Схема фосфора



P 15
30,973762
[Ne]3s23p3
Фосфор

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.

История


Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил светящееся вещество.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» — свет и «феро» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, греч. Φώσφορος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

  • 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

  • 4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

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 — белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.


Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок) с температурой плавления 44,1 °С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) и легкорастворим в органических растворителях. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильноядовитое (ПДК 0,03 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета.


ельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[2]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой (4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2) выделяется ядовитый газ фосфин (РН3), для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания желтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу (Р4)n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск.


мическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). На воздухе красный фосфор воспламеняется при высоких температурах (при переходе в белую форму во время возгонки), и у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.


Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Удивительным свойством чёрного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.


В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

  • 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),
  • 4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

  • 2P + 3Ca → Ca3P2,
  • 2P + 3Mg → Mg3P2.

с неметаллами — восстановитель:

  • 2P + 3S → P2S3,
  • 2P + 3Cl2 → 2PCl3.

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

  • 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 (фосфатная кислота).

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

  • 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

  • 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;
  • 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

  • 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.


Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов (NPK), участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»),

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов.


сти человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·CaF2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология элементарного фосфора

Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

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 сердечно-сосудистой 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.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора.

Источник: himsnab-spb.ru

Строение

Строение атома элемента фосфора отражено в периодической таблице Менделеева. Фосфор расположен под 15 номером в пятой группе, третьем периоде. Следовательно, атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15) и трёх электронных оболочек, на которых находится 15 электронов.

Строение атома фосфора и схема электронной оболочки элемента

Рис. 1. Положение в таблице Менделеева.

Графически расположение строение атома выглядит следующим образом:

  • +15 P)2)8)5;
  • 1s22s22p63s23p3.

Фосфор относится к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне в возбуждённом состоянии располагается пять электронов, которые определяют валентность элемента. В обычном состоянии внешний уровень остаётся незавершённым. Три неспаренных электрона указывают на степень окисления (+3) и третью валентность. Фосфор легко переходит из обычного в возбуждённое состояние.

Строение атома фосфора и схема электронной оболочки элемента

Рис. 2. Строение фосфора.

Ядро состоит из 15 протонов и 16 нейронов. Чтобы посчитать количество нейронов, необходимо вычесть из относительной атомной массы порядковый номер элемента – 31-15=16.

Аллотропия

Фосфор имеет несколько аллотропических модификаций, отличающихся строением кристаллической решётки:

  • белый – ядовитое вещество, напоминающее воск, светится в темноте, т.к. окисляется при низких температурах;
  • жёлтый – неочищенный белый фосфор (имеет примеси);
  • красный – менее ядовитое вещество, чем белый или жёлтый фосфор, не воспламеняется и не светится;
  • чёрный – похожее на графит вещество с металлическим блеском, проводит электрический ток, может переходить в металлический фосфор.

Строение атома фосфора и схема электронной оболочки элемента

Рис. 3. Виды фосфора.

Белый фосфор – наиболее активная модификация элемента, которая быстро окисляется на воздухе, поэтому белый фосфор хранят под водой.

Свойства

Фосфор образует:

  • фосфорную кислоту (H3PO4);
  • оксиды P2O5 и P2O3;
  • фосфин – летучее ядовитое соединение с водородом (PH3).

Фосфор реагирует c простыми веществами – металлами и неметаллами, проявляя окислительно-восстановительные свойства. Основные реакции с фосфором описаны в таблице.

Фосфор образует около 200 минералов, один из которых – апатит. Фосфор входит в состав жизненно важных соединений – фосфолипидов, которые составляют все клеточные мембраны.

Что мы узнали?

Рассмотрели схему строения атома фосфора. Формула атома – 1s22s22p63s23p3. Элемент может переходить в возбуждённое состояние с валентностью V. Известно несколько модификаций фосфора – белый, жёлтый, красный, чёрный. Самый активный – белый фосфор – способен самовоспламеняться в присутствии кислорода. Элемент реагирует со многими металлами и неметаллами, а также с кислотами, основаниями и водой.

