Wzór graficzny struktury atomu fosforu. Prezentacja na temat „Fosfor: struktura i właściwości”. I. Ogólne właściwości kwasów

strukturę atomu fosforu i jego właściwości i otrzymał najlepszą odpowiedź

Odpowiedź od Helga[guru]

Alotropowe modyfikacje fosforu

Biały fosfor ma molekularną sieć krystaliczną; Substancja ta ma żółtawy kolor i czosnkowy zapach. W parze ma skład P4, w powietrzu zapala się w temperaturze 18°С. Przechowywany w świetle zmienia kolor na czerwony. Nierozpuszczalny w wodzie, ale dobrze rozpuszczalny w dwusiarczku węgla, benzenie i innych rozpuszczalnikach organicznych. Jest bardzo trujący: 0,1 g białego fosforu to dawka śmiertelna dla człowieka.

Fosfor czerwony jest proszkiem o słabo wyrażonej strukturze krystalicznej i dlatego nazywany jest amorficznym, ma kolor ciemnoczerwony, ma siatkę atomową, jest bardzo higroskopijny (łatwo wchłania wodę), ale jest w niej nierozpuszczalny; Jest również nierozpuszczalny w dwusiarczku węgla.
Fosfor czerwony uzyskuje się poprzez długotrwałe ogrzewanie fosforu białego bez dostępu powietrza w temperaturze 450°C. W przeciwieństwie do białego, nie jest toksyczny, nie ma zapachu i zapala się w temperaturze 250 - 300°С.

Fioletowy i czarny fosfor otrzymuje się również z białego fosforu pod wysokim ciśnieniem i temperaturą. Czarny fosfor ma metaliczny połysk i przewodzi prąd i ciepło. W związku z tym fosfor w niewielkim stopniu wykazuje właściwości metaliczne

Właściwości chemiczne fosforu

Pod względem chemicznym fosfor biały bardzo różni się od fosforu czerwonego.
Fosfor biały łatwo utlenia się i samozapala w powietrzu, dlatego jest przechowywany pod wodą.
Czerwony fosfor nie zapala się w powietrzu, lecz zapala się po podgrzaniu powyżej 240°C.
Po utlenieniu biały fosfor świeci w ciemności - następuje bezpośrednia konwersja energii chemicznej na światło.

Fosfor łączy się z wieloma prostymi substancjami - tlenem, halogenami, siarką i niektórymi metalami, wykazując właściwości utleniające i redukujące.

1. Z tlenem.
Podczas spalania fosforu powstaje biel
gęsty dym. Fosfor biały jest samozapalny
w powietrzu, a po zapaleniu pali się kolor czerwony.
Fosfor pali się doskonale w tlenie
jasny płomień.
4P + 3O2 (niedobór) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2 (nadmiar) → 2P2O5 (P4O10)

2. Z halogenami.
Fosfor reaguje bardzo energicznie z pierwiastkami, które mają większą elektroujemność niż fosfor.
Jeśli do naczynia z chlorem dodasz czerwony fosfor, to po kilku sekundach
samozapala się w chlorze. Zwykle wytwarza to chlorek fosforu (III).
4P + 6Cl2(niedobór) → 4PCl3
4P + 10Cl2(nadmiar) → 4PCl5

3. Z siarką po podgrzaniu.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Fosfor utlenia prawie wszystkie metale po podgrzaniu, tworząc fosforki:
2P + 3Ca → Ca3P2
Fosforki metali łatwo ulegają hydrolizie pod wpływem wody.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Czerwony fosfor utlenia się wodą w temperaturze około 800 ° C w obecności katalizatora - proszku miedzi:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Stężony kwas siarkowy utlenia fosfor po podgrzaniu:

2P + 5H2SO4(k) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Kwas azotowy utlenia fosfor po podgrzaniu

P + 5HNO3(k) → 5NO2 + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(dil) + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

Odpowiedź od 2 odpowiedzi[guru]

Cześć! Oto wybór tematów z odpowiedziami na Twoje pytanie: budowa atomu fosforu i jego właściwości

Podsumowanie lekcji chemii w klasie 9 na ten temat:

"Fosfor. Budowa atomu, alotropia, właściwości i zastosowanie fosforu” wraz z prezentacją

Temat lekcji: "Fosfor. Budowa atomu, alotropia, właściwości i zastosowanie fosforu.”

Cel lekcji: Określ pozycję fosforu w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa, rozważ strukturę atomu fosforu, właściwości fizyczne i chemiczne, obszary zastosowania fosforu.

Cele Lekcji:

Edukacyjny:

1. Rozważ strukturę atomu fosforu zgodnie z jego pozycją w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew, alotropowe modyfikacje fosforu.
2. Zbadaj właściwości fizyczne i chemiczne fosforu, jego występowanie w przyrodzie, obszary jego zastosowań.
3. Kontynuuj rozwijanie umiejętności uczniów w zakresie pracy z okresowym układem pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa.
4. Doskonalenie umiejętności pisania równań reakcji chemicznych.

