Азотные,калийные,фосфорные удобрения

Министерство образования Российской Федерации Санкт-Петербургский Государственный Горный Институт им. Плеханова кафедра общей и физической химии реферат Выполнила студентка группы РМ03-1 Илькевич Ирина Проверил доцент Липин Аполлон Борисович Оценка Дата Подпись Санкт-Петербург 2004 г. Содержание Азот.3 стр. Историческая справка.3 стр.

Распространенность в природе 4 стр. Атом, молекула4 стр. Химические свойства 4 стр. Получение и применение5 стр. Фосфор6 стр. Распространенность в природе 6 стр. Свойства6 стр. Получение и применение8 стр. Калий8 стр. Историческая справка 8 стр. Распространенность в природе9 стр. Физические свойства9 стр.

Химические свойства 10 стр. Едкие щелочи 10 стр. Получение, применение 10 стр. Удобрения.11 стр. Азотные11 стр. Фосфорные 12 стр. Калийные 13 стр. Список литературы15 стр. Начать свой реферат, я бы хотела с характеристики элементов азота, фосфора и калия. Азот Фотография испарения азота Происходит от греческого слова azoos - безжизненный, по-латыни

Nitrogenium. Химический знак элемента - N. Азот, имея пять электронов в наружном слое атома, характеризуется как неметалл. Строение внешнего электронного слоя атома 2s2 2p3 Азот - химический элемент V группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 7, относительная атомная масса 14,0067 бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса, весьма малорастворимый в воде. Он немного легче воздуха.

Молекулярный азот химически малоактивное вещество. При комнатной температуре он взаимодействует лишь с литием. Однако при нагревании он начинает реагировать со многими металлами с магнием, кальцием, титаном. С водородом азот вступает в присутствии катализатора. Реакция азота с кислородом начинается при 3000-4000о

С. Историческая справка.2 Соединения азота - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения азота в свободном состоянии. В 1772 г. Д. Резерфорд, сжигая фосфор и другие вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им удушливым воздухом, не поддерживает дыхания и горения. В 1787 г. А. Лавуазье установил, что жизненный и удушливый газы, входящие в состав воздуха, это простые

вещества, и предложил название азот. В 1784 г. Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры отсюда и происходит латинское название азота от позднелатинского nitrum - селитра и греческого gennao - рождаю, произвожу, предложенное в 1790 году Ж. А. Шапталем. К началу ХIX в. были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с другими элементами в качестве связанного азота.

Распространенность в природе.1,2 Большая часть азота находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2 об. азота. Неорганические соединения азота не встречаются в природе в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO3, образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества азота, приемущественно в виде солей азотной

кислоты. Но в виде сложных органических соединений белков азот входит в состав всех живых организмов. Превращения, которым подвергаются белки в клетках растений и животных, составляют основу всех жизненных процессов. Без белка нет жизни, а так как азот является обязательной составной частью белка, то понятно какую важную роль играет этот элемент в живой природе. Общее содержание азота в земной коре включая гидросферу и атмосферу составляет 0,04 масс

Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота. В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного

количества связанного азота особенно при интенсивном земледелии почвы оказываются обедненными. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве белковое голодание. На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот

из воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли. Азот - четвертый по распространенности элемент Солнечной системы после водорода, гелия и кислорода. Атом, молекула. 1 Чаще всего азот в соединениях 3-ковалентен за счет не спаренных электронов как в аммиаке NH3 . Наличие не поделенной пары электронов может приводить к образованию еще одной ковалентной

связи, и азот становится 4-ковалентным как в ионе аммония NH4 . Степени окисления азота меняются от 5 в N2O5 до -3 в NH3 . В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N2, где атомы азота связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива энергия диссоциации ее на атомы составляет 946 кДжмоль, поэтому даже