Источник: sprint-olympic.ru

P2

Два атома фосфора объединяются в молекулу P2 при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P4, а также в более устойчивых полимерных молекулах P.

Аллотропные модификации фосфора:

  • Белый фосфор — чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P4O6); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P4, в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
  • Желтый фосфор — огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
  • Красный фосфор — полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида («отсыревает»), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
  • Черный фосфор — жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами — наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
  • Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P4). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P4. Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других — восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Фосфор является восстановителем в реакциях:

  • с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
    • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя
      4P + 3O2 = 2P2O3
    • соединения фосфора (V) — при избытке: кислорода (воздуха)
      4P + 5O2 = 2P2O5
  • с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
    • 2P+3Cl2(нед.) = 2PCl3 — хлорид фосфора (III)
    • 2P+3S(нед.) = P2S3 — сульфид фосфора (III)
    • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl5 — хлорид фосфора (V)
    • 2P+5S(изб.) = P2S5 — сульфид фосфора (V)
  • с концентрированной серной кислотой:
    2P+5H2SO4 = 2H3PO4+5SO2↑+2H2O
  • с конецнтрированной азотной кислотой:
    P+5HNO3 = H3PO4+5NO2↑+H2O
  • с разбавленной азотной кислотой:
    3P+5HNO3+2H2O = 3H3PO4+5NO↑

Фосфор выступает одновременно и окислителем, и восстановителем в реакциях диспропорционирования с водными растворами щелочей при нагревании, образуя (кроме фосфина) гипофосфиты (соли фосфорноватистой кислоты), в которых проявляет нехарактерную для себя степень окисления +1:
4P0+3KOH+3H2O = P-3H3↑+3KH2P+1O2

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5.

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P2O5+5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

  • производство удобрений;
  • ядохимикатов;
  • спичек;
  • моющих средств;
  • красок;
  • полупроводников.

Источник: prosto-o-slognom.ru

Схема фосфора

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.

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.

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

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.

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)

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

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

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:

2P + 5H2SO4(к) → 5SO2↑ + 2H3PO4 + 2H2O

7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор

P + 5HNO3(к) → 5NO2↑ + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO↑ + 3H3PO4

Источник: otvet.mail.ru

 

Цели. Образовательная: создать условия для изучения особенностей строения и свойств фосфора и его соединений.

Развивающая: развивать аналитическое мышление (умение выделять существенные признаки и свойства), грамотную речь; умение проводить опыты, работать в заданном темпе.

Воспитательная: воспитывать чувство ответственности за свои действия; умение общаться в группе; интерес к предмету химии.

Оборудование и реактивы. Кислородная подушка, ложечка для сжигания веществ, колба круглая, пробирки, штатив для пробирок, стакан с водой, чашка с водой (для гашения), спиртовка, спички, пластилин, пластмассовые стерженьки, черный экран, таблица индикаторов, предметный столик; растворы фосфорной кислоты, нитратов серебра, натрия и калия, красный фосфор, спирт, метиловый оранжевый.

ХОД УРОКА

Схема фосфора Вводная часть

Учитель. Человек всегда стремится к лучшей жизни, здоровью, долголетию, богатству. В далеком 1669 г. жил-был в Гамбурге простой солдат Хеннинг Бранд, у него было хобби – проводить различные химические реакции, которые дали бы ему эликсир жизни. И вот однажды в результате выпаривания, смешивания и прокаливания в реторте у него оказалось удивительное светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнем».

Догадались? Да, мы начинаем изучать фосфор.

В переводе с греческого «phosphorus» означает «светоносный».

В повести Конан Дойля морда собаки Баскервилей светилась. Почему?

(Была намазана фосфором.)

Где применяется фосфор и его соединения? Чтобы помочь ответить на этот вопрос, бюро путешествий «Урал» прислало вам инструктора-альпиниста. Это я.

Меня зовут Елена Михайловна.

Предлагаю забраться на гору под названием «Фосфор». Представьте себя альпинистами-химиками. Покорять вершину, а значит, добиваться цели, будем с помощью знаний, мыслей, рассуждений. Восхождение будем совершать по макету(схема).

