|
Элементы V-А группы: N, P, As, Sb, Bi
Общая характеристика
Подгруппа азота, в которую входят азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут, является главной подгруппой 5 группы Периодической системы. На внешней электронной оболочке атомов этих элементов имеется 5 электронов. Электронную конфигурацию валентных электронов в общем виде можно записать так: ns2np3, где n - это номер периода, в котором расположен химический элемент. При переходе сверху вниз по группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические возрастают, поэтому азот самый активный неметалл в этой группе, а висмут проявляет свойства типичного металла. В соединениях с водородом и металлами N и P проявлют степень окисления -3. Образуя ковалентные полярные связи с атомами более активных неметаллов, они могут проявлять, как правило, степени окисления +3 и +5. Азот имеет положительные степени окисления от +1 до +5.
Азот и фосфор. Водородные соединения. Галогениды фосфора
Азот В природе азот встречается в свободном виде как составная часть воздуха (78 % по объему), в виде солей азотной кислоты: NaNO3 – чилийская селитра, KNO3 - индийская селитра, Получение В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха ( у жидкого кислорода более высокая температура кипения 90 K (у азота 77 K). Из лабораторных способов получения азота можно назвать: окисление аммиака: 4 NH3 + 3O2 = 2 N2 + 6 H2O, 2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O; разложением соединений азота при нагревании 2NaN3 = 2Na + 3N2(наиболее чистый), (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O, NH4NO2 = N2 + 2H2O.
Свойства
От сверхнизких до очень высоких температур основная молекулярная форма существования свободного азота N2, хотя известна и молекула N3, а при температурах выше 4000 K начинает появляться и атомарный азот. N2 - одна из самых прочных двухатомных молекул, в которой атомы азота связаны тройной связью. Энергия диссоциации N2 - 942 кДж/мол. Самое существенное отличие тройной связи в молекуле азота от тройной связи между углеродными атомами в молекуле ацетилена состоит в том, что их образовали p-орбитали атомов азота естественным образом, без предварительной гибридизации (как это бывает у атомов углерода, на что необходимо было предварительно затратить большую энергию). Поэтому азот в обычных условиях достаточно инертен. При комнатной температуре он реагирует только с литием: 6 Li + N2 = 2 Li3N .
При высоких температурах, при наличии катализаторов азот взаимодействует как окислитель со многими металлами и неметаллами. Он проявляет положительные степени окисления только в соединениях с фтором и кислородом. N2 + 3 Mg = Mg3N2, N2 + O2 = 2 NO, N2 + 3 H2 = 2 NH3, N2 + CaC2 = CaCN2 + C.
Азот применяется для создания инертной атмосферы, для получения аммиака, производства удобрений (CaCN2).
Фосфор
Встречается фосфор в виде солей фосфорной кислоты: Ca3(PO4)2 - фосфорит, Ca3(PO4)2·CaF2 - фторапатит.
Получение В электрических печах при температуре 1500o C: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO + 2P.
При быстрой конденсации паров образуется белый фосфор, который при длительном нагревании без доступа воздуха при температуре 300o C превращается в красный фосфор. Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул P4 (tпл = 44.2o C, tкип = 280o C) хорошо растворим в CS2, красный фосфор - аморфный, в CS2 не растворим.
Свойства Химически наиболее активен белый фосфор, он светится в темноте, температура воспламенения - 60o C. Красный менее активен, чем белый, температура воспламенения - 400o C. Когда хотят подчеркнуть, что в реакцию вступает белый фосфор, то пишут P4, а когда красный - то просто P. . Основные реакции: P + 3 Li = Li3P, 4 P + 5 O2 = 2 P2O5, 2 P + 3 Cl2 = 2 PCl3, 2 P + 5 Cl2 = 2 PCl5, 3 P + 5 HNO3 + 2H2O = 3 H3PO4 + 5 NO, P4 + 3 KOH + 3 H2O = PH3 + 3 KH2PO2. Белый фосфор очень ядовит. Противоядием служит 2% раствор CuSO4. Красный фосфор используется для получения чистой фосфорной кислоты и спичек. Из-за сильной ядовитости применение белого фосфора сильно ограничено.
Соединения азота с водородом Это аммиак (NH3), гидразин (N2H4), азотистоводородная кислота HN3. Получение В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ N2 + 3 H2 = 2 NH3 + 92 кДж/моль.
