Презентация на тему: Фосфор и его соединения
Фосфор и его соединения Составил: учитель химии МОУ «Средняя общеобразовательная школа №92 с углубленным изучением отдельных предметов» Барсуков Д. Б. г. Кемерово
Строение атома Символ элемента: P. Атомный номер: 15. Положение в таблице: 3-й период, группа - VA (2) Относительная атомная масса: 30.973761 Степени (жирным шрифтом выделена наиболее характерная): -3,+1,+3,+4,+5 Валентности (жирным шрифтом выделена наиболее характерная): I, III, VI,V Электроотрицательность: 2,10. Электронная конфигурация: [Ne]3s23р3.
Нахождение в природе Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит кальция Са 3(РО4 ) 3 , апатиты (фторапатит 3Са3(РО4)3·СаF2, или, Ca5(PO4)3F), монацит ,бирюза. Фосфор входит в состав всех живых организмов.
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 — белый, красный, черный и металлический 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, 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 Рn и представляет собой полимер со сложной структурой.
Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный 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. Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный 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.
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. 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. Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 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: 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. фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина с неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Не взаимодействует с водородом. Фосфин можно получить из фосфидов: Са3Р2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3
ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА.ФОСФАТЫ Это твёрдое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок: Н3РО4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3 Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли. Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O (дигидрофосфат натрия) H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O (гидрофосфат натрия) H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O (фосфат натрия)
Биологическое значение фосфора Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. 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.
Применение фосфора в сельском хозяйстве в промышленности для производства спичек для получения ядохимикатов
Домашнее задание Параграф 28, упр. 2,3,5 (письменно)