Дорога длинная, предстоит изучить фосфор и характер его соединений – это и есть наша цель.

Запишите в тетради число и тему урока.

У подножия горы лежит камень, не дает встать на горную тропу. На камне надпись: «Повторите ТБ (технику безопасности) обращения с кислотами и огнеопасными веществами». Как нужно обращаться с кислотой?

Ученик. Осторожно.

Учитель. А если попадет на кожу?

Ученик. Смыть струей воды и обработать раствором питьевой соды.

Учитель. Можно ли растворы веществ пробовать на вкус?

Ученик. Нет. Многие химические вещества ядовиты.

Учитель. Молодцы. КПП прошли удачно. Но я предупреждаю, что нам встретится еще много препятствий. Надо к ним подготовиться. Для этого у вас на столах лежат информационные карты-инструкции. Думаю, минут 5–7 на их изучение вам хватит. Помните, что инструктор с вами.

Класс делится на 7 групп (по числу этапов восхождения), каждая из которых преодолевает один этап – решает одну учебную задачу.

Схема фосфора Самостоятельная работа учащихся

Информационные карты-инструкции

Этап «Древняя стоянка горцев»

Уважаемые «горцы», прошу вас, пользуясь текстом, опорным блоком, прилагаемыми вопросами, дать характеристику элемента № 15 и рассказать о ней классу.

Текст

В периодической системе фосфор расположен в третьем периоде, пятой группе, главной подгруппе под № 15. Строение атома: заряд ядра +15, т.е. атом содержит 15 протонов и 15 электронов, расположенных на трех уровнях (фосфор расположен в третьем периоде), валентных электронов – 5 (элемент в пятой группе).

Электронная формула: +15P – 1s22s22p63s23p3.

Степени окисления +5, +3 и –3. Этот элемент – неметалл, т.к. валентных электронов больше трех. Химическую связь могут образовать только неспаренные электроны – их 3.

При сообщении атому дополнительной энергии происходит распаривание s-электронов, и тогда неспаренных электронов у фосфора будет 5.

Опорный блок

Схема фосфора

Вопросы

1. Как обозначается символ элемента фосфора?

2. Чему равен заряд ядра? Почему?

3. Сколько энергетических уровней у атома фосфора?

4. Сколько электронов находится на последнем уровне?

5. Какой может быть степень окисления фосфора?

6. При каком условии фосфор проявляет степень окисления +5?

7. Какой элемент фосфор? (Металл или неметалл.)

8. Сколько химических связей может образовать фосфор? (Ответ на этот вопрос продиктуйте классу в качестве вывода.)

Этап «Ущелье»

Ребята, вам предстоит серьезная и кропотливая работа. Внимательно прочитайте текст об аллотропии фосфора, соотнесите опорную схему с предложенным текстом, составьте рассказ, отвечая на прилагаемые вопросы.

Текст

Явление образования одним химическим элементом нескольких простых веществ называется аллотропией. Фосфор образует три простых вещества, которые при разных условиях могут взаимопревращаться. Кристаллические решетки у них разные, у белого – молекулярная (м.к.р.), он летуч, пластичен, ядовит, светится в темноте, самовоспламеняется на воздухе. У каждого атома белого фосфора в молекуле три связи (по числу свободных электронов), поэтому он соединяется с тремя другими атомами. В пространстве это реализуется как тетраэдр, т.е. формула белого фосфора – Р4.

У красного и черного фосфора атомная кристаллическая решетка (а.к.р.).

Черный фосфор похож на графит, полупроводник.

Опорная схема

Схема фосфора

Вопросы

1. Что такое аллотропия?

2. Какие аллотропные модификации фосфора существуют? (Ответ на этот вопрос продиктуйте классу в качестве вывода.)

3. Объясните зависимость свойств белого, красного и черного фосфора от строения их кристаллических решеток.

4. Какую пространственную форму имеет молекула белого фосфора?

Задание

С помощью палочек и пластилина соберите пространственную модель молекулы белого фосфора.

Этап «Светлая полянка»

Ребята, я прошу вас выяснить самую сложную проблему нашего урока: почему белый фосфор светится, образуя оксид фосфора P4O6, а когда воспламеняется и сгорает, то получается другой, более устойчивый оксид фосфора P4O10?

Ответить на этот вопрос поможет текст, прилагаемые вопросы и опорная схема (приготовьтесь ее озвучить).

Текст

В тетраэдрической молекуле белого фосфора у каждого атома есть по паре электронов, которые располагаются снаружи от тетраэдрической клетки белого фосфора. Атомы фосфора «открыты» и легко доступны любым атомам-окислителям (например, кислороду воздуха).

Белый фосфор светится не просто так, он окисляется: сначала атомы кислорода по-хозяйски располагаются между атомами белого фосфора. Это значит, что при медленном окислении из белого фосфора получается оксид фосфора состава Р4О6 по реакции:

Р4 + 3О2 = Р4О6,

или, как мы привыкли записывать,

4Р + 3О2 = 2Р2О3.

При этом химическая энергия переходит в световую. Но в оксиде Р4О6 па’ры электронов у каждого атома фосфора остались свободны.

Когда фосфор воспламеняется и сгорает, получается другой, более устойчивый оксид Р4О10 по реакции:

Р4 + 5О2 = Р4О10,

или

+ 5О2 = 2Р2О5.

В молекуле Р4О10 уже нет никаких свободных электронов (все 5 электронов задействованы на образование связей) для присоединения веществ-окислителей, поэтому Р4О10, или Р2О5, является вполне устойчивым.

Таким образом, белый фосфор при обычной температуре медленно окисляется и светится, образуя Р4О6. Эта реакция идет с выделением теплоты и, когда поверхность кусочков фосфора будет нагрета приблизительно до 40 °С, он воспламеняется и образуется Р4О10.

Задание

Вам выданы две объемные модели белого фосфора и пластилин. Глядя на рисунки, соберите модели оксидов фосфора.

Опорная схема

Схема фосфора

Вопросы

1. Покажите на моделях оксидов фосфора, сколько связей затрачивает фосфор в Р4О6 и в Р4О10.

2. При каком условии белый фосфор светится?

3. Почему при медленном окислении (при обычной температуре) белый фосфор светится? (Ответ на этот вопрос продиктуйте классу в качестве вывода.)

Этап «Перевал»

Уважаемые альпинисты, от вас зависит, будет ли весь класс знать свойства высшего оксида фосфора. Я предлагаю после чтения текста и изучения опорной схемы, используя вопросы, составить рассказ.

Текст

Устойчивый высший оксид фосфора с молекулярной формулой Р4О10 (сокращенно Р2O5) – порошок белого цвета. Устойчивость оксида относительная, т.к. он очень гигроскопичен, жадно впитывает воду и, как и полагается кислотному оксиду, образует ортофосфорную (или просто фосфорную) кислоту Н3РО4 по уравнению:

Р2O5 + 3H2O = 2H3PO4 + Q.

Метилоранж окрасит воду в розовый цвет после растворения в ней оксида фосфора, что и доказывает – получили кислоту. Таким образом, оксид фосфора – кислотный, т.к. при реакции с водой образует кислоту.

Опорная схема

Схема фосфора

Вопросы

1. Какова формула высшего оксида фосфора?

Укажите степень окисления фосфора в этом оксиде.

2. О чем говорит результат реакции оксида фосфора(V) c водой?

3. Сделайте общий вывод: какой характер (кислотный или основный) у оксида фосфора? Почему?

4. Что получается при добавлении воды к оксиду фосфора? (Продиктуйте вывод классу. )

Этап «Ручей»

Ребята, в нашем восхождении на гору встретится «ручей». Можно ли из него пить? Вам нужно будет всему классу рассказать о фосфорной кислоте по опорному блоку. Чтобы легче это было сделать, я прошу вас изучить внимательно текст, ответить на вопросы, проделать опыты по инструкции.

Опорный блок

Схема фосфора

Текст

Фосфорная кислота – это трехосновная (по числу атомов водорода) кислота средней силы, и метилоранж окрашивается в ней в розовый цвет.

Проделайте опыты.

Инструкция к опытам.