Это обратимая экзотермическая реакция, и чтобы увеличить выход аммиака ее желательно проводить при комнатной температуре, но тогда скорость реакции становится бесконечно малой. Чтобы увеличить скорость реакции, синтез аммиака проводят при температуре 450o C и с применением катализатора (губчатое железо, активированное K2O и Al2O3). Чтобы сместить реакцию в сторону образования аммиака, ее проводят под давлением примерно 300 атм. Но и в этом случае выход аммиака равняется примерно 20 %. При охлаждении реакционной смеси после колонны синтеза до комнатной температуры аммиак при давлении 300 атм. сжижается, а азото-водородная смесь вновь возвращается в производство.
В лабораторных условиях аммиак получают так: 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O,
Есть и другие реакции, в результате которых образуется аммиак: 2NH4Cl + Ba(OH)2 = 2NH3 + BaCl2 + H2O, Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3.
Гидразин и азотистоводородную кислоту можно получить 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O, N2H4 + HNO2 = HN3 + 2 H2O.
Свойства
Раствор аммиака в воде является слабой щелочью. При этом имеют место следующие равновесия: NH3 + H2O = NH4OH= NH+4 + OH-.
Поэтому аммиак охотно реагирует с кислотами, давая соли аммония:
NH3 + HCl = NH4Cl, NH3 + HNO3 = NH4NO3, NH3 + H2O + CO2 = NH4HCO3, 2 NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.
Соли аммония хорошо растворимы в воде и сильно гидролизуются: NH4+ + H2O = NH4OH + H+ (кислая среда).
Соли аммония подвержены термическому разложению:
NH4HCO3 = NH3 + H2O+ CO2, NH4Cl = NH3 + HCl, (NH4)2SO4 = NH3 + (NH4)HSO4, NH4NO3 = N2O + 2 H2O, (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O . Аммиак способен вступать и в окислительно-восстановительные реакции с неметаллами - сильными окислителями: 4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O, 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O,
8 NH3 + 3 Cl2 = N2 + 6 NH4Cl, 4 NH3 + 3 F2 = NF3 + 3 NH4F,
с оксидами металлов и солями: 2 NH3 + 3 CuO = Cu + N2 + 3 H2O, 3NH3 + 4KClO3 + 3KOH = 3KNO3 + 4KCl + 6H2O,
с металлами: 6NH3 + 3Mg = 3Mg(NH2)2 + 3H2, (амид магния), 3Mg(NH2)2 = 3MgNH + 3NH3, (имид магния), 3MgNH = Mg3N2 + NH3. (нитрид магния).
Разложение нитридов металлов может происходить по реакциям: Mg3N2 + 6 H2O = 3 Mg(OH)2 + 2 NH3, K3N + 4 HCl = 3 KCl + NH4Cl. Аммиак - сильный комплексообразователь. В аммиачной среде нерастворимые в воде оксиды, гидроксиды и соли переходят в растворимое состояние: Ag2O + H2O + 2NH3 = [Ag(NH3)2]OH
Каталитическое окисление аммиака - важная стадия получения азотной кислоты. Аммиачная вода, соли аммония - важные азотные удобрения. NH3 используется в текстильной промышленности, в медицине (нашатырный спирт).
Соединения фосфора с водородом: фосфин - PH3 и дифосфин - P2H4
Получение Прямым синтезом: P4 + 6 H2 = 4 PH3 (300o C, р), Pтв + 3H = PH3.
Из фосфидов металлов: Ca3P2 + 6 H2O = 3 Ca(OH)2 + 2 PH3, Ca3P2 + 6 HCl = 3 CaCl2 + 2 PH3.
Свойства PH3 с водой не взаимодействует, но с сильными кислотами дает соли фосфония: PH3 + HI = PH4I, PH3 + HClO4 = PH4ClO4.
PH3 легко окисляется: PH3 + 2O2 = H3PO4, 3PH3 + 4K2Cr2O7 + 16H2SO4 = 3H3PO4 + 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 +16H2O.
Галогениды фосфора В соединениях с галогенами фосфор проявляет степень окисления +3 и +5. Получаются галогениды из простых веществ:
2 P(изб) + 3 Cl2 = 2 PCl3, 2 P + 5 Cl2(изб) = 2 PCl5, PCl3 + Cl2 = PCl5.
Гидролизуются они с образованием сразу двух кислот, поэтому эти соединения иногда называют хлорангидридами PCl3 + 3 H2O = H3PO3 + 3 HCl, PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5 HCl, В последнем случае при гидролизе можно выделить оксохлорид фосфора: PCl5 + H2O = POCl3 + 2HCl.
Кислородные соединения азота
У азота известны кислородные соединения со степенями окисления от +1 до +5. Все оксиды азота эндотермические соединения и поэтому, кроме NO, синтезом из простых веществ их получить нельзя - их получают косвенным путем. N2O и NO плохо растворимы в воде и являются несолеобразующими оксидами.
