Азот входить до складу земної атмосфери у незв'язаному вигляді у формі двоатомних молекул. Приблизно 78% всього обсягу атмосфери посідає частку азоту. Крім того, азот входить до складу рослин та організмів тварин у формі білків. Рослини синтезують білки, використовуючи нітрати із ґрунту. Нітрати утворюються там із атмосферного азоту та амонійних сполук, наявних у грунті. Процес перетворення атмосферного азоту на форму, що засвоюється рослинами і тваринами, називається зв'язуванням (або фіксацією) азоту.
Зв'язування азоту може відбуватися двома способами:
1) Під час розряду блискавок деяка кількість азоту та кисню в атмосфері поєднується з утворенням оксидів азоту. Вони розчиняються у воді, утворюючи розведену азотну кислоту, яка у свою чергу утворює нітрати у ґрунті.
2) Атмосферний азот перетворюється на аміак, який потім під дією бактерій перетворюється на нітрати, в процесі, званому нітрифікацією. Деякі
з таких бактерій присутні в грунті, тоді як інші існують у вузликах кореневої системи бульбочкових рослин, наприклад конюшини.
Нітрозамін. Останнім часом спостерігається підвищення вмісту нітратів у питній воді, головним чином через використання штучних, що посилилося. азотних добрив у сільському господарстві. Хоча самі нітрати не такі вже й небезпечні для дорослих людей, в організмі людини вони можуть перетворюватися на нітрити. Крім того, нітрати та нітрити використовуються для обробки та консервування багатьох харчових продуктів, у тому числі шинки, бекону, солонини, а також деяких сортів сиру та риби. Окремі вчені вважають, що в організмі людини нітрати можуть перетворюватися на нітрозаміни:
Відомо, що нітрозаміни здатні викликати онкологічні захворювання у тварин. Більшість з нас вже схильна до впливу нітрозамінів, які в невеликій кількості знаходяться в забрудненому повітрі, сигаретному димі та деяких пестицидах. Вважають, що нітрозаміни можуть бути причиною 70-90% випадків онкологічних захворювань, виникнення яких приписують дії факторів навколишнього середовища.
(Див. скан)
Мал. 15.15. Кругообіг азоту в природі.
Нітрати також вносяться у ґрунт у формі добрив. У гол. 13 були описані такі азотсодержащие добрива, як нітрат кальцію нітрат амонію нітрат натрію і нітрат калію .
Рослини засвоюють нітрати із ґрунту через свою кореневу систему.
Після смерті рослин та тварин їх білки розкладаються, утворюючи сполуки амонію. Ці сполуки зрештою перетворюються гнильними бактеріями на нітрати, що залишаються у ґрунті, та азот, який повертається в атмосферу.
Всі ці процеси є складовими частинами кругообігу азоту в природі (див. рис. 15.15).
Щорічно у всьому світі виробляється понад 50 млн. т азоту. Чистий азот поряд з киснем та іншими газами, у тому числі аргоном, у промислових умовах одержують за допомогою фракційної (дрібної) перегонки зрідженого повітря. Цей процес включає три стадії. На першій стадії з повітря видаляють частинки пилу, пари води та діоксид вуглецю. Потім повітря зріджують, охолоджуючи його та стискаючи до
високих тисків. На третій стадії фракційною перегонкою рідкого повітря поділяють азот, кисень та аргон.
Приблизно три чверті всього азоту, що отримується щорічно у Великій Британії, перетворюють на аміак (див. разд. 7.2), третину якого потім перетворюють на азотну кислоту (див. нижче).
Азотна кислота має ряд важливих застосувань:
1) приблизно 80% азотної кислоти, що синтезується, - для отримання добрива нітрату амонію;
2) у виробництві синтетичної пряжі, наприклад найлон;
3) для виготовлення вибухових речовин, наприклад, тринітротолуолу (толу) або тринітрогліцерину (динаміту);
4) для нітрування ароматичних амінів у виробництві барвників.
Нітрати використовуються для отримання добрив та вибухових речовин. Наприклад, порох є сумішшю сірки, деревного вугілля і нітрату натрію. Нітрат стронцію та нітрат барію застосовують у піротехніці для отримання відповідно червоних та блідо-зелених вогнів.
Тол і динаміт. Тол – це скорочена назва тринітротолуолу. Динаміт містить тринітрогліцерин, яким просочений кізельгур. Для отримання цього та інших вибухових речовин використається азотна кислота.
Нітрат срібла використовується для отримання галогенідів срібла, що використовуються у фотографії.
Азот використовується для створення інертної атмосфери у виробництві листового скла, напівпровідників, вітаміну А, нейлону та свинцево-натрієвого сплаву, який застосовується для отримання. Рідкий азот використовується для зберігання в охолодженому стані крові, бичачого насіння (з метою виведення племінної худоби) та деяких харчових продуктів.
Фосфор, як і азот, теж є одним із незамінних для життя елементів і входить до складу всіх живих організмів. Він міститься в кісткових тканинах і необхідний тваринам у процесах обміну речовин для накопичення енергії.
Щорічно у світі видобувають приблизно 125 млн. т фосфатної руди. Більшість її витрачається виробництво фосфатних добрив (див. гл. 13).
Білий фосфор отримують з фосфатної руди, прожарюючи її в суміші з коксом і кремнеземом електричної печі при температурі порядку 1500°С. При цьому утворюється оксид, який потім відновлюють до білого фосфору шляхом нагрівання в суміші з коксом. Червоний фосфор одержують, нагріваючи білий фосфор без доступу повітря при температурі близько 270 °С протягом кількох діб.
Червоний фосфор використовується для виготовлення сірників. Їм покривають боки сірникової коробки. Сірникові головки виготовляють із калію, оксиду марганцю (IV) та сірки. При терті сірника об коробках відбувається окислення фосфору. Більшість білого фосфору, одержуваного нині, витрачається у виробництві фосфорної кислоти. Фосфорну кислоту застосовують у виробництві
нержавіючої сталі та для хімічного полірування сплавів алюмінію та міді. Розведена фосфорна кислота використовується також у харчовій промисловості для регулювання кислотності желеподібних продуктів та безалкогольних напоїв.
Чистий фосфат кальцію теж використовується у харчовій промисловості, наприклад у складі пекарського порошку. Однією з найважливіших фосфатних сполук є триполіфосфат натрію. Він використовується для отримання синтетичних миючих засобів та інших типів пом'якшувачів води. Поліфосфати також використовуються для підвищення вмісту води в деяких харчових продуктах.
Азот та Фосфор
Елементи Азот і Фосфор розташовані у V групі Періодичної системи, Нітроген у 2-му періоді, Фосфор – у 3-му. Електронна конфігурація атома Азоту:
Валентність Азоту: III та IV, ступінь окислення у сполуках: від -3 до +5.
Будова молекули азоту: , .
Електронна конфігурація атома фосфору: 
Електронна конфігурація атома Фосфору у збудженому стані: 
Валентність Фосфору: III та V, ступінь окислення у сполуках: -3, 0, +3, +5.
Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку і запаху, трохи легше за повітря (г/моль, г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення –210 °С, кипіння –196 °С.
Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент фосфору, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.
Розповсюдження Азоту в природі. Азот у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту. У повітрі об'ємна частка азоту становить 78,1 %, масова – 75,6 %. З'єднання Азоту в невеликих кількостях містяться у ґрунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Азот міститься у живих організмах.
Поширення фосфору у природі. Фосфор зустрічається у хімічно зв'язаному стані у складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких . Фосфор - життєво важливий елемент, що входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках та зубах).
Одержання азоту та фосфору.
Азотодержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має низьку температуру кипіння з усіх атмосферних газів, з рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту: . Фосфородержують з апатитів або фосфоритів при прожарюванні їх з коксом і піском при температурі:
Хімічні властивості азоту.
1) Взаємодія із металами. Речовини, що утворюються внаслідок цих реакцій, називаються нітридамв.
При кімнатній температурі азот реагує лише з літієм:
З іншими металами азот реагує за високих температур:
- алюміній нітрид
З воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску та температури:
- аміак
За дуже високих температур (близько) азот реагує з киснем:
- азот(II) оксид
Хімічні характеристики фосфору.
1) Взаємодія із металами.
При нагріванні фосфор реагує з металами:
- кальцій фосфід
2) Взаємодія з неметалами.
Білий фосфор спалахує, а червоний горить при підпалюванні:
- фосфор(V) оксид
При нестачі кисню утворюється фосфор(III) оксид (дуже отруйна речовина):
Взаємодія з галогенами:
Взаємодія із сіркою:
Аміак
Молекулярна формула аміаку: . Електронна формула:
Структурна формула:
Фізичні властивості аміаку. Безбарвний газ з характерним різким запахом, майже вдвічі легший за повітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння, температура плавлення. Аміак дуже добре розчиняється у воді: при 1 об'ємі води розчиняється до 700 об'ємів аміаку, при - 1200 об'ємів.
Одержання аміаку.
1) Аміак в лабораторії отримують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) та амоній хлориду (нашатиря):
2) Аміак у промисловості отримують з простих речовин - азоту та водню:
Хімічні властивості аміаку. Азот у аміаку має найменший ступінь окислення і тому виявляє лише відновлювальні властивості.
1) Горіння в атмосфері чистого кисню або в підігрітому повітрі:
2) Окислення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розжарена платина):
3) Оборотна взаємодія з водою:
Наявність іонів зумовлює лужне середовище розчину аміаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна вода. Іони амонію існують лише у розчині. Виділити амоній гідроксид як самостійне з'єднання неможливо.
4) Відновлення металів з їх оксидів:
5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція сполуки):
- Амоній нітрат.
Застосування аміаку. Велика кількість аміаку витрачається на одержання азотної кислоти, нітрогенівмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні та подальшому випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування у холодильних установках. Водні розчини аміаку використовують як нітратні добрива.
Солі амонію
Солі амонію- Солі, що містять катіон групу. Наприклад, - амоній хлорид, - амоній нітрат, - амоній сульфат. Фізичні властивості солей амонію. Білі кристалічні речовини добре розчинні у воді.
Одержання солей амонію. Солі амонію утворюються при взаємодії газоподібного аміаку або його розчинів із кислотами:
Хімічні властивості солей амонію.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з іншими солями:
3) Взаємодія з кислотами:
4) Взаємодія з лугами:
Ця реакція є якісною на солі амонію. Аміак, що виділяється, визначають за запахом або посиненням вологого індикаторного паперу.
5) Розкладання при нагріванні:
Застосування солей амонію. Солі амонію застосовуються у хімічній промисловості та як мінеральні добрива у сільському господарстві.
Азот оксиди та фосфор оксиди
Азот утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: ; NO; ; ; ; . Всі азот оксиди отруйні. Оксид має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси і назва - «звеселяючий газ». Оксид дратує дихальні шляхи та слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він потрапляє в атмосферу у вигляді «лисиного хвоста» – червоно-коричневого забарвлення.
Фосфор оксиди: і . Фосфор(V) оксид - найбільш стабільний оксид за звичайних умов.
Одержання оксидів азот та фосфор оксидів.
При безпосередньому поєднанні молекулярних азоту та кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид:
Інші оксиди одержують непрямим шляхом.
Фосфор(V) оксид одержують при згоранні фосфору в надлишку кисню або повітря:
Хімічні властивості оксидів азоту.
1) - окислювач, може підтримувати горіння:
2) NO - легко окислюється:
Не реагує з водою та лугами.
3) кислотний оксид:
4) - сильний окислювач, кислотний оксид:
У присутності надлишку кисню:
Димеризується, утворюючи оксид – безбарвну рідину: . Реакція оборотна. При -11 ° С рівновага практично зміщена у бік освіти, а при 140 ° С - у бік освіти.
5) - кислотний оксид:
Хімічні властивості фосфор(V) оксиду. Фосфоровмісні кислоти.
- Типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-,орто-і двофосфатна. При розчиненні у воді спочатку утворюється метафосфатна кислота:
При тривалому кип'ятінні з водою - ортофосфатна кислота:
При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:
Застосування оксидів азот та фосфор оксидів.
Азот(IV) оксид використовується у виробництві азотної кислоти, азот(І) оксид - у медицині.
Фосфор(V) оксид використовують для осушення газів та рідин, а в окремих випадках - для відщеплення від речовин хімічно зв'язаної води.
Азотна та фосфатна кислоти
Фізичні властивості ортофосфатної (фосфорної) кислоти. За звичайних умов - тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плавлення +42,3. У твердій та рідкій кислоті молекули об'єднуються за рахунок водневих зв'язків. Цим обумовлена підвищена в'язкість концентрованих розчинів фосфорної кислоти. Вона добре розчинна у воді, його розчин - електроліт середньої сили. Фізичні властивості азотної кислоти. Безводна (100%-на) кислота – безбарвна рідина, сильно пахне, температура кипіння. У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір внаслідок розкладання та утворення вищих оксидів азоту, у тому числі і бурого газу. Добре змішується з водою у будь-яких співвідношеннях.
Одержання фосфатної кислоти.
1) З її солей, що містяться у фосфатних мінералах (апатитах та фосфоритах), при дії сірчаної кислоти:
2) Гідратацією фосфор(V) оксиду:
Одержання нітратної кислоти.
1) Із сухих солей азотної кислоти при дії на них концентрованої сірчаної кислоти:
2) З азот оксидів:
3) Промисловий синтез азотної кислоти:
- каталітичне окислення аміаку, каталізатор – платина.
- Окислення киснем повітря.
- поглинання водою у присутності кисню.
Хімічні властивості фосфорної кислоти Виявляє всі типові властивості кислот. Фосфатна кислота - триосновна, утворює два ряди кислих солей - дигідрофосфатіі гідрофосфаты.
1) Дисоціація:
4) Взаємодія із солями. Реакція з нітратом аргентум є якісною на іон - випадає жовтуватий осад аргентум фосфату:
5) Взаємодія з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг до Гідрогену:
Хімічні властивості азотної кислоти. Азотна кислота – сильний окислювач.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з оксидами металів:
3) Взаємодія з основами:
4) Взаємодія із солями:
5) Взаємодія із металами. При взаємодії з металами концентрованої та розведеної азотної кислоти утворюється сіль (нітрат), азот оксиди, азот або аміак та вода.
Застосування ортофосфатної та азотної кислот.
Ортофосфатна кислоташироко використовується у виробництві мінеральних добрив. Вона не отруйна і використовується в харчовій промисловості для виготовлення сиропів, напоїв (кока-коли, пепсі-коли).
Азотна кислотавитрачається виробництво азотних добрив, вибухових речовин, ліків, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Концентрована азотна кислота застосовується у ракетній техніці як окислювач ракетного палива.
Нітрати
Солі азотної кислоти - нітраты. Це тверді кристалічні в План лекції
1. Азот. Становище ПС. Ступені окиснення. Знаходження у природі. Фізичні та хімічні властивості.
2. Водневі сполуки азоту (аміак, гідразин, гідроксиламін, азотистоводнева кислота).
3. Кисневі сполуки азоту (оксиди азоту, азотноватиста, азотиста та азотна кислоти).
4. Фосфор. Фізичні та хімічні властивості. Водневі та кисневі сполуки.
5. Азотні та фосфорні добрива.
14.1 Азот. Становище ПС. Ступені окиснення. Знаходження у природі. Фізичні та хімічні властивості
Азот - це p-елемент 5 групи ПС. На валентному шарі має 5 електронів (2s 2 2p 3). Ступеня окислення -3,-2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Це типовий неметал.
Загальний вміст азоту земної кори налічується близько 0,03%. Найбільша його частина зосереджена в атмосфері, основну масу якої (75,6 ваг.%) і становить вільний азот (N 2). Складні органічні похідні азоту входять до складу всіх живих організмів. В результаті відмирання цих живих організмів і тління їх останків утворюються простіші азотні сполуки, які за сприятливих умов (головним чином – відсутність вологи) можуть накопичуватися в земній корі.
За звичайних умов азот є безбарвним газом, що не має запаху. Безбарвний він також у рідкому та твердому стані.
Вільний азот хімічно дуже інертний. Між атомами в молекулі азоту потрійний зв'язок (енергія зв'язку 940 кДж/моль). За звичайних умов він практично не реагує ні з металами (крім Li та Mg), ні з неметалами. Нагрівання збільшує його хімічну активність головним чином до металів, з деякими з яких він з'єднується, утворюючи нітриди. При температурі 3000 0 З він реагує з киснем повітря.
14.2 Водневі сполуки азоту (аміак, гідразин та гідроксиламін)
Формули водневих сполук відповідно:
NH 3 , N 2 H 4 , NH 2 OH, HN 3 .
Аміак є безбарвним газом з характерним різким запахом (“нашатирного спирту”). Розчинність його у воді більша, ніж усіх інших газів: один об'єм води поглинає при 0?С близько 1200, а при 20? З - близько 700 об'ємів NH 3 .
Гідразин N 2 H 4є безбарвною рідиною, що димить на повітрі і легко змішується з водою, а гідроксиламін NH 2 OHє безбарвними кристалами, добре розчинними у воді.
Для хімічної характеристики аміаку, гідразину та гідроксиламіну основне значення мають реакції трьох типів: приєднання, заміщення водню та окислення.
При розчиненні у воді частина молекул аміаку реагує хімічно з водою, утворюючи слабку основу (K d = 1,8×10 -5).
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH¯
Гідразин та гідроксиламін теж частково реагують з водою. Розчини цих речовин є слабкішими основами порівняно з аміаком (K d = 8,5×10 -7 і K d = 2∙10 -8).
Азотистоводнева кислота HN 3являє собою безбарвну рідину, що володіє гострим запахом, її отруйні, що роз'їдають слизові оболонки, пари при зіткненні з нагрітими предметами з великою силою вибухають.
У водяних розчинах кислота стійка. Це слабка (трохи слабша за оцтову) кислота (K = 1,2∙10-5), що дисоціює за схемою:
HN 3 ↔ H++ N 3 -
Солі називаються азидами, виривчасті (детонатори).
14.3 Кисневі сполуки азоту (оксиди азоту, азотна та азотиста кислоти)
Азот утворює оксиди: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 . Усі оксиди газоподібні речовини за звичайних умов, крім N 2 O 5 (безбарвна кристалічна речовина).
Перші два несолетворні, а інші є кислотними.
N 2 O 3 - ангідрид азотистої кислоти (HNO 2).
NO 2 - ангідрид азотистої (HNO 2). та азотної (HNO 3) кислот.
N 2 O 5 – ангідрид азотної кислоти.
Азот утворює кілька кислот: H 2 N 2 O 2 - азотна, HNO 2 - азотиста, HNO 3 - азотна.
Азотноватиста кислота H 2 N 2 O 2кристалічна речовина білого кольору, вибухова, легко розчинна у воді. У водному розчині це слабка, помірно стійка двоосновна кислота (K 1 d = 9×10 -8 і K 2 d = 10 -11).
Азотиста кислота HNO 2слабка та нестійка одноосновна кислота (Kd = 5×10 -4), що існує у водних розчинах. Солі нітрити є стійкими. Азотиста кислота та її солі виявляють окислювально-відновну двоїстість, оскільки містять азот у проміжному ступені окислення (+3).
Чиста азотна кислота HNO 3-безбарвна рідина щільністю 1,51 г/см при – 42°С, що застигає в прозору кристалічну масу
Азотна кислота належить до найбільш сильних кислот, у розведених водних розчинах вона повністю розпадається на іони:
HNO 3 → Н++ NO 3 ¯.
Азотна кислота є сильним окисником. Вона окислює метали до солей, а неметали до вищих кисневих кислот. При цьому вона відновлюється в концентрованих розчинах до діоксиду азоту, а в розведених у продуктах її відновлення залежно від активності металу можуть бути N 2 NO, N 2 O N 2 O 3 NH 4 NO 3 .
Азотна кислота не діє на золото, платину, родій та іридій. Деякі метали пасивуються (покриваються захисною плівкою) у концентрованій азотній кислоті. Це алюміній, залізо та хром.
Солі азотної кислоти – нітрати. Добре розчиняються у воді, стійкі за звичайних умов. При нагріванні розпадаються із кисню.
14.4 фосфор. Фізичні та хімічні властивості. Водневі та кисневі сполуки
Для твердого фосфору відомо кілька алотропічних модифікацій, у тому числі практично доводиться зустрічатися лише з двома: білої і червоної.
При зберіганні білий фосфор поступово (дуже повільно) перетворюється на більш стійку червону форму. Перехід супроводжується виділенням тепла (теплота переходу):
P білий = P червоний + 4 ккал
Хімічна активність фосфору значно вища, ніж у азоту. Так, він легко з'єднується з киснем, галоїдами, сіркою та багатьма металами. У разі утворюється аналогічні нітридам фосфіди (Mg 3 P 2 , Ca 3 P 2 та інших.).
Водневі сполуки фосфору – це фосфін (PH 3) та дифосфін (P 2 H 4).
Дифосфін (P 2 H 4) – рідкий фофористий водень, що самозаймається на повітрі (блукаючи вогні на цвинтарі пояснюються утворенням цієї речовини при тлінні останків).
Фосфористий водень (“фосфін”) – PH 3 є безбарвним газом із неприємним запахом (“гнилий риби”). Фосфін є дуже сильним відновником (фосфор має ступінь окислення -3) і дуже отруйний. На противагу аміаку реакції приєднання для фосфіну мало характерні. Солі фосфонію відомі лише для небагатьох сильних кислот і дуже нестійкі, а з водою фосфін хімічно не взаємодіє (хоча досить добре розчинний у ній).
Кисневі сполуки фосфору - оксиди P 2 O 3 і P 2 O 5 , що існують у вигляді димерів (P 2 O 3) 2 і (P 2 O 5) 2 , а також кислоти: H 3 PO 2 - фосфорноватиста, H 3 PO 3 – фосфориста, H3PO4 – фосфорна.
Горіння фосфору при нестачі повітря або повільне окиснення дає головним чином фосфористий ангідрид (P 2 O 3). Останній є білу (схожу на віск) кристалічну масу. При нагріванні на повітрі він перетворюється на P 2 O 5 (білу снігоподібну масу). Взаємодіючи з холодною водою, P 2 O 3 повільно утворює фосфористу кислоту:
P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3
P 2 O 5 - вищий оксид - фосфорний ангідрид виходить при згорянні фосфору надлишку кисню (або повітря). Фосфорний ангідрид (P 2 O 5) надзвичайно енергійно притягує вологу і тому часто застосовується як осушувач газів.
Взаємодія P 2 O 5 з водою в залежності від числа приєднаних молекул H 2 O призводить до утворення таких гідратних форм:
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 (метафосфорна)
P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 (пірофосфорна кислота)
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 (ортофосфорна кислота)
H 3 PO 2 (фосфорнувата кислота) -це безбарвна кристалічна речовина. У водяному розчині сильна одноосновна кислота. Вона найсильніша серед кислот фосфору. Сама кислота та її солі (гіпофосфіти) є відновниками.
Вільна фосфориста кислота (H3PO3) являє собою безбарвні кристали, що розпливаються на повітрі та легкорозчинні у воді. Вона є сильним (але найчастіше повільно діючим) відновником. Незважаючи на наявність у молекулі трьох водень, H 3 PO 3 функціонує лише як двоосновна кислота середньої сили. Солі її (фосфористокислі або фосфіти), як правило, безбарвні та погано розчиняються у воді. З похідних металів, що частіше зустрічаються, добре розчиняються лише солі Na, K, Ca.
Найбільше практичне значення із кислот пятивалентного фосфору має ортогідрат (H 3 PO 4).
Фосфорна кислотаявляє собою безбарвні кристали, що розпливаються на повітрі. Продається вона зазвичай у вигляді 85%-ного водного розчину, що приблизно відповідає складу 2H 3 PO 4 H 2 O і має консистенцію густого сиропу. На відміну від багатьох інших похідних фосфору, H 3 PO 4 неотруйна. Окисні властивості для неї зовсім не характерні.
Будучи триосновною кислотою середньої сили, H 3 PO 4 здатна утворювати три ряди солей, наприклад: кислі солі Na 2 HPO 4 і Na 2 HPO 4 а також середню сіль - Na 3 PO 4
NaH 2 PO 4 - дигідрофосфат натрію (первинний фосфорнокислий натрій)
Na 2 HPO 4 - гідрофосфат натрію (вторинний натрій фосфорнокислий)
Na 3 PO 4 фосфат натрію (третинний фосфорнокислий натрій).
14.5 Азотні та фосфорні добрива.
Азот і фосфор – це макроелементи, які необхідні рослинним та тваринним організмам у великих кількостях. Азот входить до складу білка. Фосфор входить до складу кісток. Органічні похідні фосфорної кислоти є джерелом енергії для ендотермічних реакцій клітини.
Азотні добрива – це солі азотної кислоти: KNO 3 – калійна селітра, NaNO 3 – натрієва селітра, NH 4 NO 3 – амонійна селітра, Ca(NO 3) 2 – норвезька селітра. Розчини аміаку у воді – рідке азотне добриво.
Фосфорні добрива – це солі фосфорної кислоти: Ca(H 2 PO 4) 2 ×2CaSO 4 – простий суперфосфат, Ca(H 2 PO 4) 2 – подвійний суперфосфат, CaHPO 4 ×2H 2 O –преципітат. Макродобрива вносяться у ґрунт у великих кількостях (у центнерах на гектар).
Підживлення мінеральними добривами – найважливіший захід під час догляду за рослинами. Будь-яке мінеральне добриво є штучно створений концентрат, в якому містяться поживні речовини у вигляді мінеральних солей. Зазвичай у ґрунті містяться всі необхідні рослині сполуки, але в окремі фази розвитку культурі потрібні збільшені дози будь-якого елемента. У таких випадках без мінерального підживлення не обійтися. Вона дозволяє отримати високий урожай за дуже скромних витрат грошей і праці. Добрива можуть бути простими та складними – залежно від того, скільки вони включають поживних речовин.
- Середні норми внесення азотних добрив:
- аміачна селітра та карбамід – 10-25 г/м2;
- В однокомпонентних добривах азот може перебувати в різних формах:
- нітратною;
- амонійної;
- аміачною;
- амонійно-нітратної;
- Натрієва чилійська селітра має формулу NaNO3. Крім азоту у продукті є натрій – 26%.
- перший сорт – 16,4%;
- другий сорт – 16,3%;
- марганець;
- молібден;
- мідь;
- кобальт.
- старе листя буріє на краях, набуває обпаленого вигляду;
- листя закручується, гофрується;
- картопляне листя набуває характерного бронзового нальоту;
- стебла овочів стають твердими, дерев'янистими.
- хлористий калій – 20-40 г/м2;
- сірчанокислий калій - 10-15 г/м2;
- калійна селітра – 15-20 г/м2.
- суперфосфат – з амонійною селітрою, сульфатом амонію, хлористим калієм;
- подвійний суперфосфат – із сечовиною;
- всі азотні добрива (крім сечовини) – з гноєм.
Показати все
Азотні
Ґрунти в регіонах із дощовим кліматом та штучно зрошувані, такі як землі теплиць, городів, присадибних ділянок, завжди бідні на азот. Елемент легко розчиняється у воді.
При великій кількості опадів або частих поливах азот просочується з верхнього шару ґрунту, де розташовані коріння сільськогосподарських рослин, глибше і стає недоступним.
У таких випадках азотні добрива забезпечують значне збільшення врожаю, яка може доходити до 50%.
У Нечорнозем'ї за оптимальної дози азотного добрива кожен кілограм азоту дає додаткові 50-70 кг картоплі, 20-30 кг білокачанної капусти, 6-7 кг цибулі.
натрієва та кальцієва селітра: до 70 г/м2.
У Росії найбільша кількість опадів випадає на чорноморському узбережжі, у північній частині Уралу, в Іркутській, Кемеровській областях, у Ханти-Мансійську. Сильно промивається грунт у Псковській, Смоленській, Вологодській, Ленінградській областях. У цих регіонах без азотних добрив не можна отримати добрий урожай.
амідної.
Нітратні
Азот у нітратній формі міститься в натрієвій та кальцієвій селітрі. Ці добрива є побічний продукт хімічних виробництв. Їх випускається небагато – менше 1% від усіх азотних підживлень.
Натрієва селітра
технічна 15,5%.
Грунт після внесення селітри трохи підлужується. У сільському господарстві продукт використовують для підживлення озимих, багаторічних трав, ягід та овочів. Особливо корисне добриво для коренеплодів: кормових та столових буряків, картоплі, моркви. Це тим, що натрій прискорює відтік вуглеводів з надземної частини в підземну. В результаті коренеплоди виростають більші і солодші. Натрієву селітру можна змішувати з суперфосфатом та хлористим калієм.
Кальцієва селітра
У добриві міститься від 15 до 17% азоту. Підживлення виглядає як дрібні кристали білого кольору, що швидко розчиняється у воді. Речовина здатна вбирати вологу з повітря і навіть за хороших умов зберігання швидко злежується, тому його потрібно зберігати та перевозити у герметичній упаковці. Деякі виробники для зменшення гігроскопічності пресують кальцієву селітру в гранули з водовідштовхувальною оболонкою, але навіть це допомагає слабко. Речовину переважно використовують на кислих ґрунтах, оскільки вона підлужує.
Добриво добре підходить для будь-яких овочів, крім картоплі. Це єдиний склад, що містить кальцій у водорозчинній формі, тому його широко використовують у теплицях та парниках для кореневих та позакореневих підживлень огірків та томатів. Кальцієва селітра, що стрімко вбирає воду, мало придатна для внесення в ґрунт. Також не рекомендується змішувати її з іншими туками, оскільки суміш перетвориться на тістоподібну масу.
Недолік всіх селітр – низький вміст азоту. Витрати на транспортування та купівлю можуть не виправдатися збільшенням урожаю.
Амонійні
Речовини цієї групи містять азот у вигляді амонію (NH4), який надає хорошу розчинність у воді. Головна перевага амонійних добрив у тому, що азот у вигляді амонію добре доступний для рослин. Він помірно рухається в грунті, тобто практично не вимивається при дощах та поливах.
Амонійні добрива можна застосовувати з осені – вони не вимиються навесні з ґрунту талими водами, за зиму не перейдуть у недоступну форму. Фахівці рекомендують використовувати амонійні добрива як основні з осені чи навесні, а нітратні – як підживлення.
Сульфат амонію
Сульфат амонію (сірчанокислий амоній) – формула (NH4)2SO4. Продукт містить відразу дві необхідні рослини речовини – азот і сірку. Добриво буває вищого гатунку (21% азоту) та технічне (19% азоту).
Сульфат амонію одержують синтетичним шляхом та як побічний продукт чорної металургії. Відрізнити синтетичне добрива від коксохімічного можна за кольором. Синтетичне сніжно-біле, а коксохімічне містить домішки, тому пофарбовано в сірий, синюватий або червонуватий колір. Підживлення майже не вбирає воду з повітря, тому мало злежується.
У продукті до 24% сірки. Цього мікроелемента особливо потребують цибуля, часник, ріпак, гірчиця. Характерний запах цих рослин багато в чому обумовлений сірою, що знаходиться в них. При вирощуванні на ґрунтах з високим вмістом сірки або при внесенні сульфату амонію цибуля та часник виростають пахучими, менше ушкоджуються шкідниками та хворобами. Після цибулі найвища потреба у сірці у качанної капусти, броколі та ріпаку, потім йдуть бобові та злаки.
Сульфат амонію-натрію
Речовина містить 17% азоту та 8% натрію. Зовнішнє добриво являє собою кристали білого, темно-сірого або жовтого кольору.
Використовується так, як звичайний сульфат амонію, але через вміст натрію доцільніше вносити його під коренеплоди.
Хлористий амоній
Хімічна формула добрива NH4Cl. Воно є побічним продуктом під час виробництва соди. Містить 25% азоту. У складі є до 67% шкідливого для рослин хлору, тому його не використовують для підживлення культур, чутливих до цього елементу: винограду, тютюну, цитрусових.
Хлористий амоній підкислює ґрунт. При одноразовому внесенні добрива ґрунт не стане гіршим, але при систематичному використанні є загроза закислення грядок.
Рідини аміачні добрива
Рідкі підживлення доступні для рослин. Останнім часом виробництво рідких добрив аміачних зростає.
Хімічна формула рідкого аміаку NH3. Добриво одержують, впливаючи на газоподібний аміак високим тиском. В результаті виходить безбарвна рідина із температурою кипіння 34 градуси. Її не можна зберігати у відкритих судинах, оскільки вона швидко випаровується. Рідкий аміак зберігають і перевозять у сталевих балонах та цистернах.
Аміачна вода (аміак водний) є аміак, розчинений у воді. Підживлення випускається двох сортів. У першому міститься 20,5% азоту, у другому – не менше ніж 18%. Аміачна вода – безбарвна рідина із запахом нашатирного спирту. Її можна зберігати і транспортувати тільки в герметичних ємностях, оскільки азот легко випаровується.
Рідкі азотні добрива не призначені для аматорів. Їхні споживачі – великі сільськогосподарські підприємства.
Рідкі підживлення значно дешевші за тверді, незважаючи на те, що їх транспортування та зберігання вимагають значних витрат. На підприємствах до роботи з рідкими добривами допускають лише спеціально навчених робітників. Звичайні дачники та любителі кімнатних квітів теж використовують рідке азотне добриво – нашатирний спирт.
Амонійно-нітратні
Підживлення цього виду містять азот відразу у двох формах: NO3 (нітрати) та NH4 (амоній). Таким чином, у відсотковому співвідношенні в них міститься більше азоту, ніж у попередніх.
Аміачна селітра
Аміачна селітра – основне азотне добриво. Приблизно 55-60% всіх азотних складів, які у сільському господарстві – це аміачна селітра. Підживлення містить 34% азоту. Виглядає як кристали чи гранули білого кольору різної форми. Речовина вбирає воду з повітря, тому її зберігають у сухих приміщеннях у водонепроникній упаковці.
Продукт пожежо- та вибухонебезпечний. Його потрібно тримати далеко від джерел відкритого вогню та вибухових речовин. Аміачна селітра не містить баласту, розчиняється без залишку. Діє на ґрунт як підкислювач.
Вапняно-аміачна селітра
Продукт отримують змішуванням нітрату амонію з вапном, крейдою або доломітом. Добриво не підкислює ґрунт, не вибухонебезпечне, не злежується. Містить 22-26% азоту та 17-27% карбонату кальцію, підходить для систематичного застосування на ґрунтах, що потребують вапнування.
Амідні – у цих добривах азот у вигляді (NH2)2. У Росії випускають тільки одне добриво цього класу, воно відоме навіть дачникам-початківцям. Це сечовина (карбамід). Хімічна формула продукти CO(NH2)2, вміст азоту 46%. Сечовину одержують з аміаку під високим тиском. Внаслідок цього утворюються білі маленькі кристали, добре розчинні у воді. При правильному зберіганні сечовина не злежується.
Сечовину не можна розкидати поверхнею грунту, оскільки азот випарується. Її потрібно відразу ж закласти в ґрунт.
Карбамід – один із найкращих азотних складів. Його можна застосовувати на всіх ґрунтах та під будь-які культури як основне добриво або підживлення, у тому числі позакореневе. Крім того, сечовину використовують у тваринництві як добавку до кормів.
Фосфорні
Будь-яка рослина потребує фосфору. При дефіциті цього елемента культура уповільнює ріст, листя набуває зеленого, пурпурового або червоного забарвлення. Потім краями пластин з'являються темні плями. Ознаки фосфорного голодування проявляються насамперед на нижньому листі. При гострому фосфорному голодуванні помітно затримується цвітіння та дозрівання. Особливо гостро рослини потребують фосфору на ранніх етапах розвитку, коли їх невелика коренева система ще не може увібрати достатню кількість елемента з ґрунту.
Зазвичай у ґрунті міститься багато фосфору, але він включений до складу недоступних для рослин сполук. Тому фосфорні підживлення гостро необхідні всім сільгоспкультурам. У Росії її найбагатше у світі родовище апатитовой руди – сировини для фосфорних добрив. З апатитів виробляють добрива, що містять фосфор, перераховані в таблиці.
Види фосфорних добрив:
Основним фосфорним добривом для дачників є суперфосфати – простий та подвійний. Суперфосфат може містити додаткові корисні мікроелементи:
У садівників вважається, що суперфосфат погано розчиняється у воді. Насправді фосфор, що міститься в цьому добриві, досить легко переходить у воду, а сірі нерозчинні гранули є звичайним гіпсом. Середня норма внесення подвійного суперфосфату – 40-50 г/м2.
У простому суперфосфаті гіпсу більше, ніж у подвійному, тому його краще вносити під культури, що позитивно реагують на кальцій, наприклад, під бобові. Суперфосфат потрібно закладати в ґрунт при посадці, безпосередньо під коріння. У верхньому шарі ґрунту він швидко пересихає і стає недоступним для рослин.
Калійні
Калій підвищує стійкість рослин до посухи та холоду. Елемент прискорює відтік цукру з листя в плоди та підземні органи, тому калійні добрива роблять фрукти, ягоди, коренеплоди солодшими. Після калійного підживлення стебла набувають стійкості до вилягання. З плодоовочевої продукції найбільше потребує калію картопля – у її бульбах міститься 2,4% калію у перерахунку на суху речовину. Для порівняння, у качанах капусти калію міститься у 13 разів менше – 0,18%.
У рослин, які отримують калію в 3-5 разів менше за норму, виявляються ознаки голодування:
Калій зазвичай накопичується в частинах рослин, які не використовуються в їжу: у листі, соломі. Достатньо вносити непотрібну рослинну масу назад у ґрунт, і наступного року рослини будуть добре забезпечені калієм.
Види калійнихдобрив:
Хлор у калійних добривах небажаний. Безхлорні варіанти кращі. Найпопулярніше безхлорне калійне підживлення - сульфат калію, продукт переробки природних мінералів. Добриво не злежується, підходить для будь-яких ґрунтів, під усі культури. Виробництво сульфату калію обходиться недешево, тому в магазинах він коштує дорожче за інші калійні склади.
Калімагнезія містить калій та магній у рівних кількостях. Добриво ідеально підходить для культур, що вбирають багато магнію (картопля, конюшина). Після підживлення полуниці калімагнезією плантація менше страждає від суничного кліща та інших комах, що знижується, знижується кількість ягід з гниллю. Найбільше користі підживлення принесе на бідних піщаних та супіщаних ґрунтах.
Середні норми внесення:
Комплексні
У комплексні підживлення входить кілька необхідних рослини хімічних елементів. Добрива цього різновиду більш концентровані, забезпечують рослини одразу кількома елементами живлення у потрібному співвідношенні, дозволяють економити час та трудовитрати.
Види комплексних добрив:
Назва | Зміст поживних речовин у відсотках | Примітка |
||
| Азот | Фосфор | Калій | ||
| 9-11 | – | Недороге азотно-фосфорне добриво, добре розчиняється у воді, не злежується |
||
Діаммофос | 19-21 | – | Висококонцентроване, фізіологічно нейтральне добриво. Містить азот та фосфор у добре доступній водорозчинній формі. Один з найкращих комплексних підживлювальних складів |
|
Нітроамофоска | 13-18 | 17-20 | ||
Діамофоска | 9-10 | 25-26 | ||
Азофоска | 16 | 16 | ||
Калійна селітра | 13-15 | 39-45 | Безхлорне азотно-калійне добриво, не містить фосфору. Використовують, головним чином, під картоплю та виноград | |
Спільне застосування добрив
Не можна змішувати мінеральні добрива довільно. Між ними відбуваються хімічні реакції, здатні зменшити розчинність туків або призвести до втрати поживних речовин.
Краще не змішувати:
Мінеральні добрива можна застосовувати в будь-який період, крім зимового, на будь-яких ґрунтах та під будь-які культури. Вони забезпечують значне збільшення врожаю, але не покращують її фізичні властивості. Досвідчені городники використовують мінеральні добрива спільно з органікою, що приносить користь і рослинам, і ґрунту.
Азотна кислота HNO3 у чистому вигляді – безбарвна рідина з різким задушливим запахом. У невеликих кількостях вона утворюється при грозових розрядах та присутня у дощовій воді. Під дією світла азотна кислота частково розкладається з виділенням NО2 і за рахунок цього набуває світло-бурого кольору: 4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2. Азотна кислота належить до…
При нагріванні твердих нітратів вони розкладаються із кисню (винятком є нітрат амонію), у своїй їх можна розділити чотирма групи. Першу групу складають нітрати лужних металів, які при нагріванні розкладаються на нітрити та кисень: 2КNО3 = 2КNО2 + О2. Другу групу становить більшість нітратів (від лужноземельних металів до міді включно), що розкладаються на оксид металу, NО2 і кисень: 2Сu(NО3)2 = 2СuО + 4NО2 + O2, Третю групу складають нітрати найбільш важких металів (АgNО3 і Нg( ), що розкладаються до вільного металу, NО2 і кисню: Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2 + О2, Четверту «групу» становить нітрат амонію: NН4NО3 = N2О + 2Н2O.
Азотиста кислота НNО2 належить до слабких кислот (К = 6.10-4 при 25 °С), нестійка і відома лише в розбавлених розчинах, в яких здійснюється рівновага 2НNО2 NО + NО2 + Н2О. Нітрити на відміну самої кислоти стійкі навіть за нагріванні. Винятком є кристалічний нітрит амонію, який при нагріванні розкладається на вільний азот та воду.
З трьох фосфорних кислот найбільше практичне значення має ортофосфорна кислота Н3РО4 (часто її називають просто фосфорною) — біла тверда речовина, що добре розчиняється у воді. У водному розчині вона дисоціює ступінчасто. Як триосновна фосфорна кислота утворює три типи солей: дигідрофосфати (NаН2РО4); гідрофосфати (Nа2НРО4); фосфати (Na3РО4). Всі дигідрофосфати розчиняються у воді. З гідрофосфатів та фосфатів у воді розчиняються лише солі лужних металів та амонію. Солі фосфорної кислоти є цінними мінеральними добривами. Найбільш поширені серед них - суперфосфат, преципітат і фосфоритне борошно. Простий суперфосфат – суміш дигідрофосфату кальцію Са(Н2РО4)2 та «баласту» СаSО4. Його одержують, обробляючи фосфорити та апатити сірчаною кислотою. При обробці мінеральних фосфатів фосфорною кислотою одержують подвійний суперфосфат Са(Н2РО4)2. При гасінні фосфорної кислоти вапном отримують преципітату СаНРО4.2Н2О. Важливе значення мають складні добрива (тобто містять одночасно азот та фосфор; або азот, фосфор та калій). З них найбільш відомий амофос - суміш NН4Н2РО4 і (NН4)2НРО4.
У звичайних умовах - безбарвний газ, з різким запахом (запахом "нашатиря"); зріджується при -33,4 °С і твердне при -77,7 °С. Молекула аміаку має форму піраміди, у рідкому аміаку молекули NН3 пов'язані водневими зв'язками, зумовлюючи цим аномально високу температуру кипіння. Полярні молекули NH3 дуже добре розчиняються у воді (700 об'ємів NН3 в одному обсязі Н2О)…
Фосфор утворює два хлориди: трихлорид фосфору PCl3 і пентахлорид фосфору РCl5. Трихлорид фосфору одержують, пропускаючи хлор над поверхнею білого фосфору. При цьому фосфор горить блідо-зеленим полум'ям, а хлорид фосфору, що утворюється, конденсується у вигляді безбарвної рідини. Трихлорид фосфору гідролізується водою з утворенням фосфористої кислоти та хлороводню: РCl3 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНСl. Пентахлорид фосфору можна отримати в лабораторних умовах.
У оксидах ступінь окиснення азоту змінюється від +1 до +5. Оксиди N2О і NO - безбарвні гази, оксид азот (IV) NO2 - бурий газ, який отримав у промисловості назву «лисий хвіст». Оксид азоту (III) N2О3 – синя рідина, оксид азоту (V) N2O5 за звичайних умов – прозорі безбарвні кристали. Часто використовується тривіальна назва оксиду азоту (I).
Фосфорний ангідрид Р2О5 (найпростіша формула) є найбільш стабільним оксидом фосфору при звичайних умовах. Це тверда біла речовина складу Р4О10. Фосфористий ангідрид описується найпростішою формулою Р2О3 та істинною формулою Р4О6. Показано, що фосфор Р4О6 координаційно ненасичений, і тому є нестійким. Взаємодія Р4О6 з гарячою водою призводить до диспропорціонування Р4О6 + 6Н2О = РН3 + ЗН3РО4; Газоподібний НСl розкладає Р4О6: Р4О6 + 6НСl = 2Н3РО3 + 2РСl3. Р4О10 активно взаємодіє з водою, а також віднімає її від інших сполук, утворюючи залежно від умов, або метафосфорну НРО3, або ортофосфорну Н3РО4, або пірофосфорну кислоту Н4Р2О7. Саме тому Р4О10 широко використовується як осушувач різних речовин від водної пари.