1. Возьмите пустую пробирку, прилейте на 1/3 фосфорной кислоты и по каплям добавьте метилоранж. Наблюдайте розовое окрашивание.

2. Теперь проделайте исследовательскую работу. В штативе две пробирки, одна с раствором из ручья, другая – с питьевой водой. Исследуйте, какая среда (кислая или нейтральная) в растворе из ручья, используя имеющиеся реактивы.

Вопросы

1. Можно ли пить воду из этого ручья? Почему?

2. Какова структурная формула фосфорной кислоты?

3. Какая осно’вность этой кислоты?

4. Как проверить, что какой-то раствор является кислотой? (Это будет выводом. Продиктуйте вывод классу.)

Этап «Пещера»

Уважаемые химики, вам предстоит провести качественную реакцию на фосфат-ион (Схема фосфора). Отвечая на вопросы, расскажите классу о своих результатах. Суть вашего выступления представлена в опорной схеме.

Опорная схема

Схема фосфора

Текст

Реакции, по которым узнают вещество, называются качественными. Для обнаружения фосфат-иона (Схема фосфора) проделайте опыты.

Инструкция к опытам.

В трех пробирках у вас есть растворы Н3РО4.

В первую пробирку (1) прилейте АgNО3, во вторую (2) – раствор KNО3, в третью (3) – раствор NaNО3.

Что наблюдаете? Какой признак указывает на присутствие фосфат-иона?

Запишите уравнения реакции в молекулярном и ионном видах.

Вопросы

1. Какой ион является реактивом на фосфат-ион РО4?

2. Какой признак реакции действия иона серебра на фосфат-ион в кислоте и соли? (Это будет вывод. Продиктуйте его классу.)

Этап «Горный аул»

Уважаемые скалолазы, химики изучают какое-либо вещество для того, чтобы его правильно использовать. Ваше задание состоит в том, чтобы рассказать всему классу о применении соединений фосфора. Озвучьте прилагаемую опорную схему, пользуясь текстом.

Текст

Главные потребители фосфорной кислоты – производства минеральных удобрений и моющих средств.

Иногда она используется вместо лимонной кислоты, но только после специальной очистки.

Оксид фосфора – сильное водоотнимающее средство (из влажного воздуха и из молекул некоторых соединений).

Всем хорошо знакомы фосфорорганические ядохимикаты: карбофос, дихлофос, хлорофос.

Белый фосфор нужен в военном деле для изготовления зажигательных и дымовых снарядов и бомб.

Красный фосфор применяют в металлургии для получения и легирования полупроводниковых материалов, сталей. Он также входит в состав намазки на боковую поверхность спичечного коробка.

Опорная схема

Схема фосфора

Схема фосфора Представление работ и их обсуждение

Древняя стоянка горцев.

Учитель. Вот тут, в низине, древняя стоянка горцев. Остановимся и мы. Что хотят рассказать нам горцы о положении элемента фосфора в периодической системе и о строении его атома?

Выступление ребят по опорному блоку.

Учитель. Ваш вывод?

Ученик. Вывод 1. Фосфор – неметалл, может образовывать три или пять химических связей.

Учащиеся сразу получают отметку за выполненную работу.

Ущелье.

Учитель. Дорога ведет нас в ущелье. Тут не очень светло, на скалах написано что-то непонятное «алло-троп-ия».

Если мы узнаем, что это такое и какую роль тут играет фосфор, мы сможем подниматься выше.

Выступление ребят по опорной схеме.

Учитель. Какой вывод запишем?

Ученик. Вывод 2. Фосфор образует аллотропные видоизменения: белый, красный, черный.

Учитель. Так сколько аллотропных модификаций образует фосфор?

Светлая полянка.

Учитель. Какая светлая полянка впереди! Ох, и на ней камни. Все-таки горы! Поднимаю один камень, а на нем написано: «При каком условии происходит свечение белого фосфора?»

Рассказ детей по опорной схеме.

Учитель. Какой вывод запишем?

Ученик. Вывод 3. Свечение белого фосфора происходит при медленном окислении, химическая энергия переходит в световую.

