Презентаци по теме "Фосфор и его соединения"
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 2

В 1669 Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» — свет и «феро» — несу. Открытие фосфора

Слайд 3

Составьте электронные формулы атома фосфора. Определите возможные степени окисления химического элемента.

Слайд 4

Возможные степени окисления фосфора Степень окисления Примеры веществ -3 0 +3 +5

Слайд 6

Физические свойства фосфора АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА: Белый фосфор Р4 (табл. 18 с.104) -молекулярная решетка ЯД !!! 2.Красный фосфор Рп (табл. 18 с.104)- атомная решетка. Не ядовит! 3.Черный фосфор Р – атомная решетка. Рис. 28 с.102

Слайд 7

Аллотропные модификации фосфора БЕЛЫЙ ФОСФОР КРАСНЫЙ ФОСФОР ЧЕРНЫЙ ФОСФОР

Слайд 8

Получение фосфора Метод Веллера: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5 C + 3 SiO 2 → 2 P↑ + 5 CO ↑ + 3 CaSiO 3 . 1500 ⸰ Пары белого фосфора

Слайд 9

Химические свойства фосфора 1) Фосфор легко окисляется кислородом : 4 P + 5O 2 → 2P 2 O 5 , 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 . Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота . Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается.

Слайд 10

Химические свойства фосфора Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами , серой , некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: 2) с металлами — окислитель , образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 . 2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . 3) с неметаллами — восстановитель : 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 .

Слайд 11

Химические свойства фосфора 4) Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует ( 700-800 ° C , кат. Pt? Cu) : 4Р + 6Н 2 О → РН 3 + 3Н 3 РО 2 (фосфатная кислота). 5) Взаимодействие со щелочами В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н 2 О → РН 3 + 3KН 2 РО 2 . 6) 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. 7) Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль : 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5 ПРИМЕНЕНИЕ!!!

Слайд 12

Соединения фосфора Фосфиды- соединения фосфора с металлами ( Ca 3 P 2 ) Фосфин -соединение с водородом( РН 3). Ядовитый бесцветный газ с запахом чеснока. Образуется при разложении органических соединений. Окисление кислородом-«блуждающие огни» 3.Оксиды Р 2 О 3 или Р 4 О 6 Триоксид дифосфора, Оксид фосфора ( III) - Белое кристаллическое вещество, реагирует с водой Р 2 О 3 + 3Н 2 О= 2Н 3 РО 3 Фосфористая (фосфоновая) кислота Соли-фосфиты Р 2 О 5 или Р 4 О 10 Пентаоксид дифосфора, Оксид фосфора ( V) - Белое кристаллическое вещество, реагирует с водой Р 2 О 5 + 3Н 2 О= 2Н 3 РО 4 Фосфорная (ортофосфорная) кислота

Слайд 13

Р 2 О 5 - кислотный оксид Взаимодействует: 1) с водой, образуя при этом различные кислоты Р 2 О 5 + Н 2 О = 2HPO 3 метафосфорная Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 пирофосфориая (дифосфорная) Р 2 О 5 + ЗН 2 О = 2H 3 PO 4 ортофосфорная 2) с основными и амфотерными оксидами, образуя фосфаты Р 2 О 5 + ЗВаО = Ва 3 (PO 4 ) 2 в) со щелочами, образуя средние и кислые соли Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ЗН 2 О Р 2 О 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О Р 2 О 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Слайд 14

Р 2 О 5 - водоотнимающий реагент Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты: Р 2 О 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 О 5 Р 2 О 5 + 2НСlО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 О 7 Это используется для получения ангидридов кислот.

Слайд 15

Р 2 О 5 - кислотный оксид Р 2 О 5 H₃PO₄ HPO3 H 4 P 2 O 7 Пирофосфорная кислота Метафосфорная кислота Ортофосфорная кислота +5 +5 +5 +5

Слайд 16

Физические свойства ортофосфорной кислоты При обычной температуре безводная Н 3 РO 4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое ( t . пл. 42°С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Слайд 17

Исходным сырьем для промышленного получения Н 3 РO 4 служит природный фосфат Са 3 (РO 4 ) 2 : I . Са 3 (РO 4 ) 2 → Р → Р 2 O 5 → Н 3 РO 4 Са 3 (РО 4 ) 2 + 5С + 2 SiO 2 = P 2 + 5CO + Ca 3 Si 2 O 7 2Р 2 + 5О 2 = 2Р 2 О 5 Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4 . II . Обменное разложение фосфорита серной кислотой Са 3 (РO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 2Н 3 РO 4 + 3CaSO 4 Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция. III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ): ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO↑ Получение ортофосфорной кислоты

Слайд 18

Химические свойства ортофосфорной кислоты Н 3 РО 4 Металлы до Н Основные и амфотерные оксиды Основания Соли Изменяет окраску Индикатора???

Слайд 19

Ортофосфорная кислота и её свойства 1. 2. 3. дигидрофосфат -ион гидрофосфат -ион фосфат -ион Диссоциация ортофосфорной кислоты

Слайд 20

Ортофосфорная кислота и её свойства Н 3 РО 4 +Са= Н 3 РО 4 +СаО= Н 3 РО 4 +Са(ОН) 2 = Н 3 РО 4 +СаСО 3 = Допишите уравнения реакций

Слайд 21

Качественная реакция на фосфат - ионы K 3 PO 4 + 3 Ag NO 3 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3 KNO 3 при этом выпадает жёлтый осадок нитрата серебра

Слайд 22

Соли ортофосфорной кислоты Название Анион соли Растворимость в воде Примеры солей Фосфаты PO 4 3- большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония) Na 3 Р O 4 ; Са 3 (Р O 4 ) 2 Гидрофосфаты HPO 4 2- растворимы Na 2 НР O 4 ; СаНРО 4 Дигидрофосфаты Н 2 Р O 4 - очень хорошо растворимы NaH 2 PO 4 ; Са(Н 2 Р O 4 ) 2 Н 3 РO 4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Слайд 23

Р Фосфорная кислота Моющие средства Производство спичек Удобрения Ядохимикаты Взрывчатые вещества Пищевые добавки Медицина