Физиологическое действие азотистой кислоты

Азотистая кислота является токсичной и обладает ярко выраженным мутагенным действием, так как является деаминирующим агентом.

Азотная кислота – бесцветная жидкость с резким запахом. В небольших количествах образуется во время грозы и присутствует в дождевой воде.

Под воздействием света азотная кислот а частично разлагается:

4HNO₃= 4NO₂+ 2H₂O + O₂.

Это очень сильная кислота, активный окислитель. Поэтому она вступает реакции с металлами, неметаллами, оксидами, основаниями и т.д.

Специфичность азотной кислоты – ее выраженная окислительная способность. Атом азота может принимать от 1 до 8 электронов. Восстановление нитрогруппы может протекать по-разному:

Характер образующихся продуктов азотной кислоты обуславливается концентрацией данной кислоты.

Особенность: чем концентрированнее азотная кислота, тем менее глубоко она восстанавливается.

Азотная кислота реагирует со всеми металлами, кроме золота, платины и вольфрама. Концентрированная азотная кислота в нормальных условиях также не вступает в реакцию с железом, хромом и алюминием, она пассивирует, но при нагреве - реагирует.

С неметаллами:

3P + 5HNO₃+ H₂O = 3H₃PO₄+ 5NO,

S + 2HNO₃= H₂SO₄+ 2NO,

ZnS + 8HNO₃= ZnSO₄+ 8NO₂+ 4H₂O.

Азотная кислота вместе с соляной кислотой (в соотношении 1: 3) способна растворить даже золото. Такую смесь называют «царской водкой»:

Au + HNO₃+ 3HCl = AuCl₃+ NO + 2H₂O.

Если же в данном составе соляная кислота в избытке, то наблюдается:

Au + HNO₃+ 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O.

Соли азотной кислоты – нитраты. В основном белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, получаются при взаимодействии азотной кислоты с металлами, их оксидами или солями. Они проявляют все свойства солей.

Нитраты щелочных и щелочно-земельных металлов плавятся без разложения, при более высокой температуре разлагаются.

Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂.

Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO₃)₂ = 2MgO + 4NO₂ + O₂;

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂.

Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO₃)₂ = Hg + 2NO₂ + O₂;

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂.

Нитрат аммония разлагаются до N₂O:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O.

В твердом виде все нитраты – сильные окислители, входящие в состав многих пиротехнических смесей, самая известная из них – черный порох:

2KNO₃ + 3C + S = N₂ + 3CO₂ + K₂S.

В растворе нитраты практически не проявляют окислительных свойств.

