5.4.3. Нитраты и нитриты

Соли азотной и азотистой кислот стабильнее самих кислот, но при достаточном нагревании тоже разлагаются. В частности, нитраты ЩМ отщепляют атомарный кислород, переходя в достаточно устойчивые нитриты. А нитриты металлов от Mn до Cu (в ряду напряжений) термически не стабильны, поэтому N-содержащие соли этих М разлагаются с образованием их оксидов:

,

.

Нитраты благородных М (тем более, их нитриты) дают при нагревании металл вместо оксида:

,

.

Термодинамически наименее устойчив из N-содержащих солей – нитрит аммония:

.

Нестабилен и его нитрат, причем в зависимости от Т получаются разные продукты:

,

,

.

Последняя реакция идет со взрывом. В ней (как промежуточный продукт) образуется атомарный кислород, поэтому NH₄NO₃ используют как составляющее аммонала (бездымного пороха) вместе с порошками угля и алюминия.

Качественная реакция на нитрат-ионы – появление бурого газа при действии на анализируемое вещество концентрированной серной кислотой в присутствии меди. (При этом вначале получается диоксид серы, который восстанавливает доNO₂.)

Качественной реакцией на нитрит-ионы является обесцвечивание малинового раствора перманганата калия в сернокислой среде. (Основные продукты взаимодействия: нитрат-анионы и катионы марганца (II).)

5.5. Кислородосодержащие соединения фосфора

В отличие от N (оксиды которого термодинамически нестабильны к распаду на азот и кислород) фосфор образует с О очень прочные связи, т.е. его оксиды устойчивы к отщеплению кислорода.

Оксиды фосфора P₂O₃ и P₂O₅ синтезируют, сжигая Р при недостатке и избытке О₂ соответственно. С водой они дают кислоты: фосфористую H₃PO₃ и фосфорную H₃PO₄. (Причем H₃PO₄ получается через образование вначале метафосфорной кислоты HPO₃.)

Все рассмотренные выше фосфорсодержащие вещества – твердые, в отличие от большинства аналогичных соединений азота.

Вследствие невысокой ЭО фосфора его гидроксиды слабы и как кислоты (даже HPO₃), и как окислители (с металлами реагируют лишь за счет H⁺, ибо Р очень устойчив в положительных ст.ок., особенно в высшей.

Поскольку фосфорная кислота трехосновна, то могут быть получены и дигидрофосфаты (в частности, NaH₂PO₄), и гидрофосфаты (Na₂HPO₄), и средние соли (Na₃PO₄).

Из средних растворимы в воде только фосфаты ЩМ, а остальные – лишь в кислотах (как результат образования слабодиссоциирующих гидро- и дигидрофосфат-ионов). Поэтому именно в нейтральной (а не в кислой!) среде нужно проводить качественную реакцию на . (Например, с растворомAgNO₃, дающим с фосфат-анионами желтый осадок Ag₃PO₄.)

5.6. Минеральные удобрения

Природные фосфаты кальция при обработке кислотами, в частности, серной, в зависимости от количества кислоты дают или среднерастворимый продукт CaHPO₄ (преципитат), или Ca(H₂PO₄)₂ (суперфосфат), или H₃PO₄. (Последние два вещества хорошо растворяются в воде.)

Если на фосфат кальция действовать фосфорной кислотой, то получается т.н. двойной суперфосфат, т.е. без балласта CaSO₄ (который образуется при использовании H₂SO₄).

Все указанные фосфаты кальция (и кислые, и даже средний Сa₃(PO₄)₂) являются фосфорными удобрениями. Но важно химически грамотно выбирать, какой из них вносить в данную почву.

Например, средний фосфат лучше применять для кислых земель⁵, т.к. в них он, взаимодействуя с органическими кислотами, переходит в растворимую форму (и т.о. приобретает способность всасываться корнями растений). При этом одновременно снижается кислотность почвы, благодаря чему улучшается ее качество. (В частности, повышается проницаемость для воды и воздуха, что способствует лучшей жизнедеятельности полезных микробов.)

Очевидно, кислые фосфаты кальция можно вносить лишь в достаточно щелочные земли (рН = 7 – 8).

Кроме фосфорных удобрений используют тоже очень нужные растениям азотные (нитраты, соли аммония) и калийные (соли калия), а также двойные удобрения (содержащие и Р, и N): и,. Причем в кислые почвы вносят не гидролизующиеся (по катиону) солиKCl, KNO₃, NaNO₃ или аммиачную воду. А некислые земли можно удобрять, например, нитратом аммония NH₄NO₃, который гидролизуясь понижает рН природной воды.

Без вмешательства человека почвенные запасы азота, фосфора, калия (а также кальция и др.) восстанавливаются естественным путем при разложении останков растений и животных. В частности, азот- и фосфорсодержащие органические вещества перерабатываются микробами в неорганические соединения, которые усваиваются растениями. (Так осуществляется естественный оборот Р в природе.)

Но если урожай уносится с полей, то необходимо вносить в землю не только макроудобрения (указанные выше), но и микро-, т.н. витамины полей. Это соединения бора, меди, кобальта, марганца, цинка, молибдена и иода. Они требуются в очень небольших количествах, а превышение нормы вредит растениям.

Передозировка опасна и в случае макроудобрений, т.к. их избыток из почвы вымывается в водоемы и способствует разрастанию водорослей, поглощающих растворенный в воде кислород, поэтому гибнут рыбы и др. К тому же, анаэробное (т.е. без доступа O₂) разложение останков организмов приводит к образованию веществ, которые превращают водоемы в болота.

Особенно опасна передозировка нитратов, т.к. с растениями, поглотившими их, нитраты попадают в живые организмы, где превращаются в нитриты. Последние делают гемоглобин неспособным переносить кислород (поэтому возможна даже смерть), а также провоцируют раковые заболевания.

Помимо использования в качестве сельскохозяйственных удобрений фосфаты идут также на приготовление моющих средств и как добавки в корм животным. В последнем случае для синтеза фосфата кальция применяют кислоту Н₃РО₄, полученную сжиганием чистого фосфора (с последующей гидратацией Р₂О₅), поскольку природные минералы содержат вредные для скота примеси, например фторид-ионы.

13. Гидролиз соли – это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого, как правило, происходит изменение раствора. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO32− + H2O = HCO3− + OH−

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ)

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Количественно процесс гидролиза, а также каждую его ступень характеризуют степенью гидролиза () и константой равновесия. Величинапоказывает долю гидролизованных частиц данного сорта (в результате данной ступени процесса) изависит, в частности, от концентрации исходной соли, в отличие от термодинамической константы равновесия (). Выражение последней, например, для первой ступени гидролиза соли 2-го типа:

запишется следующим образом: .

Считая постоянной, получим, что и произведениетоже постоянная величина; она называется константой гидролиза и обозначается.

Итак: .

Величина константы гидролиза определяется отношением ионного произведения воды к константам диссоциации продуктов гидролиза, являющихся слабыми электролитами: (для солей 4 типа).

Для солей 2 и 3 типа зависимость следующая:

или

Например, для гидролиза хлорида алюминия по 1-ой ступени:

значение рассчитывается по формуле:

, т.е. .