при температуре 30000С степень диссоциации азота составляет лишь около 0,1. Химические свойства. 2 Азот немного легче воздуха плотность 1,2506 кгм3 при 00С и 101325 нм2 или 760 мм. рт. ст tпл-209,860С, tкип-195,80С. Азот сжижается с трудом его критическая температура довольно низка -147,10С, а критическое давление высоко 3,39 Мнм2 34,6 кгссм2плотность жидкого азота 808 кгм3. В воде азот менее растворим, чем кислород при 00С

в 1 м3 H2O растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах. Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. Из них при непосредственном взаимодействии элементов 40000С образуется окись

NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N2O3 и азотного N2O5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота

НNO2 и азотная кислота НNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H2N-NH2, диимид HN-NH, азотистоводородная кислота HN3 H-NNN, октазон N8H14 и др. большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических

производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают косвенным путем, например фтористый азот NF3 - при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота - малостойкие соединения за исключением NF3 более устойчивы оксигалогениды азота - NOF, NOCI, NOBr, NO2F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота азотистая сера

N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскаленного кокса с азотом образуется циан СN2. Нагреванием азота с ацетиленом С2Н2 до 15000С может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов например, Mg3N2 . При действии на обычный азот электрических разрядов или при разложении нитридов бора, титана,

магния и кальция, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами. Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений амины, аминокислоты, нитросоединения и др

Получение и применение. 1,2 В лаборатории азот легко может быть получен при нагревании концентрированного нитрита аммония NH4NO2 N2 2H2O. В лабораториях обычно пользуются азотом, поставляемым в баллонах под повышенным давлением или в сосудах Дьюара. Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке. Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производства аммиака, который

затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 10000С карбид кальция получаемый накаливанием смеси известии угля в электрической печи реагирует со свободным азотом CaC2 N2 CaCN2 C. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с

выделением аммиака CaCN2 3H2O CaCO3 2NH3. Кроме того он применяется для заполнения электрических ламп, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, для создания инертной среды при промышленном проведении некоторых химических реакций, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Фосфор Фотография фосфора Фосфор с греческого светоносный.

Химический знак элемента - Р. Строение внешнего электронного слоя атома 3s23p3, характеризуется как неметалл. Фосфор - химический элемент V группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 15, относительная атомная масса 30,97376. Распространенность в природе.1 Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,1. Из природных соединений фосфора самым важным является ортофосфат кальция

Са3РО42, который в виде минерала фосфорита иногда образует большие залежи. Часто встречается так же минерал апатит Са5F,ClPO43. Фосфор, как и азот, необходим для всех живых существ, так как он входит в состав некоторых белков как растительного, так и животного происхождения. В растениях фосфор содержится главным образом белках семян, в животных организмах в белках молока, крови, мозговой и нервной тканей.

Кроме того большое количество фосфора содержится в костях позвоночных животных в основном в виде соединений 3Са3РО42 СаОН2 и 3Са3РО42 СаСО3 Н2О. В виде кислотного остатка фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот сложных органических полимерных соединений, содержащихся во всех живых организмах. Эти кислоты принимают непосредственное участие в процессах передачи наследственных свойств живой клетки. Свойства.1,3 Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые заметно различаются по свойствам.

Белый фосфор получается в твердом состоянии при быстром охлаждении паров фосфора его плотность 1,83 гсм3. В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен. На холоду белый фосфор хрупок, но при температуре выше 15 градусов цельсия становится мягким и легко режется ножом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится в темноте. Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор воспламеняется и сгорает, выделяя

большое количества теплоты. Фосфор может и самовоспламениться н6а воздухе вследствие выделения теплоты при окислении. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой. В воде белый фосфор нерастворим хорошо растворяется в сероуглероде. Высокая химическая активность белого фосфора объясняется сравнительно невеликой прочностью связи между атомами в этих молекулах. Белый фосфор сильный яд, даже в малых дозах действующий смертельно.

