Строение атома элемента фосфора. Строение атома фосфора

В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.

Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.

Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.

Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.

Физические и химические свойства фосфора

Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.

Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.

Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.

Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.

Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.

В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.

Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.

Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.

Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.

Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.

Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.

Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.

Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .

Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.

Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.

Применение фосфора

Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.

В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.

В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .

Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.

Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .

Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.

В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.

Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.

Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.

Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.

Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .

Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.

Добыча фосфора

В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.

Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.

Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.

В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.

Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».

Цена фосфора

Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.

Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.

Тема урока: Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение. Основные соединения: оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и фосфаты. Фосфорные удобрения.

ДОШ № 112, Трубчанинова Н. И.,

урок химии 9 класс

• 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.

Опорные 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.

Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.

Положение в ПСХЭ

N = 15, A r (P) = 31

3 период, V-А группа.

р -элемент, неметалл

15 Р) 2) 8) 5 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

P 4 Тетраэдрическое строение.

Желтый фосфор

ρ = 1, 83 г/см 3

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

Белое мягкое вещество.

Черный фосфор

Имеет молекулярную кристаллическую решетку

P n – полимер со сложной структурой.

Кристаллическое вещество пурпурно-красного цвета, имеет металлический блеск.

Т пл = 43,1 °С

Черное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

Более термодинамически стабильная модификация, чем белый Р. Активность ниже, чем у белого Р.

Т кип = 280 °С

Наиболее стабильная аллотропная модификация.

Ядовит, огнеопасен.

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Плохо растворим в воде, легко – в органических растворителях.

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

ρ = 1, 823 г/см 3

Окисляется кислородом воздуха и светится (бледно-зеленое свечение) – явление хемилюминесценции. (см. Приложение 2)

Плохо растворим в воде и в органических растворителях.

Черный фосфор

Не растворим в воде и в органических растворителях.

Т пл = 44,1 °С

См. Приложение 1, 3

Очень хорошо проводит электрический ток.

Т пл = 1000 °С (при повышенном давлении)

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Ядовит, вызывает ожоги кожи

(неочищенный белый фосфор)

Под действием света, при повышении температуры переходит в красный фосфор.

Красный фосфор

Черный фосфор

Не самовоспламеняется.

Менее ядовит.

При повышении давлении переходит в металлическую фазу.

Нахождение в природе

• В земной коре ~ 0,08 % фосфора.
• В составе минералов – апатитов 3Са 3 (PO 4) 2 ∙CaF 2 , фосфатов Са 3 (PO 4) 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.

Получение

1. Восстановление апатитов и фосфоритов.

Са 3 (PO 4) 2 + 10С + 6SiO 2 → P 4 + 10CO +6CaSiO 3

2. Восстановление других соединений, содержащих фосфор.

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO

Химические свойства

I. P – окислитель.

1.1. Реакции с металлами – образование фосфидов.

2P + 3Ca → Ca 3 P 2 – фосфид кальция (см.Приложение 4)

2P + 3Mg → Mg 3 P 2 – фосфид магния

Фосфиды разлагаются с образованием газа фосфина – PH 3 (см.Приложение 5) :

Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4(р) → 2PH 3 + 3 MgSO 4

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.1. С кислородом – образование оксидов (см.Приложение 6).

4P + 3О 2 → 2P 2 O 3

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

2.2. С другими неметаллами – образование сульфидов, галогенидов.

2P + 3S → P 2 S 3

2P + Сl 2 → 2PCl 3

Не взаимодействует с водородом.

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.3. Реакции с сильными окислителями – окисляется до H 3 PO 4

2P + 5H 2 SО 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Реакция с бертолетовой солью KClO 3 – происходит при поджигании спичек:

6P + 5 KClO 3 → 5 KCl + 3P 2 O 5

Применение фосфора

Основное свойство – горючесть.

• Производство спичек (находится на боковой поверхности коробка, при трении головки, в состав которой входит KClO 3 и S, происходит воспламенение.
• Производство взрывчатых веществ, зажигательных смесей, топлив
• Производство удобрений

P 2 O 5 , реальная формула – P 4 H 10

Физические свойства

Белый гигроскопичный порошок.

