Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения

Предлагаем ознакомиться со статьей на тему: "Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения" с советами и комментариями специалистов.

Фосфор

Характеристика элемента фосфора

Фосфор — элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [10Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Соединения фосфора

Фосфин РН3. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфина:

Получение фосфина в лаборатории:

СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз

Оксид фосфора (V) P2O5. Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р4О10 со строением из четырех тетраэдров [O=Р(O)3], связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P2O5. Существует также стеклообразный полимер (Р25)п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.

Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:

Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.

Ортофосфорная кислота Н3Р04. Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P2O5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН)3] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н20). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.

Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:

Получение фосфорной кислоты в промышленности:

кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4

Ортофосфат натрия Na3PO4. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.

Вступает в реакции ионного обмена.

Классификация фосфорных удобрений

Водорастворимые фосфорные удобрения

К этой группе относятся суперфосфаты. По способу производства и содержанию P2O5 суперфосфаты делятся на простые и двойные (тройные), по консистенции – на гранулированные и порошковидные. [2]

  • Суперфосфат простой(СаН2РО4)2 х Н2О + 2СаSО4 х 2Н2О в порошковидной форме содержит 19 % усвояемого фосфора, а гранулированный – не менее 20 %. Кроме того, удобрение содержит 50–55 % СаSО4. Наличие серы благоприятно сказывается на урожайности культур, положительно реагирующих на серу (рапса, капусты, брюквы, турнепса и др.), а также картофеля. [1]
  • Суперфосфат двойной Са(Н2РО4)2 х Н2О производится в гранулированном виде, содержит 43 и 49% P2O5, в зависимости от марки. Свободная кислота в составе удобрения не превышает 2,5–5 %. Положительно влияет на рост и развитие всех сельскохозяйственных культур. [1]
  • Суперфос – удобрение фосфорное концентрированное. Содержание P2O5 – 38–40 %. Половина соединений фосфора находится в водорастворимой форме. Получают путем химического воздействия на фосфоритную муку смеси серной и фосфорной кислот. Выпускается в гранулированном виде. По агрономической эффективности превосходит суперфосфаты. [2]

Цитратно- и лимоннорастворимые фосфорные удобрения

  • Преципитат СаНРО4 х 2Н2О содержит 27–38 % Р2О5. Внешне это порошок светло-серого или белого цвета. Получают путем нейтрализации фосфорной кислоты известковым молоком либо мелом и как отход желатинового производства. Растворим в лимоннокислом аммонии и хорошо усваивается растениями. Применяется для основного внесения. [5] Используется для добавки в корма. [5]
  • Термофосфаты2О х 3СаО х Р2О5 + SiО2 содержат 20–30 % фосфора в лимоннорастворимой форме. К этой группе удобрений относят томасшлак, мартеновский шлак, обесфторенный фосфат. Возможно производство из природных фосфатов, не пригодных для внесения в почву и трудно поддающихся химическому воздействию, с целью получения водорастворимых фосфорных удобрений.

Термофосфаты распространены в Западной Европе. В Германии это ренаний–фосфат, содержащий 25–30 % Р2О5. Получают спеканием фосфоритов с содой (20 %) и добавкой доменного шлака. Во Франции фоспаль (27–29 % Р2О5). Это плавленый фосфат. Получается из сенегальского алюмокальций фосфата при прокаливании при относительно невысоких температурах (550–600°C). [1]

  • Костяная мука – удобрение более эффективное, чем фосфоритная мука. Содержит 30–35 % Р2О5 и 1 % азота. Эффективна на кислых почвах, и даже на слабокислых оказывает значительное влияние на урожайность. Является побочным продуктом переработки костей. [2]
  • Труднорастворимые

    • Фосфоритная мука – тяжелый порошок темно-серого цвета. Получают путем размола фосфоритов. Выпускается четыре марки. Содержание Р2О5 – 20, 23, 26 и 29 %. Диаметр частиц – не более 0.18 мм. Это медленно действующее удобрение применяется при основном внесении и фосфоритовании почвы. [1]
    • Вивианит (болотная руда) Fe3(РО4)2 х 8 Н2О – мелкий порошок. Удобен для рассеивания. В чистом виде содержит 28 % Р2О5, с примесью торфа (торфовивианит) – 12–26 % Р2О5. Залежи вивианита встречаются в виде небольших гнезд или прослоек массы белесого цвета. На воздухе синеет. После добычи массу проветривают и подсушивают. [1]
    Читайте так же:  Капельный полив для клубники

    Сахар

    Суперфосфат используют для получения сахара

    Качественная реакция на ион РО4 3-

    — образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).

    Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:

    Получение: полная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия или по реакции:

    Гидроортофосфат натрия Na2HPO4. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н3Р04 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион НРО4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

    Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.

    Уравнения важнейших реакций:

    Получение: неполная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:

    2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

    Дигидроортофосфат натрия NaH2PO4. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н2Р04 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион Н2Р04 образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).

    Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.

    Уравнения важнейших реакций:

    Получение: неполная нейтрализация H34 едким натром:

    Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O

    Ортофосфат кальция Са3(PO4)2— Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).

    Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.

    Уравнения важнейших реакций:

    Химические и физические свойства

    Оксид фосфора – бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах. [1]

    Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

    Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH3) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты. [3]

    Трехмерная модель молекулы

    Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

    Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H3PO4, но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот. [4]

    Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора. [2]

    P2O5 + 3H2O2H3PO4

    Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH4 + , Na + , K + ) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H2PO4)2 и Mg(H2PO4)2) растворимы в воде.

    Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P2O5 для растений. [4]

    Аллотропные модификации фосфора

    Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р4 и красный фосфор Pn. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

    Красный фосфор состоит из полимерных молекул Pn разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

    Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

    Белый фосфор состоит из молекул Р4. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (tпл 44,14 °С, tкип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3 ). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

    Применяется в производстве Н3Р04 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

    Поведение в почве

    Поведение фосфорных удобрений в почве зависит не только от вида удобрения, но и от физико-химических процессов, проходящих в самой почве.

    При внесении они растворяются, и фосфат-ион постепенно переходит в различные соединения, присущие данному типу почв. Процесс этот медленный. Частично внесенные фосфатные удобрения (гранулированные, полурастворимые и нерастворимые) длительно сохраняются в почве в неизменном виде.

    Виды

    фосфорных удобрений

    Трансформация фосфора удобрений обусловлена следующими процессами:

      Обменным (коллоидно-химическим) поглощением фосфора твердой фазой почвы.
    Читайте так же:  Что сажать в феврале на рассаду

    Этот процесс наблюдается на поверхности гидратов полуторных оксидов (положительно заряженных коллоидных частиц) или на положительно заряженных участках отрицательно заряженных коллоидов (минералов каолинитовой и монтмориллонитовой групп, гидрослюд, коллоидов белковых групп). Обменное поглощение сильнее выражается в условиях кислой среды. Реакция среды вызывает изменение электрического потенциала почвенных коллоидов. Подкисление почвенного раствора благотворно влияет на большее поглощение анионов. Подщелачивание приводит к обратному результату. В почвах со слабокислой и нейтральной реакцией обменное поглощение выражено гораздо слабее.

    Обменно-поглощенные ионы путем десорбции легко вытесняются в раствор другими анионами минеральных и органических кислот. Данные вещества всегда присутствуют в почвенном растворе, и недостатка в них не испытывает ни один тип почвы. Это и определяет высокую подвижность обменно-поглощенных фосфатов в почвах и, как следствие, их доступность растениям.

    По своей доступности обменно-поглощенные фосфаты приравниваются к водорастворимым. [5]

    Поглощением фосфора катионами кальция, магния, оксидами и гидроксидами железа, алюминия, марганца и титана по типу химического связывания.

    Химическому поглощению в почвах подвергаются и водорастворимые фосфат-ионы удобрений, и фосфат-ионы, перешедшие в раствор из обменно-поглощенного состояния в результате десорбции. Ход и тип химического поглощения обусловливается типом почвы и степенью ее кислотности.

    Величина кислотности почвы определяет растворимость солей различных металлов (магния, алюминия, кальция, железа, титана и др.). Взаимодействуя с растворимыми фосфат-ионами, эти соли переводят их в труднорастворимые соединения. Установлено, что наименьшее связывание фосфатов и их максимальная подвижность наблюдаются в интервале pH5,0–5,5. На более кислых почвах фосфат-ионы поглощаются оксидами железа и алюминия, на менее кислых – кальция и магния.

