Слайд 1

Уважаемые гости!!! Вас приветствуют учащиеся 9 «М»класса и учитель химии Баймашкина Татьяна Александровна

Слайд 2

Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества представляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных имен.
- «ядовитый воздух» - «дефлогистированный воздух» - «испорченный воздух» - «удушливый воздух» - «безжизненный воздух»
В 1772 году шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд
В 1772 году английский химик Джозеф Пристли
В 1773 году шведский химик- аптекарь Карл Шееле
В 1774 году английский химик Генри Кавендиш
В 1776 году французский химик Антуан Лавуазье
О каком неметалле идет речь?

Слайд 3

Азот и его соединения

Слайд 4

Цель урока:
Обобщить свойства азота и его соединений, выявить характерные свойства этих соединений, обусловленные наличием в их составе азота в различных степенях окисления.

Слайд 5

Парадоксы названия
Что означает в переводе с греческого «азот»? Каково латинское название азота? Что оно означает в переводе на русский язык? Каково содержание азота в атмосфере? Почему же азот называют «безжизненным»?

Слайд 6

Какие соединения азота вы знаете?
Определите степени окисления азота в соединениях.
N2
NH3
N2O
N2O3
NO2
HNO2
NO
N2O5
MeN
HNO3

Слайд 7

Каковы физические свойства азота? Почему азот химически инертен при обычных условиях? При каких условиях и с какими веществами он взаимодействует?

Азот как простое вещество
N2

Слайд 8

NH3 «летучая щелочь», «щелочной воздух»
Раствор аммиака в воде – нашатырный спирт, 10% раствор аммиака. Но почему спирт? Латинское spiritus означает «дух», «душа». Очевидно химик растворивший в воде аммиак, полученный из нашатыря (NH4Cl), назвал осторо пахнущую жидкость «душой нашатыря».
В 1774 г. Английский химик Джозеф Пристли получил газообразный аммиак смешав порошки хлорида аммония и гидроксида кальция. Напишите уравнение реакции. Когда ученый попытался собрать аммиак путем вытеснения жидкости из перевернутого сосуда, то газ растворялся в воде. Как Пристли удалось собрать газ?

Слайд 9

Растворение аммиака в воде.
Окисление аммиака.
Свойства аммиака

Слайд 10

Применение

Слайд 11

Оксидов у азота – пять. И нам давно пора уж знать, Их нравы, вкусы, настроенье, Манеру жизни, поведенье.

Слайд 12

Этот оксид был известен еще в XIX веке. Его действие зависит от возраста человека, концентрации газа и принятой дозы. Американский химик Джеймс Вудхауз в 1800 г. изучал взаимодействие серы с нагретым раствором нитрита натрия в формамиде. Внезапно началась бурная реакция с выделением какого-то газа со слабым приятным запахом. Ученому вдруг стало весело, и он пустился в пляс, распевая песни. Почти в то же самое время английский химик Гемфри Дэви проводил термическое разложение нитрата аммония. Как потом он вспоминал, помощник слишком близко наклонился к установке и несколько раз вдохнул газ с приятным запахом, выходивший из реторты. Вдруг помощник разразился беспричинным смехом, стал судорожно двигаться, опрокидывая стулья, а потом свалился в углу комнаты и тут же уснул. Какой газ получили Вудхауз и Дэви?

Слайд 13

Оксид азота (I) монооксид диазота «веселящий газ»
Бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым привкусом. В смеси с воздухом он действует на людей по-разному – кого «веселит», а кого погружает в сон. Применяют в медицине, обеспечивая безопасный наркоз.
Несолеобразующий оксид. Можно получить термическим разложением нитрата аммония. Данный оксид неустойчив и легко разлагается на азот и кислород.
N2O
Напишите уравнения упомянутых реакций

Слайд 14

Оксид азота (II) – монооксид азота
Легко окисляется кислородом воздуха до оксида азота (IV)
Восстанавливается водородом до свободного азота.
NO
Напишите уравнения упомянутых реакций