Получение

1. Горение фосфора в избытке воздуха или кислорода.

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

Химические свойства

Кислотный оксид – свойства типичные для кислотного оксида: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями с образованием солей – фосфатов.

Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид

1.1. Особо реагирует с водой

На холоду: P 2 O 5 + H 2 O → 2HPO 3 метафосфорная кислота.

При нагревании: P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ортофосфорная кислота.

При дальнейшем нагревании: 2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 пирофосфорная кислота

Применение

• Осушитель газов и жидкостей.
• Промежуточной продукт в получении ортофосфорной кислоты.
• В органическом синтезе – в реакциях дегидратации и конденсации.

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4

Физические свойства

Бесцветное гигроскопичное твердое вещество,

Хорошо растворимо в воде.

Получение

1. Взаимодействие оксида фосфора(V) с водой при нагревании.

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

2. Взаимодействие ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании.

Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 → 3CaSO 4 + 2 H 3 PO 4

3. Взаимодействие фосфора с концентрированной азотной кислотой.

3P + 5HNО 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO

Ортофосфорная кислота

Химические свойства

I. Общие свойства кислот

1.1. Диссоциация.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация протекает в 3 стадии.

H 3 PO 4 ⇄ H + + H 2 PO 4 - - дигидрофосфат-ион

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2- - гидрофосфат-ион

HPO 4 2- ⇄ H + + PO 4 3- - - ортофосфат-ион

1.2. С металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

3Mg + 2H 3 PO 4 →Mg 3 (PO4) 2 + 3H 2

1.3. C основаниями и аммиаком

Если кислота взята в избытке – образуются кислые соли:

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

H 3 PO 4 + 2NH 3 →(NH4) 2 HPO 4

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O

1.4. C основными оксидами

3CaO + H 3 PO 4 → Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

1.5. C cолями слабых кислот

2H 3 PO 4 + 3Na 2 СO 3 → 2 Na 3 PO 4 + 3СО 2 + 3H 2 O

II. Cпецифические свойства

2.1. Переход в метафосфорную кислоту при нагревании.

2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 – пирофосфорная кислота

H 4 P 2 O 7 → 2HPO 3 + H 2 O – метафосфорная кислота

Ортофосфорная кислота

2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион – PO 4 3-

Реакция с раствором нитрата серебра(І), образует фосфат серебра - появляется желтый осадок (см. Приложение 7).

H 3 PO 4 + 3AgNO 3 → Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3

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.

• 1. Прочитать параграфы 29, 30.
• 2. Выполнить задание письменно: 1, 2, 3 (с.110)

Приложение 1 Сравнение температуры воспламенения белого и красного фосфора

Приложение 2 Свечение белого фосфора

Приложение 3 Превращение красного фосфора в белый

Приложение 4 Получение фосфида кальция из простых веществ

Приложение 5 Гидролиз фосфида кальция

Приложение 6 Горение белого фосфора под водой

Приложение 7 Качественная реакция на ортофосфат-ион

строение атома фосфора и его свойства и получил лучший ответ

Ответ от Helga[гуру]

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

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: строение атома фосфора и его свойства

Разделы: Химия , Конкурс «Презентация к уроку»

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.

Девиз урока:

"Фосфор-элемент жизни и мысли" .
А.Е.Ферсман

Цели урока: Изучить физические и химические свойства фосфора, оксида фосфора. Закрепить понятие аллотропии на примере аллотропных модификаций фосфора.

Способствовать развитию у учащихся умения анализировать, обобщать, систематизировать полученные знания.

Развивать интерес к предмету, способствовать формированию диалектико-материалистического мировоззрения учащихся.

