Презентация, доклад к уроку по химии на тему Фосфор и его свойства

отдельных предметов г.о. Тольятти.

устойчивые степени окисления: -3; +3; +5

упражнение

)))

2 8 5

окисления: +5, +3, 0, -3.
Оксиды Р2О5 и Р2О3 имеют кислотные свойства.
Летучее водородное соединение – фосфин PH3.
Молекула состоит из четырех атомов.

Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).
В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный) получил англичанин Р. Бойль. В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный) получил англичанин Р. Бойль. В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле. В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный) получил англичанин Р. Бойль. В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле. Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье.

желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р4. На воздухе воспламеняется при 18ºС. При хранении на свету переходит в красный. В воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора – смертельная доза для человека.

Белый фосфора

Аллотропные модификации фосфора

давать больному через 5 минут по чайной ложке до появления рвоты. Горящий фосфор не только причиняет очень сильные ожоги, но и вызывает отравление тканей, прилежащих к месту ожога, вследствие чего заживление идет крайне медленно. При ожогах фосфором противоядием служит мокрая повязка, пропитанная 5% раствором медного купороса. В связи с тем, что белый фосфор легко окисляется и воспламеняется, его хранят под водой.

Аллотропные модификации фосфора

названный аморфным, темно-красного цвета, имеет атомную решетку, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду), но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде.
Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450ºС. В отличие от белого – не ядовит, запаха не имеет, воспламеняется при 250 - 300ºС.

Красный фосфор

Аллотропные модификации фосфора

без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях, проводит электричество и тепло. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник, следовательно проявляет частично металлические свойства. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив.

Аллотропные модификации фосфора

Черный фосфор

сосредоточен в семенах, у животных – в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг – в костях, 130 г – в мышцах и 13 г в нервной ткани. Содержание фосфора в организме человека составляет приблизительно 1% от массы тела. Суточное потребление фосфора человеком – около 2 г.

Нахождение в природе

фосфорит Ca3(PO4)2. Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фтораппатит 3Ca3(PO4)2· CaF2.

Нахождение в природе

фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.
Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240ºС.
При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

Химические свойства фосфора

некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства.
1. С кислородом.
При горении фосфора образуется белый густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. Фосфор сгорает в кислороде
ослепительно ярким пламенем.
4P + 3O2(недостаток) → 2P2O3
4P + 5O2(избыток) → 2P2O5

Химические свойства фосфора

реагирует очень энергично. Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно
получается хлорид фосфора (III).
4P + 6Cl2(недостаток) → 4PCl3
4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

Химические свойства фосфора

2P + 5S → P2S5
4. Фосфор окисляет при нагревании почти
все металлы, образуя фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфиды металлов легко гидролизуются водой при этом выделяется газ фосфин.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 ↑+ 3Ca(OH)2

Химические свойства фосфора

запахом (гниющей рыбы, чеснока или промышленного карбида), ядовит, образуется при биохимическом восстановлении эфиров фосфорной кислоты, преимущественно в анаэробных условиях, т. е. без доступа кислорода».
«мерцающий свет, появляющийся на болотах (знаменитые «блуждающие огни») — результат самопроизвольного воспламенения фосфина».

катализатора – порошка меди:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2↑
6. Концентрированная серная кислота
окисляет при нагревании фосфор:
t
2P + 5H2SO4(конц) → 5SO2↑ + 2H3PO4 + 2H2O
7. Азотная кислота при нагревании окисляет
фосфор
t
P + 5HNO3(конц) → 5NO2↑ + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO↑ + 3H3PO4

Химические свойства фосфора

в электропечи.

Сa3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + 3CaSiO3 + 5CO

дымовых снарядах, бомбах;
в в спичечном производстве.
В производстве сплавов цветных металлов как раскислитель. Введение до 1% Ф. увеличивает жаропрочность.
Ф. входит в состав некоторых бронз, т.к. повышает их жидкотекучесть и стойкость против истирания.
Фосфиды металлов, а также некоторых неметаллов (В, Si, As и т.п.) используются при получении и легировании полупроводниковых материалов.
Частично Ф. применяется для получения хлоридов и сульфидов, которые служат исходными веществами для производства фосфорсодержащих пластификаторов
медикаментов,
фосфорорганических пестицидов,
В производстве добавок в смазочные вещества и в горючее.

Применение фосфора

на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечнососудистой и нервной систем.
Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы.
При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м3. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Физиологическое действие фосфора

эликсир — у средневековых алхимиков фантастический напиток, продлевающий жизнь, сохраняющий молодость.

Философский камень

В поисках философского камня Бранд прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом .

Лондонского королевского общества. Сформулировал (1661) первое научное определение химического элемента, ввел в химию экспериментальный метод, положил начало химическому анализу. Способствовал становлению химии как науки. Установил (1662) один из газовых законов (закон Бойля — Мариотта).

Роберт Бойль

получил многие неорганические и органические соединения, в т. ч. хлор (1774), глицерин, синильную кислоту (1782), ряд органических кислот, доказал сложный состав воздуха.

Карл Вильгельм Шееле

химии. Систематически применял в химических исследованиях количественные методы. Выяснил роль кислорода в процессах горения, окисления и дыхания (1772-77), чем опроверг теорию флогистона. Один из основателей термохимии. Руководил разработкой новой химической номенклатуры (1786-87). Автор классического курса «Начальный учебник химии» (1789). В 1768-91 генеральный откупщик; во время Французской революции по суду революционного трибунала в числе других откупщиков гильотинирован.

Антуан Лоран Лавуазье

Химия 9 класс. М.: Дрофа. 2007.
Энциклопедия юного химика.