Азот и фосфор соединения азота и фосфора. Азот и Фосфор

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б)нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

г) нитрат аммония:

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы.

Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941 , как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов.

31. Фосфор – получение, свойства, применение. Аллотропия. Фосфин, соли фосфония – получение и свойства. Фосфиды металлов, получение и свойства.

Фо́сфор - химический элемент 15-й группы третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмомпри температуре около 1600 °С:

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода)

(при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами - окислитель, образует фосфиды; с неметаллами - восстановитель.

С водородом фосфор практически не соединяется.

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропические модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Фосфи́н (фосфористый водород , фосфид водорода , гидрид фосфора , фосфан РН 3) - бесцветный, ядовитый газ (при нормальных условиях) со специфическим запахом гнилой рыбы.

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Разложение йодида фосфония:

Разложение фосфоновой кислоты:

или её восстановление:

Химические свойства.

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s 2) ниже, чем у азота (2s 2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH 4 + (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Фосфи́ды - бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления.

Большинство фосфидов представляют собой соединения фосфора с типичными металлами, которые получаются прямым взаимодействием простых веществ:

Na + P (красн.) → Na 3 P + Na 2 P 5 (200 °C)

Фосфид бора можно получить как прямым взаимодействием веществ при температуре около 1000 °C, так и реакцией трихлорида бора с фосфидом алюминия:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Фосфиды металлов - неустойчивые соединения, которые разлагаются водой и разбавленными кислотами. При этом получается фосфин и, в случае гидролиза, - гидроксид металла, в случае взаимодействия с кислотами - соли.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются. Плавятся под избыточным давлением паров фосфора.

Фосфид бора BP, наоборот, тугоплавкое (t пл. 2000 °C, с разложением), весьма инертное вещество. Разлагается только концентрированными кислотами-окислителями, реагирует при нагревании с кислородом, серой, щелочами при спекании.

32. Оксиды фосфора – строение молекул, получение, свойства, применение.

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде - P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P 4 O 6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,

а при реакции со щелочами - соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P 4 O 10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .

При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .

Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

P 4 O 10 применяют как осушитель газов и жидкостей.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Азот и Фосфор

Элементы Азот и Фосфор расположены в V группе Периодической системы, Нитроген во 2-м периоде, Фосфор - в 3-м.
Электронная конфигурация атома Азота:

Валентность Азота: III и IV, степень окисления в соединениях: от -3 до +5.
Строение молекулы азота: , .
Электронная конфигурация атома Фосфора:


Электронная конфигурация атома Фосфора в возбужденном состоянии:


Валентность Фосфора: III и V, степень окисления в соединениях: -3, 0, +3, +5.
Физические свойства азота. Бесцветный газ без вкуса и запаха, немного легче воздуха г/моль, г/моль), плохо растворим в воде. Температура плавления -210 °С, кипения -196 °С.
Аллотропные модификации Фосфора. Среди простых веществ, что образует элемент Фосфор, наиболее распространены белый, красный и черный фосфор.
Распространение Азота в природе. Азот в природе встречается главным образом в виде молекулярного азота . В воздухе объемная доля азота составляет 78,1 %, массовая - 75,6 %. Соединения Азота в небольших количествах содержатся в почве. В составе органических соединений (белки, нуклеиновые кислоты, АТФ) Азот содержится в живых организмах.
Распространение Фосфора в природе. Фосфор встречается в химически связанном состоянии в составе минералов: фосфоритов, апатитов, основная составляющая которых . Фосфор - жизненно важный элемент, входит в состав липидов, нуклеиновых кислот, АТФ, кальций ортофосфату (в костях и зубах).

Получение азота и фосфора.

