النيتروجين والفوسفور. مركبات النيتروجين والفوسفور. مجموعة فرعية من النيتروجين والفوسفور أكاسيد النيتروجين وأكاسيد الفوسفور
الخطوط العريضة للمحاضرة
1. النيتروجين. المنصب في PS. الأكسدة. التواجد في الطبيعة. الخصائص الفيزيائية والكيميائية.
2. مركبات النيتروجين الهيدروجينية ( الأمونيا، الهيدرازين، الهيدروكسيلامين، حمض الهيدرونيتروز).
3. مركبات الأكسجين من النيتروجين (أكاسيد النيتروجين والنيتروز والأحماض النتروزية والنيتريك).
4. الفوسفور. الخصائص الفيزيائية والكيميائية. مركبات الهيدروجين والأكسجين.
5. الأسمدة النيتروجينية والفوسفورية.
14.1 نتروجين. المنصب في PS. الأكسدة. التواجد في الطبيعة. الخصائص الفيزيائية والكيميائية
النيتروجين هو عنصر ف من المجموعة 5 PS. يحتوي على 5 إلكترونات في طبقة التكافؤ (2s 2 2p 3). حالات الأكسدة -3، -2، -1، 0، +1، +2، +3، +4، +5. هذا هو غير المعدنية النموذجية.
يبلغ إجمالي محتوى النيتروجين في القشرة الأرضية حوالي 0.03٪. ويتركز الجزء الأكبر منه في الغلاف الجوي، ومعظمه (75.6% بالوزن) عبارة عن نيتروجين حر (N2). المشتقات العضوية المعقدة للنيتروجين هي جزء من جميع الكائنات الحية. نتيجة لموت هذه الكائنات الحية وتحلل بقاياها، يتم تشكيل مركبات نيتروجين أبسط، والتي في ظل ظروف مواتية (أساسا نقص الرطوبة) يمكن أن تتراكم في قشرة الأرض.
في الظروف العادية، النيتروجين هو غاز عديم اللون والرائحة. كما أنه عديم اللون في الحالات السائلة والصلبة.
النيتروجين الحر خامل جدًا كيميائيًا. توجد رابطة ثلاثية بين الذرات في جزيء النيتروجين (طاقة الرابطة 940 كيلوجول/مول). في ظل الظروف العادية، فإنه عمليا لا يتفاعل مع أي من المعادن (باستثناء Li و Mg) أو مع غير المعادن. يزيد التسخين من نشاطه الكيميائي بشكل رئيسي نحو المعادن، حيث يتحد بعضها لتكوين النتريدات. عند درجة حرارة 3000 درجة مئوية يتفاعل مع الأكسجين الموجود في الهواء.
14.2 مركبات النيتروجين الهيدروجينية (الأمونيا والهيدرازين والهيدروكسيلامين)
صيغ مركبات الهيدروجين على التوالي:
NH 3، N 2 H 4، NH 2 OH، HN 3.
الأمونيا عبارة عن غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة مميزة ("الأمونيا"). قابلية ذوبانه في الماء أكبر من قابلية ذوبانه في جميع الغازات الأخرى: حجم واحد من الماء يمتص حوالي 1200 حجم من NH 3 عند 0 درجة مئوية، وحوالي 700 عند 20 درجة مئوية.
هيدرازين N2H4هو سائل عديم اللون يتطاير في الهواء ويمتزج بسهولة مع الماء هيدروكسيلامين NH2OHوهي بلورات عديمة اللون، شديدة الذوبان في الماء.
للتوصيف الكيميائي للأمونيا والهيدرازين والهيدروكسيلامين، هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات ذات أهمية أساسية: الإضافة واستبدال الهيدروجين والأكسدة.
عند ذوبانها في الماء، تتفاعل بعض جزيئات الأمونيا كيميائيًا مع الماء، لتشكل قاعدة ضعيفة (K d = 1.8 × 10 -5).
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 أوه ↔ NH 4 + + OH¯
يتفاعل الهيدرازين والهيدروكسيلامين أيضًا جزئيًا مع الماء. محاليل هذه المواد هي قواعد أضعف مقارنة بالأمونيا (K d = 8.5×10 -7 و K d = 2∙10 -8).
حمض الهيدرونيتريك HN3هو سائل عديم اللون ذو رائحة نفاذة، وأغشيته المخاطية سامة ومسببة للتآكل، وتنفجر الأبخرة بقوة كبيرة عند ملامستها للأشياء الساخنة.
الحمض مستقر في المحاليل المائية. هذا حمض ضعيف (أضعف قليلاً من حمض الأسيتيك) (K = 1.2∙10-5)، ويتفكك وفقًا للمخطط التالي:
ح3 ↔ ح + + ن 3 -
وتسمى الأملاح الأزيدات والمتفجرات (الصواعق).
14.3 مركبات الأكسجين من النيتروجين (أكاسيد النيتروجين وأحماض النيتريك والنيتروز)
يشكل النيتروجين أكاسيد: N 2 O، NO، N 2 O 3، NO 2، N 2 O 5. جميع الأكاسيد هي مواد غازية في الظروف العادية، باستثناء N2O5 (مادة بلورية عديمة اللون).
الأولين لا يشكلان الملح، في حين أن الباقي حمضي.
N 2 O 3 - أنهيدريد حمض النيتروز (HNO 2).
NO 2 - أنهيدريد النيتروز (HNO 2). وأحماض النيتريك (HNO3).
N 2 O 5 – أنهيدريد حمض النيتريك.
يشكل النيتروجين عدة أحماض: H 2 N 2 O 2 - نيتروز، HNO 2 - نيتروز، HNO 3 - نيتريك.
حمض النيتروز H2N2O2مادة بلورية بيضاء، قابلة للانفجار، قابلة للذوبان في الماء بسهولة. في المحلول المائي يكون حمض ديباسيك ضعيف، مستقر إلى حد ما (K 1 d = 9 × 10 -8 و K 2 d = 10 -11).
حمض النيتروز HNO2حمض أحادي القاعدة ضعيف وغير مستقر (Kd = 5×10 -4)، موجود في المحاليل المائية. أملاح النتريت مستقرة. يظهر حمض النيتروز وأملاحه ازدواجية الأكسدة والاختزال لأنها تحتوي على النيتروجين في حالة أكسدة متوسطة (+3).
ينظف حمض النيتريك HNO3- سائل عديم اللون بكثافة 1.51 جم/سم عند -42 درجة مئوية، يتصلب إلى كتلة بلورية شفافة
يعد حمض النيتريك من أقوى الأحماض في المحاليل المائية المخففة، حيث يتفكك تمامًا إلى أيونات:
HNO 3 → H + + NO 3 ¯.
حمض النيتريك هو عامل مؤكسد قوي. فهو يؤكسد المعادن إلى أملاح، وغير المعادن إلى أحماض أكسجين أعلى. وفي الوقت نفسه، يتم اختزاله في المحاليل المركزة لثاني أكسيد النيتروجين، وفي المحاليل المخففة، يمكن أن تحتوي منتجات اختزاله، اعتمادًا على نشاط المعدن، على N 2، NO، N 2 O، N 2 O 3، نه 4 رقم 3.
حمض النيتريك ليس له أي تأثير على الذهب والبلاتين والروديوم والإيريديوم. يتم تخميل بعض المعادن (مغلفة بطبقة واقية) في حمض النيتريك المركز. هذه هي الألومنيوم والحديد والكروم.
أملاح حامض النيتريك - النترات. تذوب جيدًا في الماء وتكون مستقرة في الظروف العادية. عند تسخينها، فإنها تتحلل وتطلق الأكسجين.
14.4 الفوسفور. الخصائص الفيزيائية والكيميائية. مركبات الهيدروجين والأكسجين
بالنسبة للفوسفور الصلب، هناك العديد من التعديلات المتآصلة المعروفة، منها اثنان فقط تمت مواجهتهما عمليًا: الأبيض والأحمر.
أثناء التخزين، يتحول الفوسفور الأبيض تدريجيًا (ببطء شديد) إلى شكل أحمر أكثر ثباتًا. يصاحب الانتقال إطلاق الحرارة (حرارة الانتقال):
ف أبيض = ف أحمر + 4 سعرة حرارية
النشاط الكيميائي للفوسفور أعلى بكثير من نشاط النيتروجين. وبالتالي، فإنه يتحد بسهولة مع الأكسجين والهالوجينات والكبريت والعديد من المعادن. في الحالة الأخيرة، يتم تشكيل الفوسفيدات المشابهة للنيتريدات (Mg 3 P 2، Ca 3 P 2، إلخ).
مركبات الهيدروجين للفوسفور هي الفوسفين (PH 3) والديفوسفين (P 2 H 4).
ثنائي الفوسفين (P 2 H 4) هو فوسفات الهيدروجين السائل، الذي يشتعل ذاتيًا في الهواء (يتم تفسير الخصلات في المقبرة من خلال تكوين هذه المادة أثناء احتراق الرفات).
هيدروجين الفوسفور ("الفوسفين") - PH 3 هو غاز عديم اللون ذو رائحة كريهة ("السمك الفاسد"). الفوسفين هو عامل اختزال قوي جدًا (الفوسفور لديه حالة أكسدة تبلغ -3) وهو شديد السمية. وعلى النقيض من الأمونيا، فإن تفاعلات الإضافة ليست شائعة جدًا بالنسبة للفوسفين. لا تُعرف أملاح الفوسفونيوم إلا بوجود عدد قليل من الأحماض القوية وهي غير مستقرة للغاية، ولا يتفاعل الفوسفين كيميائيًا مع الماء (على الرغم من أنه قابل للذوبان فيه تمامًا).
مركبات الأكسجين من الفوسفور - أكاسيد P 2 O 3 و P 2 O 5 ، الموجودة على شكل ثنائيات (P 2 O 3) 2 و (P 2 O 5) 2 ، وكذلك الأحماض: H 3 PO 2 - نقص الفوسفور ، H3PO3 – فوسفور، H3PO4 – فوسفوريك.
