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

Слайд 1

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Слайд 2

Г. Бранд 1630–1710 гг. Фосфор был открыт в 1669 г. немецким алхимиком Г. Брандом, а своё название получил за способность светиться в темноте, в переводе с греческого фосфор означает «светоносный».

Слайд 3

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса Ar (P) = 31. Р +15)2 )8 )5 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p– элемент, неметалл N 1s 2 2s 2 2p 3 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Слайд 4

В соединениях фосфор способен проявлять степень окисления – 3 (в соединениях фосфора с металлами — фосфидах), но чаще всего он проявляет свою максимальную положительную степень окисления +5, реже +3.

Слайд 5

Аллотропные модификации фосфора Materialscientist

Слайд 6

Белый фосфор Молекулы P 4 имеют форму тетраэдра. Это легкоплавкое t ( пл )=44,1 о С, t (кип)=275 о С, мягкое, бесцветное воскообразное вещество. Хорошо растворяется в сероуглероде и ряде других органических растворителей. Ядовит, воспламеняется на воздухе, светится в темноте. Хранят его под слоем воды .

Слайд 7

Белый фосфор м Белый фосфор очень ядовит, легко окисляется на воздухе. Особым его свойством является способность светиться в темноте вследствие его окисления.

Слайд 8

Красный фосфор Существует несколько форм красного фосфора Их структуры окончательно не установлены. Известно, что они являются атомными веществами с полимерной кристаллической решеткой. Их температура плавления 585-600 о С, цвет от темно-коричневого до красного и фиолетового. Не ядовит.

Слайд 9

Красный фосфор При нагревании красного фосфора он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор

Слайд 10

Чёрный фосфор Черный фосфор имеет слоистую атомную кристаллическую решетку. По внешнему виду похож на графит, но является полупроводником. Не ядовит

Слайд 11

Красный и черный фосфор обладают очень сложной структурой, поэтому в уравнениях реакций их формулу записывают просто Р. Р

Слайд 12

Белый фосфор и красный фосфор обладают схожими химическими свойствами, однако белый обладает большей реакционной способностью .

Слайд 13

Окисление фосфора кислородом 1.Окисление фосфора кислородом 0 0 +5 -2 4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 - оксид фосфора( V ) 2Р + 3 S = Р 2 S 3 - сульфид фосфора( III ) 2. 2Р + 3Са = Са 3 Р 2 При взаимодействии фосфора с металлами образуются фосфиды Химические свойства фосфора Восстановительные свойства фосфора

Слайд 14

Соединения фосфора Соединения фосфора PH 3, Р 2 О 5 Химические свойства Р 2 О 5 имические свойства Р 2 О 5 Х 1. Взаимодействует с водой с образованием кислоты: Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4 2. Взаимодействует с основными оксидами с образованием солей – фосфатов: Р 2 О 5 + 3ВаО = Ва 3 (РО 4 ) 2 3. Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды: Р 2 О 5 + 3Ва(ОН) 2 = Ва 3 (РО 4 ) 2 + 3Н 2 О имические свойства

Слайд 15

Фосфин — это очень ядовитый газ, обладающий неприятным запахом, который легко воспламеняется на воздухе . Получение фосфина РН3 Са 3 Р 2 + 6НС l = 3 CaCl 2 + 2 PH 3 ↑

Слайд 16

Фосфорная кислота Н 3 РО 4 — твёрдое, прозрачное, кристаллическое вещество, которое хорошо растворяется в воде в любых соотношениях.

Слайд 17

Химические свойства ортофосфорной кислоты 1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный: Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато: H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - ( дигидроортофосфат -ион) H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- ( гидроортофосфат -ион) HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- ( ортофосфат -ион) 2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н 2 ): металл+ H 3 PO 4 = соль+Н 2 ↑ 3. Взаимодействует с основными оксидами: оксид металла + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О 4. Взаимодействует с основаниями Ме (ОН) n : основание + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О если кислота в избытке, то образуется кислая соль: H 3 PO 4 ( изб)+ NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O или H 3 PO 4 ( изб) + 2 NaOH =Na 2 HPO 4 + 2H 2 O 5 . Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли: H 3 PO 4 + NH 3 = NH 3 H 2 PO 4 H 3 PO 4 + 2NH 3 = (NH 3 ) 2 HPO 4 H 3 PO 4 + 3NH 3 = (NH 3 ) 3 PO 4 6 . Реагирует с солями слабых кислот: 2 H 3 PO 4 +3Na 2 CO 3 = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O + 3CO 2 ↑

Слайд 18

Специфичекие свойства 1 . При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2H 3 PO 4 ( t˚C ) → H 2 O + H 4 P 2 O 7 H 4 P 2 O 7 ( t˚C ) → H 2 O + 2HPO 3 2. Качественная реакция на PO 4 3- - фосфат ион. Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок : Н 3 РО 4 + 3AgNO 3 = Ag 3 PO 4 ↓+ 3HNO 3 3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

Слайд 19

Качественным реактивом на фосфаты РО 4 3- является нитрат серебра AgNO 3. РО 4 3- + 3 Ag = Ag 3 PO 4 ↓ жёлтый осадок +

Слайд 20

Фосфаты (Са 3 (РО 4 ) 2 , Na 3 PO 4 ) Гидрофосфаты (СаHРО 4 , Na 2 HPO 4 ) Дигидрофосфаты ( Са ( H 2 РО 4 ) 2 , NaH 2 PO 4 ) Типы солей, которые образует фосфорная кислота

Слайд 21

Фосфор в природе Фосфориты Апатиты Фосфор в природе

Слайд 22

В промышленности фосфор получают из наиболее часто встречающегося фосфата кальция Ca 3 ( PO 4 ) 2.

Слайд 23

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто - и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов , фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·CaF2. В состав зубной эмали входит фторапатит . Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Слайд 25

Схема круговорота фосфора в природе P P P P P P P P P P P

Слайд 26

Применение фосфора Спички Фосфорная кислота