Кислородные соединения азота со степенью окисления +1
N2O - оксид азота (I)
N2O - несолеобразующий оксид - газ со сладковатым вкусом, плохо растворим в воде. Получают его термическим разложением аммиачной селитры: NH4NO3 = N2O + 2H2O N2O может проявлять окислительные свойства с металлами, углем, серой: 2N2O + C = CO2 + 2N2, N2O + Cu = CuO + N2.
Но он может и в свою очередь окисляться сильными окислителями: 5 N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 = = 3MnSO4 + 5Mn(NO3)2 + 4K2SO4 +7H2O.
При высоких температурах (выше 700o C) N2O разлагается: 2N2O = 2N2 + O2 и диспропорционирует: 2N2O = 2NO + N2 . Бытовое название N2O - веселящий газ. Он используется в медицине в качестве наркоза.
Кислородные соединения азота со степенью окисления +2
NO - оксид азота (II) NO - бесцветный газ, плохо растворим в воде, индеферентный оксид. NO получают каталитическим окислением аммиака:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (в промышленности),
растворением меди в 30% азотной кислоте: 3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O (в лаборатории)
NO легко окисляется сильными окислителями: 2 NO + O2 = 2 NO2, 2 NO + Г2 = 2 NOГ (нитрозилгалогениды), 2NO + K2Cr2O7 + 3H2SO4 = 2KNO3 + Cr2(SO4)3 + 3H2O,
но может и сам выступать в роли окислителя: 2 NO + SO2 = SO3 + N2O, 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O, 2NO + 2Cu = N2 + 2CuO.
В растворах щелочей NO диспропорционирует: 4NO + 2NaOH = N2O + 2NaNO2 + H2O, 6NO + 4NaOH = N2 + 4NaNO2 + 2H2O.
Кислородные соединения азота со степенью окисления +3
N2O3 - оксид азота (III) - азотистый ангидрид. Получают N2O3 на холоде из стехиометрической смеси NO и NO2: NO + NO2 = N2O3, Ba(NO2)2 + H2SO4 = BaSO4Ї + 2HNO2.
HNO2 - азотистая кислота (в растворах очень неустойчива):
NOГ + H2O = HNO2 + HГ, NO + NO2 + H2O = 2HNO2, AgNO2 + HCl = AgClЇ + HNO2,
при нагревании она разлагается: 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O. Для нее характерны окислительные свойства: 2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O,
и восстановительные свойства (сильные окислители окисляют ее до азотной кислоты): 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5 HNO3 + 3H2O.
Азотистая кислота может диссоциировать двумя разными способами: NO+ + OH- = HNO2 = H+ + NO2-.
При взаимодействии со щелочами получаются нитриты: KOH + HNO2 = KNO2 + H2O,
а при взаимодействии с серной кислотой получается нитрозилсерная кислота: HNO2 + H2SO4 = NOHSO4 + H2O.
Нитриты
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2, NaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO.
Нитриты, как и HNO2, могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей: 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = = K2SO4 + I2+ 2NO + 2H2O , 5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = = K2SO4 + 2MnSO4 + 5 KNO3 + 3H2O.
Кислородные соединения азота со степенью окисления +4
NO2 - оксид азота (IV) и N2O4 - оксид азота (IV).
Оба оксида находятся в состоянии равновесия, которое зависит от температуры и давления 2 NO2 = N2O4 + 58 кДж.
В твердом и жидком состоянии существует N2O4. В газообразном состоянии при нагревании число мономерных молекул растет и выше 150o C существует только NO2. Поэтому все реакции, в которых принимают участие молекулы NO2, можно было написать и с N2O4.
Получение Растворением меди в концентрированной азотной кислоте и разложением при нагревании нитрата свинца и меди:
Cu + 4HNO3(конц) = = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, 2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2. 2 Cu(NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2 + O2.
Свойства
NO2 - ангидрид азотистой, азотной кислот и при его растворении в воде получаются обе кислоты: 2 NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 . При растворении в горячей воде азотистая кислота разлагается: 3 NO2 + H2O = 2 HNO3 + NO, а в присутствии кислорода получается только одна азотная кислота: 4 NO2 + 2 H2O + O2 = 4 HNO3 .
NO2 поглощается щелочами: 2 NO2 + 2 KOH = KNO2 + KNO3 + H2O. NO2 проявляет свойства окислителя: 2 S + 2 NO2 = 2 SO2 + N2 , но озоном может быть окислен до N2O5: 6NO2 + O3 = 3N2O5 .
