Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор

Название: Главные элементы жизни: азот и фосфор
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Добавлен 15:52:48 12 сентября 2005 Похожие работы
Просмотров: 3188 Комментариев: 3 Оценило: 1 человек Средний балл: 2 Оценка: неизвестно     Скачать

ОТЧЁТ ПО ХИМИИ

ЛЕКЦИЯ №4

ТЕМА :

ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ

ЖИЗНИ:

АЗОТ И ФОСФОР

Масленниковой Инны

9 «Б» класс

Общая характеристика подгруппы азота.

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, сурьма, мышьяк и висмут. Это элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева На внешнем энергетическом уровне их элементы имеют по пять электронов – ns2 np3 . Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.

Свойства элементов подгруппы азота

Свойства N P As Sb Bi
Заряд ядра 7 15 33 51 83
Валентные электроны 2s2 2p3 3s2 3p3 4s2 4p3 5s2 5p3 6s2 6p3
Энергия ионизации атома, эВ 14,5 19,5 9,8 8,6 7,3
Относительная электроотрицательность 3,07 2,1 2,2 1,87 1,67
Степень окисления в соеденениях +5, +4, +3, +2, +1, -3, -2, -1 +5, +4, +3, +1, -3, -2 +5, +3, -3 +5, +3, -3 +5, +3, -3
Радиус атома 0,071 0,13 0,15 0,16 0,18
Температура плавления -209,9 44,3 816,9 630,8 271,4
Температура кипения -195,9 279,9 615,9 1634,9 1559,3

С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH3 . Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В соединениях связи с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2 O3 и R2 O5 . Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3 RO4 , кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2 O3 – кислотный оксид; P4 O6 – слабокислотный оксид; As2 O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2 O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2 o3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2 O3 и R2 O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3 , а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке.

Элементы V А-подгруппы открывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий, постепенно увеличиваясь и углубляясь.

Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы

Элемент Дата и авторы открытия Город, страна
N 1772г, Д. Резердорф Эдинбург, Шотландия
P 1669г, Х. Брант

Гамбург, Германия

As 1250г, Альберт Великий Больштедт, Германия
Sb Известен с древних времён
Bi Известен с XV века

Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения

N-3 NH3 , Mg3 N2 , NH4 OH, NH4 Cl
N-2 N2 H4
N-1 N2 H2 , NH2 OH
N0 N, N2
N+1 N2 O
N+2 NO
N+3 N2 O3 , HNO2 , NaNO­2 , NCl3
N+4 NO2 , N2 O4
N+5 N2 O5 , HNO3 , KNO3
P-3 PH3
P-2 P2 H4
P0 P, P2 , P4
P+3 PCl3 , P2 O3 , H3 PO3
P+5 PCl5 , P2 O5 , P4 O10 , HPO3 , H3 PO4 , H4 P2 O2 , Na3 PO4 , CaHPO4

Азот.

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (tкип азота -195,8о С, кислорода -183о С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

t

NH4 OH2 =N2 + H2 O

Атом азота имеет следующее строение:

Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000о С. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра.

Физические свойства азота. Азот – газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и её малая длина делают молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.

При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

6Li + N2 = 2Li3 N

C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды:

t o t o

3Сa + N2 = Ca3 N2 2Al + N2 = 2AlN

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур

N2 + 3H3 2NH3

При температуре электрической дуги (3000-4000о С) азот соединяется с кислородом:

N2 + O2 2NO

Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:

Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

2NH4 Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2 O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая:

N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж

Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа с добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда и магния)

Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид – ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4 + снова образуются молекулы NH3 и H2 O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением.

NH3 + H2 O NH3 . H2 ONH4 + + OH

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3 , равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH4 OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4 OH:

NH4 OH NH4 + + OH

А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид – ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.

Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием азота и воды:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2 O

В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

Cr2 O3

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2 O

Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена:

2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2

2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2

Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

3Cu+2 O + 2N—3 H3 = 3Cu0 + N2 0 + 3H2 O


2N—3 – 6e = N2 1

Cu2+ + 2e = Cu 3

Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:

NH3 + KMnO4 = N2 + H2 O + MnO2 +KOH

Добавление аммиака изменяет цвет раствора:

Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония . В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в состав соли:

H

NH3 + H+ Cl-- [H N H]Cl

H

Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причём три из них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.

Соли аммония.

Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

NH3 + HNO3 = NH4 NO3

NH3 . H2 O + HNO3 = NH4 NO3 + H2 O

Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:


(NH4 )Cl + NaOH = NaCl + H2 O + NH3

КОНЦ .