يؤدي احتراق الفوسفور مع نقص الهواء أو الأكسدة البطيئة إلى إنتاج أنهيدريد الفوسفور (P 2 O 3). والأخير عبارة عن كتلة بلورية بيضاء (تشبه الشمع). وعند تسخينه في الهواء يتحول إلى P2O5 (كتلة بيضاء تشبه الثلج). بالتفاعل مع الماء البارد، يشكل P 2 O 3 حمض الفوسفور ببطء:
ف 2 يا 3 + 3 ح 2 يا = 2 ح 3 ص 3
P 2 O 5 - أكسيد أعلى - يتم الحصول على أنهيدريد الفوسفوريك عن طريق احتراق الفوسفور في الأكسجين الزائد (أو الهواء). يجذب أنهيدريد الفوسفوريك (P 2 O 5) الرطوبة بقوة شديدة ولذلك يستخدم غالبًا كمجفف غاز.
يؤدي تفاعل P2O5 مع الماء، اعتمادًا على عدد جزيئات H2O المرتبطة، إلى تكوين أشكال الهيدرات التالية:
P2O5 + H2O = 2HPO3 (ميتافوسفوري)
P 2 O 5 + 2 H 2 O = H 4 P 2 O 7 (حمض البيروفوسفوريك)
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (حمض الأرثوفوسفوريك)
H 3 PO 2 (حمض الفوسفور) -إنها مادة بلورية عديمة اللون. في المحلول المائي هو حمض أحادي القاعدة قوي. وهو الأقوى بين أحماض الفوسفور. الحمض نفسه وأملاحه (الهيبوفوسفيت) هي عوامل اختزال.
حمض الفوسفور الحر (H3PO3) هي بلورات عديمة اللون تنتشر في الهواء وقابلة للذوبان في الماء بسهولة. وهو عامل اختزال قوي (ولكن في معظم الحالات بطيء المفعول). على الرغم من وجود ثلاث ذرات هيدروجين في الجزيء، إلا أن H 3 PO 3 يعمل فقط كحمض ثنائي القاعدة ذو قوة متوسطة. أملاحه (الفوسفور أو الفوسفيت)، كقاعدة عامة، عديمة اللون وقابلة للذوبان بشكل سيئ في الماء. من بين مشتقات المعادن الأكثر شيوعًا، فإن أملاح Na وK وCa هي الوحيدة القابلة للذوبان بدرجة عالية.
من بين أحماض الفوسفور الخماسي التكافؤ، يتمتع الأورثوهيدرات (H 3 PO 4) بأكبر أهمية عملية.
حمض الفسفوريكإنها بلورة عديمة اللون تنتشر في الهواء. يتم بيعه عادةً على شكل محلول مائي بنسبة 85٪، وهو ما يتوافق تقريبًا مع تركيبة 2H3PO4H2O وله قوام شراب سميك. على عكس العديد من مشتقات الفوسفور الأخرى، فإن H3PO4 غير سام. الخصائص المؤكسدة ليست مميزة على الإطلاق.
كونه حمض تريباسيك ذو قوة متوسطة، فإن H 3 PO 4 قادر على تكوين ثلاث سلاسل من الأملاح، على سبيل المثال: الأملاح الحمضية Na 2 HPO 4 و Na 2 HPO 4، وكذلك الملح الأوسط - Na 3 PO 4
NaH 2 PO 4 - فوسفات هيدروجين الصوديوم (فوسفات الصوديوم الأولي)
Na 2 HPO 4 - فوسفات هيدروجين الصوديوم (فوسفات الصوديوم الثانوي)
Na 3 PO 4 – فوسفات الصوديوم (فوسفات الصوديوم الثلاثي).
14.5 الأسمدة النيتروجينية والفوسفورية.
يعتبر النيتروجين والفوسفور من العناصر الكبيرة التي تحتاجها الكائنات النباتية والحيوانية بكميات كبيرة. النيتروجين جزء من البروتين. الفوسفور جزء من العظام. المشتقات العضوية لحمض الفوسفوريك هي مصادر الطاقة لتفاعلات الخلايا الماصة للحرارة.
الأسمدة النيتروجينية هي أملاح حمض النيتريك: KNO3 - نترات البوتاسيوم، NaNO3 - نترات الصوديوم، NH4 NO3 - نترات الأمونيوم، Ca(NO3) 2 - نترات النرويجية. محاليل الأمونيا في الماء هي الأسمدة النيتروجينية السائلة.
الأسمدة الفوسفورية هي أملاح حمض الفوسفوريك: Ca(H 2 PO 4) 2 × 2CaSO 4 - سوبر فوسفات بسيط، Ca (H 2 PO 4) 2 - سوبر فوسفات مزدوج، CaH PO 4 × 2 H 2 O - راسب. يتم استخدام الأسمدة الكبيرة على التربة بكميات كبيرة (بالسنت لكل هكتار).
حمض النيتريك هو حمض قوي. أملاحها - النترات- يتم الحصول عليها من خلال عمل HNO 3 على المعادن أو الأكاسيد أو الهيدروكسيدات أو الكربونات. جميع النترات شديدة الذوبان في الماء. لا يتحلل أيون النترات في الماء.
تتحلل أملاح حمض النيتريك بشكل لا رجعة فيه عند تسخينها، ويتم تحديد تكوين منتجات التحلل بواسطة الكاتيون:
أ) نترات المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يسار المغنيسيوم:
ب) نترات المعادن الموجودة في نطاق الجهد بين المغنيسيوم والنحاس:
ج) نترات المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يمين الزئبق:
د) نترات الأمونيوم:
لا تظهر النترات الموجودة في المحاليل المائية أي خصائص مؤكسدة عمليًا، ولكن عند درجات الحرارة المرتفعة في الحالة الصلبة تكون عوامل مؤكسدة قوية، على سبيل المثال، عند دمج المواد الصلبة:
الزنك والألمنيوم في محلول قلوي يختزل النترات إلى NH 3:
تستخدم النترات على نطاق واسع كأسمدة. علاوة على ذلك، فإن جميع النترات تقريبًا قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء، لذلك يوجد عدد قليل جدًا منها في الطبيعة على شكل معادن؛ الاستثناءات هي نترات التشيلية (الصوديوم) والنترات الهندية (نترات البوتاسيوم). يتم الحصول على معظم النترات بشكل مصطنع.
يستخدم النيتروجين السائل كمبرد وللعلاج بالتبريد. في البتروكيماويات، يستخدم النيتروجين لتطهير الخزانات وخطوط الأنابيب، والتحقق من تشغيل خطوط الأنابيب تحت الضغط، وزيادة إنتاج الحقول. في التعدين، يمكن استخدام النيتروجين لخلق بيئة مقاومة للانفجار في المناجم وتوسيع طبقات الصخور.
أحد المجالات الهامة لتطبيق النيتروجين هو استخدامه لمزيد من التوليف لمجموعة واسعة من المركبات التي تحتوي على النيتروجين، مثل الأمونيا والأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأصباغ وما إلى ذلك. وتستخدم كميات كبيرة من النيتروجين في إنتاج فحم الكوك ("الجاف" تبريد فحم الكوك") أثناء تفريغ فحم الكوك من بطاريات أفران فحم الكوك، وكذلك "لضغط" الوقود في الصواريخ من الخزانات إلى المضخات أو المحركات.
في صناعة المواد الغذائية، يتم تسجيل النيتروجين كمادة مضافة للغذاء E941، كوسيلة غازية للتعبئة والتخزين، يتم استخدام مادة التبريد والنيتروجين السائل عند تعبئة الزيوت والمشروبات غير الغازية لخلق ضغط زائد وبيئة خاملة في الحاويات الناعمة.
تمتلئ غرف الإطارات في معدات هبوط الطائرات بغاز النيتروجين.
31. الفوسفور – الإنتاج، الخصائص، التطبيق. التآصل. الفوسفين وأملاح الفوسفونيوم – تحضير وخصائص. الفوسفيدات المعدنية تحضيرها وخواصها.
الفوسفور- العنصر الكيميائي للمجموعة الخامسة عشرة من الفترة الثالثة للنظام الدوري لـ D.I Mendeleev؛ لديه العدد الذري 15. العنصر جزء من مجموعة البنكتوجين.
يتم الحصول على الفوسفور من الأباتيت أو الفوسفوريت نتيجة تفاعله مع فحم الكوك والسيليكا عند درجة حرارة حوالي 1600 درجة مئوية:
تتكثف أبخرة الفوسفور الناتجة في جهاز الاستقبال تحت طبقة من الماء إلى تعديل تآصلي على شكل فوسفور أبيض. بدلاً من الفوسفوريت، للحصول على الفوسفور العنصري، يمكن اختزال مركبات الفوسفور غير العضوية الأخرى بالفحم، على سبيل المثال، حمض الميتافوسفوريك:
يتم تحديد الخواص الكيميائية للفوسفور إلى حد كبير من خلال تعديله المتآصل. الفوسفور الأبيض نشط للغاية، وفي عملية التحول إلى الفسفور الأحمر والأسود، يتناقص النشاط الكيميائي. الفسفور الأبيض الموجود في الهواء، عندما يتأكسد بواسطة الأكسجين الموجود في الهواء في درجة حرارة الغرفة، ينبعث منه ضوء مرئي؛ ويعود التوهج إلى تفاعل الانبعاث الضوئي لأكسدة الفوسفور.
يتأكسد الفوسفور بسهولة بالأكسجين:
(مع الأكسجين الزائد)
(مع الأكسدة البطيئة أو نقص الأكسجين)
يتفاعل مع العديد من المواد البسيطة - الهالوجينات، والكبريت، وبعض المعادن، ويظهر خصائص مؤكسدة ومخفضة: مع المعادن - عامل مؤكسد، يشكل الفوسفيدات؛ مع غير المعادن - عامل اختزال.