Если белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 250-300 градусов Цельсия, то он превращается в другое видоизменение фосфора, имеющее красно-фиолетовый цвет и называемое красным фосфором. Такое же превращение происходит, но только очень медленно, под действие света. Красный фосфор по своим свойствам резко отличается от белого он очень медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при 260 градусах

Цельсия, не растворяется в сероуглероде и неядовит. Плотность красного фосфора составляет 2,0 2,4 гсм3. Переменное значение плотности обусловлено тем, что красный фосфор состоит из нескольких форм. Их структура не вполне выяснена, однако известно, что они являются полимерными веществами. При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, испаряется сублимируется.

При охлаждении паров получается черный фосфор. Черный фосфор образуется из белого при нагревании его до 200-220 градусов Цельсия под очень высоким давлением. По виду он похож на графит, жирен на ощупь, и тяжелее других видоизменений его плотность равна 2,7 гсм3. Черный фосфор не ядовит, не растворяется в сероуглероде, является полупроводник. Диаграмма состояния фосфора4 P Ж P1 43,1 атм. 0,181 атм.

Г -77 44 589,5 T,oC Фосфор химически более активен, чем азот. Химическая активность фосфора зависит от аллотропной модификации, в которой он находится. Так, наиболее активен белый фосфор, а наименее активен черный фосфор. 1. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами. Фосфор может реагировать со многими неметаллами кислородом, серой, галогенами, с водородом фосфор не

реагирует. В зависимости от того, находится фосфор в избытке или недостатке, образуются соединения фосфора III и V, например 2P 3Br2 2PBr3 или 2P 5Br2 2PBr5 2. Взаимодействие с металлами. При нагревании фосфора с металлами образуются фосфиды 3Mg 2P Mg3P2 Фосфиды некоторых металлов могут разлагаться водой с образованием газообразного фосфина PH3 Mg3P2 6H2O 3MgOH2 2PH3 Фосфин PH3 по химическим свойствам похож на аммиак

NH3. Получение и применение.1,2,3 Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca3PO42, который выделяют из фосфоритов и апатиты. Метод получения основан на реакции восстановления Ca3PO42 до фосфора. В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс углерод. Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок

SiO2. Процесс проводят в электропечах производство относят к электротермическим. Реакция протекает по уравнению Ca3PO42 3SiO2 5C 3CaSiO3 2P 5CO Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приемнике под водой. Применение фосфора весьма разнообразно. Большое количество его расходуется на производство спичек. Кроме спичечного производства, фосфор применяется в металлургии.

Он используется для получения некоторых полупроводников фосфида галлия GaP, фосфида индия InP. В состав других полупроводников он вводится в очень небольших количествах в качестве необходимой добавки. При горении фосфора образуется густой белый дым поэтому белым фосфором снаряжают боеприпасы, предназначенные для образования дымовых завес. Большое количество фосфора идет на производство фосфорорганических препаратов, к числу которых относятся

весьма эффективные средства уничтожения насекомыхвредителей. Калий Фотография калийного удобрения Калий англ. Potassium, франц. Potassium, нем. Kalium. Химический знак элемента K. Строение внешнего электронного слоя атома 4s1. Калий химический элемент I группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 11, относительная атомная масса 39,098

Историческая справка5,6 Калий открыл в 1807 г. Дэви, производивший электролиз твердого, слегка увлажненного едкого кали. Дэви именовал новый металл потассием Potassium, но это название не прижилось. Крестным отцом металла оказался Гильберт, известный издатель журнала Annalen deг Physik, предложивший название калий оно было принято в Германии и России. Оба названия произошли от терминов, применявшихся задолго до открытия металлического

калия. Слово потассий образовано от слова поташ, появившегося, вероятно, в XVI в. Оно встречается у Ван Гельмонта и во второй половине XVII в. находит широкое применение в качестве названия товарного продукта - поташа - в России, Англии и Голландии. В переводе на русский язык слово potashe означает горшечная зола или зола, вываренная в горшке в XVI - XVII вв. поташ получали в огромных количествах из древесной золы, которую

вываривали в больших котлах. Из поташа приготавливали главным образом литрованную очищенную селитру, которая шла на изготовление пороха. Особенно много поташа производилось в России, в лесах вблизи Арзамаса и Ардатова на передвижных заводах майданах, принадлежавших родственнику царя Алексея Михайловича, ближнему боярину Б.И.Морозову. Что касается слова калий, то оно происходит от арабского термина алкали щелочные вещества.