Слайд 15

Знаете ли вы, что NO образуется также при грозовом разряде в атмосфере. Статистика утверждает, что в атмосфере нашей планеты ежегодно вспыхивают три с лишним миллиарда молний. Мощность отдельных разрядов достигает 200 млн. киловатт, а воздух разогревается при этом (локально) до 20 000 К, хотя разряд молнии длится десятитысячную долю секунды. При такой чудовищной температуре молекулы азота и кислорода разрываются на атомы, которые активно и легко соединяются друг с другом, образуя молекулы оксида азота (II). Молекулы NO быстро окисляются на воздухе до более стабильных молекул оксида азота (IV). Этот атмосферный процесс во многом помогает решать проблему связывания свободного азота.

Слайд 16

Оксид азота (III)
Жидкость темно-синего цвета. Кислотный оксид. Получают охлаждением смеси оксидов азота (II) и (IV).
При взаимодействии с водой образуются азотистая и азотная кислоты. Оксид взаимодействует со щелочью.
N2O3
Составьте уравнения реакций

Слайд 17

Оксид азота (IV) – диоксид азота, «бурый газ», «лисий хвост»
Газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. !!! Токсичен. Получают окислением NO и взаимодействием концентрирован-ной азотной кислоты с медью.
Если это кислотный оксид, то с какими веществами он будет взаимодействовать? Напишите уравнения реакций.
NO2

Слайд 18

Знаете ли вы, что «лисий хвост» - жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота на химических предприятиях (иногда - из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.

Слайд 19

Оксид азота (V)
Кислотный оксид. Белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Получают осторожным обезвоживанием азотной кислоты с помощью оксида фосфора (V) или действием озона на оксид азота (IV).
Взаимодействует с водой и щелочами. Очень неустойчив, разлагается со взрывом на кислород и оксид азота (IV). Напишите уравнения реакций.
N2O5

Слайд 20

Опыты Каблукова
Российский химик Иван Каблуков славился своими чудачествами. Например, он подписывался не иначе как «Каблук Иван». В 1882-1888 г.г. он преподавал на Высших женских курсах в Москве, а с 1884г. - в Московском университете. Однажды он показал своим студентам удивительный опыт с четырьмя газометрами, наполненными ртутью, где хранились четыре газа – два бесцветных, а два другие – красно-бурого цвета. Каблуков пропускал поочередно эти газы над раскаленной медной стружкой и показывал, что вне зависимости от состава исходного газа получаются одни и те же продукты: оксид меди (I) Cu2O и азот N2. Студенты терялись в догадках – как такое стало возможно? Помогите найти объяснение опытам Каблукова.

Слайд 21

N2 O + 2Сu = Cu2O + N2 ; 2NO + 4Сu = 2Cu2O + N2; 2N O2 + 8Сu =4Cu2O + N2; N2 O3 + 6Сu = 3Cu2O + N2.
Газометры были наполнены оксидами азота состава N2O (бесцветный), NO (бесцветный), NO2 (бурый), N2O3 (при комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NO2, поэтому тоже приобретает бурый цвет). Все эти газы реагируют с медью, превращая ее в Cu2O.

Слайд 22

HNO3 Азотная кислота
Какую степень окисления имеет азот в азотной кислоте? Окислителем или восстановителем может быть кислота? Почему? В чем заключается особая опасность азотной кислоты?

Слайд 23

Из-за своих окислительных свойств азотная кислота требует большой осторожности в обращении. При соприкосновении с нею многие органические вещества окисляются с выделением большого количества теплоты и поэтому воспламеняются и взрываются. Например, скипидар вспыхивает, тлеющая лучинка начинает гореть, на одежде образуются дыры, а на коже – язвы. При этом кожа окрашивается в желтый цвет (качественная реакция на белок). Попавшую на кожу серную кислоту можно успеть смыть большим количеством воды, а азотная кислота действует практически мгновенно).

