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

Слайд 1

Слайд 2

История открытия Считается, что фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хеннинг Бранд. Он был разорившимся купцом и пытался разбогатеть с помощью алхимии. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», которая считалась основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей.

Слайд 3

История открытия Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец». И лишь 1777 году К.В. Шееле разработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

Слайд 4

Природные соединения Фосфорит Са 3 (РО 4 ) 2 Фторапатит Апатиты Хлорапатит Са 3 (РО 4 ) 2 • Са F 2 Са 3 (РО 4 ) 2 • Са Cl 2 И з-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений . Важнейшими минералами фосфора являются:

Слайд 5

Природные соединения Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау .

Слайд 6

Нахождение в природе Фосфор входит в состав всех живых организмов. А именно он встречается в соединениях: 1. Белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений; 2. Нервной и костной тканей организмов животных и человека; 3. Мозговых клеток.

Слайд 7

Получение Фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема: Ca 3 (PO 4 ) 2 +3SiO 2 +5C=3CaSiO 3 +5CO+P 2 Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4. Печь для добывания фосфора

Слайд 8

Аллотропные модификации фосфора

Слайд 9

Физические свойства Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, черный и металлический фосфор.

Слайд 10

Характеристика вещества Белый фосфор Красный фосфор Черный фосфор 1)Физическое состояние Кристаллическое вещество Порошкообразное вещество Кристаллическое вещество 2)Твёрдость Небольшая -можно резать ножом (под водой) Выше чем у белого фосфора 3) Цвет Белый Красный Черный 4)Запах Чесночный Не обладает Не обладает 5)Плотность (в г/см3) 1,8 2,3 2,7 6)Растворимость в воде Не растворяется Не растворяется Не растворяется 7)Температура плавления (в 0 С) 44 260 280 8)Свечение В темноте светится Не светится Не светится 9)Действие на организм Сильный яд Не ядовит Не ядовит

Слайд 11

Аллотропные модификации Горение белого фосфора Белый фосфор окисляется кислородом уже при обычных условиях, а в тонкоизмельченном состоянии самовоспламеняется, поэтому его хранят под водой. Окисление фосфора сопровождается свечением. Химическая энергия непосредственно превращается в световую . Хранение белого фосфора

Слайд 12

Химические свойства В химических реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность . Как окислитель взаимодействует со многими металлами , образуя фосфиды . Фосфор непосредственно с водородом не реагирует . Как восстановитель взаимодействует с более электроотрицательными неметаллами . При недостатке кислорода или при комнатной температуре окисляется до оксида фосфора (III). При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе образуется оксид фосфора (V).

Слайд 13

Химические свойства При длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха он желтеет и постепенно превращается в красный фосфор. При нагревании красного фосфора в тех же условиях он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор. Фосфор проявляет окислительные и восстановительные свойства. Фосфор – восстановитель: 5О 2 (изб.) + 4Р = 2Р 2 О 5 3О 2 ( недост .) + 4Р = 2Р 2 О 3 3Сl 2 + 2P = 2PCl 3 PСl 3 + Cl 2 = PCl 5 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO 4P + 16H 2 O = 4H 3 PO 4 + 10H 2 Фосфор – окислитель : 2Р + 3Mg = Mg 3 P 2

Слайд 14

Применение фосфора Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей. Полифосфат натрия

Слайд 15

Применение фосфора: спички Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.

Слайд 16

Применение фосфора: спички Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO 2 , KСlO 3 , BaCrO 4 ) и восстановители (S, Sb 2 S 3 ). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется.

Слайд 17

Применение фосфора Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность . Дело в том, что на вкус разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее добавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством обладают и некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба.

Слайд 18

Применение фосфора Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности. Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы.

Слайд 19

Значение фосфора Фосфор является основой скелета человека и зубов. Живые организмы не могут обходиться без фосфора. Значение фосфора состоит в том, что сахара и жирные кислоты не могут быть использованы клетками в качестве источников энергии без предварительного фосфорилирования . Целый ряд соединений фосфора используют в качестве лекарственных препаратов.

Слайд 20

Биологическая роль фосфора Суточная потребность для взрослого человека 1 грамм Входит в состав скелета Входит в состав зубной ткани Соединения фосфора принимают участие в обмене энергии Необходим для нормальной мышечной и умственной деятельности

Слайд 21

Реакция организма на недостаток и избыток фосфора Недостаток фосфора Развивается заболевание рахит, снижается умственная и мышечная деятельность. Избыток фосфора Развивается мочекаменная болезнь, соединения фосфора высоко токсичны (летальная доза 60 мг.).

Слайд 22

Спасибо за внимание!