Логотип Инфоурока

Получите 30₽ за публикацию своей разработки в библиотеке «Инфоурок»

Добавить материал

и получить бесплатное свидетельство о размещении материала на сайте infourok.ru

Инфоурок Химия ПрезентацииФосфор свойства применение и получение

Фосфор свойства применение и получение

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • 1 слайд

    Загадка
    Да. Это была собака, огромная, черная, как смоль. Но такой собаки никто из нас, смертных, еще не видывал. Из ее пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку переливался  мерцающий огонь. Ни в чьем воспаленном мозгу не могло бы возникнуть видение более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившие на нас из тумана…Страшный пес величиной с молодую львицу.  Чудовище лежало перед нами…
    Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, подняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте».
    Узнали? Что же это за произведение?

  • 2 слайд

    Узнали? Что же это за произведение?


    Это отрывок из произведения  Артура Конан  Дойля  “Собака Баскервилей». Назовите химический элемент, который замешан   в этой истории.

  • 3 слайд

    ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

  • 4 слайд

    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.

  • 5 слайд

    Строение атома фосфора
    Элемент VA группы имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p3.
    Фосфор – неметалл.
    Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3.
    Оксиды Э2О5 и Э2О3 имеют кислотные свойства.
    Летучее водородное соединение – фосфин PH3.

  • 6 слайд

    СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

  • 7 слайд

    Аллотропные модификации фосфора

    Белый фосфор обладает молекулярной
    кристаллической решеткой; это вещество
    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.

  • 8 слайд

    Противоядием при отравлении фосфором
    служит 2% раствор медного купороса,
    который следует 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.

  • 9 слайд

    Красный фосфор – порошок со слабо выраженной кристаллической структурой и поэтому 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.

  • 10 слайд

    Фиолетовый и черный фосфор также получают из белого при высоких давлении и температуре. Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит электричество и тепло. Следовательно, у фосфора в незначительной степени проявляются металлические свойства

  • 11 слайд

    Нахождение в природе
    Фосфор - составная часть растительных и
    животных белков. У растений 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.

  • 12 слайд

    Природные соединения
    Из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений.
    Важнейшими минералами фосфора являются:

  • 13 слайд

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

  • 14 слайд

    Получение
    Фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема:

    Ca3(PO4)2+3SiO2+5C=3CaSiO3+5CO+P2

    Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.
    Печь для добывания фосфора

  • 15 слайд

    Химические свойства фосфора
    В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.
    Белый 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.

  • 16 слайд

    Фосфор соединяется со многими простыми
    веществами – кислородом, галогенами, серой и
    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(недостат) → 2P2O3 (P4O6)
    4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

  • 17 слайд

    2. С галогенами.
    С элементами, обладающими большей, чем у
    фосфора, электроотрицательностью, фосфор
    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(недостат) → 4PCl3
    4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

  • 18 слайд

    3. С серой при нагревании.
    4P + 6S → 2P2S3

    4P + 10S → 2P2S5
    4. Фосфор окисляет при нагревании почти
    все металлы, образуя фосфиды:
    2P + 3Ca → Ca3P2
    Фосфиды металлов легко гидролизуются
    водой.
    Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 ↑+ 3Ca(OH)2

  • 19 слайд

    5. Красный фосфор окисляется водой при
    температуре около 800ºС в присутствии
    катализатора – порошка меди:
    2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2↑
    6. Концентрированная серная кислота
    окисляет при нагревании фосфор:
    t
    2P + 5H2SO4(к) → 5SO2↑ + 2H3PO4 + 2H2O
    7. Азотная кислота при нагревании окисляет
    фосфор
    t
    P + 5HNO3(к) → 5NO2↑ + H3PO4 + H2O
    3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO↑ + 3H3PO4

  • 20 слайд

    Фосфин

    Фосфор в степени окисления -3 образует
    водородное соединение фосфин PH3,
    аналогичное аммиаку. Эта степень окисления
    менее характерна для фосфора, чем для азота.
    Фосфин – ядовитый газ с чесночным
    запахом, может быть получен из фосфида
    цинка действием кислот или воды:
    Zn3P2 + 6HCl  2PH3 + 3ZnCl2
    Основные свойства фосфина слабее, чем у
    аммиака:
    PH3 + HCl  PH4Cl

  • 21 слайд

    Соли фосфония в водных растворах
    неустойчивы:
    PH4+ + H2O  PH3 + H3O+
    Фосфин имеет восстановительные свойства
    (низшая степень окисления фосфора), горит на
    воздухе (самовоспламеняется):
    2PH3 + 4O2  P2O5 + 3H2O или
    PH3 + 2O2  H3PO4
    Фосфин окисляется очень многими окислителями
    PH3 + 8HNO3(к) → 8NO2↑ + H3PO4 + 4H2O
    Фосфид цинка используется в качестве
    зооцида для борьбы с грызунами.