В средние века щелочи, или, как тогда говорили, щелочные соли, почти не отличали друг от друга и называли их именами, имевшими одинаковое значение натрон, боракс, варек т. д. Слово кали qila встречается приблизительно в 850 г. у арабских писателей, затем начинает употребляться слово Qali al-Qali, которое обозначало продукт, получаемый из золы некоторых растений, с этими словами связаны арабские qiljin или qaljan зола и qalaj обжигать.

В эпоху иатрохимии щелочи стали подразделять на фиксиро- ванные и летучие. В XVII в. встречаются названия alkali fixum minerale минеральная фиксированная щелочь или едкий натр, alkali fixum. vegetabile растительная фиксированная щелочь или поташ и едкое кали, а также alkali volatile летучая щелочь или NН3. Блэк установил различие между едкими caustic и мягкими, или углекислыми, щелочами. В Таблице простых тел щелочи не фигурируют, но в примечании к таблице

Лавуазье указывает, что фиксированные щелочи поташ и сода, вероятно, представляют собой сложные вещества, хотя природа их составных частей еще не изучена. В русской химической литературе первой четверти XIX в. калий назывался потассий Соловьев, 1824, поташ Страховй, 1825, поташий Щеглов, 1830 в Магазине Двигубского уже в 1828 г. наряду с названием поташ сернокислый поташ встречается название кали едкое кали, кали соляный и др

Название калий стало общепринятым после выхода в свет учебника Гесса. Распространенность в природе.1 В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются. Калий входит в состав различных соединений. Самые большие в мире запасы калийных солей находятся на Урале в районе Соликамска минералы сильвинит NaCl KCl MgCl 6H2O. Разведаны и эксплуатируются крупные залежи калийных солей в

Белорусе г. Солигорск. Калий относится к числу распространенных элементов. Содержание калия в земной коре составляет 2,6. Калий содержится во всех тканях организма человека, при чем в преобладающем количестве находится внутри клеток. Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах, например, он участвует в проведении некоторых импульсов. Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной

работы сердца. В организм калий поступает главным образом с растительной пищей суточная потребность взрослого человека в нем составляет 2-3 грамма. Физические свойства.5 Поскольку в атомах щелочных металлов один внешний электрон приходится на 4 и более свободные орбитали, а энергия ионизации атомов низкая, то между атомами металлов возникает металлическая связь. Для вещества с металлической связью характерны металлический блеск, пластичность, мягкость, хорошая

электрическая проводимость и теплопроводность. Такими свойством и обладает калий. Калий серебристо-белый металл, плотность 0,86 гсм3, очень мягкий, легко режется ножом. Природный калий состоит из двух стабильных изотопов 0,01. В исследованиях применяются радиоактивные изотопы, получаемые искусственным путем. Химические свойства.1,5,6 Атомы калия при химическом взаимодействии легко отдают валентные электроны,

переходя в положительно заряженные ионы K. Калий сильный восстановитель. На воздухе калий быстро окисляется, поэтому его хранят под слоем керосина. Он легко взаимодействуют со многими неметаллами галогенами, серой, фосфором и др. Бурно реагирует с водой. С водородом при нагревании образует гидрид KH. Едкие щелочи.5,6 Едкими щелочами называются хорошо растворимые в воде гидроксиды

KOH. Гидроксид калия белое, непрозрачное, твердое кристаллическое вещество. В воде хорошо растворяется с выделением большого количества теплоты. В водных растворах практически нацело диссоциирован и является сильной щелочью. Проявляет все свойства оснований. В твердом состоянии на воздухе KOH поглощают влагу, благодаря чему используется как осушитель газов.