    На почвах с нейтральной реакцией среды водорастворимые фосфорные удобрения в результате химического поглощения превращаются в двузамещенные фосфаты кальция и магния (CaHPO4 x 2H2O или MgHPO4 и долгое время остаются именно в таком доступном для растений виде. В дальнейшем ион водорода постепенно замещается кальцием или магнием и образуются трехзамещенные фосфаты этих элементов (Ca3(PO4)2 или Mg3(PO4)2. С течением времени образуются и более основные фосфаты типа октакальцийфосфата (Ca4H(PO4)3 x 3H2O) – это еще менее растворимое соединение. Однако данные соли, находясь в свежеосажденном аморфном состоянии, сохраняют свойство растворяться в слабых кислотах и остаются частично доступными для растений. По мере ретрограции (старения) и перехода из аморфного в кристаллическое состояние фосфаты становятся недоступными для большинства растений.

    В дерново-подзолистых почвах с кислой и слабокислой средой основными компонентами химического связывания фосфат-ионов из водорастворимых удобрений являются полуторные оксиды:

    Опытным путем установлено, что ранее не использованный («остаточный») фосфор хорошо доступен растениям. В почве фосфаты удобрений не закрепляются намертво в значительных количествах. Более того, при дефиците фосфорных удобрений происходит мобилизация фосфатных ресурсов почвы. При этом происходит постепенная трансформация труднорастворимых фосфатов в более растворимые. [5]

    Биологическим поглощением фосфора растениями и микрофлорой почвы.

    Биологическое поглощение фосфора растениями возможно только из солей ортофосфорной кислоты. Ортофосфорная кислота является трехосновной и может отдиссоциировать три аниона: H2PO4 — , HPO4 2- и PO4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, в которой чаще всего и растут растения, наиболее доступным является первый из перечисленных ионов, второй – в меньшей степени, третий практически не доступен.

    Все соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH4+, Na+, K+), а также однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H2PO4)2 и Mg(H2PO4)2) растворимы в воде и легко усваиваются растениями и микрофлорой почвы. [5]

    Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

    В некоторых случаях требуется рассчитать процентное содержание фосфора в удобрении, если дано содержание по P2O5. Расчет производится по формуле:

    y = x,% × 30,974 (молярная масса P) × 2 / 30,974 (молярная масса P) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

    х – содержание P2O5 в удобрении, %;

    y – содержание P в удобрении, %

    y = x, % × 0,43643

    в удобрении содержится 40% оксида фосфора

    для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P2O5 – 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

    Фосфорные удобрения

    Фосфорные удобрения – удобрения, содержащие в качестве основного питательного элемента фосфор. Различают три группы: водорастворимые, цитратно-лимоннорастворимые, труднорастворимые фосфорные удобрения. Применяются они в основной прием, при припосевном внесении и при подкормках. Основное сырье для производства – природные фосфаты (апатиты и фосфориты различных месторождений). [5]

    Содержание:

    Шкала степеней окисления фосфора:

    Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

    В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

    Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.

    Получение в промышленности фосфора

    — восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):

    Ca3(PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)

    Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.

    Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (Pn) может быть различной.

    Применение

    Сельское хозяйство

    Фосфорные удобрения применяют для повышения плодородия почвы, в частности, для увеличения содержания фосфора и доступных растениям фосфорных соединений. Кроме того, преципитат, обесфторенный фосфат, костную муку применяют для минеральной подкормки животных. [5]

    Читайте так же:  Как сажать перец на рассаду в домашних

    Промышленность

    Суперфосфат используют в дрожжевой и сахарной промышленности (фото). В строительстве он применяется для огнезащитного покрытия древесины.

    Двойной суперфосфат используют в химической промышленности в качестве источника фосфора и для приготовления тукосмесей. [3]

    Побдробнее о фосфоре читайте в статье Фосфор.

    Обзор кислородных соединений

    При горении твёрдого фосфора образуется ряд веществ, на состав которых влияет концентрация кислорода в окружающем воздухе. Теоретически существует вероятность ряда метастабильных оксидов с общей формулой P4On, где коэффициент n лежит в интервале от 6 до 9. При диссоциации таких веществ образуются молекулы PO, которые в составе паров обнаруживаются только спектроскопическими методами анализа.

    Список номенклатуры соединений, которые индивидуально выделяются, но не имеют широкого практического применения, выглядит так:

    Наиболее устойчивы, даже в парах остаются димерами и имеют для нужд химии практическую ценность Р2О3 — трёхвалентный оксид фосфора и Р2O5 — пятивалентный оксид фосфора. Физические свойства и основные характеристики приведены в таблице:

    Наименование систематическое Традиционное название Химическая формула Молярная масса, грамм/моль Плотность, грамм/куб. см Состояние
    оксид фосфора (III) фосфористый ангидрид или гексаоксид тетрафосфора P2O3 219,89 2,135 белые хлопья или кристаллы
    оксид фосфора (V) фосфорный ангидрид или пентаоксид фосфора P2O5 141,94 2.39 белый порошок

    Фосфорные удобрения

    Смесь Са(Н2Р04)2 и CaS04 называется простым суперфосфатом, Са(Н2Р04)2 с примесью СаНР04двойным суперфосфатом, они легко усваиваются растениями при подкормке.

    Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4.

    Видео (кликните для воспроизведения).

    Хлорид фосфора (V) PCI5. Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P2Cl10 с ионным строением РСl4+[РСl6] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.

    Оксид фосфора (V)

    Оксид фосфора (V) [P2O5] – соединение фосфора с кислородом, существует в виде димера P4O10 (декаоксид тетрафосфора). Наиболее употребима формула состава P2O5 (пентаоксид фосфора).

    Устаревшее название – фосфорный ангидрид. Является действующим веществом всех фосфорсодержащих удобрений

    Традиционно содержание Фосфора в удбрениях выражают содержанием Оксида фосфора.

    Все свойства Фосфора, как питательного элемента описаны в статье Фосфор.

    Фосфористый ангидрид

    Относится к бинарным неорганическим соединениям, имеет формулу P2O3 и представлен в виде димеров Р4О6. В основе молекулярной структуры лежит тетраэдр, где парные атомы фосфора разделяются атомом кислорода. Получение оксида фосфора (III) происходит при медленном окислении или горении элементарного фосфора в условиях дефицита воздуха или кислорода. Реакция записывается следующими формулами:

    При нормальной температуре, влажности и давлении вещество имеет вид белой воскообразной массы, плавящейся уже при 23,8 °C и легко возгоняющейся. Оно обладает неприятным запахом и очень ядовито, без труда растворяется в воде и органических растворителях, на свету неустойчиво и со временем приобретает сначала жёлтый, а затем красный цвет.

    Как типичный представитель класса кислотных оксидов, при растворении в холодной воде даёт фосфористую кислоту. Реакция такова:

    Р2О3 + 3H2О =2H3PO3

    При взаимодействии с горячей водой диспропорционирование протекает довольно интенсивно, образуются соединения фосфора с разными степенями окисления:

    2Р2О3 + 6Н2О = PH3 + 3H3PO4.

    Реакция термического разложения в вакууме при температурах от 210 до 250 °C позволяет получить октаоксид тетрафосфора и красный фосфор:

    4P4O6 = 3P4O8 + 4P.

    Гидроксиды металлов (щёлочи) реагируют с фосфористым ангидридом и образуют соли фосфористой кислоты:

    Р2О3 + 4KOH = 2K2HPO3 + Н2О.

    При взаимодействии с кислородом воздуха и галогенами выступает в роли восстановителя. В первом случае образуется фосфорный ангидрид:

    во втором — галогеноводород и ортофосфорная кислота:

    Р2О3 + 2F2 + 5Н2О = 4HF + 2H3PO4.

    Малоактивные металлы при помощи фосфористого ангидрида легко восстанавливаются из растворов их соединений:

    2P2O3 + 4HgCl2 + 10H2O = 4H3PO4 + 4Hg + 8HCl.

    Оксид фосфора (III) нашёл применение в лабораторной практике в качестве осушающего средства.

    Применение на различных типах почв

    Особенности применения фосфорных удобрений для различных почв зависят от растворимости фосфорных соединений:

    1. Фосфаты, растворимые в воде, применяются на всех почвах, под все культуры и в разные приемы.
    2. Эффективность применения фосфатов, растворимых в слабых кислотах (цитратно- и лимоннорастворимые фосфорные удобрения), на кислых почвах сильнее.
    3. Труднорастворимые удобрения эффективны на почвах с кислой реакцией. К ним относятся почвы нечерноземной зоны и северные черноземы (деградированные и выщелоченные). [2]

    Р2О3 — кислотный оксид

    Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

    Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р2О3:

    Взаимодействие Р2О3 со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

    Р2О3 — очень сильный восстановитель

    1. Окисление кислородом воздуха:

    2. Окисление галогенами:

    Р2О5 — оксид фосфора (V)

    При обычной температуре — белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р4О10. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

    Способ получения

    Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

    Химические свойства

    Р2О5 — типичный кислотный оксид

    Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

    Читайте так же:  Выращивание зерновых и технических культур

    а) с водой, образуя при этом различные кислоты

    б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2

    в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

    Р2О5 — водоотнимающий агент

    Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

    Это используется для получения ангидридов кислот.

    Фосфорные кислоты

    Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

    Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

    Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

    H3PO4 — фосфористая кислота

    Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н2[НРО3]

    Является слабой кислотой.

    Способы получения

    1. Растворение Р2О3 в воде (см. выше).

    2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl3 + ЗН2О = Н2[НРО3] + 3HCl

    3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2Н2[НРО3] + 6HCl

    Физические свойства

    При обычной температуре H3PO3 — бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

    Химические свойства

    Кислотные функции

    Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно — и двухзамещенные фосфиты, например:

    Восстановительные свойства

    Кислота и ее соли — очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H24 конц., К2Сr2O2), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

    При нагревании в воде Н3РO3 окисляется до H3PO4 с выделением водорода:

    Восстановительные свойства

    При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н3РO3 = ЗН3РO4 + РН3

    Фосфиты — соли фосфористой кислоты

    Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

    а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

    б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO3.

    Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

    Н3РO4 — ортофосфорная кислота

    3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

    По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

    Физические свойства

    При обычной температуре безводная Н3РO4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

    Способы получения

    Исходным сырьем для промышленного получения Н3РO4 служит природный фосфат Са3(РO4)2:

    I. 3-стадийный синтез:

    II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

    Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

    III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

    Химические свойства

    Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

    Кислотные функции

    в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

    В отличие от аниона NO3 — в азотной кислоте, анион РO4 3- окисляющим действием не обладает.

    Качественная реакция на анион РO4 3-

    Реактивом для обнаружения анионов РO4 3- (а также НРO4 2- , Н2РO4 — ) является раствор AgNO3, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

    Образование сложных эфиров

    Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров — нуклеиновых кислот.

    Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

    Фосфаты. Фосфорные удобрения.

    Н3РO4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

    Растворимость в воде

    большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)

    Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения

    Оксиды фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения

    Фосфор образует большое число различных оксидов и кислот. Среди них наиболее устойчивыми являются оксиды фосфора (III) и (V). Оксид фосфора (III) – Р2О3.

    Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид P2O5

    Химические свойства Р2О5: белое, сильно гигроскопичное вещество. Проявляет свойства кислотного оксида. Очень устойчив и не проявляет окислительных свойств.

    Фосфорная кислота (ортофосфорная) H3PO4.

    Прозрачные кристаллы, tпл = 42,3 о С , с водой смешивается в любых соотношениях. Электролит средней силы, диссоцирует ступенчато:

    Cоли ортофосфорной кислоты (фосфаты и гидрофосфаты).

    Являясь трехосновной кислотой, H3PO4 образует три вида солей. Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворим в воде только дигидрофосфат кальция

    Фосфорные удобрения. Фосфор повышает засухо- и морозоустойчивость, способствует накоплению ценных веществ в растениях. Удобрениями служат как природные фосфорные руды, так и продукты их химической переработки. Качество фосфорных удобрении характеризуется содержанием усвояемого Р в пересчете на Р2О5.Стандартным считается удобрение, содержащее 18,9% Р2О5. Сырьем для получения служат природные фосфорные руды – фосфориты и апатиты. Фосфоритная мука – это природный измельченный фосфорсодержащий минерал. Производство состоит из стадий дробления, сушки и размола фосфоритов. Суперфосфат простой получается разложением природных фосфатов серной кислотой. Простой суперфосфат содержит от 14 до 21% усвояемого Р2О5:

    Читайте так же:  Полив растений янтарной кислотой

    Суперфосфат двойной отличается меньшим содержанием балласта и содержит в 2–3 раза больше усвояемого Р2О5.

    Это был урок химии 21 — Оксиды фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения

    http://sovety-tut.ru/uroki-himii/oksidyi-fosfora-fosfornaya-kislota-i-ee-soli-fosfornyie-udobreniya

    Оксиды фосфора — свойства, химическая формула, характеристика

    Поглощение пентаоксида фосфора растениями

    Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора – это соли ортофосфорнонй кислоты H3PO4. Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

    Гидролиз пирофосфата натрия:

    Гидролиз триполифосфата натрия:

    Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

    Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H2PO 4, HPO4 2- , PO4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов. [4]

    Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

    Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P2O5 . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.

    Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений. [4]

    Уравнения важнейших реакций фосфора:

    Фосфорный ангидрид

    Эмпирическая формула высшего оксида фосфора P2O5 свидетельствует о том, что в этом соединении элемент проявляет максимальную валентность, равную пяти. Структурная (графическая) формула более наглядна и показывает межатомные связи внутри молекулы.

    В составе паров обнаруживаются димеры декаоксида тетрафосфора Р4О10. Твёрдое вещество обладает полиморфизмом и встречается как в аморфном стекловидном, так и в кристаллическом состоянии. Для последнего известны гексагональные и орторомбические модификации, переходящие из одной формы в другую при повышении температуры до 300 °C. В их молекулярной структуре группы PO4 образуют тетраэдры или кольца, что служит определяющим фактором для химических свойств соединения, влияет на лёгкость возгонки и активность взаимодействия с водой.

    Фосфорный ангидрид синтезируется при сжигании фосфора в условиях избытка воздуха или чистого кислорода. Процесс проводится в специальных камерах и состоит из окисления элементарного P осушенным воздухом, осаждение смеси разных форм оксидов и очистку отходящих газов возгонкой:

    При нормальных условиях это белая масса, напоминающая снег и не имеющая запаха. На воздухе быстро расплывается и образует сиропообразную жидкость — метафосфорную кислоту HPO3. Р2О5 — самый эффективный дегидратирующий (водоотнимающий) агент, иногда даже со взрывом поглощает воду и широко применяется для осушения нелетучих и газообразных веществ.

    Как типичный кислотный оксид фосфорный ангидрид ведёт себя, взаимодействуя с водой, щелочами и основными оксидами. В результате гидратации при нагревании образуется ряд кислот: метафосфорная, дифосфорная (пирофосфорная) и ортофосфорная. Это записывается уравнениями:

    • Р2О5 + Н2О = 2HPO3.
    • Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7.
    • Р2О5 + 3H2О = 2H3PO4.

    Последний продукт имеет наибольшее практическое применение для получения минеральных удобрений, незаменим при пайке и очистке металлов от ржавчины, промышленные морозильные установки используют его как компонент фреонов. Как пищевая добавка E338 фосфорная кислота служит недорогим регулятором кислотности в продуктах питания и шипучих напитках.

    Щёлочи образуют в результате взаимодействия с пентаоксидом фосфора средних и кислых солей — ортофосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов. Это иллюстрируется уравнениями, приведёнными ниже:

    • Р2О5 + 6KOH = 2K3PO4 + ЗН2О.
    • Р2О5 + 4KOH = 2K2HPO4 + Н2О.
    • Р2О5 + 2KOH = 2KH2PO4 + Н2О.

    Сплавление с основными оксидами даёт твёрдые соли ортофосфорной кислоты, на природу которых существенно влияют условия реакции:

    Р2О5 + ЗCaO = Cа3 (PO4)2.

    Чрезвычайно сильные дегидратирующие свойства позволяют P2O5 отнимать не только влагу, поглощённую веществами из воздуха (гигроскопическую), но и связанную химически:

    Р2О5 + 2HNO3 = 2HPO3 + N2О5.

    Такому водоотнимающему агенту покоряются даже оксикарбоновые кислоты, что с успехом применяется для получения их ангидридов. Спирты, эфиры, фенолы и другие органические растворители разрывают фосфор — кислородные связи в молекуле Р2О5 — и образуют фосфорорганические соединения. Реакции с аммиаком и галогеноводородами приводят к получению фосфатов аммония:

    P2O5 + NH3 + H2O = (NH4)3PO4

    и оксигалогенидов фосфора:

    Видео (кликните для воспроизведения).

    P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O.

    Фосфорный ангидрид нашёл применение при осушении жидких и газовых сред. В термическом способе получения ортофосфорной кислоты он является одним из промежуточных продуктов, а органический синтез широко использует его плюсы при дегидратации и конденсации.

    Источники

    Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения
    Оценка 5 проголосовавших: 1

    ОСТАВЬТЕ ОТВЕТ

    Please enter your comment!
    Please enter your name here