Азотные удобрения используются в овощеводстве и полеводстве наиболее широко, так как непосредственно увеличивают зеленую массу растений, и как следствие - урожайность. Содержание азота в почве нестабильно и зависит от многих условий, в т.ч. погодных, быстро снижается из-за выноса с урожаем, вымывания и других факторов. Поэтому требуется ежегодное его восполнение минеральными азотными или органическими удобрениями, а также выращиванием бобовых растений, фиксирующих азот из воздуха почвы (см. подробнее). Общие признаки азотного голодания: торможение роста растений; у овощных культур старые листья приобретают желто-зеленый цвет; у плодовых листья дополнительно окрашиваются в красный цвет, после завязывания плодов часть их осыпается, а оставшиеся вырастают мелкими, с плотной мякотью. Применение минеральных азотных удобрений является самым простым способом повышение содержания азота в почве. Однако среди всех минеральных удобрений азотные наиболее опасны при передозировке: излишний азот накапливается в овощах в виде ниратов и нитритов, вредных для здоровья человека (предельно допустимые концентрации нитратов в овощах приведены в разделе "Технические условия, стандарты на продукцию" по отдельным овощам). Поэтому необходимо соблюдать нормы внесения удобрений. Нитраты в растениях накапливаются не только при избытке азота, но и при недостатке молибдена и железа, способствующих восстановлению нитратного азота (NO3) до аммиачного (NH4). Норму внесения можно рассчитать самостоятельно для определенного азотного удобрения под каждую культуру (см. расчет нормы внесения азотных удобрений). Это желательный и наиболее точный способ определить норму внесения, но для этого нужно знать запасы минерального азота и гумуса в Вашей почве (образцы анализируются в специальных лабораториях, которые есть в любых крупных городах). Менее точный, но более простой способ - воспользоваться рекомендуемыми нормами внесения азота (см. раздел "Удобрения" в "Технологиях выращивания" конкретных культур) и вычислить норму для определенного азотного удобрения, зная процентное содержание в нем азота (указано на упаковке или см. ниже). Например, если под морковь рекомендуется вносить 12 г азота на 1 м2, то мочевины (содержание азота 46%) нужно будет 12 * 100 / 46 = 26 г/м2. К сожалению, при этом не учитывается содержание азота в почве. Самый неточный и самый легкий способ - просто следовать общим рекомендациям на упаковке азотного удобрения. Однако, как правило, даже в этом случае удается избежать передозировки. Существуют различные способы внесения азотных удобрений, но в любом случае удобрения должны быть заделаны в почву, так как даже непродолжительное (2-3 часа) пребывание их на солнце и открытом воздухе резко снижает содержание азота. Азот может проникать в более низкие слои почвы с дождевой или поливной водой, поэтому допускается заделывать азотные удобрения неглубоко: вносить под предпосевную культивацию или даже разбросать и заделать граблями. Аммонийный азот легко вымывается из почвы, например, весной с талыми водами, поэтому большинство азотных удобрений в открытом грунте нельзя вносить осенью, в отличие от других удобрений. Наиболее распространены следующие азотные удобрения. Мочевина (карбомид) - CO(NH2)2 Наиболее концентрированное азотное удобрение (содержание азота 46%). В объеме 10 см3 содержится 6,5 г (1 г занимает 1,55 см3), т.е. в стакане (200 мл) поместится 130 г, в спичечном коробке 13 г. Удобрение сильно растворимо в воде, не слеживается, хорошо смешивается с другими удобрениями, вносится под все растения. Наибольший эффект дает на нейтральных и произвесткованных почвах. Обладает небольшим подщелачивающим эффектом, т.е. уменьшает кислотность почвы, однако, после нитрификации - подкисляет. Как в открытом, так и в защищенном грунте мочевину применяют весной и летом. Применение ее осенью в защищенном грунте может стать причиной аммиачного отравления овощных культур, в открытом грунте произойдет вымывание азота с талыми водами. Зимой в защищенном грунте ее можно вносить за две недели перед высадкой рассады - 5-6 г/м2. Можно также использовать для корневой и некорневой подкормки овощей в весеннее и летнее время. При корневой подкормке доза азота составляет 5-8 г, или 10-17 г удобрения на 1 м2. Для некорневой подкормки применяют раствор мочевины: в 1 л воды растворяют 4-6 г мочевины. На каждые 10 м2 используют 1 л раствора. В октрытом грунте вносят согласно рекомендациям. Сульфат аммония (сернокислый аммоний) - (NH4)2SO4 Содержание азота 21%. В объеме 10 см3 содержится 8 г (1 г занимает 1,25 см3), т.е. в стакане (200 мл) поместится 160 г, в спичечном коробке 16 г. Удобрение сильно растворимо в воде, слабо слеживается, хорошо смешивается с другими удобрениями, вносится под все растения. Наибольший эффект дает на нейтральных и произвесткованных почвах. В защищенном грунте сульфат аммония вносят один раз за период вегетации для устранения возможного дефицита серы. Если его применяют зимой, то дают около 24 г/м2 за две недели до высадки рассады. Удобрение нельзя использовать для некорневых подкормок (опрыскивания). В октрытом грунте вносят согласно рекомендациям. Аммиачная селитра (азотнокислый аммоний, нитрат аммония) - NH4 NO3 Содержание азота 34-35%. В объеме 10 см3 содержится 8,4 г (1 г занимает 1,19 см3), т.е. в стакане (200 мл) поместится 168 г, в спичечном коробке 17 г. Удобрение сильно растворимо в воде, слабо слеживается, плохо смешивается с суперфосфатом (перед смешиванием нейтрализуют известью), вносится под все растения. Наибольший эффект дает на нейтральных и произвесткованных почвах. В защищенном грунте аммиачную селитру можно применять под овощные культуры в любое время года: 8 г азота на 1 м2 вносят под вспашку перед высадкой рассады в грунт и 5 г (или 14 г удобрения) в период вегетации для корневой подкормки. Удобрение нельзя использовать для некорневой подкормки (опрыскивания) овощных культур. В открытом грунте вносят согласно рекомендациям. Калийная селитра - KNO3 Концентрированное и безбалластное сложное удобрение, содержание азота 14% и калия (K2O) - 45%. Отличное удобрение для овощеводства защищенного грунта, используется в любое время года: перед высадкой рассады под вспашку вносят до 36 г удобрения на 1 м2, для корневой подкормки - 18-20 г. Поскольку в калийной селитре азота содержится в 3-3,5 раза меньше, чем калия, то ее обязательно надо дополнять азотсодержащими удобрениями. Кальциевая селитра (азотнокислый кальций, нитрит кальция, известковая селитра) - Ca(NO3)2 Содержание азота 15,5%. В объеме 10 см3 содержится 10 г (1 г занимает 1 см3), т.е. в стакане (200 мл) поместится 200 г, в спичечном коробке 20 г. Удобрение сильно растворимо в воде, не слеживается в герметичной таре. Не допускается смешивание с суперфосфатом. Вносится под все растения. Наибольший эффект дает на кислых почвах, так как уменьшает кислотность. Азот содержится также в большинстве сложных удобрений: аммофос (9-12%, в зависимости от марки), диаммонийфосфат (19%), нитроаммофос (16-25%),нитроаммофоска (13-17%), нитрофос (24%) и т.д.

 

 

Вопрос

Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.
Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3
Важнейшие аллотропные модификации
Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.
Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.
Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив.
Получение
Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –t°® 3CaSiO3 + 5CO­ + 2P­
Химические свойства.
1. Реакции с кислородом:
4P0 + 5O2 –t°® 2P2+5O5
(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 –t°® 2P2+3O3)
2. С галогенами и серой:
2P + 3Cl2 ® 2PCl3
2P + 5Cl2 ® 2PCl5
2P + 5S –t°® P2S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O­
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:
2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3
(фосфид магния легко разлагается водой
Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3­(фосфин))
3Li + P ® Li3P-3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3­ + 3NaH2PO2
В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.
Соединения фосфора
P-3H3 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.
Получение
Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:
Ca3P2 + 6HCl ® 3CaCl2 + 2PH3­
Ca3P2-3 + 6H2O ® 3Ca(OH)2+ 2P-3H3­
Химические свойства.
1) Разлагается при нагревании:
2PH3 –t°® 2P + 3H2
2) Проявляет слабые основные свойства:
PH3 + HI ® [PH4]+I-
йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.
3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.
P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).
Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота H3PO3.
Получение
Окисление фосфора при недостатке кислорода
4P + 3O2 ® 2P2O3
Химические свойства
1. Все свойства кислотных оксидов.
P2O3 + 3H2O ® 2H3PO3
2. Сильный восстановитель
O2+ P2+3O3 ® P2+5O5
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).
Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).
Получение
4P + 5O2 ® 2P2O5
Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами
1)P2O5 + H2O ® 2HPO3(метафосфорная кислота)
P2O5 + 2H2O ® H4P2O7(пирофосфорная кислота)
P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4(ортофосфорная кислота)
2)P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)
3)P2O5 + 6KOH ® 2K3PO4+ 3H2O
P2O5 - сильное водоотнимающее средство:
4)P2O5+ 2HNO3 ® 2HPO3 + N2O5
P2O5+ 2HClO4 ® 2HPO3+ Cl2O7
HP+5O3 Метафосфорная кислота.
Получение
P2O5+ H2O ® 2HPO3
Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия)
Химические свойства
Характерны все свойства кислот.
H3P+5O3 Фосфористая кислота
Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.
Получение
PCl3+ 3H2O ® H3PO3+ 3HCl
Химические свойства
1) Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):
H3PO3+ 2NaOH ® Na2HPO3+ 2H2O
2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:
4H3PO3 ® 3H3PO4+ PH3
3) Восстановительные свойства:
H3PO3+ HgCl2+ H2O ® H3PO4+ Hg + 2HCl
H3P+5O4 Ортофосфорная кислота.
Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3.
Диссоциация:
H3PO4 «3H+ + PO4-3
H3PO4+ 3H2O «3H3O+ + PO43-
H3PO4 «H+ + H2PO4-
H2PO4- «H+ + HPO42-
HPO42- «H+ + PO43-
Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH2PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4).
Получение
1)P2O5+ 3H2O ® 2H3PO4
Промышленный способ:
2) Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) ® 2H3PO4+ 3CaSO4¯
3)3P + 5HNO3+ 2H2O ® 3H3PO4+ 5NO­
Химические свойства
Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.
2H3PO4 –t°® H4P2O7 + H2O
Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43-
3Ag+ + PO43- ® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок)
Фосфорные удобрения
Фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.
Фосфоритная мука
Получают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca3(PO4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах.
При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 ® Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
(Ca(H2PO4)2 простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 ® 3Ca(H2PO4)2(двойной суперфосфат)
Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:
H3PO4 + Ca(OH)2 ® CaHPO4 • 2H2O
Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – NH4H2PO4 + NH4NO3; аммофоска – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 + KCl.