عمليا لا يتحد الفوسفور مع الهيدروجين.
في المحاليل المركزة الباردة للقلويات، يحدث تفاعل عدم التناسب أيضًا ببطء:
عوامل مؤكسدة قوية تحول الفوسفور إلى حمض الفوسفوريك:
يحدث تفاعل أكسدة الفوسفور عند إشعال أعواد الثقاب، ويعمل ملح بيرثوليت كعامل مؤكسد:
الأكثر نشاطًا كيميائيًا وسامة وقابلة للاشتعال هو الفسفور الأبيض ("الأصفر")، ولهذا السبب يتم استخدامه كثيرًا (في القنابل الحارقة، وما إلى ذلك).
الفوسفور الأحمر هو التعديل الرئيسي الذي تنتجه وتستهلكه الصناعة. يتم استخدامه في إنتاج أعواد الثقاب، والمتفجرات، والمركبات الحارقة، وأنواع مختلفة من الوقود، وكذلك مواد التشحيم ذات الضغط العالي، كمادة أساسية في إنتاج المصابيح المتوهجة.
في ظل الظروف العادية، يوجد الفوسفور العنصري في شكل عدة تعديلات تآصلية مستقرة. لم يتم بعد دراسة جميع التعديلات المتآصلة المحتملة للفوسفور بشكل كامل (2016). تقليديا، هناك أربعة تعديلات: الأبيض والأحمر والأسود والفوسفور المعدني. في بعض الأحيان يتم استدعاؤهم أيضًا رئيسيالتعديلات المتآصلة، مما يعني أن جميع التعديلات الأخرى الموصوفة هي مزيج من هذه التعديلات الأربعة. في ظل الظروف القياسية، هناك ثلاثة تعديلات تآصلية فقط للفوسفور تكون مستقرة (على سبيل المثال، الفسفور الأبيض غير مستقر ديناميكيًا حراريًا (حالة شبه ثابتة) ويتحول بمرور الوقت في الظروف العادية إلى فسفور أحمر). في ظل ظروف الضغوط العالية جدًا، يكون الشكل المعدني للعنصر مستقرًا من الناحية الديناميكية الحرارية. وتختلف جميع التعديلات في اللون والكثافة وغيرها من الخصائص الفيزيائية والكيميائية، وخاصة النشاط الكيميائي. عندما تنتقل حالة المادة إلى تعديل أكثر استقرارًا من الناحية الديناميكية الحرارية، يتناقص النشاط الكيميائي، على سبيل المثال، أثناء التحول المتسلسل للفوسفور الأبيض إلى الأحمر، ثم الأحمر إلى الأسود (المعدني).
الفوسفين (فوسفيد الهيدروجين, فوسفيد الهيدروجين, هيدريد الفوسفور، الفوسفان PH 3) هو غاز عديم اللون وسام (في الظروف العادية) وله رائحة محددة تشبه رائحة الأسماك الفاسدة.
يتم الحصول على الفوسفين عن طريق تفاعل الفسفور الأبيض مع القلويات الساخنة، على سبيل المثال:
ويمكن الحصول عليه أيضًا عن طريق معالجة الفوسفيدات بالماء أو الأحماض:
عند تسخينه يتفاعل كلوريد الهيدروجين مع الفسفور الأبيض:
تحلل يوديد الفوسفونيوم:
تحلل حمض الفوسفونيك:
أو استعادته:
الخواص الكيميائية.
يختلف الفوسفين كثيرًا عن نظيره الأمونيا. نشاطه الكيميائي أعلى من نشاط الأمونيا، وهو ضعيف الذوبان في الماء، لأن القاعدة أضعف بكثير من الأمونيا. ويفسر هذا الأخير بحقيقة أن روابط H-P ضعيفة الاستقطاب وأن نشاط زوج الإلكترونات الوحيد في الفوسفور (3s 2) أقل من نشاط النيتروجين (2s 2) في الأمونيا.
في غياب الأكسجين، عند تسخينه، يتحلل إلى عناصر:
يشتعل تلقائيًا في الهواء (في وجود بخار ثنائي الفوسفين أو عند درجات حرارة أعلى من 100 درجة مئوية):
يظهر خصائص تصالحية قوية:
عند التفاعل مع الجهات المانحة البروتونية القوية، يمكن للفوسفين إنتاج أملاح الفوسفونيوم التي تحتوي على أيون PH 4 + (على غرار الأمونيوم). أملاح الفوسفونيوم، وهي مواد بلورية عديمة اللون، غير مستقرة للغاية وتتحلل بسهولة.
تعتبر أملاح الفوسفونيوم، مثل الفوسفين نفسه، عوامل اختزال قوية.
الفوسفيدات- مركبات ثنائية من الفوسفور مع عناصر كيميائية أخرى أقل سالبية كهربية يظهر فيها الفوسفور حالة أكسدة سلبية.
معظم الفوسفيدات عبارة عن مركبات من الفوسفور مع معادن نموذجية، والتي يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر لمواد بسيطة:
نا + ف (أحمر) → نا 3 ف + نا 2 ف 5 (200 درجة مئوية)
يمكن الحصول على فوسفيد البورون إما عن طريق التفاعل المباشر للمواد عند درجة حرارة حوالي 1000 درجة مئوية، أو عن طريق تفاعل ثلاثي كلوريد البورون مع فوسفيد الألومنيوم:
BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 درجة مئوية)
الفوسفيدات المعدنية عبارة عن مركبات غير مستقرة تتحلل بالماء والأحماض المخففة. وينتج عن ذلك الفوسفين، وفي حالة التحلل المائي، هيدروكسيد المعدن في حالة التفاعل مع الأحماض والأملاح.
Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3
عند تسخينها بشكل معتدل، تتحلل معظم الفوسفيدات. يذوب تحت الضغط الزائد لبخار الفوسفور.
على العكس من ذلك، فإن فوسفيد البورون BP مقاوم للحرارة (نقطة انصهار 2000 درجة مئوية، مع التحلل)، وهي مادة خاملة للغاية. يتحلل فقط مع الأحماض المؤكسدة المركزة، ويتفاعل عند تسخينه مع الأكسجين والكبريت والقلويات أثناء التلبيد.
32. أكاسيد الفوسفور - بنية الجزيئات، التحضير، الخصائص، التطبيق.
يشكل الفوسفور عدة أكاسيد. وأهمها أكسيد الفوسفور (V) P 4 O 10 وأكسيد الفوسفور (III) P 4 O 6. غالبًا ما تتم كتابة صيغها بشكل مبسط - P 2 O 5 و P 2 O 3. يحتفظ هيكل هذه الأكاسيد بالترتيب رباعي السطوح لذرات الفوسفور.
أكسيد الفوسفور (III) P 4 O 6- كتلة بلورية شمعية تذوب عند درجة حرارة 22.5 درجة مئوية وتتحول إلى سائل عديم اللون. سامة.
عند إذابته في الماء البارد يتكون حمض الفوسفور:
ف 4 س 6 + 6 ح 2 س = 4 ح 3 ص 3،
وعند التفاعل مع القلويات - الأملاح المقابلة (الفوسفيت).
عامل تخفيض قوي. عند التفاعل مع الأكسجين، يتأكسد إلى P 4 O 10.
يتم الحصول على أكسيد الفوسفور (III) عن طريق أكسدة الفوسفور الأبيض في غياب الأكسجين.
أكسيد الفوسفور (V) P 4 O 10- مسحوق بلوري أبيض. درجة حرارة التسامي 36 درجة مئوية. له عدة تعديلات، أحدها (ما يسمى بالمتطاير) له التركيبة P 4 O 10. تتكون الشبكة البلورية لهذا التعديل من جزيئات P 4 O 10 متصلة ببعضها البعض بواسطة قوى جزيئية ضعيفة يمكن كسرها بسهولة عند تسخينها. ومن هنا تقلب هذا التنوع. التعديلات الأخرى بوليمرية. وتتكون من طبقات لا نهاية لها من رباعي الأسطح PO 4.
عندما يتفاعل P 4 O 10 مع الماء، يتكون حمض الفوسفوريك:
ف 4 س 10 + 6 ح 2 س = 4 ح 3 ص 4.
كونه أكسيدًا حمضيًا، يتفاعل P 4 O 10 مع الأكاسيد والهيدروكسيدات الأساسية.
يتشكل أثناء أكسدة الفوسفور عند درجة حرارة عالية في الأكسجين الزائد (الهواء الجاف).
بسبب استرطابيته الاستثنائية، يتم استخدام أكسيد الفوسفور (V) في التكنولوجيا المخبرية والصناعية كعامل تجفيف وتجفيف. في تأثيره المجفف يتفوق على جميع المواد الأخرى. تتم إزالة الماء المرتبط كيميائيًا من حمض البيركلوريك اللامائي لتكوين أنهيدريده:
4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.
يستخدم P 4 O 10 كمجفف للغازات والسوائل.
يستخدم على نطاق واسع في التخليق العضوي في تفاعلات الجفاف والتكثيف.
المهمة رقم 1
من القائمة المعطاة للمواد البسيطة، اختر مادتين تتفاعلان مع حمض النيتريك المركز عند تسخينه.
2) الفضة
الجواب: 24
المهمة رقم 2
من القائمة المعطاة للمواد البسيطة، اختر مادتين لا تتفاعلان مع حمض النيتريك المركز عند تسخينه.
5) البلاتين
الجواب: 35
المهمة رقم 8
من قائمة المواد المعقدة، اختر مادتين تتفاعلان مع حمض النيتريك المركز عند تسخينه.
1) نترات النحاس الثنائي
2) نترات الحديد الثنائي
3) نترات الحديد (III).