В промышленности гидроксид калия получают электролизом концентрированных растворов KCl. При этом одновременно получаются хлор и водород. Катодом служит железная сетка, анодом графит. Схему электролиза на примере KCl следует представлять так, KCl полностью диссоциирует на ионы K и Cl При прохождении электрического тока к катоду подходят ионы

K, к аноду хлорид-ионы Cl Калий в ряду стандартных электродных потенциалов расположен до алюминия, и его ионы восстанавливаются присоединяют электроны гораздо труднее, чем молекулы воды. Ионов же водорода H в растворе очень мало. Поэтому на катоде разряжаются молекулы воды с выделением молекулярного водорода 2H2O 2e- H2 2OH- Хлорид-ионы в концентрированном растворе легче отдают электроны окисляются, чем молекулы воды, поэтому на аноде разряжаются хлорид-ионы 2Cl-

2e- Cl2 Общее уравнение электролиза раствора в ионной форме 2Cl- 2e- Cl2 1 2H2O 2e- H2 2OH- 1 2Cl- 2H2O электролиз H2 2OH- Cl2 или 2KCl 2H2O электролиз H2 2KOH Cl2 Получение, применение калия.5 Калий также можно получить электролизом расплавленных KCl и KOH. Однако этот способ получения калия не нашел распространения из-за технических трудностей

низкий выход по току, трудность обеспечения техники безопасности. Современное промышленное получение калия основано на следующих реакциях KCl Na NaCl K а KOH Na NaOH K б В способе а через расплавленный хлорид калия пропускают пары натрия при 8000С, а выделяющиеся пары калия конденсируют. В способе б взаимодействие между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием осуществляется противотоком

при 4400С в реакционной колонне из никеля. Калий и его соединения широко используются в различных отраслях хозяйства. Пероксид калия необходим при получении некоторых красителей, при гидролизе крахмала, производстве пороха, отбелке тканей. Регенерация воздуха в космических кораблях и подводных лодках осуществляется с помощью все тех же пероксидов натрия и калия. Без едких щелочей не сваришь мыло. Причем самое лучшее-жидкое туалетное, а также специальные медицинские сорта получают, используя едкий

калий. Поташ в больших количествах идет на производство стекла. Удобрения1,2,3,5,6,7,8 До революции производства минеральных удобрений в России практически не было вся продукция нескольких мелких заводов составляла в 1913 году только 89 тыс. т. Строительство новых заводов началось в нашей стране лишь в 1925-1926 гг. и приобрело в дальнейшем большой размах. В 1980 году выработано минеральных удобрений 104 млн. т.

Минеральные удобрения - источник различных питательных элементов для растений, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция, магния, серы, железа. Все эти элементы относятся к группе макроэлементов макрос по-гречески - большой, так как они поглощаются растениями в значительных количествах. Кроме того, растениям необходимы другие элементы, хотя и в очень небольших количествах. Их называют микроэлементами микрос по-гречески маленький.

К микроэлементам относятся марганец, бор, медь, цинк, молибден, йод, кобальт и некоторые другие. Все элементы в равной степени необходимы растениям. При полном отсутствии любого элемента в почве растение не может расти и развиваться нормально. Все элементы участвуют в сложных преобразованиях органических веществ, образующихся в растениях в процессе фотосинтеза. Растения для образования своих органов - стеблей, листьев, цветков, плодов, клубней - используют

минеральные питательные элементы в разных соотношениях. Применение минеральных удобрений -один их основных приемов интенсивного земледелия. С помощью удобрений можно резко повысить урожаи любых культур на уже освоенных площадях без дополнительных затрат на обработку новых земель. Азотные удобрения В накоплении азотных богатств почвы главную роль играют микроорганизмы.

Поэтому процессы превращений наиболее важного для жизни растений элемента-азота и его соединений издавна привлекали внимание ученых - микробиологов. Особую роль в этих процессах играет группа микробов, обладающих замечательными свойствами поглощать азот из воздуха и фиксировать его в своем теле в виде различных органических соединений. Все культурные растения земного шара за год потребляют около 100-110 млн. т. азота почвенные микроорганизмы ежегодно возвращают в почву большую его часть.