Слайд 24

Промышленный способ получения азотной кислоты был открыт в 1916 году инженером-химиком И.И. Андреевым.
На какие три этапа можно разделить данный процесс? По технологии И. И. Андреева работают сейчас все заводы мира.

Слайд 25

Знаете ли вы, что азотная кислота была упомянута арабским химиком Джабиром ибн Хайяном (Гебером) в VIII в. в его трудах, а для производственных целей её стали получать лишь в XV в. В одной старинной русской книге, датированной 1675г., было сказано, что на изготовление «крепкой водки» было дано полпуда железного купороса и десять фунтов селитры. Позднее в работах М.В. Ломоносова мы встречаем название «селитряная дымистая водка». «Крепкой водкой», «селитряной дымистой водкой», «зияющей красным газом кислотой» называли в России XVII и XVIII в.в. азотную кислоту. Название «крепкая водка» произошло от алхимического «аква фортис» - «крепкая, сильная вода». С 1720 г. для производства азотной кислоты вместо железного купороса стали применять серную кислоту: 2KNO3 + H2SO4 = 2 HNO3 + K2SO4 Если применять концентрированную серную кислоту и чистую селитру, то «водка» получалась «крепкой» – 96-98%.

Слайд 26

Свойства азотной кислоты

Слайд 27

Какой металл растворяется только в «царской водке»? Mg Zn Fe Au
Являются ли винным спиртом вещества, которые 100 – 200 лет тому назад называли «вторичной водой», «царской водкой», «королевской водкой»? Под такими названиями известен один и тот же реактив - смесь концентрированных кислот: одного объёма азотной кислоты с тремя объёмами хлороводородной кислоты. М.В. Ломоносов называл этот реактив «королевской водкой», но чаще в литературе встречается термин «царская водка», причём первые упоминания на этот счёт были уже в сочинениях арабских алхимиков VIIIв. Своё название «царская водка» получила благодаря способности взаимодействовать с золотом – «царём металлов». Полагают, что эту способность впервые обнаружил в 1270 г. итальянский монах-францисканец, философ, алхимик и кардинал Джованни Фиданци – «Бонавентура».

N2 O + NaOH NO + NaOH 2N O2 + 2NaOH = 2NaNO2 +H2O N2 O3 + 2NaOH = NaNO3 +NaNO2 + H2O N2 O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + Н2О

Слайд 31

Ошибка властителя Лахора.
Властитель индийского города Лахора по имени Ранжит – Сингх в 1811г. хвастался перед другими владыками Индии, Персии и Афганистана, что его голубой алмаз не подвержен действию никаких жидких веществ. Афганский шах Шуджа сказал, что готов поспорить (а ставка в споре – сам голубой алмаз), что его придворный факир – алхимик может за сутки уменьшить массу алмаза, погрузив его в жидкий «алкагест» (мифический универсальный растворитель). Предложение было принято, и придворные двух властителей уселись вокруг сосуда с «алкагестом», куда был погружен алмаз. Вскоре стало заметно, что камень покрылся пузырьками, а жидкость стала жёлтой. По истечении суток алмаз снова взвесили, и оказалось, что он потерял в весе около одного карата (0,2г). К огорчению Ранжит – Сингха, алмаз пришлось отдать шаху Шудже. Правда, через два года силой оружия алмаз был возвращён в Лахор, но это уже другая история… Какой состав имел «алкагест»?
«Жизнь – есть способ существования белковых тел» Ф. Энгельс
Без азота → нет белка →без белка →нет жизни.

Класс: 9

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Учебник. Г.Е, Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия. 9 класс

Количество часов: 1 урок

Тип урока: комбинированный

Методы обучения: информационно-иллюстративный, частично-поисковый.

Формы обучения: фронтальная работа, самостоятельная работа в парах и индивидуальная, самоконтроль.