Edukacyjny:

1. Rozwijaj pamięć i uwagę uczniów.
2. Kształtowanie pozytywnej motywacji do studiowania przedmiotu chemia.
3. Naucz się stosować istniejącą wiedzę w nowej sytuacji.

Edukacyjny:

1. Ukazanie znaczenia wiedzy chemicznej dla współczesnego człowieka.

Sprzęt:

PSHE, komputer, projektor multimedialny, podręcznik elektroniczny „Pokazy wideo”.

Typ lekcji:

Łączny. Lekcja uczenia się nowego materiału.

Formy organizacji zajęć edukacyjnych:

1. samodzielna praca z tekstem podręcznika;
2. czołowy;
3. wiadomości studenckie (indywidualne);
4. Praca w grupach.

Metody nauczania. Metody organizacji zajęć edukacyjnych:

1. werbalne (rozmowa heurystyczna),
2. wizualne (zbiór, fragment wideo) oparte na aktywności poznawczej
3. częściowo przeszukaj;

Techniki pedagogiczne:

1. edukacyjno-organizacyjnych (określenie celu i zadań lekcji, stworzenie sprzyjających warunków do działania);
2. edukacyjno-informacyjne (rozmowa, przedstawienie problemu, dyskusja, praca z podręcznikiem, obserwacja);
3. edukacyjne i intelektualne (percepcja, rozumienie, zapamiętywanie informacji, rozwiązywanie problemów problemowych, motywacja do działania).

Podczas zajęć.

I. Moment organizacyjny.

Nastrój psychiczny uczniów, sprawdzenie gotowości do lekcji.

Nauczyciel wita uczniów.

II.Aktualizacja wiedzy (slajd 2.)

Tak! To był pies, ogromny, czarny jak smoła. Ale nikt z nas, śmiertelników, nigdy nie widział takiego psa. Z jej otwartych ust buchnęły płomienie, oczy rzuciły iskry, a migotliwy ogień błyszczał na pysku i karku. W niczyim rozgorączkowanym mózgu nie mogła zrodzić się wizja straszniejsza, bardziej obrzydliwa niż ta piekielna istota, która wyskoczyła na nas z mgły... Straszny pies wielkości młodej lwicy. Jego ogromne usta wciąż jarzyły się niebieskawym płomieniem, a głęboko osadzone dzikie oczy otoczone były ognistymi kręgami.

Dotknąłem tej świetlistej głowy i odsunąłem rękę i zobaczyłem, że moje palce również świecą w ciemności. Fosfor, powiedziałem.

Arthura Conana Doyle’a. „Pies Baskerville’ów”

To jest paskudna historia, w którą był zamieszany Element nr 15

Tematem lekcji jest zatem „Fosfor. Budowa atomu, alotropia, właściwości i zastosowanie fosforu” Cel i zadania lekcji (slajdy 3, 4)

III. Nauka nowego materiału.

1. Pozycja fosforu w układzie okresowym pierwiastków chemicznych (slajd 5, 6)

Zadanie: Korzystając z układu okresowego pierwiastków chemicznych, scharakteryzuj pierwiastki chemiczne: fosfor i azot oraz wypełnij tabelę.

Opcja 1 – pozycja w PSCE i budowa atomu azotu.

Opcja 2 – pozycja w PSCE i budowa atomu fosforu.

Znajdź podobieństwa i różnice w budowie atomów azotu i fosforu.

Wniosek: Obydwa pierwiastki należą do głównej podgrupy V grupy PSCE, na ostatnim poziomie energetycznym każdy ma po 5 elektronów, mają te same wartości najniższych stopni utlenienia -3 (o ile wykazują właściwości utleniające, np. z metalami, wodorem) i +5 w związkach zawierających tlen.

2. Stan wartościowości atomu fosforu (slajd 7) – objaśnienie nauczyciela.

3. Przebywanie w naturze (slajd 8) - praca z podręcznikiem.

Przydział zajęć:

W jakiej formie fosfor występuje w przyrodzie?

Eksperyment laboratoryjny nr 1.

1. Zbadaj próbki minerałów zawierających fosfor.
2. Zapisz w zeszycie nazwy i wzory proponowanych minerałów.

4. Właściwości fizyczne

Alotropowe modyfikacje fosforu (slajdy 9, 10) - wyjaśnienia nauczyciela

A) fosfor biały (slajdy 11,12);

B) fosfor czerwony (slajdy 13,14);

B) fosfor czarny (slajdy 15,16);

Wniosek: Trzy modyfikacje alotropowe - biała, czerwona, czarna.