Азот получают в промышленности из жидкого воздуха: поскольку азот имеет низкую температуру кипения из всех атмосферных газов, из жидкого воздуха он испаряется первым. В лаборатории азот получают при термическом разложении аммоний нитрита: .
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов при прокаливании их с коксом и песком при температуре :

Химические свойства азота.
1) Взаимодействие с металлами. Вещества, образующиеся в результате этих реакций, называются нітридам и.
При комнатной температуре азот реагирует только с литием:

С другими металлами азот реагирует при высоких температурах:
- алюминий нитрид

С водородом азот взаимодействует в присутствии катализатора за высокого давления и температуры:
- аммиак
За очень высоких температур (около ) азот реагирует с кислородом:
- азот(II) оксид
Химические свойства фосфора.
1) Взаимодействие с металлами.
При нагревании фосфор реагирует с металлами:
- кальций фосфид
2) Взаимодействие с неметаллами.
Белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при поджигании:
- фосфор(V) оксид
При недостатке кислорода образуется фосфор(III) оксид (очень ядовитое вещество):

Взаимодействие с галогенами:

Взаимодействие с серой:

Аммиак

Молекулярная формула аммиака: .
Электронная формула:
Структурная формула:
Физические свойства аммиака. Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, ядовит. При увеличении давления или охлаждении легко скраплюється в бесцветную жидкость, температура кипения , температура плавления . Аммиак очень хорошо растворяется в воде: при в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака, при - 1200 объемов.
Получение аммиака.
1) Аммиак в лаборатории получают нагреванием сухой смеси кальций гидроксида (гашеной извести) и аммоний хлорида (нашатыря):

2) Аммиак в промышленности получают из простых веществ - азота и водорода:

Химические свойства аммиака. Азот в аммиака имеет наименьшую степень окисления и поэтому проявляет только восстановительные свойства.
1) Горение в атмосфере чистого кислорода или в подогретом воздухе:

2) Окисление до нитроген(II) оксида в присутствии катализатора (раскаленная платина):

3) Оборотная взаимодействие с водой:

Наличие ионов обусловливает щелочную среду раствора аммиака. Полученный раствор называется нашатырный спирт или амоніачна вода. Ионы аммония существуют только в растворе. Выделить аммоний гидроксид как самостоятельное соединение невозможно.
4) Восстановление металлов из их оксидов:

5) Взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония (реакция соединения):
- аммоний нитрат.
Применение аммиака. Большое количество аммиака расходуется на получение азотной кислоты, нітрогеновмісних солей, мочевины, соды амоніачним методом. На легком скрапленні и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках. Водные растворы аммиака используют как нитратные удобрения.

Соли аммония

Соли аммония - соли, содержащие катион группу . Например, - аммоний хлорид, - аммоний нитрат, - аммоний сульфат.
Физические свойства солей аммония. Белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Получение солей аммония. Соли аммония образуются при взаимодействии газообразного аммиака или его растворов с кислотами:


Химические свойства солей аммония.
1) Диссоциация:

2) Взаимодействие с другими солями:

3) Взаимодействие с кислотами:

4) Взаимодействие со щелочами:

Эта реакция является качественной на соли аммония. Аммиак, выделяющийся определяют по запаху или посинением влажной индикаторной бумаги.
5) Разложение при нагревании:

Применение солей аммония. Соли аммония применяются в химической промышленности и как минеральные удобрения в сельском хозяйстве.

Азот оксиды и фосфор оксиды

Азот образует оксиды, в которых он проявляет степень окисления от +1 до +5: ; NO; ; ; ; .
Все азот окислы ядовиты. Оксид имеет наркотические свойства, которые на начальной стадии обозначаются эйфорией, отсюда и название - «веселящий газ». Оксид раздражает дыхательные пути и слизистые оболочки глаз. Вредное следствие химического производства, он попадает в атмосферу в виде «лисьего хвоста» - красно-коричневого окраса.
Фосфор оксиды: и . Фосфор(V) оксид - наиболее стабильный оксид при обычных условиях.
Получение оксидов азот и фосфор оксидов.
При непосредственном сочетании молекулярных азота и кислорода образуется только нитроген(II) оксид:

Другие оксиды получают косвенным путем.
Фосфор(V) оксид получают при сгорании фосфора в избытке кислорода или воздуха:

Химические свойства оксидов азот.
1) - окислитель, может поддерживать горение:


2) NO - легко окисляется:

Не реагирует с водой и щелочами.
3) кислотный оксид:

4) - сильный окислитель, кислотный оксид:

В присутствии избытка кислорода:

Димеризується, образуя оксид - бесцветную жидкость: . Реакция обратима. При -11 °С равновесие практически смещено в сторону образования , а при 140 °С - в сторону образования .
5) - кислотный оксид:

Химические свойства фосфор(V) оксида. Фосфорсодержащие кислоты.
- типично кислотный оксид. Ему соответствуют три кислоты: мета- , орто- и двофосфатн а. При растворении в воде сначала образуется метафосфатна кислота:

При длительном кипячении с водой - ортофосфатная кислота:

При осторожном прокаливании ортофосфатной кислоты образуется двофосфатна кислота:

Применение оксидов азот и фосфор оксидов.
Азот(IV) оксид используется в производстве азотной кислоты, азот(И) оксид - в медицине.
Фосфор(V) оксид используют для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случаях - для отщепления от веществ химически связанной воды.

Азотная и фосфатная кислоты

Физические свойства ортофосфатной (фосфорной) кислоты. При обычных условиях - твердое, бесцветное, кристаллическое вещество. Температура плавления +42,3 . В твердой и жидкой кислоте молекулы объединяются за счет водородных связей. Этим обусловлена повышенная вязкость концентрированных растворов фосфорной кислоты. Она хорошо растворима в воде, его раствор - электролит средней силы.
Физические свойства азотной кислоты. Безводная (100%-ная) кислота - бесцветная жидкость, сильно пахнет, температура кипения . В случае хранения на свету постепенно окрашивается в бурый цвет вследствие разложения и образования высших оксидов азот, в том числе и бурого газа . Хорошо смешивается с водой в любых соотношениях.
Получение фосфатной кислоты.
1) С ее солей, содержащихся в фосфатных минералах (апатитах и фосфоритах), при действии серной кислоты:

2) Гидратацией фосфор(V) оксида:

Получение нитратной кислоты.
1) Из сухих солей азотной кислоты при действии на них концентрированной серной кислоты:

2) С азот оксидов:

3) Промышленный синтез азотной кислоты:
- каталитическое окисление аммиака, катализатор - платина.
- окисление кислородом воздуха.
- поглощение водой в присутствии кислорода.
Химические свойства фосфорной кислоты. Проявляет все типичные свойства кислот. Фосфатная кислота - триосновна, образует два ряда кислых солей - дигідрофосфати и гидрофосфат ы.
1) Диссоциация:







4) Взаимодействие с солями. Реакция с аргентум нитратом является качественной на ион - выпадает желтоватый осадок аргентум фосфата:


5) Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:

Химические свойства азотной кислоты. Азотная кислота - сильный окислитель.
1) Диссоциация:
2) Взаимодействие с оксидами металлов:

3) Взаимодействие с основаниями:

4) Взаимодействие с солями:

5) Взаимодействие с металлами. При взаимодействии с металлами концентрированной и разбавленной азотной кислоты образуется соль (нитрат), азот оксиды, азот или аммиак и вода.
Применение ортофосфатной и азотной кислот.
Ортофосфатная кислота широко используется в производстве минеральных удобрений. Она не ядовита и используется в пищевой промышленности для изготовления сиропов, напитков (кока-колы, пепси-колы).
Азотная кислота расходуется на производство азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс, искусственных волокон и других материалов. Концентрированная азотная кислота применяется в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.

Нитраты

Соли азотной кислоты - нитрат ы. Это твердые кристаллические в

Подкормки минеральными удобрениями – важнейшее мероприятие при уходе за растениями. Любое минеральное удобрение представляет собой искусственно созданный концентрат, в котором содержатся питательные вещества в виде минеральных солей. Обычно в почве содержатся все необходимые растению соединения, но в отдельные фазы развития культуре требуются увеличенные дозы какого-либо элемента. В таких случаях без минеральной подкормки не обойтись. Она позволяет получить высокий урожай при очень скромных затратах денег и труда. Удобрения могут быть простыми и сложными – в зависимости от того, сколько они включают в себя питательных веществ.

