Фосфор Гафарова Алфинур Замилевна Учитель химии МБОУ «Елховская СОШ» Альметьевского муниципального района Республики Татарстан. - презентация

1 Фосфор Гафарова Алфинур Замилевна Учитель химии МБОУ «Елховская СОШ» Альметьевского муниципального района Республики Татарстан

2 ФОСФОР Общая характеристика фосфора. Рассмотрение аллотропных видоизменений фосфора. Изучение химических свойств фосфора. Углубление и систематизация знаний периодического закона и системы химических элементов на примере строения и свойств простых веществ, образованных фосфором

3 История Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи.

4 Заполните таблицу: Свойства химических элементов АзотФосфор Положение в периодической системе Число электронов на внешнем уровне Электронная формула Число энергетических уровней Характерные степени окисления Сравнение электроотрицательности элементов той же группы Сравнение радиуса атома с радиусами атомов элементов этой же группы Формула высшего оксида Формула летучего водородного соединения Формула высшего гидроксида Нахождение в природе

5

6 Свойства химических элементов АзотФосфор Положение в периодической системе порядковый 7 2 период Главная подгруппа V группы порядковый 15 3 период Главная подгруппа V группы Число электронов на внешнем уровне 55 Электронная формула 2S 2 2P 3 3S 2 3P 3 Число энергетических уровней 23 Характерные степени окисления от -3 до +5 Сравнение электроотрицательности элементов той же группы ЭО выше у азота, чем у фосфора Сравнение радиуса атома с радиусами атомов элементов этой же группы Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус Формула высшего оксида N2O5N2O5 P2O5P2O5 Формула летучего водородного соединения NH 3 PH 3 Формула высшего гидроксида HNO 3 H 3 PO 4 Нахождение в природе В свободном виде и в виде соединений Только в соединениях

7 Сравнение фосфора и азота еще один представитель главной подгруппы V группы периодической системы, Так как в атоме фосфора электронных слоев больше, чем в атоме азота, по сравнению с азотом атомы фосфора имеют больший радиус. Ядро фосфора будет слабее притягивать внешний электрон, чем ядро атома азота, отсюда меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства. Фосфор проявляет степени окисления -3, +3, +5. Самые устойчивые соединения со степенью окисления +5.

8 Нахождение в природе и организме В свободном состоянии в природе не встречаются вследствие легкой окисляемости фосфора. Природные минералы – фосфорит Сa 3 (РО 4 ) 2, апатит – Сa 3 (РО 4 ) 2 СaCI 2 или Сa 3 (РО 4 ) 2 СaF 2. Зубная эмаль, представляющая собой в соответствии со своими функциями самое твёрдое из веществ, тот же самый апатит. В растениях фосфор сосредотачивается главным образом в семенах и плодах, в организме животных, птиц и рыб – в скелете и нервной ткани. В среднем тело человека содержится около 1,5 кг фосфора, из которых около 1,4 кг приходится на кости. Если бы фосфор исчез из костей, наше тело превратилось бы в бесформенные массы. Если бы фосфор исчез из мышц, мы утратили бы способность двигаться, из нервной ткани – мы перестали бы мыслить. Академик А.Е. Ферсман назвал фосфор элементом жизни и мысли.

9 Получение фосфора Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600°С: 2Ca 3 (PO 4 ) C + 6SiO 2 P CO + 6CaSiO 3. Предварительно измельченная и обогащенная фосфорсодержащая руда смешивается в заданных соотношениях с кремнеземом и коксом и загружается в электропечь. Кремнезем необходим для снижения температуры реакции, а также увеличения ее скорости за счет связывания выделяющейся в процессе восстановления окиси кальция в силикат кальция, который непрерывно удаляется в виде расплавленного шлака.

10 Аллотропия- явление, когда один и то же химический элемент образует несколько простых веществ Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее известны белый фосфор и красный фосфор. При длительном нагревании без доступа воздуха белый фосфор желтеет и постепенно превращается в красный. Красный фосфор при нагревании в таких же условиях превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор.

11 Белый, красный и черный фосфор – аллотропные модификации фосфора. Они резко различаются по физическим свойствам. (учебник,табл 16). Белый фосфор имеет молекулярное строение. Белый фосфор состоит из молекул P 4 Химически белый фосфор чрезвычайно активен Красный и черный фосфор имеют атомную кристаллическую решетку. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого. Черный фосфор химически наименее активная форма элементарного фосфора

12 Химические свойства фосфора Химические свойства белого и красного фосфора близки, но белый фосфор химически более активен. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании: 4P + 5O 2 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода). При взаимодействии с металлами образуются фосфиды: 3Ca + 2P = Ca 3 P 2. С водородом фосфор не реагирует, но при разложении водой или кислотами фосфидов образуется фосфин PH 3 ядовитый газ с неприятным запахом: Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3. Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4. PH 3 + HI = PH 4 I.

13 С неметаллами восстановитель: 2P + 3S P 2 S 3, 2P + 3Cl 2 2PCl 3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 5KCl + 3P 2 O 5 В холодных концентрированных растворах щелочей медленно протекает реакция диспропорционирования: 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 3

14

15 Осуществите превращения: Осуществите превращения Ca 3 (PO 4 ) 2 1 P 2 P 2 O 5 Ca 3 P 2 3 PH 3 4 P 2 O 5 Для уравнений 1,2,4 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

16 Домашнее задание: § 21, упр. 1-5, (с. 70) Урок окончен. Спасибо за урок.