2NH4 Cl + H2 SO4 = (NH4 )2 SO4 + 2HCl


(NH4 )2 SO4 + BaCl2 = 2NH4 Cl + BaSO4

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

(NH4 )2 CO3 = 2NH3 + H2 O CO2

NH4 NO2 = 2H2 O + N2


NH4 Cl NH3 + HCl


(NH4 )2 Cr2 O7 = Cr2 O3 + 4H2 O + N2

Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:


NH4 + + OH H2 O + NH3

Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.

Оксиды азота.

Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N2 +1 O, N+2 O, N2 +3 O3 , N+4 O2 , N2 +4 O4 , N2 +5 O5 . При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2 O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

Оксид азота ( II ) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):

2NO +O2 = 2NO2

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3 )2 + 4H2 O + 2NO

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.

Оксид азота ( IV ) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3 )­2 + H2 O + 2NO2

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:

2Pb(NO3 )2 = 2PbO + 4NO2 + O2

При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:

2NO2 + H2 O = HNO3 + HNO2

HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2 в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):

3NO2 + H2 O =2HNO3 + NO

В избытке образуется только азотная кислота:

4NO2 + 2H2 O + O2 = 4HNO3

Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).

Азотная кислота.

Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2 SO4 = HNO3 + KHSO4

Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO3 ).

В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2 O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2 :

2NO + O2 =2NO

3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:

4NO2 + 2H2 O + O2 = 4HNO3

Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86о С.

Химические свойства. В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления +5

Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:

HNO3 H+ +NO3

Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O + O2

Поэтому хранят её в прохладном месте.

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами.

Применение. Большие количества её расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.

При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как правило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:

+5 +4 +3 +2 +1 0 -3 -3

HNO3 ---- NO2 ----HNO2 ---- NO ---- N2 O ----N2 ---- NH3 (NH4 NO3 )

Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:

Концентрированная азотная кислотане действует на железо, хром, алюминий, золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксид азота (I).

Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3 (NH4 NO3 ). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,

Конц.

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2 O

Разб.

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2 O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2 O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3 , который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4 NO3 . В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3 )2 + NH4 NO3 + 3H2 O

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

3P + 5HNO3 + H2 O = 3H3 PO4 + 5NO

C + 4HNO3 = CO2 + H2 O + 4NO2

Одноосновная кислота образует только соли, называемыенитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитратынатрия, калия, аммония и кальция называютсяселитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4 NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3 )2 – кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного пороха.

Фосфор.

Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s2 p3 . Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.

Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор– бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор– порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.

Черный фосфорпо внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240о С. При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800о С фосфор состоит из молекул Р4 . При нагревании выше 800о С молекулы диссоциируют:

Р4 2 . Последние при температуре выше 2000о С распадаются на атомы:

Р2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2 , Р4 и полимерные вещества.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

2P + 3S =P2 S3 2P + 3Ca = Ca3 P2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора сметаллами называютсяфосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3 – очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Ca3 P2 + 6H2 O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:

РН3 + НI = РН4 I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р2 О3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5о С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р2 О5 – белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.

Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Фосфорные кислоты.

Оксид фосфора (V) взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО3 , последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3 РО4 , при нагревании Н3 РО4 , образуется дифосфорная кислота Н4 Р2 О7 .

4 О10 + 6Н2 О = 4Н3 (РО3 )3

Н3 (РО3 )3 + 3Н2 О = 3Н3 РО4

3 РО4 = Н4 Р2 О7 + Н2 О

Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. её соли – фосфаты – используются в качестве удобрений.

Фосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степени окисления +5 из всех возможных для фосфора.

Азот и фосфор – это главные элементы жизни, они находятся в человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений21:57:57 18 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
12:39:08 29 ноября 2015
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
13:53:21 24 ноября 2015

