Соли азотной кислоты. Азотные удобрения
Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Соли азотной кислоты. Азотные удобрения





 

Нитраты – практически все хорошо растворимы в H2O, поэтому природные месторождения редки. Основное количество получают искусственным путем на химических заводах, из HNO3 и гидроксидов.

Получают:

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

2) NO2 с растворами щелочей

 

2Ca(OH)2 + 2NO2 = Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2H2O

 

В кислой среде нитраты проявляют окислительные свойства подобно разбавленной HNO3

 

3FeCl2 + KNO3 + 4HCl = 3FeCl3 + KCl + NO↑ + H2O

 

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

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3

Наиболее сильные окислительные свойства нитраты проявляют при сплавлении

t

Cr2O3 + 3NaNO3 + 4KOH = 3K2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O↑

 

Наиболее важные азотные удобрения:

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

NH4NO3 (NH4)2SO4 сульфат аммония

KNO3 селитры NH3•H2O аммиачная вода

NaNO3 NH4H2PO4 аммофос

Ca(NO3)2 (NH4)2HPO4 диаммофос

CO(NH2)2 мочевина, карбамид

Питательная ценность удобрения определяется по содержанию массовойдоли элемента азота ω(N) в нем.

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

В NH4NO3 – азот в нитратной и аммиачной форме (35%), (NH4)2SO4 – 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 3Ca3(PO4)2*CаХ2(Х=Cl, F, OH)2 и фосфоритов Ca3(PO4)2.



Известно 11 аллотропных модификаций фосфора, наиболее изучен белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную формулу P4 и представляет правильный тетраэдр с углом между связями в 60О.

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 280-340оС под давлением и без доступа воздуха. Это темно-красное мелкокристаллическое мало-летучее вещество.

Содержание фосфора в человеческом организме составляет около 1% от его массы.

280 - 340° С 200° С

Pбел Ркрасн Pбел Рчерн

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 P4.

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 ОС.

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 отличие 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. Реакция протекает в электропечах при очень высокой температуре (15000С).

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 6CaSiO3 + 10CO

2. Из фосфата Са, при температуре выше 1500оС

2Ca3(PO4)2 + C → 6CaO + P4 + CO

 

Химические свойства:

Реагирует с простыми веществами, причем продукты зависят от избытка или недостатка окислителя.

4P + 3O2 = 2P2O3

4P + 5O2 = 2P2O5

2P + 3S = P2S3

P + Cl2 ® PCl3 (PCl5)

P + H2 не идет

Реагирует с кислотами по окислительно-восстановительному типу.

3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3 PO4 + 5NO

2P + 5H2SO4 ® 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

Реагирует со щелочами по типу реакции диспропорционирования

4P + 3KOH + 3H2O ® 3KH 2PO2 + PH3

Соединения: В отличие от азота фосфор непосредственно не реагирует с водородом. (РН3) фосфин получают гидролизом фосфида кальция.

Са3Р2 + 6Н2О ® 3Са(ОН)2 + 2РН3

Фосфин– бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы. Самовоспламеняется на воздухе

2РН3 + 4О2 ® P2O5 + 3Н2О

Мало растворим в воде и в отличие от NH3 не реагирует с ней.

С очень сильными бескислородными кислотами образует соли фосфония аналогично аммиаку.

РН3 + HI= PH4I

Иодид фосфония

Дифосфин (аналог гидразина) (Р2Н4) – представляет собой жидкость, самовоспламеняющуюся на воздухе.

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.