Показать всё

Азотные

Почвы в регионах с дождливым климатом и искусственно орошаемые, такие как земли теплиц, огородов, приусадебных участков, всегда бедны азотом. Элемент легко растворяется в воде.

При большом количестве осадков или частых поливах азот просачивается из верхнего слоя почвы, где расположены корни сельскохозяйственных растений, глубже, и становится недоступным. В таких случаях азотные удобрения обеспечивают значительную прибавку урожая, которая может доходить до 50%.

В Нечерноземье при оптимальной дозе азотного удобрения каждый килограмм азота дает дополнительные 50-70 кг картофеля, 20-30 кг белокочанной капусты, 6-7 кг репчатого лука.

Средние нормы внесения азотных удобрений:

• аммиачная селитра и карбамид – 10-25 г/м2;
• натриевая и кальциевая селитра: до 70 г/м2.

В России самое большое количество осадков выпадает на черноморском побережье, в северной части Урала, в Иркутской, Кемеровской областях, в Ханты-Мансийске. Сильно промывается почва в Псковской, Смоленской, Вологодской, Ленинградская областях. В этих регионах без азотных удобрений нельзя получить хорошего урожая.

В однокомпонентных удобрениях азот может находиться в разных формах:

• нитратной;
• аммонийной;
• аммиачной;
• аммонийно-нитратной;
• амидной.

Нитратные

Азот в нитратной форме содержится в натриевой и кальциевой селитре. Эти удобрения представляют собой побочный продукт химических производств. Их выпускается немного – менее 1% от всех азотных подкормок.



Натриевая селитра

Натриевая или чилийская селитра имеет формулу NaNO3. Кроме азота в продукте есть натрий – 26%.

• первый сорт – 16,4%;
• второй сорт – 16,3%;
• техническая 15,5%.

Чилийская селитра выглядит как мелкие кристаллы белого или желтоватого цвета. Она хорошо растворяется в воде, придавая ей горько-соленый вкус. При правильном хранении практически не слеживается, так как не впитывает влагу из воздуха.

Почва после внесения селитры немного подщелачивается. В сельском хозяйстве продукт используют для подкормки озимых, многолетних трав, ягод и овощей. Особенно полезно удобрение для корнеплодов: кормовой и столовой свеклы, картофеля, моркови. Это объясняется тем, что натрий ускоряет отток углеводов из надземной части в подземную. В результате корнеплоды вырастают крупнее и слаще. Натриевую селитру можно смешивать с суперфосфатом и хлористым калием.



Кальциевая селитра

В удобрении содержится от 15 до 17% азота. Подкормка выглядит как мелкие кристаллы белого цвета, быстро растворяется в воде. Вещество способно впитывать влагу из воздуха и даже при хороших условиях хранения быстро слеживается, поэтому его нужно хранить и перевозить в герметичной упаковке. Некоторые производители для уменьшения гигроскопичности прессуют кальциевую селитру в гранулы с водоотталкивающей оболочкой, но даже это помогает слабо. Вещество преимущественно используют на кислых почвах, так как оно подщелачивает.

Удобрение хорошо подходит для любых овощей, кроме картофеля. Это единственный состав, содержащий кальций в водорастворимой форме, поэтому его широко используют в теплицах и парниках для корневых и внекорневых подкормок огурцов и томатов. Кальциевая селитра, стремительно впитывающая воду, мало пригодна для внесения в почву. Также не рекомендуется смешивать ее с другими туками, так как смесь превратится в тестообразную массу.

Недостаток всех селитр – невысокое содержание азота. Затраты на транспортировку и покупку могут не оправдаться прибавкой урожая.