Азот входит в состав тех сложных соединений, из которых состоит белок основа всего живого. Азот необходим для создания хлорофилла и витаминов. При плохом азотном питании содержание хлорофилла в листьях уменьшается, они теряют интенсивную зеленую окраску, становятся светло-зелеными, размер листовой пластинки уменьшается, рост побегов ослабевает. Растения поглощают азот в течение вегетационного периода неравномерно.

Наибольшее количество его потребляется в период усиленного роста листьев, побегов и плодов. Интенсивность потребления азота зависит от погодных условий и влажности почвы. При засухе обилие азота не нужно, оно даже вредит растениям. Сильный недостаток азота снижает зимостойкость растений, так как они не могут накопить достаточного количества углеводов, необходимого для хорошей зимовки.

Однако избыток азота в осенний период затягивает вегетационный период, и растения не успевают своевременно закончить рост и приобрести нужную зимостойкость. Чтобы избыток азота не причинил вреда, полезно усилить фосфорное и калийное питание. Фосфорные удобрения. Фосфор усиливает способность клеток удерживать воду и этим повышает устойчивость растений против засухи и низких температур. При достаточном питании, фосфор ускоряет переход растений из вегетативной фазы

в пору плодоношения. Фосфор положительно влияет на качество плодов способствует увеличению в них сахара, жиров, белков. При недостатке фосфора возникает опасность нарушения белкового обмена растения плохо усваивают азотные удобрения. Особенно чувствительны к недостатку фосфора однолетние растения. Повышенное количество фосфора необходимо в начале роста растения, когда появляются проростки и всходы, а также при вступлении растения в пору плодоношения.

Фосфорные удобрения лучше вносить в смеси с перегноем, а на сильнокислых почвах для улучшения питания растений необходимо провести известкование. Фосфорные удобрения производят из фосфата кальция, который входит в состав природных фосфоритов и апатитов. Но природные соединения фосфора содержат фосфор в виде нерастворимого среднего фосфата Ca3PO42, который плохо усваивается растениями. Простейшее фосфорное удобрение - фосфоритная мука представляет собой перемолотый фосфорит

Ca3PO42. Это удобрение труднорастворимо, оно может усваиваться растениями только на кислых почвах. Действием серной кислоты на фосфат кальция получают простой суперфосфат, основным компонентом которого является дигидрофосфат кальция CaH2PO42. Это - растворимое вещество, и оно хорошо усваивается растениями. Метод получения простого суперфосфата основан на реакции Ca3PO42 2H2SO4 CaH2PO42 2CaSO4 Кроме основного компонента суперфосфат содержит до 50 сульфата кальция,

который является балластом. Для повышения содержания фосфора в удобрении проводят обработку фосфорита фосфорной кислотой Ca3PO42 4H3PO4 3CaH2PO42 Получаемое удобрение называется двойным суперфосфатом. Еще одно фосфорное удобрение с высоким содержанием фосфора - преципитат CaHPO42H2O. Высококонцентрированные фосфорные удобрения приготавливают на основе суперфосфорной кислоты - смеси полифосфорных кислот H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13 и др.

Эти кислоты образуются при нагревании фосфорной кислоты H3PO4 в вакууме. При взаимодействии полифосфорных кислот с аммиаком образуются полифосфаты аммония, которые используются как комплексные азотно-фосфорные удобрения. Вместе с азотом фосфор входит в состав некоторых других комплексных удобрений, например аммофоса, нитрофоска и др. Аммофос получают путем взаимодействия фосфорной кислоты с аммиаком.