Ход урока

I. И.В. Информационный ввод учащихся:

Ознакомление с темой урока. Вопросы к теме урока (слайд 4)

II. Изучение нового материала. Беседа учителя по следующим темам:

а). Открытие фосфора. (слайд 5)

в) Строение атома фосфора (слайд 6)

г) Нахождение фосфора в природе (слайд 7)

д) Физические свойства. Аллотропные модификации фосфора (слайд 8)

III. Химические свойства фосфора. Самостоятельная работа учащихся (слайд 9) (учащиеся сами определяют окислительно-восстановительную двойственность фосфора, составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций, характеризующих химические свойства фосфора-окислителя и фосфора-восстановителя)

IV. Физические свойства оксида фосфора. Аналитические выводы учащихся о характере оксида фосфора (V). Составление уравнений реакций. (слайд 10)

V. Сообщения учащихся по темам: биологическое значение фосфора, круговорот фосфора в природе, применение фосфора и его соединений. (слайды 11,12,13).(Учитель заранее дает учащимся темы сообщений).

VI. Текущий контроль знаний. Работа по тестам темы в форме подготовки к ГИА.

VII. Разминка. Игра-эстафета. (слайд 14)

VIII. Итоги урока. Оценка результатов тестов, химической эстафеты, устных и письменных ответов учащихся. Выводы к уроку. (слайд 15).

IX. Домашнее задание параграф 35, составить уравнения реакций взаимодействия фосфора с галогенами, с серой, с металлическим магнием.

VII. Дом. зад. (слайд 16).

Слайд 2

Строение атома фосфора

Слайд 3

Электронное строение

0 2 8 5 P+ = 15 ē = 15 n = 16 1S2 2S2 2p6 3S2 3p3 3d0 Валентные возможности: Краткая электронная запись - 1S2 2S2 2p6 3S2 3p3 3S1 3d1 P 31 +15 III ; V

Слайд 4

Общая характеристика.

неметалл, Ar=31 V группа, главная подгруппа 3 период, 3 ряд степени окисления -3.0,+1,+3,+5. оксиды Р2О3 и Р2О5 - оба оксида кислотные Кислоты: H 3PO3 –фосфористая кислотаH3PO4 –фосфорная кислота летучее водородное соединение РН3-газ фосфин (связь ковалентная почти неполярная) Р Фосфор (Phosphorus-Cветоносец)

Слайд 5

аллотропия

t 4000C Р 12000 МПа кат. - Hg t 4000C Р 12000 МПа кат. - Hg t 2000C Конденсация паров.

Слайд 6

Кристаллические решётки

Рис. 1 Строение белого и красного фосфора Рис. 2 Строение фиолетового (1) и чёрного (2,3 – разные проекции) фосфора

Слайд 7

Белый фосфор

Воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом, в присутствии примесей - следов красного Фосфора, мышьяка, железа и т. п. - окрашен в желтый цвет. Температура плавления 44,1 °С. Медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Белый фосфор активен химически и весьма ядовит.

Слайд 8

Красный фосфор

Темно-малиновый порошок. Нерастворим в воде и сероуглероде. Химическая активность значительно ниже, чем у белого. На воздухе окисляется медленно, не светится в темноте. Самовоспламеняется при трении или ударе. При нагревании превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость красного фосфора в тысячи раз меньше, чем у белого. .

Слайд 9

Черный фосфор

Чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит. Не растворим 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. 16.11.2016 9 Бортникова Г.В.

Слайд 10

аллотропия

В одно колено сосуда Ландольта поместим немного красного фосфора. Закроем отверстие сосуда плотным комком ваты. Закрепим сосуд Ландольта в штативе. Нагреем колено. Через некоторое время наблюдаем, как белый фосфор конденсируется на холодных стенках второго колена. Цвет фосфора не белый, а оранжевый, что обусловлено примесями красного фосфора. После остывания сосуда опускаем в него металлическую проволоку. Частицы белого фосфора загораются на воздухе. Оборудование: сосуд Ландольта, горелка, штатив, вата. Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. После проведения опыта залить сосуд Ландольта насыщенным раствором медного купороса. Переход красного фосфора в белый

Слайд 11

Сравнение свойств разновидностей фосфора

Слайд 12

Итоги торгов

Слайд 13

Нахождение в природе.