В жидком диоксиде азота растворяются такие малоактивные металлы, как медь Cu + 2N2O4 = Cu(NO3)2 + 2NO .
Кислородные соединения азота со степенью окисления +5
N2O5 - азотный ангидрит (белые кристаллы). Его можно получить так: 2 HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5, 6NO2 + O3 = 3N2O5 .
При растворении в воде получается азотная кислота: N2O5 + H2O = 2 HNO3 . N2O5 - неустойчивое вещество и сильный окислитель.
HNO3 - азотная кислота - бесцветная летучая жидкость, на свету имеет красно-коричневый оттенок от растворенного в ней NO2, появляющегося из-за частичного разложения азотной кислоты (так называемая "дымящая" азотная кислота): 4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2.
Получение
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 (в промышленности),
NaNO3(тв) + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HNO3 (в лаборатории).
Свойства
HNO3 - очень сильная кислота. Для нее характерны обычные реакции кислот:
MgO + 2 HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O, Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O , CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O +CO2 .
Одновременно эта кислота - очень сильный окислитель, поэтому при взаимодействии с металлами происходит их окисление не ионами водорода, а нитрат-ионами. Продуктами восстановления азотной кислоты являются соединения азота. Это зависит от концентрации азотной кислоты, от активности металла. В действительности получается смесь продуктов восстановления, но при написании химической реакции пишут лишь один продукт, а вот какой - надо просто выучить: 4Pb + 10 HNO3 = 4Pb(NO3)2 + N2O + 5H2O, Ca + 10HNO3(конц) = Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O, 3 Ag + 4 HNO3(разб) = 3 AgNO3 + NO + 2 H2O, 4 Zn + 10HNO3(оч.разб) = = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O .
Азотная кислота способна окислять многие неметаллы: 3C + 4HNO3 = 3CO2 +4NO + 2H2O, 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO, S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.
Еще более сильным окислителем, чем чистая азотная кислота, является смесь концентрированной азотной кислоты с концентрированной соляной кислотой ("царская водка"): HNO3 + 3HCl = 2Cl + NOCl + 2H2O , в которой повышенную окислительную активность проявляют атомы хлора и молекулы нитрозилхлорида. В "царской водке" растворяются даже золото и платина Au + HNO3 + 3 HCl = AuCl3 + NO + 2H2O, 3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O.
Азотная кислота используется для получения азотных удобрений, взрывчатых веществ, пластических масс, искусственных волокон, органических красителей.
Нитраты В природе встречаются чилийская селитра - NaNO3 и калийная (индийская) селитра - KNO3. Нитраты получают действием азотной кислоты на металлы, их оксиды, гидроксиды и вытеснением из солей слабых кислот (смотри выше свойства азотной кислоты).
Свойства В кислой среде нитраты являются сильными окислителями: KNO3 + 3FeCl2 + 4HCl = 3FeCl3 + KCl + NO + 2H2O . В щелочном растворе нитраты взаимодействуют с алюминием и цинком: 3KNO3 + 8 Al + 5KOH + 18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4] .
При изучении свойств азотной кислоты большое внимание уделяется ее взаимодействию с металлами, поэтому важно знать особенности термического разложения нитратов. Какие при этом получаются продукты - зависит от природы металла.
Нитраты активных металлов (расположенные в ряду напряжений левее Mg) разлагаются так: 2KNO3 = 2KNO2 + O2 , нитраты металлов, расположенных от Mg до Cu так: 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 , нитраты благородных металлов: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2+ O2, нитрат аммония при умеренном нагревании (250o C) так: NH4NO3 = N2O + 2H2O и при более высокой температуре (выше 500o C) так: 2NH4NO3 = 2N2 + O2 + 4H2O .
Нитраты натрия, калия, кальция и аммония называются селитрами и используются в качестве минеральных удобрений КNO3 и NaNO3 - в стекловарении, KNO3 - для изготовления черного пороха (78% KNO3, 12% древесного угля, 10% S).
Кислородные соединения фосфора. Рассмотрим кислородные соединения фосфора со степенями окисления +3 и +5. Все оксиды фосфора экзотермические соединения и их легко получить из простых веществ.
Кислородные соединения фосфора со степенью окисления +3
P2O3 - оксид фосфора (III) - фосфористый ангидрид. Получают P2O3 сжиганием фосфора при недостатке кислорода 4 P + 3 O2 = 2 P2O3 . В парах вплоть до достаточно высоких температур оксид фосфора (III) существует в виде молекул P4O6, при комнатной температуре это белые кристаллы (tпл = 24o C). Для простоты мы этот оксид будем записывать в виде простейшей формулы P2O3. Растворяясь в воде P2O3 дает фосфористую кислоту:
P2O3 + 3 H2O = 2 H3PO3 . P2O3 легко окисляется до фосфорного ангидрида: P2O3 + O2 = P2O5.
Фосфористая кислота H3PO3 - бесцветное вещество, хорошо растворимое в воде.
Получают её гидролизом треххлористого фосфора: PCl3 + 3 H2O = H3PO3 + 3 HCl . В растворе фосфористая кислота является двухосновной кислотой . При ее взаимодействии со щелочами получают фосфиты: 2KOH + H3PO3 = K2HPO3 + 2H2O. Она медленно окисляется кислородом воздуха и галогенами: 2H3PO3 + O2 = 2H3PO4 , H3PO3 + Cl2 + H2O = H3PO4 + 2HCl .
Кислородные соединения фосфора со степенью окисления +5
P2O5 - фосфорный ангидрид - белые кристаллы, очень гигроскопичен. В парах оксид фосфора (V) вплоть до достаточно высоких температур существует в виде молекул P4O10. Для простоты этот оксид будем записывать в виде простейшей формулы P2O5. Его получают так: 4P + 5O2 = P2O5 .
Свойства
P2O5 обладает всеми свойствами кислотного оксида: растворяясь в воде дает различные фосфорные кислоты, взаимодействует с оксидами и гидроксидами металлов давая соли.
P2O5 + H2O = 2 HPO3, P2O5 + 2 H2O = H4P2O7, P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4, P2O5 + 3 MgO = Mg3(PO4)2, P2O5 + 6 KOH = 2 K3PO4 + 3 H2O.
Благодаря высокой гигроскопичности фосфорный ангидрид используется как эффективное осушающее и водоотнимающее средство, для получения оксидов неметаллов из кислот: P2O5 + 2 HClO4 = 2 HPO3 + Cl2O7, P2O5 + 2 HNO3 = 2 HPO3 + N2O5.
Фосфорные кислоты: HPO3 - метафосфорная: H4P2O7 - пирофосфорная; H3PO4 - ортофосфорная (чаще просто фосфорная). Мы будем рассматривать получение, свойства и применение ортофосфорной кислоты.
В промышленности фосфорную кислоту получают из фосфоритов или апатитов: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4Ї + 2H3PO4 или термическим методом - восстановлением фосфатов до свободного фосфора, окисляя его затем до P2O5 и растворяя последний в воде. Фосфор с водяным паром при температуре 700o C в присутствии мелкораздробленной меди (катализатора) может давать сразу фосфорную кислоту и водород: P4 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2. В лаборатории H3PO4 получают окислением фосфора 30% азотной кислотой 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO .
Свойства Фосфорная кислота является трехосновной кислотой и дает три ряда солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты. Фосфорная кислота обладает всеми свойствами кислот и, в частности, способна нормальные соли переводить в кислые:
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O, Ca3(PO4)2 + H3PO4 = 3CaHPO4 + H2O, CaHPO4 + H3PO4 = Ca(H2PO4)2 . При нагревании из ортофосфорной кислоты можно получить пирофосфорную: 2 H3PO4 = H4P2O7 + H2O . Качественной реакцией на фосфат-ион являются катионы серебра, при этом выпадает желтый осадок: 3 AgNO3 + Na3PO4 = Ag3PO4Ї + 3NaNO3 .
Фосфаты
Фосфаты являются ценными фосфорными удобрениями. Дело в том, что в воде растворимы фосфаты только щелочных металлов, и чтобы фосфорные удобрения (например, фосфат кальция) могли усваивать растения, их надо перевести в растворимую соль, лучше всего в дигидрофосфат Простейшее фосфорное удобрение - это фосфоритная мука, т.е. размолотый фосфат кальция. Она медленно усваивается растениями, эффективна как удобрение только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты. Суперфосфат Ca(H2PO4)2·2CaSO4 получают, добавляя в размолотый фосфорит или апатит строго необходимое количество серной кислоты. Реакционную массу тщательно перемешивают и через несколько дней простой суперфосфат готов:
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4 . Более эффективным, т.е. содержащим в 2 раза больше фосфора, является двойной суперфосфат - он уже не содержит баласта в виде CaSO4: Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2 . На кислых почвах в качестве удобрения используется преципитат: Ca(OH)2 + H3PO4 = CaHPO4·2H2O. Ценным азотно-фосфорным удобрением является аммофос: 3NH3 + 2H3PO4 = NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4 .
|