Технологии: составление опорного конспекта, использование ЦОР, тестовый контроль знаний.

Цель урока: На основании строения сравнить свойства простых веществ – азота и фосфора. Исходя из свойств, охарактеризовать области применения азота и фосфора, способы их промышленного получения.

Задачи урока:

• Образовательные :
  • рассмотреть строение и физические свойства простых веществ – азота и аллотропных модификаций фосфора;
  • на основании строения спрогнозировать реакционную способность азота и фосфора, рассмотреть характерные химические свойства;
  • формировать умение составлять уравнения химических реакций, рассматривать их с позиции окислительно-восстановительных свойств;
  • рассмотреть области применения и промышленные способы получения азота и фосфора.
• Развивающие :
  • развивать умения сравнивать, устанавливать причинно-следственные связи между строением веществ и их свойствами, применением, делать выводы;
  • совершенствовать умения применять полученные знания для объяснения различных фактов, явлений.
• Воспитательные :
  • воспитывать активность, самостоятельность, интерес к предмету;
  • воспитывать умение работать в парах, способность к самооценке результатов деятельности.

Оборудование : компьютер, проектор, мультимедийная презентация

ХОД УРОКА

«Соединения фосфора» - Оксид фосфора. Взаимодействие фосфорной кислоты с солями. Фосфорная кислота (H3РO4). Химические свойства оксида фосфора (V). Взаимодействие фосфорной кислоты со щелочами. Химические свойства. Состав. Взаимодействие фосфорной кислоты с металлами. Соединения фосфора. Физические свойства оксида фосфора (V).

«Урок Фосфор» - Мотивационно-ориентационный этап. История открытия фосфора. Первичное закрепление полученных знаний. Фосфор как элемент. Видеоролик «Сгорание фосфора в хлоре». 1682г- Р.Бойль в химической лаборатории при работе с фосфором. Черный. Попытайте определить, где правда, а где вымысел автора? Аллотропия фосфора.

«Урок Соединения фосфора» - 1.Ориентировачно-мотивационный. 2.Операционно-исполнительский. 3.Рефлексивно-оценочный. Реактивы – красный фосфор. Этап 2.Операционно исполнительский. Оборудование и дидактический материал. Положение фосфора в Периодической системе Д.И.Менделеева. Учитель мотивирует учащихся, зачитывая отрывок из романа А. Конан-Дойля.

«Фосфор и его соединения» - Выводы. Фосфор и его соединения. Аммофос. Преципитат. Фосфорные удобрения. При недостатке фосфора развиваются болезни растений. Соединения фосфора в растительной клетке. Цель: исследовать влияние фосфора на рост и развитие растений. Простой суперфосфат. Снабжение растения фосфором особенно необходимо в молодом возрасте.

«Характеристика элемента фосфор» - Свечение белого фосфора. Сравнение строения атома азота и фосфора. Белый фосфор. Получение фосфора. Окислитель. Открыт немецким алхимиком X. Брэндом. Горение красного фосфора. Фосфор сгорает бледно-зеленым пламенем. Аллотропные модификации фосфора. Неметалл. Применение фосфора. Фосфиды энергично разлагаются водой.

«Элемент фосфор» - Взаимодействие с металлами. Черный фосфор. Для связывания соединений кальция добавляют кварцевый песок. Фосфор. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует. Взаимодействие со щелочами. Белый фосфор. Фосфор занимает 12-е место по распространенности элементов в природе. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами.

