Фосфор
презентация урока для интерактивной доски по химии (9 класс) на тему

Слайд 1

Слайд 2

Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в поисках "философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи с углем без доступа воздуха. Выделенное вещество светилось на воздухе и затем загоралось. За это свойство Брандт дал ему название "фосфор", т.е. носящий свет ("светоносец"). История открытия фосфора .

Слайд 3

В 1682 Бранд опубликовал результаты своих исследований, и сейчас он справедливо считается первооткрывателем элемента № 15. Фосфор явился первым элементом, открытие которого документально зафиксировано, и его первооткрыватель известен. Интерес к новому веществу был грандиозный, и Бранд этим пользовался – он демонстрировал фосфор только за деньги или обменивал небольшие его количества на золото. Несмотря на многочисленные усилия, осуществить свою заветную мечту – получить золото из свинца с помощью «холодного огня» - гамбургский купец так и не смог, и поэтому вскоре он продал рецепт получения нового вещества некоему Крафту из Дрездена за двести талеров. Новому хозяину удалось сколотить на фосфоре значительно бóльшее состояние – с «холодным огнем» он разъезжал по всей Европе и демонстрировал его ученым, высокопоставленным и даже королевским особам, например, Роберту Бойлю, Готфриду Лейбницу, Карлу Второму.

Слайд 4

После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к. содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И лишь после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ получение фосфора из костей, стало возможным получение его в значительных количествах.

Слайд 5

Второй типический элемент типический элемент в пятой группе является неметаллом. Наивысшая степень окисления, которую может проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие фосфор в степени окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же время соединения фосфора +5 в растворах окислителями не являются. Кислородные соединения фосфора более устойчивы, чем таковые азота. Водородные же соединения менее стабильны. Особенности фосфора.

Слайд 6

Природные соединения и получение фосфора.

Слайд 7

Из природного фосфорсодержащего сырья свободный фосфор получают высокотемпературным восстановлением (1500 град.С) коксом в присутствии песка. Последний связывает оксид кальция в шлак - силикат кальция. В случае восстановления фосфорита суммарная реакция может быть представлена уравнением: Образующийся угарный газ и парообразный фосфор поступают в холодильник с водой, где происходит конденсация с образованием твердого белого фосфора.

Слайд 8

Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра. При более высоких температурах происходит термическая диссоциация и в смеси возрастает содержание двухатомных молекул Р 2 . Распад последних на атомы фосфора наступает выше 2500 град.С. Физические и химические свойства .

Слайд 9

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р 4 . Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.

Слайд 10

При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию. Красный фосфор представляет собой полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде, менее токсичное, чем белый фосфор. Окисляется красный фосфор труднее белого, не светится в темноте и воспламеняется лишь при 250 град.С.

Слайд 11

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при температуре 220 град.С и давлении 1200 МПа. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев. Как и в красном фосфоре, здесь каждый атом фосфора связан ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между атомами фосфора 0,387 нм. Белый и красный фосфор - диэлектрики, а черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны 0,33 эВ. В химическом отношении черный фосфор наименее реакционноспособен, воспламеняется лишь при нагревании выше 400 град.С.

Слайд 13

Получение. Фосфор получают в электрических печах по реакции: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5C+ 3SiO 2 = 2P+ 3CaSiO 3 + 5CO, (t=1500 °C). При быстрой конденсации паров под водой образуется белый фосфор. Красный фосфор образуется из белого при длительном нагревании его без доступа воздуха: P (бел.) → P (красн.), (t = 280-340 ° C )

Слайд 14

Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1,2·106 кПа или в присутствии Hg (катализатора) при обычном давлении.

Слайд 15

Физические свойства. Белый фосфор Он чрезвычайно ядовит ! Мягкое, бесцветное, воскообразное вещество. Он легкоплавок (температура плавления 44,1 °C, температура кипения 275 °C), летуч, растворяется в сероуглероде и в ряде органических растворителей, светится в темноте (в результате медленного окисления - хемилюминесценция).

Слайд 16

Красный фосфор Не ядовит! В зависимости от способов получения обладает различными свойствами. Например, его плотность изменяется в интервале 2-2,4 г/см 3 , температура плавления 585-600 °C, цвет от темно-коричневого до красного и фиолетового. Красный фосфор практически не растворяется ни в одном растворителе, в темноте не светится.

Слайд 17

Химические свойства. а) Белый фосфор самый активный из всех модификаций. Например, белый фосфор горит при темп.40С, а красный- 200С Свойства восстановителя.

Слайд 18

При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при недостатке- до оксида фосфора (III) 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

Слайд 19

Реакции с галогенами и другими неметаллами б) P + 2 Cl 2 = PCl 4 , в) 2 P + 3 S = P 2 S 3 ,

Слайд 20

Свойства окислителя. д) 2P (красн.) + 3Ca = +2Ca 3 P 2 фосфид кальция (t=300-360 ° C ), е) 2P + 3H 2 = 2PH 3 , фосфин РН 3 - ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней. ( Его можно получить и из фосфидов металлов Ca 3 P 2 + 6 HCl = 3 CaCl 2 + 2 PH 3 ) при t=400 °C.

Слайд 21

Применение. Белый фосфор применяют для получения других его аллотропных модификаций, фосфорных кислот, фосфатов, как боевое зажигательное вещество, для изготовления ядохимикатов и медикаментов.

Слайд 22

Красный фосфор применяют для изготовления спичек и как наполнитель (пары) в лампах накаливания для производства удобрений и кормовых добавок для животных.

Слайд 23

ОКСИДЫ ФОСФОРА 1.P 2 O 5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид), в парообразном состоянии имеет состав P 4 O 10 . Он представляет собой белый порошок, температура плавления 422 °C, температура кипения 591 °C. Оксид фосфора (V) гигроскопичен . Получают его сжиганием фосфора в избытке сухого воздуха. 4P + 5O 2 (изб.) = 2P 2 O 5 Это кислотный оксид При соединении с водой образует две кислоты:

Слайд 24

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 метафосфорная кислота P 2 O 5 +3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 ортофосфорная кислота

Слайд 25

Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не реагирующих с ним, для получения фосфорных кислот, оксид фосфора является компонентом фосфатных стекол.

Слайд 26

2.P 2 O 3 ( P 4 O 6 ) - оксид фосфора (III) (фосфористый ангидрид), температура плавления -23,9 °C, температура кипения- 175,4 °C, плотность - 2,135 г/см 3 . Получают его окислением фосфора кислородом воздуха: P 4 + 3O 2 (нед.) = P 2 O 6 . Это кислотный оксид: P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3 .

Слайд 27

ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА H 3 РO 4 - трехосновная минеральная кислота. Физические свойства : Безводная ортофосфорная кислота - это бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при t = 42,35 °C, хорошо растворима в воде.

Слайд 28

Качественная реакция на 3- фосфат ион - PO 4 H 3 PO4 + 3AgNO 3 =>Ag 3 PO 4 +3HNO 3 жёлтый осадок 3- + PO 4 + 3 Ag => Ag 3 PO 4 жёлтый осадок

Слайд 29

Применение. H 3 PO 4 используют для получения фосфорных удобрений, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности, в органическом синтезе. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ, при разложении которой выделяется большое количество энергии. Остатки ортофосфорной кислоты входят так же в состав рибонуклеиновых (РНК) и дезоксирибонуклеиновых кислот(ДНК ).

Слайд 30

Круговорот фосфора