фосфора, их применение. Основные соединения: оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и
фосфаты. Фосфорные удобрения . ДОШ № 112, Трубчанинова Н. И.,
урок химии 9 класс
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение.
Содержание
- 1. Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение.
- 2. Цели урока:Изучить свойства фосфора, особенности строения его
- 3. Опорные понятияПеред началом урока проверьте себя! Что
- 4. Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.Положение
- 5. Аллотропия фосфора
- 6. Аллотропия фосфора
- 7. Аллотропия фосфора
- 8. Нахождение в природеВ земной коре ~ 0,08
- 9. Получение1. Восстановление апатитов и фосфоритов.Са3(PO4)2 + 10С
- 10. Химические свойстваI. P – окислитель.1.1. Реакции с
- 11. Химические свойстваII. P – восстановитель.2.1. С кислородом
- 12. Химические свойстваII. P – восстановитель.2.3. Реакции с
- 13. Применение фосфораОсновное свойство – горючесть.Производство спичек (находится
- 14. Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидридP2O5, реальная формула
- 15. Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид1.1. Особо реагирует
- 16. Ортофосфорная кислотаH3PO4Физические свойстваБесцветное гигроскопичное твердое вещество,Хорошо растворимо
- 17. Ортофосфорная кислотаХимические свойстваI. Общие свойства кислот1.1. Диссоциация.Водный
- 18. Ортофосфорная кислотаH3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 +
- 19. Ортофосфорная кислота2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион –
- 20. ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ1. Прочитать параграфы 29, 30.2. Выполнить задание письменно: 1, 2, 3 (с.110)
- 21. Приложение 1 Сравнение температуры воспламенения белого и красного фосфора
- 22. Приложение 2 Свечение белого фосфора
- 23. Приложение 3 Превращение красного фосфора в белый
- 24. Приложение 4 Получение фосфида кальция из простых веществ
- 25. Приложение 5 Гидролиз фосфида кальция
- 26. Приложение 6 Горение белого фосфора под водой
- 27. Приложение 7 Качественная реакция на ортофосфат-ион
- 28. Скачать презентанцию
Цели урока:Изучить свойства фосфора, особенности строения его атома, аллотропию, физические и химические свойства простого вещества, познакомиться с основными соединениями фосфора, их свойствами и применением.Развивать умения анализировать, выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи,
Слайды и текст этой презентации
Слайд 1Тема урока: Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного
Слайд 2Цели урока:
Изучить свойства фосфора, особенности строения его атома, аллотропию, физические
и химические свойства простого вещества, познакомиться с основными соединениями фосфора,
их свойствами и применением.Развивать умения анализировать, выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, исходя из строения и свойств, умение владеть химической терминологией, четко формулировать и высказывать мысли.
Привить интерес к предмету. Показать важность знания химии в повседневной жизни.
Слайд 3Опорные понятия
Перед началом урока проверьте себя!
Что означают следующие понятия?
Если вы не знаете, то найдите определения и выпишите в
тетрадь.Аллотропия.
Аллотропные модификации.
Неметаллические свойства.
Окислитель.
Восстановитель.
Кислотный оксид.
Слайд 4Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.
Положение в ПСХЭ
N =
15, Ar(P) = 31
3 период, V-А группа.
р-элемент, неметалл
15Р)2)8)5 1s2s22p63s23p3
Слайд 8Нахождение в природе
В земной коре ~ 0,08 % фосфора.
В составе
минералов – апатитов 3Са3(PO4)2∙CaF2, фосфатов Са3(PO4)2, фосфоритов.
В организме человека
– в составе белков.Кости человека и зубная эмаль состоят из гидроксиапатита кальция.
Фосфор – биогенный элемент, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, ферментов, коферментов и др.
Токсичность
Красный фосфор – практически нетоксичен.
Белый фосфор – очень ядовит, растворим в липидах, вызывает ожоги кожи. Смертельная доза – 50 – 150 мг.
Слайд 9Получение
1. Восстановление апатитов и фосфоритов.
Са3(PO4)2 + 10С + 6SiO2 →
P4 + 10CO +6CaSiO3
2. Восстановление других соединений, содержащих фосфор.
4HPO3
+ 12C → 4P + 2H2 + 12CO
Слайд 10Химические свойства
I. P – окислитель.
1.1. Реакции с металлами – образование
фосфидов.