Всего в теме 12 презентаций

Слайд 1

Слайд 2

Слайд 3

Слайд 4

Слайд 5

Слайд 6

Слайд 7

Слайд 8

Слайд 9

Слайд 10

Слайд 11

Слайд 12

Слайд 13

Слайд 14

Слайд 15

Слайд 16

Слайд 17

Слайд 18

Слайд 19

Слайд 20

Слайд 21

Слайд 22

Слайд 23

Слайд 24

Слайд 25

Слайд 26

Слайд 27

Слайд 28

Слайд 29

Презентацию на тему "Фосфор" можно скачать абсолютно бесплатно на нашем сайте. Предмет проекта: Химия. Красочные слайды и иллюстрации помогут вам заинтересовать своих одноклассников или аудиторию. Для просмотра содержимого воспользуйтесь плеером, или если вы хотите скачать доклад - нажмите на соответствующий текст под плеером. Презентация содержит 29 слайд(ов).

Слайды презентации

Слайд 1

Материал для повторения и подготовки к ГИА Учитель химии МОУ «Гимназия №1» г. Саратов Шишкина И.Ю.

Слайд 2

Введение……………………………………………………………………………. История развития фосфора………………………………………………………... Природные соединения и получение фосфора…………………………………... Химические свойства……………………………………………………………… Аллотропные изменения…………………………………………………………... а) белый…………………………………………………………………………….. б) красный…………………………………………………………… в) черный……………………………………………………………………………. Оксиды фосфора…………………………………………………………………… Ортофосфорная кислота…………………………………………………………... Ортофосфаты………………………………………………………………………. Фосфор в организме человека…………………………………………………….. Спички………………………………………………………………………………. Фосфорные удобрения…………………………………………………………….. Заключение…………………………………………………………………………. 1. Значение фосфора……………………………………………………………….. 2. Применение фосфора…………………………………………………………… Список используемой литературы………………………………………………..

Слайд 3

Введение:

Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах. В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти два вещества получили большую область применения, хотя когда азот впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светиться в темноте).

Слайд 4

История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», считавшейся основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей. 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». Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году. В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной солью (NaCl), поташом (K2CO3) и углем (C). Лишь к 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

Слайд 5

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5(РО4)3X (Х - фтор, реже хлор и гидроксильная группа) и фосфорит, основой которого является Са3(РО4)2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты фосфором мозговые клетки. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

Слайд 6

Химические свойства

Электронная конфигурация атома фосфора 1s22s22p63s23p3 Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3. Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d- орбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов. Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5. В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5(P2O5, H3PO4), реже +3(P2O3, PF3), -3(AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Слайд 7

Переход атома фосфора в возбужденное состояние

Слайд 9

Белый фосфор

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4. 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. Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь 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. Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком. Обожженную кожу следует промыть раствором KMnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO4. При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи.

Слайд 10

Красный и черный фосфор

Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве. Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.2). Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор.

Слайд 11

Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый

1-молекулы белого фосфора; 2-кристаллическая. решетка черного фосфора

Слайд 12

Оксид фосфора (V) - Р2О5

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10. Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора. Белые кристаллы, t пл.= 5700оС, t кип.= 6000оC, ρ= 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение: 4P + 5O2 = 2P2O5 Химические свойства Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (пирофосфорная кислота) P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота) 2) P2O5 + 3BaO =Ba3(PO4)2 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.

Слайд 13

Ортофосфорная кислота.

Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них - ортофосфорная кислота Н3РО4 Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35оС. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Слайд 14

Слайд 15

Физические свойства Н3РО4

Ортофосфорная кислота в чистом виде при обычных условиях представляет бесцветные кристаллы ромбической формы, плавящиеся при температуре 42.3оС. Однако с такой кислотой химики встречаются редко. Гораздо чаще они имеют дело с полугидратом Н3РО4 * 0.5 Н2О, который выпадает в виде бесцветных гексагональных призм при охлаждении концентрированных водных растворов ортофосфорной кислоты. Температура плавления полугидрата 29.3оС. Чистая Н3РО4 после плавления образует вязкую маслообразную жидкость с малой электрической проводимостью и сильно пониженной способностью к диффузии. Эти свойства, а также детальное изучение спектров показывают, молекулы Н3РО4 в данном случае практически не диссоциированы и объединены прочными водородными связями в единую макромолекулярную структуру. Как правило, молекулы связаны друг с другом одной, реже двумя и очень редко тремя водородными связями. Если же кислоту разбавлять водой, то ее молекулы охотнее образуют водородные связи с водой, чем друг с другом. Из-за таких "симпатий" к воде кислота смешивается с ней в любых отношениях. Энергия гидратации здесь не так велика, как у серной кислоты, поэтому разогревание Н3РО4 при разбавлении не столь сильное и диссоциация выражена меньше. По первой ступени диссоциации ортофосфорная кислота считается электролитом средней силы (25 - 30%), по второй - слабым, по третьей - очень слабым.

Слайд 17

Химические свойства Н3РО4

При нейтрализации фосфорной кислоты щелочами образуются соли: дигидрофосфаты, гидрофосфаты, а также фосфаты, например: Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O дигидрофосфат натрия H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O гидрофосфат натрия H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O фосфат натрия

Слайд 18

Фосфор в организме человека

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,5/1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Слайд 19

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется. Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 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 24

Значение фосфора

Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей - семян и плодов. Производные ортофосфорной кислоты очень нужны не только растениям, но и животным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства живых организмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с органическими веществами, активно участвуют в процессах обмена веществ живого организма с окружающей средой. В результате этого производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и соединительных тканях организмов человека и животных. Особенно много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, что позволило А.Е. Ферсману, известному геохимику, назвать фосфор "элементом мысли". Весьма отрицательно (заболевание животных рахитом, малокровие, и др.) сказывается на состоянии организма понижение содержания в рационе питания соединений фосфора или введение их в неусвояемой форме.

Слайд 25

Применение фосфора

Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко. Основным ее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений. Для этих целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т. Фосфорные удобрения не только способствуют повышению урожайности различных сельскохозяйственных культур, но и придают растениям зимостойкость и устойчивость к другим неблагоприятным климатическим условиям, создают условия для более быстрого созревания урожая в районах с коротким вегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуя ее структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимости других содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихся вредных органических веществ. 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. 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. Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отраслях промышленности, в строительстве, разных областях техники, в коммунальном хозяйстве и быту, для защиты от радиации, для умягчения воды, борьбы с котельной накипью и изготовления различных моющих средств. Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфаты служат катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования и полимеризации углеводородов. Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты, пластификаторы, смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты в холодильных установках. Соли кислых алкилфосфатов используют как поверхностно-активные вещества, антифризы, специальные удобрения, антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционной переработки урановорудных щелоков.

Слайд 26

Фосфор 1. Составьте электронную формулу атома фосфора. Объясните, что происходит с электронной конфигурацией атома, когда он проявляет высшую степень окисления. 2. Какие степени окисления может проявлять фос­фор в соединениях? Приведите примеры этих соединений. Составьте электронную формулу атома фосфора в степени окисления +3. 3. В чем состоят основные различия физических и химических свойств красного и белого фосфора. Как мож­но отделить красный фосфор от примеси белого? 4. Рассчитайте относительную плотность фосфина по водороду и воздуху. Легче или тяжелее фосфин этих газов? 5. Как можно осуществить переход от красного фос­фора к белому и обратно? Являются ли эти процессы хи­мическими явлениями? Ответ поясните. 6. Вычислите массу фосфора, который надо сжечь в кислороде для получения оксида фосфора (V) массой 3,55 г? 7. Смесь красного и белого фосфора массой 20 г об­работали сероуглеродом. Нерастворившийся остаток отде­лили и взвесили, его масса составила 12,6 г. Вычислите мас­совую долю белого фосфора в исходной смеси. 8. Каков тип химической связи в соединениях: а) РН3; б) РСl5; в) Li3Р. В полярных веществах укажите направле­ние смещения общих электронных пар. 9. Фосфин можно получить действием соляной кислоты на фосфид кальция. Рассчитайте объем фосфина (нормальные условия), который образуется из 9,1 г фос­фида кальция. Массовая доля выхода продукта составля­ет 90%.