В зависимости от степени нейтрализации образуется моноаммонийфосфат NH4H2PO4 или диаммонийфосфат NH42HPO4. Нитрофоска тройное удобрение, содержащее азот, фосфор и калий. Получают нитрофоску сплавлением гидрофосфата аммония, нитрата аммония и хлорида или сульфата калия. Калийные удобрения Калий помогает растениям усваивать углекислоту из воздуха, способствует передвижению углеводов сахаров, повышает зимостойкость и засухоустойчивость, оказывает положительное влияние на лежкость

плодов. При недостатке калия снижается сопротивляемость растений к грибковым заболеваниям. Наибольшее значение калий играет в жизни древесных растений плодовых деревьев и ягодных кустарников. При внесении калийных удобрений желательно добавлять к ним какое-нибудь щелочное удобрение, например доломитовую или известковую муку. Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми

культурными растениями так же очень много. Особенно много калия уносят лен, конопля и табак. Калий отлагается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используется для промышленных целей, то в конце концов большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить в почву калийные удобрения. Источником получения калийных удобрений служат естественные

отложения калийных солей. В России такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли, состоящие главным образом из минералов карналлита KClMgCl2 6H2O и сильвинита KClNaCl, залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала. В качестве калийных удобрений применяют как природные вещества, так и продукты их переработки. Из природных веществ главным образом используется сильвинит.

Продуктами переработками, находящими наибольшее применение, являются хлорид и сульфат калия. Иногда применяется так же растительная зола, содержащая калий главным образом в виде карбоната. Все почвы, за исключением торфяных и рыхло-песчаных, характеризуются высоким валовым содержанием калия КО 1,2 2,5, или 35 75 т на 1 га пахотного слоя. Преобладающая часть калия связана с глинистыми частицами почвы. Поэтому существует прямая связь между механическим составом почв и содержанием в них калия.

Чем больше в почве мелкодисперсных частиц, тем больше в ней калия. В пределах одного почвенного типа в зависимости от механического состава почвы количество калия изменяется следующим образом песчаные и супесчаные почвы 1,2. легкосуглинистые 1,77 среднесуглинистые 2,17 тяжелосуглинистые и глинистые 2,33. Калий находится в почвах преимущественно в форме недоступных или малодоступных растениям минералов, таких, как ортоклаз, мусковит, биотит, нефелин.

Из минералов, особенно трех последних, он может постепенно, но очень медленно переходить в растворимое состояние под влиянием химического и биологического выветривания, например под влиянием выделяемой корнями растений углекислоты. Если при низких урожаях процесс высвобождения калия из труднодоступных минеральных соединений может обеспечить потребность растений, то при высоких урожаях и большом выносе этого элемента из почвы доступного калия в ней оказывается недостаточно для питания растений.

Основной формой доступного растениям калия в почве служит обменный калий, адсорбированный на поверхности почвенных коллоидов. Содержание его в дерново-подзолистых почвах колеблется от 4 до 25 мг К20 на 100 г почвы, в черноземах и сероземах до 50 мг. Соотношение различных форм калия в почвах приведено в таблице 7. В почве происходит и обратный процесс фиксация, или закрепление, калия.

Из обменной формы он может переходить в необменную. Фиксации подвержен и калий вносимых удобрений. Для определения доступного калия принят также метод Кирсанова фосфор и калий определяют в одной вытяжке 0,2 н. НС1. Однако содержание в почве обменного калия не служит достаточным показателем обеспеченности растений доступным калием, так как, помимо обменного калия, растения используют часть необменного калия.

Кроме того, количество обменного калия в почве по мере его расходования может восстанавливаться за счет необменного калия. Список литературы 1. Н.Л. Глинка Общая химия издательство Химия 1981 г. 2. сайт в Internete www.5ballov.ru 3. И.Г. Хомченко Общая химия, издательство Химия 1987 4. А.б.Липин Фазовые диаграммы Сборник задач С-Пб 1999г 5.

Ю.Д.Третьяков, Ю.Г.Метлин. Основы общей химии издательство Просвещение 1980 г. 6. Г.П.Хомченко. Пособие по химии для поступающих в вузы. 1976 г. 7. сайт в Internet www.ogorod.ru 8. Детская энциклопедия сельское хозяйство, М издательство Педагогика, 1974г. 9 Черпяева И.И Экологические проблемы использования азотных удобрений. Химизация сельского хозяйства , 1990г. фотографии взяты с

Internet