ:
1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом
2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха
3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ
1. Н3РO4 получают окислением фосфора азотной кислотой:
ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑
2. Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:
Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4

Физические свойства
При обычной температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С) кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует сиропообразную, вязкую жидкость.
Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.
При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.
При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO3

Химические свойства 
1. Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:
Н3РO4 → Н+ + Н2РO4—
По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:
Н2РO4— → Н+ + НРO42-
НРO42- → Н+ + РO43-

2. Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот 
2.1 Взаимодействует с активными металлами:
2Н3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3H2
2.2 с основными оксидами:
2Н3РO4 + ЗСаО = Са3(РO4)2 + ЗН2О
2H3PO4 + 3MgO = Mg3(PO4)2 + 3H2O
2.3 с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):
Н3РO4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О
Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О

3. с аммиаком образует соли аммония:
Н3РO4 + NH3 = NH4H2PO4
Н3РO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4

4. Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:
Н3PO4 + 3NaHCO3 → Na3PO4 + CO2 + 3H2O

5. При нагревании H3PO4 выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:
2H3PO4 → H2P2O7 + H2O

В отличие от аниона NO3— в азотной кислоте, анион РO43- окисляющим действием не обладает.

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки различного цвета:
метафосфат серебра AgPO3— белый
пирофосфат серебра Ag4P2O7 – также белый, но он не свертывает
яичного белка
ортофосфат серебра Ag3PO4— желтый:
Н3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3НNO3

Соли
Соли фосфористой кислоты (фосфиты)

Способы получения 
1. Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:
Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О
Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О
2. Взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н2
Н2[НРО3] + Ca = Ca[HРО3] + Н2
3. Взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов
Н2[НРО3] + CaO = Ca[HРО3] + Н2O
4. Диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:
P4 + 8NaOH(конц) + 4H2O = Na2[HРО3] + 6H2
5. Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:
PCl3 + 5NaOH(разб) = Na2[HРО3] + 3NaCl + 2H2O

Физические свойства 
Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:
а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2РО3, например: NaH2PO3, Са(H2PO3)
б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO3, например: Na2HPO3, СаHPO3.

Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.

Химические свойства 
Имеют химические свойства, характерные для солей

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения 
Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. химические свойства ортофосфорной кислоты)
Физические свойства
Н3РO4 является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Химические свойства 
1. Имеют свойства, характерные для солей.

2. Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:
Na3РO4 + Н2О = Na2HPO4 + NaOH

3. Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O
Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O
(NH4)3PO4 = 3NH3 + H2O

Фосфорные удобрения

Фосфор, как и азот, является одним из тех элементов, который необходим для питания растений. Поэтому наряду с азотными в сельском хозяйстве широко используются фосфорные удобрения. В качестве удобрения можно использовать только водорастворимые соединения. В связи с этим основная задача при производстве фосфорных удобрений  — превращение нерастворимого фосфата кальция (основа фосфоритов и апатитов) в растворимые кислые фосфаты.
Важнейшее фосфорное минеральное удобрение – суперфосфат (или простой суперфосфат), который получают обработкой природных фосфоритов серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Образующаяся смесь содержит дигидрофосфат кальция, который хорошо растворим в воде, и сульфат кальция, который не имеет практического значения.

Для получения двойного суперфосфата из природного фосфорита выделяют сначала фосфорную кислоту по реакции:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 + 3CaSO4↓
Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидроксидом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением:
H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4∙2H2O
СаНРО4 плохо растворяется в воде, но достаточно хорошо растворим при внесении его в кислые почвы.

В последнее время широкое распространение получили сложные удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов.
Важнейшим из них является аммофос, который содержит азот и фосфор и образуется при взаимодействии аммиака и фосфорной кислоты:
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4
2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4
Смесь аммофоса с калийной селитрой KNO3 называется аммофоской. Это удобрение содержит все наиболее необходимые растениям питательные элементы – азот, фосфор и калий.
 

Основные виды фосфорных удобрений

РЕШАЕМ ЗАДАЧИ
ЦТ 2016 год
А8 – вариант 1
Для удобрения почвы на участке площадью 1 м2 необходимо внести 1,86 г фосфора и 3,0 г азота. Рассчитайте массу (г) смеси, состоящей из аммофоса и аммиачной селитры, не содержащих примесей, которая потребуется для удобрения участка, площадью 70 м2. Массовая доля в аммофосе составляет 59,64%
Селитра Аммофос
NH4NO3 (NH4)2HPO4 NH4H2PO4
(H3PO4 · xNH3 )