  • 22 слайд

    Оксид фосфора (V)

    Оксид фосфора(V) P2O5 (или P4O10)
    образуется при горении фосфора на воздухе.
    4Р + 5О2  2Р2О5
    Твердое кристаллическое вещество Р2О5
    гигроскопично и используется как
    водоотнимающее средство.

  • 23 слайд

    Применение:
     Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

  • 24 слайд

    Химические свойства: 
    при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:
    P2O5 + H2O = HPO3
    При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:
    2H3PO4 = H2O + H4P2O7   (t˚C)

  • 25 слайд

    или при нагревании ортофосфорную
    кислоту Н3РО4.
    P2O5 + 3H2O  2H3PO4
    2. Как кислотный оксид, вступает в реакции с
    основными оксидами:
    P2O5 + 3CaO → Ca3(PO4)2
    3. С щелочами:
    P2O5 +3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 3H2O

  • 26 слайд

    Ортофосфорная кислота
    В промышленности фосфорную
    кислоту получают действием серной
    кислоты на фосфорит:
    Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4
    Ортофосфорная кислота представляет
    собой кристаллическое вещество (tпл = 42ºС),
    растворимое в воде. Как трехосновная кислота
    средней силы диссоциирует ступенчато. Она
    вступает во многие реакции, характерные для
    кислот.

  • 27 слайд

    Строение молекулы:
     В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

  • 28 слайд

    Получение:

    1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:                                           
    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4    (t˚C)
    2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата  кальция с серной кислотой при нагревании:      
    Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)
    3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой                            
    3P + 5HNO3+ 2H2O =  3H3PO4+ 5NO

  • 29 слайд

    Химические свойства фосфорной кислоты
    1.С металлами, стоящими в ряду напряжения
    металлов до водорода:
    3Mg + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2↑
    2.С основными оксидами:
    3CaO + 2H3PO4  Сa3(PO4)2 + 3H2O
    3.С основаниями и аммиаком:
    H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
    H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O
    H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
    H3PO4 + NH3 → (NH4)2HPO4

  • 30 слайд

    4.С солями слабых кислот:
    2H3PO4 + 3Na2CO3 → 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2↑
    5.При нагревании постепенно превращается
    в метафосфорную кислоту:
    t
    2H3PO4 → H4P2O7 + H2O
    t дифосфорная кислота
    H4P2O7 → 2HPO3 + H2O
    метафосфорная кислота

  • 31 слайд

    Химические свойства
    6. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:
    7Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:
    H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-(дигидроортофосфат-ион)
    H2PO4- ↔ H+ + HPO42-(гидроортофосфат-ион)
    HPO42- ↔ H+ + PO43-(ортофосфат-ион)

  • 32 слайд

    6.При действии раствора нитрата серебра
    появляется желтый осадок:
    H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3
    желтый осадок
    Это качественная реакция на фосфорную
    кислоты и её соли – фосфаты.

  • 33 слайд

    Соли фосфорной кислоты
    Различают средние соли - фосфаты (Na3PO4)
    и кислые соли - гидрофосфаты (Na2HPO4) и
    дигидрофосфаты (NaH2PO4).
    Растворимы в воде фосфаты и
    гидрофосфаты щелочных металлов и аммония.
    Все дигидрофосфаты растворимы в воде.
    Фосфорная кислота вытесняется более
    сильными кислотами из её солей:
    Сa3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4
    конц.

  • 34 слайд

    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

  • 35 слайд

    Применение фосфора: спички
    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.

  • 36 слайд

    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.

  • 37 слайд

    ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
    Осуществите превращения по схеме:
    Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2
    Назовите вещества
    Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
    1. калием
    2. оксидом калия
    3. гидроксидом калия
    4. сульфитом калия

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

5 482 494 материала в базе

Материал подходит для УМК

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Другие материалы

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

  • Скачать материал
    Скачать тест к материалу
    • 14.03.2021 197
    • PPTX 3.2 мбайт
    • Оцените материал:
  • Настоящий материал опубликован пользователем Бондарь Елена Александровна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

    Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

    Пожаловаться на материал
  • Автор материала

    Бондарь Елена Александровна
    Бондарь Елена Александровна
    • На сайте: 6 лет и 9 месяцев
    • Подписчики: 1
    • Всего просмотров: 27605
    • Всего материалов: 23