4) نترات الأمونيوم
5) نتريت البوتاسيوم
الجواب: 25
المهمة رقم 14
من قائمة المواد المعطاة، اختر مادتين لا يمكنهما التفاعل مع نترات البوتاسيوم المنصهرة.
1) الأكسجين
2) أكسيد الكروم (III).
3) أكسيد النيتريك (الرابع)
4) أكسيد المنغنيز (الرابع).
الجواب: 13
المهمة رقم 16
من قائمة المواد المحددة، حدد تلك التي تتشكل أثناء تحلل نترات البوتاسيوم. يمكن أن يكون هناك أي عدد من الإجابات الصحيحة.
1) الأكسجين
2) أكسيد المعدن
4) أكسيد النيتريك (الرابع)
5) أكسيد النيتريك (I)
الجواب: 17
المهمة رقم 17
تم تحميص نترات الألومنيوم.
الجواب: 4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
المهمة رقم 18
تم تحميص نترات الأمونيوم.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O
المهمة رقم 19
تم تحميص نترات الفضة .
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
المهمة رقم 20
من قائمة المواد المعطاة، اختر تلك التي تتشكل أثناء تحلل نترات الحديد (III). يمكن أن يكون هناك أي عدد من الإجابات الصحيحة.
1) الأكسجين
2) أكسيد المعدن
5) أكسيد النيتريك (I)
7) أكسيد النيتريك (الرابع)
الجواب: 127
المهمة رقم 21
1) حامض النيتريك المخفف + النحاس
2) حمض النيتريك المركز + البلاتين
3) حمض النيتريك المخفف + الكلور
4) حامض النيتريك المركز + البروم
5) حامض النيتريك المخفف + النيتروجين
أدخل معادلة هذا التفاعل في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O
المهمة رقم 22
من القائمة المعطاة، حدد زوجًا من الكواشف التي يمكن التفاعل بينها.
1) نترات البوتاسيوم + كبريتات البوتاسيوم (محلول)
2) نترات البوتاسيوم + كلوريد النحاس الثنائي (محلول)
3) نترات الصوديوم + الكبريت (المذاب)
4) نترات الصوديوم + الكربون (محلول)
5) نترات الروبيديوم + الأكسجين (الذوبان)
الجواب: 2NaNO 3 + S = 2NaNO 2 + SO 2
المهمة رقم 23
من قائمة أزواج الكواشف، حدد الزوج الذي يكون فيه التفاعل الكيميائي ممكنًا. ردًا على ذلك، اكتب معادلة التفاعل مع المعاملات. إذا كان التفاعل غير ممكن في أي مكان، فاكتب الرد (-).
- 1. CuCl 2 + HNO 3 (مخفف)
- 2. CuSO 4 + HNO 3 (ديل.)
- 3. CuS + HNO 3 (conc.)
- 4. النحاس (رقم 3) 2 + حمض الهيدروكلوريك 3 (المخفف)
- 5. CuBr 2 + HNO 3 (مخفف)
الجواب: CuS + 8HNO 3 (conc) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
المهمة رقم 24
من القائمة المعطاة، اختر زوجًا من الكواشف التي يمكن حدوث تفاعل كيميائي بينها.
1) نترات النحاس + كبريتات البوتاسيوم (محلول)
2) نترات الأمونيوم + كلوريد البوتاسيوم (محلول)
3) نترات الصوديوم + أكسيد الكروم الثلاثي + الصودا الكاوية (المذابة)
4) نترات الصوديوم + مقياس الحديد (محلول)
5) نترات الروبيديوم + الجير المطفأ (تذوب)
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الإجابة: 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2H 2 O
المهمة رقم 25
تم إذابة الحديد في حمض النيتريك المركز الساخن.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: Fe + 6HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
المهمة رقم 26
تم إذابة النحاس في حمض النيتريك المخفف.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H2O
المهمة رقم 27
تم إذابة النحاس في حمض النيتريك المركز.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
المهمة رقم 28
اكتب معادلة التفاعل للتحلل الحراري لنترات المغنيسيوم.
استخدم علامة المساواة كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2 + O2
المهمة رقم 29
تم إذابة الكبريت في حمض النيتريك المركز.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6 NO 2 + 2 H 2 O
المهمة رقم 30
تمت إضافة فلز الألومنيوم إلى محلول يحتوي على نترات الصوديوم وهيدروكسيد الصوديوم. وقد لوحظ تكوين غاز ذو رائحة نفاذة.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 3NaNO 3 + 8Al + 5NaOH + 18H2O = 8Na + 3NH3
المهمة رقم 31
تم إذابة الفوسفور في حامض النيتريك المركز.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: P + 5HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
المهمة رقم 32
تم تحميص خليط من مساحيق أكسيد الكروم (III)، هيدروكسيد البوتاسيوم ونترات البوتاسيوم.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 3KNO3 + Cr2O3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O
المهمة رقم 33
تم وضع الفحم في نترات البوتاسيوم المنصهرة.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 2KNO 3 + C = 2KNO 2 + CO 2
المهمة رقم 34
تم إذابة المغنيسيوم في حمض النيتريك المخفف جدًا. لم يتم إطلاق أي غاز خلال هذا التفاعل.
أدخل معادلة التفاعل الذي تم إجراؤه في حقل الإجابة، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
المهمة رقم 35
احسب كتلة المادة الصلبة الناتجة من تحلل 188 جم من نترات النحاس، إذا تم إطلاق 5.6 لتر من الأكسجين أثناء العملية. اكتب إجابتك بالجرام وقربها إلى أقرب عدد صحيح.
الجواب: 134
المهمة رقم 36
احسب حجم الغازات المتكونة أثناء تحلل 85 جم من نترات الفضة. اكتب إجابتك باللتر، وقربها لأقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 16.8
المهمة رقم 37
عند إضافة 20 جم من خليط الرمل وبرادة النحاس إلى محلول 75% من حمض النيتريك، تم إطلاق 8.96 لتر من الغاز البني. حدد نسبة كتلة الرمل في الخليط الأولي. أعط إجابتك كنسبة مئوية وقربها إلى أقرب عدد صحيح.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 36
المهمة رقم 38
تم تحميص عينة من خليط من نترات الفضة والنحاس إلى وزن ثابت. يمكن أن تتفاعل المادة الصلبة الناتجة مع 365 جم من محلول حمض الهيدروكلوريك 10%. حدد كتلة الخليط الأولي إذا كانت نسبة كتلة نترات الفضة فيه 20%. اكتب إجابتك بالجرام، وقربها لأقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 117.5
المهمة رقم 39
تم إجراء التحليل الكهربائي لـ 100 جرام من محلول نترات الفضة حتى توقف تكوين المعدن عند الكاثود. احسب نسبة كتلة الملح في المحلول الأصلي إذا تم إطلاق 224 ml من الغاز عند القطب الموجب. اكتب إجابتك كنسبة مئوية، وقربها إلى أقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 6.8
المهمة رقم 50
1) هيدروكسيد البوتاسيوم
2) هيدروكسيد الألومنيوم
3) هيدروكسيد النحاس
4) هيدروكسيد الباريوم
5) هيدروكسيد البريليوم
الجواب: 14
المهمة رقم 54
من قائمة المواد المعقدة، اختر مادتين يتفاعل معهما الفوسفور.
2) حمض الهيدروكلوريك
3) الصودا الكاوية
4) حامض الكبريتيك
5) حمض السيليك
الجواب: 34
المهمة رقم 55
من القائمة المعطاة، حدد زوجًا من الكواشف التي يمكن التفاعل بينها.
1) الفوسفور + الكالسيوم
2) الفوسفور + الأرجون
3) فوسفور + نيتروجين
4) الفوسفور + الفضة
5) الفوسفور + الهيدروجين
الجواب: 2P + 3Ca = Ca 3 P 2
المهمة رقم 56
من القائمة المعطاة، حدد زوجًا من الكواشف التي يمكن التفاعل بينها.
1) الفوسفين + الجير المطفأ
2) الفوسفين + البيريت
3) الفوسفين + البوتاس
4) الفوسفين + كبريتيد الهيدروجين
5) فوسفين + أكسجين
في حقل الإجابة، أدخل معادلة هذا التفاعل، باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: 2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3 H 2 O
المهمة رقم 57
من القائمة المعطاة، حدد زوجًا من الكواشف التي يمكن التفاعل بينها.
1) أكسيد الفوسفور (V) + الكلور
2) أكسيد الفوسفور (V) + الأكسجين
3) أكسيد الفوسفور (III) + الأكسجين
4) أكسيد الفوسفور (III) + الهيدروجين
5) أكسيد الفوسفور (V) + كلوريد الهيدروجين
في حقل الإجابة، أدخل معادلة التفاعل باستخدام علامة التساوي كفاصل بين الجانبين الأيسر والأيمن.
الجواب: ف 2 س 3 + س 2 = ف 2 س 5
المهمة رقم 58
الجواب: 314
المهمة رقم 59
إنشاء تطابق بين اسم المادة ومجموعة الكواشف التي يمكن أن تتفاعل مع كل منها.
| مادة | الكواشف |
| أ) الفوسفين ب) نترات الباريوم ب) بروميد الفوسفور(V) | 1) HNO 3 (conc.)، O 2، H 2 O 2 2) الزنك، ح 2، ن 2 3) Cl 2، H 2 O، KOH 4) ك 2 SO 4، ك 3 بو 4، AgF |
اكتب الأرقام المحددة في الجدول تحت الحروف المقابلة.
الجواب: 143
المهمة رقم 60
إنشاء تطابق بين اسم المادة ومجموعة الكواشف التي يمكن أن تتفاعل مع كل منها.
| مادة | الكواشف |
| أ) أكسيد الفوسفور (III) ب) بيكربونات الأمونيوم ب) فوسفات الصوديوم | 1) مرحبا، يا 2، ح 2 يا 2 2) NaH 2 PO 4، HNO 3، AgNO 3 3) كوه، Ca(OH) 2، حمض الهيدروكلوريك 4) H 2 SO 4 (conc.)، HNO 3 (conc.)، O 2 |
اكتب الأرقام المحددة في الجدول تحت الحروف المقابلة.