Аммонийные

Вещества этой группы содержат азот в виде аммония (NH4), который придает им хорошую растворимость в воде. Главное достоинство аммонийных удобрений в том, что азот в виде аммония хорошо доступен для растений. Он умеренно подвижен в почве, то есть практически не вымывается при дождях и поливах.

Аммонийные удобрения можно применять с осени – они не вымоются весной из почвы талыми водами, за зиму не перейдут в недоступную форму. Специалисты рекомендуют использовать аммонийные удобрения как основные с осени или весной, а нитратные – как подкормку.

Сульфат аммония

Сульфат аммония (сернокислый аммоний) – формула (NH4)2SO4. Продукт содержит сразу два необходимых растениям вещества – азот и серу. Удобрение бывает высшего сорта (21% азота) и техническое (19% азота).

Сульфат аммония получают синтетическим путем и как побочный продукт черной металлургии. Отличить синтетическое удобрение от коксохимического можно по цвету. Синтетическое снежно-белое, а коксохимическое содержит примеси, поэтому окрашено в сероватый, синеватый или красноватый цвет. Подкормка почти не впитывает воду из воздуха, поэтому мало слеживается.

В продукте до 24% серы. В этом микроэлементе особенно нуждаются лук, чеснок, рапс, горчица. Характерный запах этих растений во многом обусловлен находящейся в них серой. При выращивании на почвах с высоким содержанием серы или при внесении сульфата аммония лук и чеснок вырастают более пахучими, меньше повреждаются вредителями и болезнями. После лука самая высокая потребность в сере у кочанной капусты, брокколи и рапса, затем следуют бобовые и злаки.

Сульфат аммония-натрия

Вещество содержит 17% азота и 8% натрия. Внешне удобрение представляет собой кристаллы белого, темно-серого или желтого цвета.

Используется так же, как обычный сульфат аммония, но из-за содержания натрия целесообразнее вносить его под корнеплоды.

Хлористый аммоний

Химическая формула удобрения NH4Cl. Оно является побочным продуктом при производстве соды. Содержит 25% азота. В составе присутствует до 67% вредного для растений хлора, поэтому его не используют для подкормки культур, чувствительных к этому элементу: винограда, табака, цитрусовых.

Хлористый аммоний подкисляет почву. При однократном внесении удобрения почва не станет хуже, но при систематическом использовании есть угроза закисления грядок.

Аммиачные жидкие удобрения

Жидкие подкормки легкодоступны для растений. В последнее время производство жидких аммиачных удобрений возрастает.

Химическая формула жидкого аммиака NH3. Удобрение получают, воздействуя на газообразный аммиак высоким давлением. В результате получается бесцветная жидкость с температурой кипения 34 градуса. Ее нельзя хранить в открытых сосудах, так как она быстро испаряется. Жидкий аммиак хранят и перевозят в стальных баллонах и цистернах.

Аммиачная вода (аммиак водный) представляет собой аммиак, растворенный в воде. Подкормка выпускается двух сортов. В первом содержится 20,5% азота, во втором – не меньше 18%. Аммиачная вода – бесцветная жидкость с запахом нашатырного спирта. Ее можно хранить и транспортировать только в герметичных емкостях, так как азот легко улетучивается.

Жидкие азотные удобрения не предназначены для любителей. Их потребители – крупные сельскохозяйственные предприятия.

Жидкие подкормки значительно дешевле твердых, несмотря на то, что их транспортировка и хранение требуют значительных затрат. На предприятиях к работе с жидкими удобрениями допускают только специально обученных рабочих. Обычные дачники и любители комнатных цветов тоже используют жидкое азотное удобрение – нашатырный спирт.

Аммонийно-нитратные

Подкормки этого вида содержат азот сразу в двух формах: NO3 (нитраты) и NH4 (аммоний). Таким образом, в процентном соотношении в них содержится больше азота, чем в предыдущих.

Аммиачная селитра

Аммиачная селитра – основное азотное удобрение. Примерно 55-60% всех азотных составов, используемых в сельском хозяйстве – это аммиачная селитра. Подкормка содержит 34% азота. Выглядит как кристаллики или гранулы белого цвета различной формы. Вещество впитывает воду из воздуха, поэтому его хранят в сухих помещениях в водонепроницаемой упаковке.