2P + 3Ca → Ca3P2 – фосфид кальция (см.Приложение 4)
2P
+ 3Mg → Mg3P2 – фосфид магнияФосфиды разлагаются с образованием газа фосфина – PH3 (см.Приложение 5) :
Mg3P2 + 3H2SO4(р) → 2PH3 + 3 MgSO4
Слайд 11Химические свойства
II. P – восстановитель.
2.1. С кислородом – образование оксидов
(см.Приложение 6).
4P + 3О2 → 2P2O3
4P + 5О2 → 2P2O5
2.2.
С другими неметаллами – образование сульфидов, галогенидов.2P + 3S → P2S3
2P + Сl2 → 2PCl3
Не взаимодействует с водородом.
Слайд 12Химические свойства
II. P – восстановитель.
2.3. Реакции с сильными окислителями –
окисляется до H3PO4
3P + 5HNО3 + 2H2O → 3H3PO4 +
5NO2P + 5H2SО4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Реакция с бертолетовой солью KClO3 – происходит при поджигании спичек:
6P + 5 KClO3 → 5 KCl + 3P2O5
Слайд 13Применение фосфора
Основное свойство – горючесть.
Производство спичек (находится на боковой поверхности
коробка, при трении головки, в состав которой входит KClO3
и S, происходит воспламенение.Производство взрывчатых веществ, зажигательных смесей, топлив
Производство удобрений
Слайд 14Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид
P2O5, реальная формула – P4H10
Физические свойства
Белый
гигроскопичный порошок.
Получение
1. Горение фосфора в избытке воздуха или кислорода.
4P
+ 5О2 → 2P2O5Химические свойства
Кислотный оксид – свойства типичные для кислотного оксида: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями с образованием солей – фосфатов.
Слайд 15Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид
1.1. Особо реагирует с водой
На холоду:
P2O5 + H2O → 2HPO3 метафосфорная кислота.
При нагревании: P2O5 +
3H2O → 2H3PO4 ортофосфорная кислота.При дальнейшем нагревании: 2H3PO4 → H2O + H4P2O7 пирофосфорная кислота
Применение
Осушитель газов и жидкостей.
Промежуточной продукт в получении ортофосфорной кислоты.
В органическом синтезе – в реакциях дегидратации и конденсации.
Слайд 16Ортофосфорная кислота
H3PO4
Физические свойства
Бесцветное гигроскопичное твердое вещество,
Хорошо растворимо в воде.
Получение
1.Взаимодействие оксида
фосфора(V) с водой при нагревании.
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
2.Взаимодействие ортофосфата
кальция с серной кислотой при нагревании.Са3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2 H3PO4
3. Взаимодействие фосфора с концентрированной азотной кислотой.
3P + 5HNО3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
Слайд 17Ортофосфорная кислота
Химические свойства
I. Общие свойства кислот
1.1. Диссоциация.
Водный раствор кислоты изменяет
окраску индикаторов. Диссоциация протекает в 3 стадии.
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-
- дигидрофосфат-ионH2PO4- ⇄ H+ + HPO42- - гидрофосфат-ион
HPO42- ⇄ H+ + PO43- - - ортофосфат-ион
1.2. С металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода
3Mg + 2H3PO4 →Mg3(PO4)2 + 3H2↑
1.3. C основаниями и аммиаком
Если кислота взята в избытке – образуются кислые соли:
Слайд 18Ортофосфорная кислота
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
H3PO4 + 2NH3
→(NH4)2HPO4
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
1.4. C основными оксидами
3CaO
+ H3PO4 → Са3(PO4)2 + 3H2O1.5. C cолями слабых кислот
2H3PO4 + 3Na2СO3 → 2 Na3PO4 + 3СО2↑ + 3H2O
II. Cпецифические свойства
2.1. Переход в метафосфорную кислоту при нагревании.
2H3PO4 → H2O + H4P2O7 – пирофосфорная кислота
H4P2O7 → 2HPO3 + H2O – метафосфорная кислота
Слайд 19Ортофосфорная кислота
2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион – PO43-
Реакция с раствором
нитрата серебра(І), образует фосфат серебра - появляется желтый осадок (см.
Приложение 7).H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
желтый осадок
Применение
Производство минеральных удобрений.
При пайке для удаления ржавчины.
Входит в состав фреонов-хладоагентов в промышленных морозильных установках.
Пищевая добавка E338, регулятор кислотности в напитках.
Слайд 20ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
1. Прочитать параграфы 29, 30.
2. Выполнить задание письменно: 1,
2, 3 (с.110)