الجواب: 432
المهمة رقم 61
إنشاء تطابق بين اسم المادة ومجموعة الكواشف التي يمكن أن تتفاعل مع كل منها.
| مادة | الكواشف |
| 1) HNO 3، O 2، H 2 O 2) ح 2 ق، الحديد، كي 3) Ca 3 (PO 4) 2، KOH، Ba(OH) 2 4) خسو 4، ك 3 ص 4، كف |
اكتب الأرقام المحددة في الجدول تحت الحروف المقابلة.
الجواب: 132
المهمة رقم 62
إنشاء تطابق بين اسم المادة ومجموعة الكواشف التي يمكن أن تتفاعل مع كل منها.
| مادة | الكواشف |
| أ) نترات الرصاص ب) الفوسفور ب) فوسفات الصوديوم | 1) HNO 3، O 2، Cl 2 2) ح 2 ق، الحديد، كي 3) CaO، RbOH، Ba(OH) 2 4) ح 2 سو 4، ح 3 بو 4، لينو 3 |
اكتب الأرقام المحددة في الجدول تحت الحروف المقابلة.
الجواب: 214
المهمة رقم 63
احسب حجم الفوسفين اللازم لإنتاج 49 جم من حمض الفوسفوريك تحت تأثير حمض النيتريك المركز. اكتب إجابتك باللتر، وقربها لأقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 11.2
المهمة رقم 64
أوجد كتلة الراسب الذي يتكون عند إضافة 8.2 جم من فوسفات الصوديوم إلى محلول كلوريد الكالسيوم الزائد. اكتب إجابتك بالجرام، وقربها إلى أقرب جزء من مائة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 7.75
المهمة رقم 65
تم حرق عينة من الفسفور وزنها 31 جم في كمية معينة من الأكسجين. وكانت النتيجة خليطًا من مادتين معقدتين، تم إذابتهما بعد ذلك في الماء. تحديد الجزء الكتلي من أكسيد الفوسفور (V) في منتجات احتراق الفوسفور إذا كان المحلول الناتج يمكن أن يغير لون 63.2 جم من محلول 5٪ من برمنجنات البوتاسيوم المحمض بحمض الكبريتيك بشكل كامل. اكتب إجابتك كنسبة مئوية، وقربها إلى أقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 96.1
المهمة رقم 66
تم إذابة خليط من كربونات البوتاسيوم ومساحيق كربونات الفضة بوزن 20 جم في الكمية المطلوبة من حمض النيتريك. عند إضافة فائض من فوسفات الصوديوم إلى المحلول الناتج، يترسب 4.19 جم من الراسب. تحديد الجزء الكتلي من كربونات البوتاسيوم في الخليط الأولي. اكتب إجابتك كنسبة مئوية، وقربها إلى أقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 79.3
المهمة رقم 67
احسب كتلة الفسفور التي يمكن الحصول عليها من تفاعل 31 جم من فوسفات الكالسيوم مع كمية زائدة من الفحم والرمل. اكتب إجابتك بالجرام، وقربها لأقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 6.2
المهمة رقم 68
تم تحلل عينة حجمها 10 جم من فوسفيد الصوديوم مائيًا بالكامل. احسب حجم الأكسجين اللازم للأكسدة الكاملة لمنتج التفاعل الغازي. اكتب إجابتك باللتر، وقربها لأقرب جزء من مائة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 4.48
المهمة رقم 69
تمت أكسدة عينة من الفوسفور بالكامل مع زيادة حمض النيتريك. احسب كتلة العينة إذا كانت هناك حاجة إلى 20 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم 10% (الكثافة 1.1 جم/مل) لامتصاص منتجات التفاعل الغازية. اكتب إجابتك بالملليجرام وقربها إلى أقرب عدد صحيح.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 341
المهمة رقم 70
احسب حجم ثاني أكسيد الكبريت الذي يمكن الحصول عليه من أكسدة 11.2 لترًا من الفوسفين بحمض الكبريتيك المركز. اكتب إجابتك باللتر، وقربها لأقرب جزء من عشرة.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
الجواب: 44.8
المهمة رقم 71
احسب كتلة محلول 20% من هيدروكسيد البوتاسيوم اللازم لتحييد نواتج التحلل المائي لـ 41.7 جم من كلوريد الفوسفور (V) بشكل كامل. اكتب إجابتك بالجرام وقربها إلى أقرب عدد صحيح.
في حقل الإجابة، أدخل الرقم فقط (بدون وحدات).
النيتروجين والفوسفور
يقع عنصرا النيتروجين والفوسفور في المجموعة الخامسة من الجدول الدوري، والنيتروجين في الدورة الثانية، والفوسفور في الدورة الثالثة. التكوين الإلكتروني لذرة النيتروجين:
تكافؤ النيتروجين: III و IV، حالة الأكسدة في المركبات: من -3 إلى +5.
هيكل جزيء النيتروجين: .
التكوين الإلكتروني لذرة الفوسفور: 
التكوين الإلكتروني لذرة الفوسفور في الحالة المثارة: 
تكافؤ الفوسفور: III وV، حالة الأكسدة في المركبات: -3، 0، +3، +5.
الخصائص الفيزيائية للنيتروجين. غاز عديم اللون، لا طعم له ولا رائحة، أخف قليلاً من الهواء (جم/مول، جم/مول)، قليل الذوبان في الماء. نقطة الانصهار -210 درجة مئوية، نقطة الغليان -196 درجة مئوية.
التعديلات المتآصلة للفوسفور. ومن المواد البسيطة التي يتكون منها عنصر الفوسفور، أكثرها شيوعاً الفوسفور الأبيض والأحمر والأسود.
توزيع النيتروجين في الطبيعة. يوجد النيتروجين في الطبيعة بشكل أساسي على شكل نيتروجين جزيئي. في الهواء، نسبة حجم النيتروجين هي 78.1٪، الكتلة - 75.6٪. توجد مركبات النيتروجين بكميات صغيرة في التربة. يوجد النيتروجين في الكائنات الحية كجزء من المركبات العضوية (البروتينات، الأحماض النووية، ATP).
توزيع الفوسفور في الطبيعة. يوجد الفوسفور في حالة مرتبطة كيميائياً في تركيبة المعادن: الفوسفوريت، الأباتيت، المكون الرئيسي منها هو . الفوسفور عنصر حيوي، فهو جزء من الدهون، والأحماض النووية، وATP، وأورثوفوسفات الكالسيوم (في العظام والأسنان).
الحصول على النيتروجين والفوسفور.
نتروجينيتم الحصول عليه صناعياً من الهواء السائل: بما أن النيتروجين لديه أدنى نقطة غليان بين جميع غازات الغلاف الجوي، فإنه يتبخر أولاً من الهواء السائل. يتم الحصول في المختبر على النيتروجين من التحلل الحراري لنتريت الأمونيوم: . الفوسفوريتم الحصول عليها من الأباتيت أو الفوسفوريت عن طريق تكليسها بفحم الكوك والرمل عند درجة حرارة:
الخواص الكيميائية للنيتروجين.
1) التفاعل مع المعادن. تسمى المواد المتكونة نتيجة هذه التفاعلات النتريداتو.
في درجة حرارة الغرفة، يتفاعل النيتروجين مع الليثيوم فقط:
يتفاعل النيتروجين مع معادن أخرى عند درجات حرارة عالية:
- نيتريد الألومنيوم
يتفاعل النيتروجين مع الهيدروجين في وجود عامل حفاز عند ضغط ودرجة حرارة مرتفعين:
- الأمونيا
عند درجات الحرارة المرتفعة جدًا (حوالي ) يتفاعل النيتروجين مع الأكسجين:
- أكسيد النيتروجين (II).
الخواص الكيميائية للفوسفور.
1) التفاعل مع المعادن.
عند تسخينه، يتفاعل الفوسفور مع المعادن:
- فوسفيد الكالسيوم
2) التفاعل مع غير المعادن.
يشتعل الفوسفور الأبيض تلقائياً، ويحترق الفوسفور الأحمر عند اشتعاله:
- أكسيد الفوسفور (V).
عندما يكون هناك نقص في الأكسجين، يتكون أكسيد الفوسفور (III) (مادة شديدة السمية):
التفاعل مع الهالوجينات:
التفاعل مع الكبريت:
الأمونيا
الصيغة الجزيئية للأمونيا: . الصيغة الإلكترونية:
الصيغة الهيكلية:
الخصائص الفيزيائية للأمونيا. غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة مميزة، وهو خفيف مثل الهواء تقريبًا، وهو سام. عندما يزيد الضغط أو يبرد، فإنه يتحول بسهولة إلى سائل عديم اللون، ونقطة الغليان، ونقطة الانصهار. تذوب الأمونيا جيدًا في الماء: مع حجم واحد من الماء، يذوب ما يصل إلى 700 مجلد من الأمونيا، مع 1200 مجلد.
إنتاج الأمونيا.
1) يتم الحصول على الأمونيا في المختبر عن طريق تسخين خليط جاف من هيدروكسيد الكالسيوم (الجير المطفأ) وكلوريد الأمونيوم (الأمونيا):
2) يتم الحصول على الأمونيا في الصناعة من مواد بسيطة - النيتروجين والهيدروجين:
الخواص الكيميائية للأمونيا. يحتوي النيتروجين الموجود في الأمونيا على أقل حالة أكسدة، وبالتالي لا يُظهر سوى خصائص مختزلة.
1) الاحتراق في جو من الأكسجين النقي أو في الهواء الساخن:
2) الأكسدة إلى أكسيد النيتروجين (II) في وجود محفز (البلاتين الساخن):
3) التفاعل العكسي مع الماء :
يحدد وجود الأيونات البيئة القلوية لمحلول الأمونيا. ويسمى المحلول الناتج الأمونيا أو الماء النشادري. توجد أيونات الأمونيوم فقط في المحلول. من المستحيل عزل هيدروكسيد الأمونيوم كمركب مستقل.
4) استخلاص المعادن من أكاسيدها:
5) التفاعل مع الأحماض لتكوين أملاح الأمونيوم (التفاعل المركب):
- نترات الأمونيوم.
تطبيق الأمونيا. يتم استهلاك كمية كبيرة من الأمونيا لإنتاج حمض النيتريك والأملاح النيتروجينية واليوريا والصودا بطريقة الأمونيوم. يعتمد استخدامه في وحدات التبريد على الكشط الخفيف ثم التبخر اللاحق مع امتصاص الحرارة. تستخدم المحاليل المائية للأمونيا كأسمدة نترات.
أملاح الأمونيوم
أملاح الأمونيوم- أملاح تحتوي على مجموعة كاتيونية. على سبيل المثال، - كلوريد الأمونيوم، - نترات الأمونيوم، - كبريتات الأمونيوم. الخصائص الفيزيائية لأملاح الأمونيوم. مواد بلورية بيضاء، شديدة الذوبان في الماء.
تحضير أملاح الأمونيوم. تتشكل أملاح الأمونيوم عندما تتفاعل الأمونيا الغازية أو محاليلها مع الأحماض:
الخواص الكيميائية لأملاح الأمونيوم.
1) التفكك:
2) التفاعل مع الأملاح الأخرى :
3) التفاعل مع الأحماض:
4) التفاعل مع القلويات:
هذا التفاعل نوعي لأملاح الأمونيوم. يتم تحديد الأمونيا المنطلقة من خلال رائحتها أو لون ورقة المؤشر الرطبة.
5) التحلل الحراري:
تطبيق أملاح الأمونيوم. وتستخدم أملاح الأمونيوم في الصناعة الكيميائية وكأسمدة معدنية في الزراعة.
أكاسيد النيتروجين وأكاسيد الفوسفور
يشكل النيتروجين أكاسيد تظهر فيها حالة الأكسدة من +1 إلى +5: ; لا؛ ; ; ; . جميع أكاسيد النيتروجين سامة. للأكسيد خصائص مخدرة، والتي يشار إليها في المرحلة الأولية بالنشوة، ومن هنا جاء اسم "غاز الضحك". يهيج الأكسيد الجهاز التنفسي والأغشية المخاطية للعينين. نتيجة ضارة للإنتاج الكيميائي، فهو يدخل الغلاف الجوي في شكل "ذيل الثعلب" - اللون الأحمر والبني.
أكاسيد الفوسفور: و. أكسيد الفوسفور (V) هو الأكسيد الأكثر استقرارًا في الظروف العادية.
الحصول على أكاسيد النيتروجين وأكاسيد الفوسفور.
مع الاتحاد المباشر للنيتروجين الجزيئي والأكسجين، يتم تشكيل أكسيد النيتروجين (II) فقط:
يتم الحصول على أكاسيد أخرى بشكل غير مباشر.
يتم الحصول على أكسيد الفوسفور (V) عن طريق حرق الفوسفور في الأكسجين الزائد أو الهواء:
الخواص الكيميائية لأكاسيد النيتروجين.
1) - مؤكسد، يمكن أن يدعم الاحتراق:
2) لا - يتأكسد بسهولة:
لا يتفاعل مع الماء والقلويات.
3) أكسيد الحمض:
4) - عامل مؤكسد قوي، أكسيد الحمض:
في ظل وجود الأكسجين الزائد:
Dimerizes، وتشكيل أكسيد - سائل عديم اللون: . رد الفعل يمكن عكسه. عند -11 درجة مئوية، ينزاح التوازن عمليًا نحو تكوين، وعند 140 درجة مئوية - نحو تكوين.
5) - أكسيد الحمض :
الخواص الكيميائية لأكسيد الفوسفور (V). الأحماض التي تحتوي على الفوسفور.
- أكسيد حمضي عادة. ثلاثة أحماض تتوافق معها: ميتا-,تقويمي-و ثنائي الفوسفاتأ. عند ذوبانه في الماء يتكون حمض الميتافوسفات أولاً:
أثناء الغليان لفترة طويلة مع الماء - حمض الأرثوفوسفات:
عندما يتم تحميص حمض الأرثوفوسفات بعناية، يتكون حمض ثنائي الفوسفات:
تطبيق أكاسيد النيتروجين وأكاسيد الفوسفور.
ويستخدم أكسيد النيتروجين (IV) في إنتاج حمض النيتريك، ويستخدم أكسيد النيتروجين (IV) في الطب.
يستخدم أكسيد الفوسفور (V) لتجفيف الغازات والسوائل، وفي بعض الحالات لإزالة الماء المرتبط كيميائيا من المواد.
أحماض النيتريك والفوسفات
الخواص الفيزيائية لحمض الأرثوفوسفات (الفوسفوريك). في الظروف العادية، فهي مادة صلبة، عديم اللون، بلورية. نقطة الانصهار +42.3. في الأحماض الصلبة والسائلة، ترتبط الجزيئات ببعضها البعض بواسطة روابط هيدروجينية. ويرجع ذلك إلى زيادة لزوجة المحاليل المركزة لحمض الفوسفوريك. وهو شديد الذوبان في الماء، ومحلوله عبارة عن إلكتروليت ذو قوة متوسطة. الخصائص الفيزيائية لحمض النيتريك. الحمض اللامائي (100%) هو سائل عديم اللون ذو رائحة قوية، درجة غليانه. إذا تم تخزينه في الضوء، فإنه يتحول تدريجياً إلى اللون البني بسبب تحلل وتكوين أكاسيد النيتروجين العالية، بما في ذلك الغاز البني. يمتزج جيدًا مع الماء بأي نسبة.
تحضير حمض الفوسفات .
1) من أملاحه الموجودة في معادن الفوسفات (الأباتيت والفوسفوريت) تحت تأثير حامض الكبريتيك:
2) تمييه أكسيد الفوسفور (V):
تحضير حمض النترات.
1) من الأملاح الجافة لحمض النيتريك تحت تأثير حامض الكبريتيك المركز:
2) مع أكاسيد النيتروجين:
3) التخليق الصناعي لحمض النيتريك:
- الأكسدة الحفزية للأمونيا، المحفز - البلاتين.
- الأكسدة بالأكسجين الجوي.
- الامتصاص بواسطة الماء في وجود الأكسجين.
الخواص الكيميائية لحمض الفوسفوريك. يعرض جميع الخصائص النموذجية للأحماض. حمض الفوسفات ثلاثي القاعدة ويشكل سلسلتين من الأملاح الحمضية - ثنائي هيدروفوسفاتو فوسفات الهيدروجينس.
1) التفكك:
4) التفاعل مع الأملاح. التفاعل مع نترات الأرجنتوم هو نوعي للأيون - يترسب راسب فوسفات الأرجنتوم:
5) التفاعل مع المعادن في مدى الجهد الكهروكيميائي حتى الهيدروجين:
الخواص الكيميائية لحمض النيتريك. حمض النيتريك هو عامل مؤكسد قوي.
1) التفكك:
2) التفاعل مع أكاسيد المعادن :
3) التفاعل مع القواعد:
4) التفاعل مع الأملاح :
5) التفاعل مع المعادن. عندما يتفاعل حمض النيتريك المركز والمخفف مع المعادن، يتكون الملح (النترات) وأكاسيد النيتروجين والنيتروجين أو الأمونيا والماء.
تطبيق أورثوفوسفات وأحماض النيتريك.
حمض الأرثوفوسفاتتستخدم على نطاق واسع في إنتاج الأسمدة المعدنية. وهو غير سام ويستخدم في صناعة المواد الغذائية لصنع العصائر والمشروبات (كوكا كولا، بيبسي كولا).
حمض النيتريكيتم إنفاقها على إنتاج الأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأدوية والأصباغ والبلاستيك والألياف الصناعية وغيرها من المواد. يستخدم حمض النيتريك المركز في تكنولوجيا الصواريخ كمؤكسد لوقود الصواريخ.
النترات
أملاح حمض النيتريك - نتراتس. هذه هي المواد الصلبة البلورية يعتبر التسميد بالأسمدة المعدنية هو الإجراء الأكثر أهمية عند رعاية النباتات. أي سماد معدني هو عبارة عن مركز صناعي يحتوي على مواد مغذية على شكل أملاح معدنية. عادة ما تحتوي التربة على جميع المركبات اللازمة للنبات، ولكن في مراحل معينة من التطور يحتاج المحصول إلى جرعات متزايدة من أي عنصر. في مثل هذه الحالات، لا يمكنك الاستغناء عن المكملات المعدنية. فهو يسمح لك بالحصول على عائد مرتفع باستثمار متواضع للغاية من المال والعمالة. يمكن أن تكون الأسمدة بسيطة أو معقدة، اعتمادًا على كمية العناصر الغذائية التي تحتوي عليها.
- نترات الأمونيوم واليوريا – 10-25 جم/م2؛
- نترات الصوديوم والكالسيوم: حتى 70 جم/م2.
- نترات؛
- الأمونيوم؛
- الأمونيا.
- نترات الأمونيوم؛
- الأميد.
- الصف الأول - 16.4%؛
- الصف الثاني - 16.3%؛
- الفنية 15.5%.
- المنغنيز.
- الموليبدينوم.
- نحاس؛
- الكوبالت.
- تتحول الأوراق القديمة إلى اللون البني عند الحواف وتكتسب مظهرًا محترقًا؛
- الأوراق حليقة ومموجة.
- تكتسب أوراق البطاطس طلاء برونزي مميز؛
- تصبح سيقان الخضروات صلبة وخشبية.
- كلوريد البوتاسيوم - 20-40 جم/م2؛
- كبريتات البوتاسيوم - 10-15 جم/م2؛
- نترات البوتاسيوم - 15-20 جم/م2.
- السوبر فوسفات - مع نترات الأمونيوم وكبريتات الأمونيوم وكلوريد البوتاسيوم.
- سوبر فوسفات مزدوج - مع اليوريا.
- جميع الأسمدة النيتروجينية (ما عدا اليوريا) - مع السماد.
عرض الكل
نتروجين
التربة في المناطق ذات المناخ الممطر والمروية صناعياً، مثل أراضي الدفيئات وحدائق الخضروات والأراضي المنزلية، تكون دائماً فقيرة بالنيتروجين. يذوب العنصر بسهولة في الماء.
مع هطول الأمطار الغزيرة أو الري المتكرر، يتسرب النيتروجين من الطبقة العليا من التربة، حيث توجد جذور نباتات المحاصيل، بشكل أعمق ويصبح غير متوفر. في مثل هذه الحالات، توفر الأسمدة النيتروجينية زيادة كبيرة في العائد، والتي يمكن أن تصل إلى 50٪.
في منطقة الأرض غير السوداء، مع الجرعة المثالية من الأسمدة النيتروجينية، ينتج كل كيلوغرام من النيتروجين 50-70 كجم إضافية من البطاطس، و20-30 كجم من الملفوف الأبيض، و6-7 كجم من البصل.
متوسط معدلات تطبيق الأسمدة النيتروجينية:
في روسيا، تقع أكبر كمية من الأمطار على ساحل البحر الأسود، في الجزء الشمالي من جبال الأورال، في مناطق إيركوتسك وكيميروفو وخانتي مانسيسك. يتم غسل التربة بشدة في مناطق بسكوف وسمولينسك وفولوغدا ولينينغراد. في هذه المناطق، من المستحيل الحصول على محصول جيد بدون الأسمدة النيتروجينية.
في الأسمدة ذات المكون الواحد، يمكن أن يكون النيتروجين في أشكال مختلفة:
نترات
تم العثور على النيتروجين في شكل نترات في نترات الصوديوم والكالسيوم. هذه الأسمدة هي منتج ثانوي للإنتاج الكيميائي. لا يتم إنتاج سوى عدد قليل منها - أقل من 1٪ من إجمالي الأسمدة النيتروجينية.
نترات الصوديوم
نترات الصوديوم أو نترات التشيلية لها الصيغة NaNO3. بالإضافة إلى النيتروجين، يحتوي المنتج على الصوديوم - 26٪.
يشبه الملح الصخري التشيلي بلورات صغيرة بيضاء أو صفراء اللون. يذوب جيداً في الماء، مما يعطيه طعماً مالحاً ومراً. عند تخزينها بشكل صحيح، فإنها لا تتكتل عمليا، لأنها لا تمتص الرطوبة من الهواء.
بعد إضافة النترات، تصبح التربة قلوية قليلاً. في الزراعة، يتم استخدام المنتج لتغذية المحاصيل الشتوية والأعشاب المعمرة والتوت والخضروات. الأسمدة مفيدة بشكل خاص للمحاصيل الجذرية: العلف وبنجر المائدة والبطاطس والجزر. ويفسر ذلك حقيقة أن الصوديوم يسرع تدفق الكربوهيدرات من الجزء الموجود فوق سطح الأرض إلى الجزء الموجود تحت الأرض. ونتيجة لذلك، تنمو الخضروات الجذرية بشكل أكبر وأكثر حلاوة. يمكن خلط نترات الصوديوم مع السوبر فوسفات وكلوريد البوتاسيوم.
نترات الكالسيوم
يحتوي الأسمدة من 15 إلى 17٪ نيتروجين. يشبه الأسمدة بلورات بيضاء صغيرة ويذوب بسرعة في الماء. المادة قادرة على امتصاص الرطوبة من الهواء، وحتى في ظل ظروف التخزين الجيدة، تتكتل بسرعة، لذلك يجب تخزينها ونقلها في عبوات محكمة الإغلاق. لتقليل الرطوبة، تقوم بعض الشركات المصنعة بضغط نترات الكالسيوم إلى حبيبات بقشرة طاردة للماء، ولكن حتى هذا لا يساعد كثيرًا. تستخدم المادة بشكل رئيسي في التربة الحمضية لأنها قلوية.
الأسمدة مناسبة تمامًا لأي خضروات باستثناء البطاطس. هذا هو التركيب الوحيد الذي يحتوي على الكالسيوم في شكل قابل للذوبان في الماء، لذلك يستخدم على نطاق واسع في البيوت الزجاجية والدفيئات الزراعية لتغذية الجذور والأوراق للخيار والطماطم. نترات الكالسيوم، التي تمتص الماء بسرعة، ليست ذات فائدة كبيرة للتطبيق على التربة. كما لا ينصح بخلطه مع دهون أخرى، حيث يتحول الخليط إلى كتلة عجينية.
عيب جميع الملح الصخري هو محتواه المنخفض من النيتروجين. تكاليف النقل والشراء قد لا تكون مبررة من خلال زيادة العائد.
الأمونيوم
وتحتوي المواد الموجودة في هذه المجموعة على النيتروجين على شكل أمونيوم (NH4) مما يمنحها قابلية جيدة للذوبان في الماء. الميزة الرئيسية لأسمدة الأمونيوم هي أن النيتروجين على شكل أمونيوم متاح بسهولة للنباتات. إنه متحرك بشكل معتدل في التربة، أي أنه لا يتم غسله عمليا أثناء هطول الأمطار والري.
يمكن استخدام أسمدة الأمونيوم في الخريف - لن يتم غسلها من التربة بالمياه الذائبة في الربيع ولن تتحول إلى شكل يتعذر الوصول إليه خلال فصل الشتاء. ويوصي الخبراء باستخدام أسمدة الأمونيوم كأسمدة أساسية في الخريف أو الربيع، وأسمدة النترات كسماد علوي.
كبريتات الامونيوم
كبريتات الأمونيوم (كبريتات الأمونيوم) – الصيغة (NH4)2SO4. يحتوي المنتج على مادتين ضروريتين للنباتات - النيتروجين والكبريت. الأسمدة من أعلى درجة (21% نيتروجين) وتقنية (19% نيتروجين).
يتم إنتاج كبريتات الأمونيوم صناعيا وكمنتج ثانوي لصناعة الحديد والصلب. يمكنك تمييز الأسمدة الاصطناعية عن سماد فحم الكوك حسب اللون. يكون اللون الصناعي أبيض ناصع البياض، بينما يحتوي فحم الكوك الكيميائي على شوائب، ولذلك يكون لونه رماديًا أو مزرقًا أو محمرًا. لا يمتص الأسمدة الماء من الهواء تقريبًا، لذلك يتكتل قليلاً.
يحتوي المنتج على ما يصل إلى 24٪ كبريت. يحتاج البصل والثوم وبذور اللفت والخردل بشكل خاص إلى هذا العنصر الدقيق. ترجع الرائحة المميزة لهذه النباتات إلى حد كبير إلى الكبريت الذي تحتوي عليه. عندما يزرع البصل والثوم في تربة تحتوي على نسبة عالية من الكبريت أو عند إضافة كبريتات الأمونيوم، يصبح البصل والثوم أكثر رائحة ويكونان أقل تضرراً من الآفات والأمراض. بعد البصل، فإن الملفوف والقرنبيط والكانولا لديها أعلى متطلبات الكبريت، تليها البقوليات والحبوب.
كبريتات الأمونيوم الصوديوم
تحتوي المادة على 17% نيتروجين و 8% صوديوم. خارجيا، يتكون الأسمدة من بلورات بيضاء أو رمادية داكنة أو صفراء.
يتم استخدامه بنفس طريقة استخدام كبريتات الأمونيوم العادية، ولكن نظرًا لمحتواه من الصوديوم، فمن الأفضل استخدامه تحت الخضروات الجذرية.
كلوريد الأمونيوم
الصيغة الكيميائية للأسمدة هي NH4Cl. وهو منتج ثانوي لإنتاج الصودا. يحتوي على 25% نيتروجين. تحتوي التركيبة على ما يصل إلى 67٪ من الكلور، وهو ضار بالنباتات، لذلك لا يستخدم لتغذية المحاصيل الحساسة لهذا العنصر: العنب والتبغ والحمضيات.
كلوريد الأمونيوم يحمض التربة. مع تطبيق الأسمدة لمرة واحدة، لن تصبح التربة أسوأ، ولكن مع الاستخدام المنهجي هناك خطر تحمض الأسرة.
الأسمدة السائلة الأمونيا
الأسمدة السائلة متاحة بسهولة للنباتات. في الآونة الأخيرة، تزايد إنتاج أسمدة الأمونيا السائلة.
الصيغة الكيميائية للأمونيا السائلة NH3. ويتم الحصول على الأسمدة عن طريق تعريض غاز الأمونيا لضغط مرتفع. والنتيجة هي سائل عديم اللون مع درجة غليان 34 درجة. لا يمكن تخزينه في حاويات مفتوحة لأنه يتبخر بسرعة. يتم تخزين الأمونيا السائلة ونقلها في أسطوانات وخزانات فولاذية.
ماء الأمونيا (الأمونيا المائية) هو الأمونيا المذابة في الماء. الأسمدة متوفرة في نوعين. الأول يحتوي على 20.5٪ نيتروجين والثاني - ما لا يقل عن 18٪. ماء الأمونيا سائل عديم اللون ذو رائحة الأمونيا. ولا يمكن تخزينه ونقله إلا في حاويات مغلقة، حيث يتبخر النيتروجين بسهولة.
الأسمدة النيتروجينية السائلة ليست للهواة. مستهلكيها هم مؤسسات زراعية كبيرة.
الأسمدة السائلة أرخص بكثير من الأسمدة الصلبة، على الرغم من أن نقلها وتخزينها يتطلب تكاليف كبيرة. في الشركات، يُسمح فقط للعمال المدربين خصيصًا بالعمل بالأسمدة السائلة. يستخدم سكان الصيف العاديون وعشاق الزهور الداخلية أيضًا سماد النيتروجين السائل - الأمونيا.
نترات الأمونيوم
تحتوي الأسمدة من هذا النوع على النيتروجين في شكلين في وقت واحد: NO3 (النترات) وNH4 (الأمونيوم). وبالتالي، من حيث النسبة المئوية، فهي تحتوي على نيتروجين أكثر من سابقاتها.
نترات الأمونيوم
نترات الأمونيوم هي الأسمدة النيتروجينية الرئيسية. ما يقرب من 55-60٪ من جميع مركبات النيتروجين المستخدمة في الزراعة هي نترات الأمونيوم. يحتوي السماد على 34% نيتروجين. يبدو مثل بلورات بيضاء أو حبيبات من مختلف الأشكال. تمتص المادة الماء من الهواء، لذلك يتم تخزينها في غرف جافة في عبوات مقاومة للماء.
المنتج نار ومتفجّر. وينبغي أن تبقى بعيدا عن اللهب المكشوف والمتفجرات. نترات الأمونيوم لا تحتوي على صابورة وتذوب دون بقايا. يعمل على التربة كمحمض.
نترات الأمونيوم الكالسيوم
يتم الحصول على المنتج عن طريق خلط نترات الأمونيوم مع الجير أو الطباشير أو الدولوميت. الأسمدة لا تحمض التربة، وليست متفجرة، ولا تتكتل. يحتوي على 22-26% نيتروجين و17-27% كربونات الكالسيوم، مناسب للاستخدام المنهجي في التربة التي تتطلب التجيير.
الأميد - يوجد في هذه الأسمدة النيتروجين على شكل (NH2)2. في روسيا، يتم إنتاج سماد واحد فقط من هذه الفئة، وهو معروف حتى لسكان الصيف المبتدئين. هذه هي اليوريا (الكرباميد). منتجات ذات تركيبة كيميائية CO(NH2)2، محتوى النيتروجين 46%. يتم إنتاج اليوريا من الأمونيا تحت ضغط عال. ونتيجة لذلك، تتشكل بلورات بيضاء صغيرة شديدة الذوبان في الماء. عند تخزينها بشكل صحيح، لا تتكتل اليوريا.
لا ينبغي أن تنتشر اليوريا على سطح التربة، حيث سيتبخر النيتروجين. يجب أن يتم دمجها على الفور في التربة.
اليوريا هي واحدة من أفضل مركبات النيتروجين. يمكن استخدامه في جميع أنواع التربة ولأي محاصيل كسماد رئيسي أو تغذية علوية، بما في ذلك التغذية الورقية. وبالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام اليوريا في تربية الماشية كمادة مضافة للأعلاف.
الفوسفور
أي نبات يحتاج إلى الفوسفور. عندما يكون هذا العنصر ناقصًا، يتباطأ المحصول وتتحول الأوراق إلى اللون الأخضر أو الأرجواني أو الأحمر. ثم تظهر بقع داكنة على طول حواف الصفائح. تظهر علامات تجويع الفوسفور بشكل أساسي على الأوراق السفلية. مع المجاعة الحادة للفوسفور، يتأخر الإزهار والنضج بشكل ملحوظ. تحتاج النباتات بشكل خاص إلى الفوسفور بشكل عاجل في المراحل الأولى من التطور، عندما لا يتمكن نظام جذرها الصغير من امتصاص كمية كافية من العنصر من التربة.
عادة ما تحتوي التربة على الكثير من الفوسفور، ولكن يتم تضمينه في المركبات التي لا يمكن للنباتات الوصول إليها. ولذلك فإن التسميد الفوسفوري مطلوب بشكل عاجل لجميع المحاصيل الزراعية. تمتلك روسيا أغنى مخزون في العالم من خام الأباتيت، وهو مادة خام لإنتاج الأسمدة الفوسفاتية. يتم إنتاج الأسمدة المحتوية على الفوسفور المدرجة في الجدول من الأباتيت.
أنواع الأسمدة الفوسفاتية:
الأسمدة الفوسفورية الرئيسية لسكان الصيف هي السوبر فوسفات - بسيطة ومزدوجة. قد يحتوي السوبر فوسفات على عناصر دقيقة إضافية مفيدة:
يعتقد البستانيون أن السوبر فوسفات قابل للذوبان بشكل سيئ في الماء. في الواقع، الفوسفور الموجود في هذا الأسمدة يمر بسهولة تامة إلى الماء، والحبيبات الرمادية غير القابلة للذوبان هي الجبس العادي. متوسط معدل تطبيق السوبر فوسفات المزدوج هو 40-50 جم / م 2.
يوجد الجبس في السوبر فوسفات البسيط أكثر من السوبر فوسفات المزدوج، لذلك من الأفضل استخدامه على المحاصيل التي تتفاعل بشكل إيجابي مع الكالسيوم، على سبيل المثال، البقوليات. يجب دمج السوبر فوسفات في التربة عند الزراعة مباشرة تحت الجذور. في الطبقة العليا من التربة يجف بسرعة ويصبح غير قابل للوصول للنباتات.
البوتاس
يزيد البوتاسيوم من مقاومة النبات للجفاف والبرد. يعمل العنصر على تسريع تدفق السكر من الأوراق إلى الفواكه والأعضاء الموجودة تحت الأرض، لذا فإن أسمدة البوتاسيوم تجعل الفواكه والتوت والخضروات الجذرية أكثر حلاوة. بعد التغذية بالبوتاسيوم، تصبح السيقان مقاومة للسكن. من بين الفواكه والخضروات، تحتاج البطاطس إلى البوتاسيوم أكثر من غيرها - حيث تحتوي درناتها على 2.4% من البوتاسيوم من حيث المادة الجافة. للمقارنة، تحتوي رؤوس الملفوف على بوتاسيوم أقل 13 مرة - 0.18%.
النباتات التي تتلقى البوتاسيوم 3-5 مرات أقل من المعتاد تظهر عليها علامات المجاعة:
يتراكم البوتاسيوم عادة في أجزاء النباتات التي لا تستخدم في الغذاء: الأوراق والقش. يكفي إعادة إضافة المواد النباتية غير الضرورية إلى التربة، وفي العام المقبل سيتم تزويد النباتات جيدًا بالبوتاسيوم.
أنواع البوتاساسمدة:
الكلور في أسمدة البوتاس غير مرغوب فيه. يفضل الخيارات الخالية من الكلور. أشهر سماد البوتاسيوم الخالي من الكلور هو كبريتات البوتاسيوم، وهو منتج لمعالجة المعادن الطبيعية. الأسمدة لا تتكتل، ومناسبة لأي تربة، ولجميع المحاصيل. إن إنتاج كبريتات البوتاسيوم ليس رخيصًا ، لذا فهو أغلى في المتاجر من مركبات البوتاسيوم الأخرى.
يحتوي البوتاسيوم المغنيسيوم على البوتاسيوم والمغنيسيوم بكميات متساوية. يعتبر الأسمدة مثالية للمحاصيل التي تمتص الكثير من المغنيسيوم (البطاطس والبرسيم). بعد تغذية الفراولة بالمغنيسيوم والبوتاسيوم، تعاني المزرعة بشكل أقل من عث الفراولة والحشرات الماصة الأخرى، كما ينخفض عدد التوت المصاب بالتعفن. سيكون التسميد أكثر فائدة في التربة الرملية والطينية الرملية الفقيرة.
متوسط معدلات الطلب:
معقد
تشتمل الأسمدة المعقدة على عدة عناصر كيميائية ضرورية للنبات. الأسمدة من هذا الصنف أكثر تركيزًا، وتزود النباتات بالعديد من العناصر الغذائية في وقت واحد بالنسبة المطلوبة، وتوفر الوقت وتكاليف العمالة.
أنواع الأسمدة المعقدة:
اسم | المحتوى الغذائي بالنسبة المئوية | ملحوظة |
||
| نتروجين | الفوسفور | البوتاسيوم | ||
| 9-11 | – | سماد النيتروجين والفوسفور غير المكلف، عالي الذوبان في الماء، لا يتكتل |
||
دياموفووس | 19-21 | – | سماد عالي التركيز ومحايد من الناحية الفسيولوجية. يحتوي على النيتروجين والفوسفور في شكل قابل للذوبان في الماء ومتوفر بسهولة. من أفضل التركيبات الغذائية المعقدة |
|
نيترواموفوسكا | 13-18 | 17-20 | ||
دياموفوسكا | 9-10 | 25-26 | ||
أزوفوسكا | 16 | 16 | ||
نترات البوتاسيوم | 13-15 | 39-45 | سماد نيتروجين بوتاسيوم خالي من الكلور، ولا يحتوي على الفوسفور. تستخدم بشكل رئيسي للبطاطس والعنب | |
التطبيق المشترك للأسمدة
لا تخلط الأسمدة المعدنية بشكل عشوائي. وتحدث تفاعلات كيميائية بينهما يمكن أن تقلل من ذوبان الدهون أو تؤدي إلى فقدان العناصر الغذائية.
من الأفضل عدم الخلط:
يمكن استخدام الأسمدة المعدنية في أي فترة ما عدا الشتاء وعلى أي تربة ولأي محاصيل. أنها توفر زيادة كبيرة في العائد، ولكن لا تحسن خصائصه الفيزيائية. يستخدم البستانيون ذوو الخبرة الأسمدة المعدنية مع المواد العضوية، مما يفيد النباتات والتربة.