Решение
На 70 м2 необходимо
m(P) = 70 · 1,86 = 130,2 г n(P) = 132,2 / 31 = 4,2 моль
m(N) = 70 · 3,0 = 210 г  n(N) = 210 / 14 = 15 моль
рассчитаем массу аммофоса
n(P2О5) = n(P) / 2 = 4,2 / 2 = 2,1 моль
ꞷ (P2О5) = m(P2О5) / m(H3PO4 · xNH3) m(H3PO4 · xNH3) = m(P2О5) / ꞷ (P2О5)
m(H3PO4 · xNH3) = (2,1 · 142) / 0,5964 = 500 г
n (H3PO4) = n(P) = 4,2 моль m(H3PO4) = 4,2 · 98 = 411,6 г
m(NH3) = 500 г – 411,6 г = 88,4 г
n(NH3) =88,4 / 17 = 5,2 моль
рассчитаем массу селитры
n(N) = 15 моль – 5,2 моль = 9,8 моль
n(NH4NO3) = n(N) / 2 = 4,9 моль
m(NH4NO3) = 4,9 · 80 = 392 г
масса смеси равна
500 + 392 = 892 г
 

А8 – вариант 2
Для удобрения почвы на участке площадью 1 м2 необходимо внести 9,3 г фосфора и 8,0 г азота. Рассчитайте массу (г) смеси, состоящей из аммофоса и аммиачной селитры, не содержащих примесей, которая потребуется для удобрения участка, площадью 14 м2. Массовая доля в аммофосе составляет 59,64%

Решение
На 14 м2 необходимо
m(P) = 14 · 9,3 = 130,2 г n(P) = 132,2 / 31 = 4,2 моль
m(N) = 14 · 8,0 = 112 г 
1 моль P2О5 - 2 моль Р
142 г P2О5 - 62 г Р
На 100 г аммофоса
m(P) = (62 · 59,64) / 142 = 26 г
рассчитаем массу аммофоса
100 г – 26 г
х – 130,2 г m(P) = 501 г

m(NH4H2PO4) = 115х
m((NH4)2HPO4) = 132у
115х + 132у = 501
х + у = 4,2
х = 3,2 моль
у = 1 моль
m(NH4H2PO4) = 115 · 3,2 = 368 г
m((NH4)2HPO4) = 132 · 1 = 132 г
рассчитаем массу азота
m(N) = (14 · (368 /115) + 28 · (132 /132) = 45 + 28 = 73 г
рассчитаем массу селитры
m(NH4NO3) = (112 – 73) · 80 / 28 = 111 г
масса смеси равна
m = 501 + 111 = 612 г

Задачи для самостоятельного решения
1. Для подкормки растений на 1 м2 почвы необходимо внести азот массой 10.92 г. И калия массой 14.04 г. Рассчитайте массу (г) смеси, состоящей из аммиачной и калийной селитры, не содержащей примесей, которая потребуется, чтобы растения получили необходимое количество азота и калия на поле площадью 30 м2.
2. Для подкормки растений на 1 м2 почвы необходимо внести азот массой 12.04 г. И калия массой 15.21 г. Рассчитайте массу (г) смеси, состоящей из аммиачной и калийной селитры, не содержащей примесей, которая потребуется, чтобы растения получили необходимое количество азота и калия на поле площадью 100 м2.
3. Питательную ценность калийных удобрений рассчитывают по массовой доле K2O, а фосфорных – по массовой доле P2O5. Рассчитайте W(K2O) в калийной селитре и W(P2O5) в преципитате.
4. Потребность капусты в азоте составляет в среднем 227 кг/га. Рассчитайте массу аммиачной селитры (кг), которую необходимо внести на 2 га почвы для подкормки этой культуры азотом.
5. Для анализа калийного удобрения, состоящего из хлорида калия и нерастворимых примесей, образец удобрения массой 2.7 г размешали в дистиллированной воде. Приготовленную смесь профильтровали и к полученному раствору прибавили 56 см3 раствора нитрата серебра (I), с плотностью 1.05 г/см3, а массовая доля соли равна 8.5%. Выпавший осадок отфильтровали, высушили и взвесили. Его масса составила 3.6 г. Рассчитайте массовую долю (%) хлорида калия в исходном образце.
6. Для анализа калийного удобрения, состоящего из хлорида калия и нерастворимых примесей, образец удобрения массой 4.2 г размешали в дистиллированной воде. Приготовленную смесь профильтровали и к полученному раствору прибавили 104 см3 раствора нитрата серебра (I), с плотностью 1.05 г/см3, а массовая доля соли равна 8.5%. Выпавший осадок отфильтровали, высушили и взвесили. Его масса составила 5.74 г. Рассчитайте массовую долю (%) хлорида калия в исходном образце.