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

Слайд 1

Урок по химии для 9 класса. Учитель МКОУ Куликовской ООШ Скуба З.М.

Слайд 2

Хенниг Бранд в 1669 г. открыл фосфор История открытия фосфора Р. Бой e ль в 1680 г. получил фосфор независимо от Бранда Антуан Лоран Лавуазье в начале 70-х годов XVIII в доказал, что фосфор - простое тело. А.А.Мусин-Пушкин в 1797 г. получил фиолетовый (красный) фосфор

Слайд 3

13 место по распространённости в природе . Нахождение в природе

Слайд 4

монацит гидроксилапатит фосфорит фторапатит торбернит амблигонит вивианит апатит Природные соединения фосфора Фосфор в свободном виде не встречается – только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты .

Слайд 5

560 °C 500 °C В атм. СО 10 8,3·10 Па t без доступа воздуха P4 (P4)n (P)n (P)n t пл . = 1000 °С Ρ = 2690 кг/м³ Не светится Не растворяется в сероуглероде Проводит эл. ток Ρ = 3830 кг/м³ Не светится Проводит эл.ток Аллотропные модификации фосфора Белый Красный Черный Металлический Т пл =44,1 0 С, Т кип =275 о С, мягкое, бесцветное, воскообразное вещество хорошо растворимое в сероуглероде и ряде других органических растворителях. Ядовит, воспламеняется на воздухе, светится в темноте. Красный кристаллический или аморфный порошок, не ядовит. Загорается на воздухе только при поджигании. t пл . = 240 °С Ρ = 2400 кг/м³ Не светится Растворяется только в трибромиде фосфора 220°С 108 Па

Слайд 6

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С: 2Ca 3 (PO 4 ) 2 +10C+6SiO 2 →P 4 +10CO+6CaSiO 3 . Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту: 4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO. Получение фосфора

Слайд 7

Химические свойства фосфора Р -3 0 +3 +5 Степени окисления окислитель восстановитель

Слайд 8

1. Восстановительные: А) Взаимодействие с кислородом. 4Р+50 2 = t 2Р 2 O (избыток О 2 ) 4Р+ ЗО 2 = 2Р 2 O 3 (недостаток О 2 ) Б) Взаимодействие с неметаллами. 2Р+ЗС l 2 = 2РС1 3 Г) С азотной кислотой. ЗР+ 5 HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 Р O 4 + 5 NO 2. Окислительные: А) С металлами. 2 P +3 Mg = Mg 3 P 2 В) С водородом. 2 P +3Р 2 = РН 3 Химические свойства фосфора

Слайд 9

полу- проводники моющие средства умягчение воды Р

Слайд 10

Белые кристаллы, t пл.= 5700 о С, t кип.= 6000 о C, ρ= 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P 4 H 10 , очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 Химические свойства Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 1) P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 (метафосфорная кислота) P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота) 2) P 2 O 5 + 3BaO =Ba 3 (PO 4 ) 2 3) Р 2 О 5 + 6 N а ОН = 2 N а 3 РО 4 + 3 Н 2 О Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. Оксид фосфора (V)

Слайд 11

Получение ортофосфорной кислоты В лаборатории В промышленности окисление фосфора 30%-ной азотной кислотой: 3P + 5NO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO Экстракционный метод Термический метод обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой: 2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р 4 О 10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80%).

Слайд 12

общие с другими кислотами специфические 1. Изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: Н 3 РО 4 ——>Н + +Н 2 РО 4 - Н 2 РО - 4 ——> Н + +НРО 4 2- НРО 4 2- ——> Н + +РО 4 3- 2. Реагирует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода: 6 N а+2Н 3 РО 4 ——>2 N а 3 РО 4 +ЗН 2 3. Реагирует с основными оксидами: ЗСаО+2Н 3 РО 4 ——>Са 3 (РО 4 ) 2 +ЗН 2 О 4. Реагирует с основаниями и аммиаком: Н 3 РО 4 +3 Na ОН ——> N а 3 РО 4 +ЗН 2 О Н 3 РО 4 +2 N Н 3 ——>( N Н 4 ) 2 НРО 4 Н 3 РО 4 + N аОН ——> N аН 2 РО 4 +Н 2 О 5. Реагирует с солями слабых кислот: 2Н 3 РО 4 +З N а 2 СО 3 —>2 N а 3 РО 4 +ЗСО 2 +ЗН 2 О 1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2Н 3 Р0 4 ——>Н 4 Р 2 0 7 +Н 2 0 Н 4 Р 2 О 7 ——>2НРО 3 +Н 2 О 2. При действии раствора нитрата серебра ( I ) появляется желтый осадок: Н 3 РО 4 +ЗА gN О 3 ——> Ag 3 P 0 4 +3 HN 0 3 3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.