Работы, похожие на Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор
Общая и неорганическая химия
Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Порядок заполнения орбиталей электронами Теория строения атома основана на ...
Н++:NH 3 -> [ Н : NH3 | ... => NH4+ акцептор донор ион аммония электронов.
NH4Cl (ион аммония NH4 + и ион хлора Cl-), а также солеобразные органические соединения: алкоголяты соли карбоновых кислот, соли аминов Неполярная ковалентная связь и ионная связь ...
Раздел: Рефераты по химии
Тип: учебное пособие Просмотров: 14360 Комментариев: 2 Похожие работы
Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать
Программа для поступающих в вузы (ответы)
Программа по химии для абитуриентов Предмет химии. Явления химические и физические. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и ...
Важнейшими восстановителями являются: металлы, водород, углерод, оксид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли, галогенводородные кислоты, хлорид ...
Сульфат аммония содержит 21,2% азота и получается поглощением серной кислотой аммиака газа коксовых печей, нейтрализацией серной кислоты синтетическим аммиаком, обработка гипса ...
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Просмотров: 7423 Комментариев: 2 Похожие работы
Оценило: 3 человек Средний балл: 4.7 Оценка: неизвестно     Скачать
Свойства азота
Abstract Given term paper contains in itself description of the chemistries of the nitrogen and some its join. Comprises of it 33 pages, 17 points, is ...
При этом оставшийся азот высвобождается в виде аммиака (NH3) или ионов аммония (NH4+)
Оксид азота(V) N2O5 (устар. ангидрид азотной кислоты) - белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P4O10:
Раздел: Рефераты по химии
Тип: курсовая работа Просмотров: 4631 Комментариев: 2 Похожие работы
Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать
Классификация, количественные определения минеральных удобрений
Вводная глава Минеральные удобрения - это соединения, способные при внесении в почву растворяться и диссоциировать на ионы в почвенном растворе ...
Минеральные удобрения - это соединения, способные при внесении в почву растворяться и диссоциировать на ионы в почвенном растворе, чрезвычайно необходимые для жизни растений ...
Масса в пересчете на действующее вещество исчисляется: азотные - в пересчете на азот N; фосфорные-в пересчете на пятиокись фосфора Р2О5; калийные- в пересчете на окись калия К2О.
Раздел: Рефераты по химии
Тип: учебное пособие Просмотров: 13962 Комментариев: 2 Похожие работы
Оценило: 1 человек Средний балл: 5 Оценка: неизвестно     Скачать
Межпредметные связи в курсе школьного предмета химии на предмете ...
Приложение 1 Конкретные примеры о методах реализации межпредметных связей. 1. Вопросы межпредметного содержания: а) Вспомните (из курса географии ...
Отмечается, что водородные соединения 6-7 групп неметаллов, растворяясь в воде, образуют кислоты, водородные соединения азота и фосфора в тех же условиях обнаруживают основные ...
В таких случаях исходные вещества применяют либо раздельно - как серная кислота и дикарбонат натрия в обычных огнетушителях, либо в виде смеси двух сухих порошков (как в некоторых ...
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Просмотров: 8764 Комментариев: 4 Похожие работы
Оценило: 2 человек Средний балл: 4 Оценка: неизвестно     Скачать
Методы анализа лекарственных препаратов
Оглавление Вступление Глава 1. Основные принципы фармацевтического анализа 1.1 Критерии фармацевтического анализа 1.2 Ошибки, возможные при проведении ...
Анализ производится в среде азотной кислоты.К отобранному для определения концентрации раствору приливают точно измеренный избыток раствора нитрата серебра, 2-3 мл разведенной ...
Затем действуют на гидросульфат аммония гидроксидом натрия и отгоняют выделяющийся аммиак в приемник, содержащий раствор борной кислоты.
Раздел: Рефераты по медицине
Тип: дипломная работа Просмотров: 31653 Комментариев: 3 Похожие работы
Оценило: 6 человек Средний балл: 4.3 Оценка: 4     Скачать
Давно ли люди гибнут за металл и как именно закалялась сталь
Давно ли люди гибнут за металл и как именно закалялась сталь? Содержание Давно ли люди гибнут за металл и как именно закалялась сталь? Вопросы ...
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом, образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько ...
При выливании раствора, содержащего этот ион, в воду происходит осаждение хлорида меди (I). Хлорид меди (I) реагирует с концентрированным раствором аммиака, образуя комплекс ...
Раздел: Рефераты по истории
Тип: книга Просмотров: 6990 Комментариев: 6 Похожие работы
Оценило: 2 человек Средний балл: 3.5 Оценка: неизвестно     Скачать
Азот и фосфор
... Российской федерации Воронежский государственный университет Химический факультет Курсовая работа "Азот и фосфор" Кафедра общей химии Автор: Юденко ...
В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия:
Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте:
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Просмотров: 17301 Комментариев: 10 Похожие работы
Оценило: 19 человек Средний балл: 3.5 Оценка: 4     Скачать
Щелочноземельные металлы
Часть первая. Общая характеристика IIА группы Периодической Системы элементов. В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra ...
[Mg(NH3)2(H2O)4]SO4, [Mg(NH3)3(H2O)3]SO4, [Mg(NH3)4(H2O)2]SO4.
Перекись бария реагирует при нагревании с водородом, серой, углеродом, аммиаком, солями аммония, феррицианидом калия и т. д. С концентрированной соляной кислотой перекись бария ...
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Просмотров: 7495 Комментариев: 2 Похожие работы
Оценило: 1 человек Средний балл: 5 Оценка: неизвестно     Скачать

Все работы, похожие на Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор (4063)

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(151129)
Комментарии (1843)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru