79

Аl2O3 + 2КОН + 7Н2О → 2K[Al(OH)4(H2O)2] (у розчині).

Амфотерними властивостями оксиду алюмінію користуються при аналізі полуторних оксидів (Аl2O3) у грунті, бо оксид алюмінію на відміну від інших полуторних оксидів розчиняється в надлишку лугу.

Рухомість алюмінію у грунті тісно пов’язана з амфотерністю його сполук. Наявність великих кількостей рухомих форм алюмінію негативно впливає на рослини. У кислих грунтах алюміній більш рухливий, ніж у нейтральних і слабколужних.

Гідроксид алюмінію у водних розчинах утворює рівноважну систему:

Солі алюмінію добре розчинні у воді, легко гідролізуються. Деякі з солей алюмінію (наприклад, Al2S3, Аl2(CO3)3) зазнають необоротногогідролізу:

A12S3 + 6Н20 → 2Аl(ОH)3 + 3H2S .

Присутність катіона алюмінію у грунті створює шкідливу для рослин обмінну кислотність грунтового розчину. Іони алюмінію, поглинуті грунтовим поглинаючим комплексом (ГПК), під дією нейтральних солей (наприклад, нітрату калію) витісняються з ГПК:

В результаті іони алюмінію переходять у грунтовий розчин і гідролізуються: A1(H2О)6 + H2O → Al(ОН)(Н2O)5 + Н3O+.

При цьому в грунтовому розчині відбувається підвищення концентрації іонів водню, що створюють несприятливі умови для росту рослин.

8.3. Елементи ІVА-підгруп (вуглець і кремній)

Вуглець С (1s22s22р2). Вуглець (у вигляді будь-якої алотропічної видозміни) важко плавиться, не розчиняється у звичайних розчинах, вельми інертний (особливо у вигляді алмазу), вступає в реакцію тільки з дуже енергійни-ми окислювачами. При нагріванні хімічна активність його підвищується.

Оксиди вуглецю. Оксид вуглецю (II) CO – в лабораторії отримують із мурашиної кислоти в присутності водовіднімаючої речовини (наприклад, кон-

центрованоїH2SO4) : HCOOH →CO + H2O.

CO – несолеутворюючий оксид, мало розчинний у воді (при 0°С в 1 л води розчиняється 33 мл), термічно стійка, дуже отруйна речовина.

Оксид вуглецю (IV) СO2 утворюється при спалюванні палива, при диханні і гнитті. У промисловості його отримують випалом вапняку:

СаСO3 →СаО + СO2, Н298 = + 145 кДж/моль.

80

В лабораторних умовах СО2 отримують в апараті Кіппа дією кислоти на мармур. СО2 в 1,5 раза важчий за повітря, не горить, добре розчиняється у воді (при 20°С в 1 л води розчиняється 880 мл). Розчиняючись у воді, СО2 частково взаємодіє з нею, утворюючи слабку двоосновну кислоту (Н2СО3). Оксид вуглецю (IV) взаємодіє з основами:

СO2 + NaOH →NaHCO3;

СO2 + NaOH →Na2CO3 + H2O.

Оксид вуглецю (IV) – слабкий окислювач. Тільки активні відновлювачі віднімають у нього кисень (горіння Mg в СO2). Він безпосередньо взаємодіє з аміаком, утворюючи карбамід (сечовину) CO(NH2)2, що використовується в сільському господарстві:

СO2 + 2NH3 →CO(NH2)2 + H2O.

Властивості вугільної кислоти. Вугільна кислота Н2СО3 – дуже слабка і неміцна кислота, яка існує тільки у водному розчині (К1 = 4,3 10-7 і К2 = 5,6 10-11).

Уводномурозчиніоксидувуглецю(IV) СO2 маємісцетакарівновага: СО2 + Н2О →Н2СО3 →Н+ + НСО3- →Н+ + СО32-

Існують два ряди солей вугільної кислоти: середні - карбонати (Na2СO3, СаСO3) і кислі – гідрокарбонати NаНСO3, Са(НСO3)2. Із карбонатів у воді розчинні майже всі.У водному розчині розчинні карбонати зазнають гідролізу. В природі гідрокарбонати утворюються із карбонатів засхемою:

СаСO3 + H2O + СО2 → Са(НСO3)2.

Кремній (1s22s22p63s23р2) – дуже поширений елемент: його вміст у земній корі становить 27,7 % (за масою). У вільному вигляді кремній одержують відновленням його оксиду SiО2 вугіллям і магнієм. Розчини кислот (крім плавикової) на кремній не діють, із лугами він взаємодіє з утворенням солі та водню:

Si + NaOH + Н2O → Na2SiO3 + H2.

Безпосередньо з воднем кремній не взаємодіє. Оксид кремнію (IV) SiO2 утворюєтьсяпризгоряннікремніюнаповітрі:

Si + O2 → SiO2, Н = -860 кДж/моль

xSiO2 yH2O. Наприклад, хSіO2 хН2O, або (H2SiO3)x – метакремнієва кислота; або H4SiO4 – ортокремнієва кислота; 2SiO2 H2O або Н2Si2O5 – двометакремнієва кислота і т.д.

Метакремнієва кислота (Н2SіО3)х – дуже слабка, нерозчинна у воді, легко виділяється із розчинів її солей іншими кислотами (навіть вугільною); при сильному нагріваннірозкладаєтьсязутвореннямсилікагелю– білої твердоїмаси, щомаєвелику адсорбційнуздатність.

Силікати одержують сплавленням оксиду кремнію (ІV) із лугами або карбонатами лужних металів.

81

8.4. Елементи VА-підгрупи (азот і фосфор)

Азот N (1s22s22p3) – типовий елемент VА-підгрупи періодичної системи, один з найважливіших елементів живлення рослин і обов'язкова складова частина білків. Азот – типовий неметал (кислотоутворювач). При кімнатній температурі молекулярний азот взаємодіє тільки з літієм. Проте активність його зростає з підвищенням температури. Він взаємодіє з багатьма металами, сіркою, фосфором, миш’яком, кремнієм тощо, утворюючи нітриди (EхNy). При достатніх температурах він взаємодіє з киснем повітря.

До найважливіших, сполук азоту належать: аміак і солі амонію, оксиди азоту, азотна, азотиста кислоти та їх солі.

Гідриди азоту. Аміак. Азот утворює з воднем декілька сполук: аміак NH3, гідразин N2H4, гідроксиламін NH2OH та азотистоводневу кислоту HN3. Найважливішою сполукою серед них є аміак. Решту можна розглядати як його похідні, утворені за принципом заміщення водню в аміаку на відповідний радикал.

У техніці основним способом одержання аміаку є синтез його з азоту і водню в присутності, каталізатора:

N2 + 3H2 → 2NH3, H298 = -46 кДж/моль.

В лабораторії аміак отримують шляхом взаємодії хлориду амонію з лугами при нагріванні:

NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O.

Аміак – безколірний газ із характерним запахом, майже вдвічі легший за повітря. Розчинність аміаку в воді дуже велика (при 20°С в 1 л води розчиняється близько 700 л NH3). Така висока розчинність аміаку в воді обумовлена утворенням водневого звязку між молекулами NH3 і H2O. Оскільки молекула NH3 – кращий акцептор протона, ніж молекула H2O, то в розчині має місце рівновага:

NH3 + H2O → NH4OH → NH4+ + OH-.

Гідроксид амонію NH4OH відносять до слабких основ (К = 1,79 10-5). Для аміаку характернідватипиреакцій:

1) приєднання(зарахунокнеподіленоїпариелектронів)

NH3 + HCl →NH4Cl

2 NH3 + H2SO4 →(NH4)2SO4

4NH3 + Cu(OH)2 →Cu(NH3)4 (OH)2

2) окислення

4NH3 + 3O2 →6H2O + 2N2

82

в присутності каталізатора:

4NН3 + 5O2 → 4NO + 6H2O , H = - 911,4 кДж/моль

4NН3 + 2Na → 2NaNH2 + H2 2NН3 + 3Cl2 → 2NCl3 + 3H2.

Аміак з кислотами утворює солі амонію NН3 + HCl → NH4Cl. Усі солі амонію добре розчиняються у воді. При нагріванні водного розчину солі амонію з лугом виділяється аміак:

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O

або в іонній формі:

NH4+ + OH- → NH3 + H2O.

Наприкладіамонійнихсолейможнаспостерігатитермічнудисоціацію: NH4Cl → NH3 + HCl.

Усі солі при нагріванні розкладаються. Якщо кислота, що утворює сіль амонію, єокислювачем, топринагріваннівідбуваєтьсяокисленняаміаку:

NH4NO2 → N2 + 2H2O

(NH4)2CrO7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O.

Якщо кислота не є окислювачем, то амонійна сіль розкладається на аміак і кислоту (або кислу сіль у випадку сильних багатоосновнихкислот):

(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2 + H2O,

(NH4)2SO4 → NH3 + NH4HSO4.

Оксиди азоту. Із киснем азот утворює такі оксиди: оксид азоту (І) N2O, оксид азоту (II) NO, оксид азоту (III) N2O3, оксид азоту (IV) NO2, оксид азоту (V) N2O5 . Найбільше практичне значення мають оксид азоту (II) і оксид азоту (ІV).