Слайд 14

Природные соединения

Апатит Формула Са53(F,Cl,ОН) Цвет белый, зеленый, сине-зеленый, голубой, фиолетовый, редко красный Блеск Стеклянный до жирного Прозрачность Прозрачный, просвечивающий Плотность 3,2-3,4 г/см³ . Апатит

Слайд 15

Формула (Са5(РО4)3Сl или Са5(РО4)3F Цвет беловатый, сероватый, желтоватый или бурый Прозрачность Непрозрачный, Плотность 5 г/см³ Фосфорит

Слайд 16

Получение.

Фосфор получают в электрических печах по реакции: Ca3(PO4)2 + 5C+ 3SiO2 = 2P+ 3CaSiO3 + 5CO, (t=1500 °C). При быстрой конденсации паров под водой образуется белый фосфор. Красный фосфор образуется из белого при длительном нагревании его без доступа воздуха: P (бел.) → P (красн.), (t = 280-340 °C)

Слайд 17

Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1,2·106 кПа или в присутствии Hg (катализатора) при обычном давлении.

Слайд 18

Физические свойства.

Белый фосфор Он чрезвычайно ядовит! Мягкое, бесцветное,воскообразное вещество. Он легкоплавок (температура плавления 44,1 °C, температура кипения 275 °C), летуч, растворяется в сероуглероде и в ряде органических растворителей, светится в темноте (в результате медленного окисления -хемилюминесценция).

Слайд 19

Красный фосфор Не ядовит! в зависимости от способов получения обладаетразличными свойствами. Например, его плотность изменяется в интервале 2-2,4 г/см3, температура плавления 585-600 °C, цвет от темно-коричневого до красного и фиолетового. Красный фосфор практически не растворяется ни в одном растворителе, в темноте не светится

Слайд 20

Химические свойства

Белый фосфор горит в кислороде. Удивительно, что это может происходить и под водой. Нагреем фосфор в пробирке с водой до начала плавления фосфора. Подадим кислород в пробирку с расплавленным фосфором. Соприкоснувшись с пузырьками кислорода, белый фосфор загорается. P4 + 5O2 = 2 P2O5 Оборудование: газометр, стакан химический, пробирка. Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Горение белого фосфора.

Слайд 21

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом. В небольшую пробирку осторожно нальем немного азотной кислоты. В целях безопасности поместим пробирку в стакан. Осушим кусочек белого фосфора и бросим в пробирку с кислотой. Через несколько секунд белый фосфор расплавляется и энергично сгорает. Продуктами взаимодействия белого фосфора с кислотой являются метафосфорная кислота, оксиды азота и вода. Р4 + 20 НNО3 = 4 НРО3 + 20 NО2 + 8 Н2О Оборудование: стакан толстостенный, закрепленная в стакане пробирка, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага. Техника безопасности. Опыт должен проводиться под тягой и в защитных перчатках. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и с белым фосфором. Не допускать попадания фосфора на кожу. Взаимодействие с азотной кислотой.

Слайд 22

Красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. В результате реакции образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета. 3Ca + 2P = Ca3P2 Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки. Оборудование: штатив, трубка стеклянная, горелка, палочка стеклянная. Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Опыт проводить под тягой. Взаимодействие с кальцием

Слайд 23

ОКСИДЫ ФОСФОРАP2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),

в парообразном состоянии имеет состав P4O10. Он представляет собой белый порошок, температура плавления 422 °C, температура кипения 591 °C. Оксид фосфора (V) гигроскопичен. Получают его сжиганием фосфора в избытке сухого воздуха. 4P + 5O2(изб.) = 2P2O5 Это кислотный оксид (вспомни свойства кислотных оксидов). При соединении с водой образует две кислоты:

Слайд 24

P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4 ортофосфорная кислота

Слайд 25

применение

Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не реагирующих с ним, для получения фосфорных кислот, оксид фосфора является компонентом фосфатных стекол.

Слайд 29

4.Применение.

H3PO4используют для получения фосфорных удобрений, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности, в органическом синтезе. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ, при разложении которой выделяется большое количество энергии. Остатки ортофосфорной кислоты входят так же в состав рибонуклеиновых (РНК) и дезоксирибонуклеиновых кислот(ДНК