Продукт пожаро- и взрывоопасен. Его нужно держать вдали от источников открытого огня и взрывчатых веществ. Аммиачная селитра не содержит балласта, растворяется без остатка. Действует на почву как подкислитель.

Известково-аммиачная селитра

Продукт получают смешиванием нитрата аммония с известью, мелом или доломитом. Удобрение не подкисляет почву, не взрывоопасно, не слеживается. Содержит 22-26% азота и 17-27% карбоната кальция, подходит для систематического применения на почвах, требующих известкования.

Амидные – в этих удобрениях азот находится в виде (NH2)2. В России выпускают только одно удобрение этого класса, оно известно даже начинающим дачникам. Это мочевина (карбамид). Химическая формула продукты CO(NH2)2, содержание азота 46%. Мочевину получают из аммиака под высоким давлением. В результате образуются белые маленькие кристаллы, хорошо растворимые в воде. При правильном хранении мочевина не слеживается.

Мочевину нельзя разбрасывать по поверхности почвы, так как азот улетучится. Ее нужно сразу же заделать в почву.

Карбамид – один из лучших азотных составов. Его можно применять на всех почвах и под любые культуры как основное удобрение или подкормку, в том числе внекорневую. Кроме того, мочевину используют в животноводстве как добавку к кормам.

Фосфорные

Любое растение нуждается в фосфоре. При дефиците этого элемента культура замедляет рост, листья приобретают зеленую, пурпурную или красную окраску. Затем по краям пластин появляются темные пятна. Признаки фосфорного голодания проявляются прежде всего на нижних листьях. При остром фосфорном голодании заметно задерживается цветение и созревание. Особенно остро растения нуждаются в фосфоре на ранних этапах развития, когда их небольшая корневая система еще не может впитать достаточное количество элемента из почвы.

Обычно в почве содержится много фосфора, но он включен в состав недоступных для растений соединений. Поэтому фосфорные подкормки остро необходимы всем сельхозкультурам. В России находится богатейшее в мире месторождение апатитовой руды – сырья для производства фосфорных удобрений. Из апатитов производят фосфорсодержащие удобрения, перечисленные в таблице.

Виды фосфорных удобрений:

Основным фосфорным удобрением для дачников являются суперфосфаты – простой и двойной. Суперфосфат может содержать дополнительные полезные микроэлементы:

• марганец;
• молибден;
• медь;
• кобальт.

У садоводов считается, что суперфосфат плохо растворяется в воде. На самом деле фосфор, содержащийся в этом удобрении, достаточно легко переходит в воду, а серые нерастворимые гранулы представляют собой обычный гипс. Средняя норма внесения двойного суперфосфата - 40-50 г/м2.

В простом суперфосфате гипса больше, чем в двойном, поэтому его лучше вносить под культуры, положительно реагирующие на кальций, например, под бобовые. Суперфосфат нужно заделывать в почву при посадке, непосредственно под корни. В верхнем слое почвы он быстро пересыхает и становится недоступным для растений.

Калийные

Калий повышает устойчивость растений к засухе и холоду. Элемент ускоряет отток сахара из листьев в плоды и подземные органы, поэтому калийные удобрения делают фрукты, ягоды, корнеплоды более сладкими. После калийной подкормки стебли приобретают устойчивость к полеганию. Из плодоовощной продукции больше других нуждается в калии картофель – в его клубнях содержится 2,4% калия в пересчете на сухое вещество. Для сравнения, в кочанах капусты калия содержится в 13 раз меньше – 0,18%.

У растений, получающих калия в 3-5 раз меньше нормы, проявляются признаки голодания:

• старые листья буреют на краях, приобретают обожженный вид;
• листья закручиваются, гофрируются;
• картофельные листья приобретают характерный бронзовый налет;
• стебли овощей становятся жесткими, деревянистыми.