Оксид азоту (II) NО – безколірний газ, який важко згущується в рідину. Малорозчинний у воді. За хімічними властивостями є несолеутворюючимоксидом. Він легкосполучаєтьсязкиснем, утворюючи оксид азоту(ІV) NO2. Влабораторнихумовах NO утворюєтьсяпри дії азотної кислоти на мідь:

3Сu + 2HNO3 →3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

В промислових умовах оксид азоту (II) отримують каталітичним шляхом – окисленнямаміаку:

4NН3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.

Ця реакція є основою сучасного способу виробництва азотної кислоти. Оксид азоту (III) N2O3 – темно-синя рідина. При температурі вище 0°С

розкладається на оксид азоту (II) і (ІV); з водою утворює азотисту кислоту:

N2O3 + H2O → 2HNO2.

Оксид азоту (IV) NO2 – буро-червоний дуже отруйний газ з характерним запахом. Він є сильним окислювачем. NO2 дуже добре розчиняється у воді, утворюючи азотну і азотисту кислоти:

2NO2 + 2КОН → KNO3 + H2O + KNO2

У лабораторіях NO2 одержують дією концентрованої HNO3 на мідь

83

або свинець:

Рb + 2HNO3 → Рb(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2O.

При температурі -11,2°С оксид азоту (ІV) перетворюється в димер N2O4 – безколірну кристалічну речовину: 2NO2 ↔N2O4.

Оксидам N2O5 і N2O3 відповідають кислоти – азотна і азотиста HNO2. Азотна кислота і її солі. В лабораторних умовах азотну кислоту одержу-

ють дією на селітру концентрованою сірчаною кислотою. В промислових умовах найпоширенішим способом отриманая, азотної кислоти є каталітичне окислення аміаку.

Безводна азотна кислота – безколірна рідина (ρ = 1530 кг/м3, температура кипіння 86°С). Продажна азотна кислота має концентрацію 67% і густиною 1400 кг/м3. На світлі при звичайній температурі відбувається розклад концентрованої HNO3:

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O.

Азотна кислота належить до сильних кислот. Ступінь її дисоціації в 0,1н розчині 93 % (при 18°С).

У структурі молекули азотної кислоти атом азоту позитивно однозарядний і чотирьохковалентний:

Важливими особливостями азотної кислоти є окислюючі і нітруючі. В її молекулі азот має максимальний ступінь окислення +5. Взаємодіючи з відновлювачами, вона відновлюється до різних ступенів окислення азоту в залежності від активності відновлювача, концентрації кислоти і температури. Азотна кислота може відновлюватися до оксиду азоту (III) N2O3, оксиду азоту (ІV) NO2, оксиду азоту (І) N2O, азоту N2 і аміаку NH3. Схематично це має такий вигляд:

HNO3 → NO2 → N2O3 → NO → N2O → NH3.

Золото і платина розчиняються в суміші з концентрованою азотною і соляною кислотами (у співвідношенні 1 : 3 за об’ємом – царська горілка), актив-

AuCl3 + HCl → H[AuCl4]

Солі азотної кислоти – нітрати – добре розчинні у воді. При нагріванні розкладаються, причомускладутворенихпродуктівзалежитьвід природиметалів.

Нітрати найбільш активних металів, розташованих в ряду напружень металів лівіше Mg виділяютькисень, переходячивнітрити:

MeNO3 → МеNO2 + O2.

Нітрати менш активних, металів, розташованих в ряду напружень металів між Mg і

84

Сr, розкладаютьсязутвореннямоксидуметалу, оксиду азоту (IV) та кисню:

Me(NO3)2 → МеO + NO2 + O2.

Якщо метал менш активний, ніж мідь, то він виділяється у вільному стані:

Me(NO3)2 → Ме + NO2 + O2.

Азотиста кислота і її солі. Азотиста кислота HNO2 – слабка кислота (К = 4 10-4), нестійка, здатна існувати лише в дуже розведених водних розчинах. Приспробіконцентрувативонарозкладається: 2HNO2 → NO2 + NO + H2O.

Азотиста кислота і її солі проявляють окислювально-відновлювальні властивості, оскількиазотвїхмолекулізнаходитьсявпроміжномуступеніокислення(+3):

NO2- + 1e + 2H+ → NO + H2O,

NO2- - 2e + H2O → NO3- + 2H+.

Нітрити стійкіші за азотисту кислоту, та лише деякі з них плавляться без розкладання.

Фосфор та його сполуки. Фосфор (1s22s22p63s23p6), як і азот, відіграє важливу роль у розвитку організмів. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хромосом, вітамінів, ферментів тощо.. У вигляді фосфатів кальцію входить до складу кісток.

Внаслідок своєї хімічної активності фосфор у вільному стані в природі не зустрічається. З його сполук у природі найбільш поширені фосфат кальцію Ca3(PO4)2 – головна складова частина фосфориту і апатиту. Фосфор одержують із фосфориту шляхом відновлення його вугіллям.

Фосфор відомий у декількох алотропічних модифікаціях, з яких мають практичне значення біла (жовта при зберіганні) і червона. Білий фосфор буже отруйний. Протиотрутою слугує розчин мідного купоросу, який переводить його у фосфат міді. Білий фосфор найнестійкіший і хімічно активний. Він самозаймається на повітрі. При дотику до шкіри запалений фосфор викликає опіки, які важко загоюються. При роботі з ним необхідно дотримуватись всіх застережних заходів.

Червоний фосфор за реакційною здатністю значно поступається білому. Фосфор хімічно активніший, ніж азот. Він вступає у взаємодію як із ме-

талами, так і неметалами (галогенами, киснем, сіркою та ін.). У своїх сполуках має такі ступені окислення: -3, -2, 0, +1, +3, +4, +5; ряд сполук фосфору РН3,

Р2Н4, P4, Н3Р02, Н3Р03, Н2Р03, H3PO4.

З активними металами він утворомсолеподібні фосфіди, щолегко гідролізуються у водних розчинах. З галогенами дає два ряди сполук: три- і пентагалогеніди (PCl3, PCl5). Галогеніди у водних розчинахгідролізуються:

PCl3 + 3H2O →3HCl + H3PO3,

PCl5 + 4H2O →5HCl + H3PO4,

З воднем фосфор безпосередньо не сполучається. Це вказує на послаблення його неметалічнихвластивостейупорівняннізазотом.

8.5. Біологічнарольдеякихважливихмікроелементів Азотвідіграєвиняткововажливурольужиттівсьогоживого. Він складаєос-нову

85

білка, ферментів, вітамінів, хлорофілу та інших активних начал живої клітини. Ф. Енгельс у "Діалектиці природи" писав, що "життя є форма існування білкових тіл", тобтобезбілканемаєжиття. Безазотунеможебутийбілка.

Білки складаються з амінокислот. Деякі з них в організмі тварин і людини, синтезуватися не можуть і надходять до організму лише з рослинною їжею. Ці амінокислотиназиваютьнезамінними. Урослини азот надходить із грунту головним чином у вигляді нітратів і солей амонію – важливих джерел азотного живлення. І тільки бобові культура, крім грунтового азоту, використовують з допомогою бульбочкових бактеріймолекулярнийазотатмосфери.

Іон NO3- – нітратів, поглинений рослинами, перш ніж стати безпосереднім продуктом синтезу амінокислот і білків, відновлюється всередині рослин до аміачного азоту. Це відновлення відбувається з допомогою ферментів та ряду хімічних елементів, таких, як молібден, мідь, залізо, марганець та ін. 3 них особливо важливий для процесів відновлення нітрат молібдену.

Поряд із синтезом білків у рослинах відбуваються процеси розпаду через амінокислоти до аміаку. Таким чином, аміак, поглинутий рослиною чи утворений в результаті відновлення нітратів, з одного боку, є первинним вихідним матеріалом для синтезу амінокислот рослин, а з іншого боку, він же є кінцевим продуктом розпаду амінокислот. Весь складний цикл утворення білків у рослинах розпочинається з аміаку, і розпад їх завершується також аміаком.

Фосфор, як і азот та калій – важливий елемент, без якого немає життя. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хромосом, вітамінів, ферментів, бере участь в утворенні білків та вуглеводів у рослинах і тваринних організмах. Фосфор у вигляді моно-, ди- і трифосфатних груп входить до активних груп ферментів – носіїв водню в молекули нуклеїнових кислот і речовини, котрі акумулюють енергію процесів обміну. Наприклад, у молекулі аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ) органічна основа – аденозин з’єднана відповідно з трифосфатною групою.

NH2

OH OH

У ланцюжку -Р-О-Р-О-Р-О- зосереджується великий загальний електронний заряд, і тому молекула АТФ "заряджена" енергією. При гідролізі цієї сполуки утворюється аденозиндифосфорнакислота(АДФ), фосфат і виділяється енергія.

Енергія, акумульованавмолекулі АТФ, одержуєтьсяприпереході електронів від окислюваних у клітинах харчових речовин до кисню повітря. За рахунок цього процесу іде синтез АТФ з АДФ і фосфату. Організм покриває свої енергетичні