Учитель. При свечении фосфора образуется оксид Р4О6, но мы привыкли записывать формулы кратко, указывая только соотношение атомов. В нашем случае 4:6 = 2:3. Получаем формулу Р2О3.

Так сколько же электронов затрачивает атом фосфора в Р2О3 для образования связей с кислородом?

В дальнейшем будем пользоваться краткими формулами.

При горении фосфора образуется высший оксид фосфора Р4О10, или Р2О5. Почему это высший оксид? Сколько связей образует фосфор в этом оксиде?

Перевал.

Учитель. Самое трудное – подняться на вершину к перевалу, вот он перед нами. Если быстро узнаем, какой характер у высшего оксида фосфора, мы уже на вершине.

Рассказ группы по опорной схеме.

Учитель. Ваш вывод?

Ученик. Вывод 4. Оксид фосфора(V) кислотный, т.к. при реакции с водой он образует кислоту.

Ручей.

Учитель. Впереди ручеек. Может, отдохнем, водицы горной попьем? А можно ли ее пить?

Выступление ребят по опорному блоку.

Учитель. Сформулируйте вывод.

Ученик. Вывод 5. В кислоте метилоранж – розовый. (Показывает результат опыта.)

Пещера.

Учитель. Ого-го! Тут еще и пещера! А в ней лаборатория. Мы можем исследовать, какая кислота в ручье нашем? Ведь мы альпинисты-химики. Может, даже сделаем открытие?

Выступление группы по опорной схеме.

Учитель. Ваш вывод?

Ученик. Вывод 6. Реактивом на фосфат-ион является ион серебра.

Горный аул.

Учитель. Вот и горный аул. Его жители просят рассказать им о применении фосфора и его соединений по опорной схеме.

Ученики рассказывают о применении фосфора.

Учитель. Если так много тратится фосфора и его соединений, почему же они полностью не исчерпываются? Вам предстоит найти ответ дома (это задание на дополнительную оценку).

Схема фосфора Обобщение полученных знаний

Учитель. Ребята, давайте обобщим, приведем в систему полученные на уроке знания. Мы преодолели все препятствия, вернулись к подножию горы. Можно зайти в кафе «Гнездо орла», посидеть, подвести итоги.

1) Так какой химический элемент мы сегодня изучали?

2) Какой высший оксид имеет фосфор?

3) Какая кислота соответствует этому оксиду?

Учитель записывает на доске генетический ряд:

P —> Р2О5 —> H3PO4.

Учитель. Но ведь это надо проверить экспериментально, т.к. только опыт подтверждает истину.

Во время показа опыта постарайтесь ответить на вопросы.

1) Чем является фосфор? (Металл или неметалл.)

2) Какой характер у оксида фосфора? (Основный или кислотный.)

3) Какое вещество образуется при растворении оксида фосфора в воде?

Учитель проводит демонстрационный опыт: сжигает фосфор (красный) в колбе с кислородом, добавляет затем в колбу воду и метилоранж.

Учитель. И к какому же выводу мы пришли?

Кто желает сформулировать вывод?

Какая цель стояла перед нами в начале урока?

Мы ее достигли?

Давайте запишем вывод в тетрадь:

Фосфор – неметалл, образует кислотный оксид, которому соответствует кислота.

Большое спасибо я вам говорю,
мы цели достигли, благодарю.

Сравните общий конспект с параграфом учебника и научитесь озвучивать его для воспроизведения на следующем уроке.

Общий конспект урока

Схема фосфора

 

 

Схема фосфора Рефлексия

Учитель. Я прошу вас оценить значимость урока для вас.

1) Понравился ли вам урок?

а) Да; б) нет.

2) Что вам показалось наиболее интересным на уроке?

а) Работа в группах;

б) использование компьютера;

в) полученные знания на уроке.

3) Удовлетворены ли вы своей деятельностью на уроке?

а) Да; б) нет; в) частично.

Е.М.ВАРЛАМОВА,
учитель химии
(пос. Кын, Лысьвенский р-н, Пермский край)

Источник: him.1sept.ru


Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте как обрабатываются ваши данные комментариев.