Калий обычно скапливается в частях растений, которые не используются в еду: в листьях, соломе. Достаточно вносить ненужную растительную массу назад в почву, и в следующем году растения будут хорошо обеспечены калием.

Виды калийных удобрений:

Хлор в калийных удобрениях нежелателен. Безхлорные варианты предпочтительней. Самая популярная бесхлорная калийная подкормка - сульфат калия, продукт переработки природных минералов. Удобрение не слеживается, подходит для любых почв, под все культуры. Производство сульфата калия обходится недешево, поэтому в магазинах он стоит дороже других калийных составов.

Калимагнезия содержит калий и магний в равных количествах. Удобрение идеально подходит для культур, впитывающих много магния (картофель, клевер). После подкормки клубники калимагнезией плантация меньше страдает от земляничного клеща и других сосущих насекомых, снижается количество ягод с гнилью. Больше всего пользы подкормка принесет на бедных песчаных и супесчаных почвах.

Средние нормы внесения:

• хлористый калий - 20-40 г/м2;
• сернокислый калий - 10-15 г/м2;
• калийная селитра - 15-20 г/м2.

Комплексные

В комплексные подкормки входит несколько необходимых для растения химических элементов. Удобрения этой разновидности более концентрированные, обеспечивают растения сразу несколькими элементами питания в нужном соотношении, позволяют экономить время и трудозатраты.

Виды комплексных удобрений:

Название	Содержание питательных веществ в процентах			Примечание
	Азот	Фосфор	Калий
	9-11		–	Недорогое азотно-фосфорное удобрение, хорошо растворяется в воде, не слеживается
Диаммофос	19-21		–	Высококонцентрированное, физиологически нейтральное удобрение. Содержит азот и фосфор в хорошо доступной водорастворимой форме. Один из лучших комплексных подкормочных составов
Нитроаммофоска	13-18		17-20
Диаммофоска	9-10		25-26
Азофоска	16		16
Калийная селитра	13-15		39-45	Бесхлорное азотно-калийное удобрение, не содержит фосфора. Используют, главным образом, под картофель и виноград

Совместное применение удобрений

Нельзя смешивать минеральные удобрения произвольно. Между ними происходят химические реакции, способные уменьшить растворимость туков или привести к потере питательных веществ.

Лучше не смешивать:

• суперфосфат – с аммонийной селитрой, сульфатом аммония, хлористым калием;
• двойной суперфосфат – с мочевиной;
• все азотные удобрения (кроме мочевины) – с навозом.

Минеральные удобрения можно применять в любой период, кроме зимнего, на любых почвах и под любые культуры. Они обеспечивают значительную прибавку урожая, но не улучшают ее физические свойства. Опытные огородники используют минеральные удобрения совместно с органикой, что приносит пользу и растениям, и почве.

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

NH 4 NO 3 → N 2 + NO + H 2 O

Нитриты не разлагаются, кроме NH 4 NO 2

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Получение азотной кислоты

В лабораторных условиях – KNO 3тв + H 2 SO 4 k = KHSO 4 + HNO 3

В промышленности: аммиачный или контактный способ.

Каталитическое окисление в контактном аппарате (катализатор – платинородиевые сетки)

1) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

2) NO + O 2 → NO 2 при обычной t и повышенном P ≈ 600 – 1100 кПа

3)4NO 2 + O 2 + H 2 O → 4HNO 3 ω (50 – 60%)

Соли азотной кислоты. Азотные удобрения

Нитраты – практически все хорошо растворимы в H 2 O, поэтому природные месторождения редки. Основное количество получают искусственным путем на химических заводах, из HNO 3 и гидроксидов.

Получают:

1) Взаимодействием с металлами, основаниями, амфотерными основаниями щелочами, нерастворимыми основаниями, аммиаком или его водным раствором, с некоторыми солями.