Слайд 27

Ортофосфорная кислота и ее соли

1. Напишите уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и следующими веществами: а) оксидом магния; б) карбонатом калия; в) нитратом серебра; г) сульфатом железа (II). 2. Составьте уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия, в результате которых образуются 3 типа солей: средняя и две кислых. 3. Какая из кислот является более сильным окисли­телем: азотная или ортофосфорная? Ответ поясните. 4. Напишите уравнения реакций, с помощью кото­рых можно осуществить следующие превращения: Р → Р205 →Н3Р04 →Nа3Р04 → Са3(Р04)2 5. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения: Р →Са3Р2 →РН3 →Р2О5 →К3Р04 →Са3(Р04)2→Са(Н2Р04)2 Напишите уравнения этих реакций. 6. Методом электронного баланса подберите коэф­фициенты в схемах следующих окислительно-восстанови­тельных реакций: а) РНз + О2 →Р2О5 + Н2О б) Са3(РО4)2 + С + SiO2 →СаSiO3 + Р + СО 7. Какую массу раствора с массовой долей фосфор­ной кислоты 40% можно получить из фосфорита массой 100 кг с массовой долей Са3(РО4)2 93%? 8. Из природного фосфорита массой 310 кг получи­ли фосфорную кислоту массой 195кг. Вычислите массо­вую долю Са3(РО4)2 в природном фосфорите. 9. Водный раствор, содержащий фосфорную кисло­ту массой 19,6 г, нейтрализовали гидроксидом кальция мас­сой 18,5 г. Определите массу образовавшегося преципита­та СаHРО4 2Н2О. 10. Имеется раствор фосфорной кислоты массой 150 г (массовая доля Н3РО4 24,5%). Рассчитайте объем аммиака (нормальные условия), который надо пропустить через ра­створ для получения дигидрофосфата аммония. 11. Какая соль образуется, если к раствору, содержа­щему Н3РО4 массой 4,9 г, добавили гидроксид калия мас­сой 2,8 г? Рассчитайте массу полученной соли

Слайд 28

Минеральные удобрения

1. Какие азотные и фосфорные удобрения вы знае­те? Составьте уравнения реакций их получения. Для чего необходим растениям азот и фосфор? 2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате СаНРО4 2Н2О. 3. Массовая доля оксида фосфора (V) в суперфос­фате равна 20%. Определите массу суперфосфата, который надо ввести под плодовое дерево, если для нормального развития дерева требуется фосфор массой 15,5 г. 4. Массовая доля азота в удобрении составляет 14%. Весь азот входит в удобрение в составе мочевины СО(NН2)2. Вычислите массовую долю мочевины в этом удобрении. 5. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%. Рассчитайте, массовую долю Са(Н2РО4)2 в этом удобрении. 6. Рассчитайте массу сульфата аммония, который следует взять, чтобы внести в почву на площадь 5 га азот массой 2 т. Какая масса удобрения должна попасть на каж­дый квадратный метр почвы? 7. Вычислите массу нитрата аммония, который сле­дует внести на площадь в 100га, если масса внесенного азота на площадь 1 га должна составлять 60 кг. 8. В почву под плодовое дерево необходимо ввести оксид фосфора (V) массой 0,4 кг. Какую массу суперфос­фата надо взять в этом случае, если массовая доля усвояе­мого оксида фосфора (V) в нем равна 20%? 9. Под плодовое дерево необходимо внести аммо­нийную селитру массой 140 г (массовая доля азота в селит­ре равна 35%). Определите массу сульфата аммония, с по­мощью которого можно внести то же количество азота.

Слайд 29

Список использованной литературы: 1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. – М., 5-е издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997г. 2. ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984г. 3. ХИМИЯ. Справочник школьника, - М., 1995г. 4. ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000г. 5. Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963г. 6. Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/