2) NO 2 с растворами щелочей

2Ca(OH) 2 + NO 2 = Ca(NO 3) 2 + Ca(NO 2) 2 + 2H 2 O

В кислой среде нитраты проявляют окислительные свойства подобно разбавленной HNO 3

3FeCl 2 + KNO 3 + 4HCl = 3FeCl 3 + KCl + NO + H 2 O

В щелочной окисляют активные металлы (Mg, Al, Zn)

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3

Наиболее сильные окислительные свойства нитраты проявляют при сплавлении

Cr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 4KOH = 3K 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2H 2 O

Наиболее важные азотные удобрения:

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция применяются главным образом как минеральные азотные удобрения и называются селитрами .

NH 4 NO 3 (NH 4) 2 SO 4 сульфат аммония

KNO 3 селитры NH 3 H 2 O аммиачная вода

NaNO 3 NH 4 H 2 PO 4 аммофос

Ca(NO 3) 2 (NH 4) 2 HPO 4 диаммофос

CO(NH 2) 2 мочевина, карбамид

Питательная ценность удобрения растворяется по ω(N) в нем.

В мочевине ω(N) = (2 14)/ (12 + 16 + 28 + 4)= 28/60 = 0,47 (47%).

В NH 4 NO 3 – азот в нитратной и аммиачной форме (35%), (NH 4) 2 SO 4 – наиболее ценное удобрение, так как азота больше всего в хорошо усвояемой форме.

К азотным удобрениям, как источникам азотного питания растений для повышения урожайности относят также органические удобрения (навоз, компост и др.), а также зеленые удобрения (люпин).

Химия фосфора

Фосфор (лат. Phosphorus) - один из наиболее распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов 3Ca 3 (PO 4) 2 *CаХ 2 (Х=Cl, F, OH) 2 и фосфоритов Ca 3 (PO 4) 2 .

Известно 11 аллотропных модификаций фосфора, наиболее изучен белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную формулу P 4 и представляет правильный тетраэдр с углом между связями в 60 О.

Белый фосфор очень ядовит. Смертельная доза для человека составляет 0,15 г. Уже при комнатной температуре белый фосфор легко испаряется и его пары окисляются. Энергия этих реакций переходит частично в световую, что является причиной свечения белого фосфора в темноте.

Он легко загорается (возможно самовоспламенение). Обращаться с ним надо крайне осторожно. Хранить необходимо под водой.

Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора при температуре 280-340 О С под давлением и без доступа воздуха. Это темно-красное мелкокристаллическое мало-летучее вещество.

280 - 340° С 200° С

P бел → Р красн P бел → Р черн

Красный фосфор почти не ядовит и менее огнеопасен, чем белый. Самовозгорание не происходит, однако зажечь его легко и горение протекает очень бурно.

В основе полимеры, получаются размыканием тетраэдра P 4 .

Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор . По внешнему виду и свойствам напоминает графит, жирный на ощупь, разделяется на чешуйки, проводит электрический ток. Не ядовит, химически наименее малоактивен, воспламеняется только при температуре 490 О С.

Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном электронном слое атома свободных d - орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота.

Различие между соединениями азота и фосфора связано с образованием донорно-акцепторных π-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, особенно кислородом. Поэтому при переходе от N к P прочность связей Э-Н вследствие увеличения размера атома снижается, однако связи Э-О значительно упрочнятся.

Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородных соединений фосфора.

Наиболее устойчивая степень окисления +5. В этой степени окисления соединения фосфора не проявляют окислительные свойства из-за ее стабильности, в отличии от азота. Т.к. имеются свободные 3d – орбитали, то по сравнению с азотом валентных возможностей больше и максимальная валентность фосфора может быть 5, редко 6.

Получение:

1. Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния

Ca 3 (PO 4) 2 + C +SiO 2 → P 4 + CaSiO 3 + CO

2. Из фосфата Са, при температуре выше 1500 о С

Ca 3 (PO 4) 2 + C → CaO + P 4 + CO

Химические свойства:

P + O 2 = P 2 O 3

P + O 2 = P 2 O 5

P + S = P 2 S 3

P + Cl 2 = PCl 3