5. Właściwości chemiczne fosforu (słodki 17)

1) Interakcja fosforu z prostymi substancjami:

A) z metalami, tworząc fosforki.

Na przykład interakcja białego fosforu z wapniem.

Zadanie: Zapisz równanie reakcji, utwórz równanie równowagi elektronowej.

B) Oddziaływanie fosforu z niemetalami.

Na przykład: Oddziaływanie fosforu i tlenu (fragment wideo).

Ćwiczenia:

1. Zapisz równania reakcji, utwórz równanie równowagi elektronowej.
2. Jak fosfor spala się w powietrzu i tlenie?

B) Oddziaływanie fosforu z substancjami złożonymi (chloran potasu) (slajd 18)

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

6. Zastosowanie fosforu (slajd 19) - prezentacja uczniów.

III.Konsolidacja badanego materiału (badanie frontalne):

1. Opisz pozycję fosforu w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

2. W jakim związku fosfor wykazuje stopień utlenienia -3? (slajd 20)

A) H3PO4

B) PH3

B) HPO3

3. W jakiej formie fosfor występuje w przyrodzie? Opisz właściwości fizyczne fosforu (czerwony, biały, czarny).

4. Z jaką substancją fosfor reaguje tworząc fosforek:

Woda

B) wodór

B) magnez

IV.Zadania domowe (slajd 23): § 22 ust. 3

V.Odbicie

1. Czego nowego nauczyłeś się na lekcji?
2. Która część lekcji Ci się podobała?
3. Jakie wrażenia wyniosłeś z lekcji?

VI. Podsumowanie i wnioski z lekcji.

STRUKTURA ATOMU FOSFORU

Fosfor znajduje się w III okresie, w grupie 5 głównej podgrupy „A”, pod numerem seryjnym nr 15. Względna masa atomowa A r (P) = 31.

P +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3, fosfor: p – pierwiastek, niemetal

Możliwości wartościowości fosforu są szersze niż atomu azotu, ponieważ atom fosforu ma wolne orbitale d. Może zatem nastąpić parowanie elektronów 3S 2 i jeden z nich może przejść na orbital 3d. W tym przypadku trzeci poziom energetyczny fosforu będzie miał pięć niesparowanych elektronów, a fosfor będzie mógł wykazywać wartościowość V.

W stanie wolnym fosfor tworzy kilka partiitypowe modyfikacje: fosfor biały, czerwony i czarny

Fosfor występuje w żywych komórkach w postaci kwasów orto- i pirofosforowych i jest częścią nukleotydów, kwasów nukleinowych, fosfoprotein, fosfolipidów, koenzymów i enzymów. Kości ludzkie składają się z hydroksyapatytu 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2. Skład szkliwa zębów obejmuje fluoroapatyt. Wątroba odgrywa główną rolę w przemianach związków fosforu w organizmie ludzi i zwierząt. Metabolizm związków fosforu regulowany jest przez hormony i witaminę D. Dzienne zapotrzebowanie człowieka na fosfor wynosi 800-1500 mg. Przy braku fosforu w organizmie rozwijają się różne choroby kości.

TOKSYKOLOGIA FOSFORU

· Czerwony fosfor praktycznie nietoksyczny. Pył czerwonego fosforu wdychany do płuc powoduje przewlekłe zapalenie płuc.

· Biały fosfor bardzo toksyczny, rozpuszczalny w lipidach. Dawka śmiertelna fosforu białego wynosi 50-150 mg. Kiedy biały fosfor dostanie się na skórę, powoduje poważne oparzenia.

Ostre zatrucie fosforem objawia się pieczeniem w jamie ustnej i żołądku, bólem głowy, osłabieniem i wymiotami. Po 2-3 dniach rozwija się żółtaczka. Postacie przewlekłe charakteryzują się zaburzeniami gospodarki wapniowej oraz uszkodzeniem układu sercowo-naczyniowego i nerwowego. Pierwszą pomocą w przypadku ostrego zatrucia jest płukanie żołądka, stosowanie środków przeczyszczających, lewatywy oczyszczające, dożylne roztwory glukozy. W przypadku oparzeń skóry należy leczyć dotknięte obszary roztworami siarczanu miedzi lub sody. Maksymalne dopuszczalne stężenie par fosforu w powietrzu wynosi 0,03 mg/m3.

OTRZYMANIE FOSFORU

Fosfor otrzymywany jest z apatytów lub fosforytów w wyniku oddziaływania z koksem i krzemionką w temperaturze 1600°C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3.

Powstałe pary białego fosforu są skraplane w odbiorniku pod wodą. Zamiast fosforytów można redukować inne związki, na przykład kwas metafosforowy:

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE FOSFORU

ZASTOSOWANIE FOSFORU

Fosfor jest najważniejszym pierwiastkiem biogennym, a jednocześnie znajduje bardzo szerokie zastosowanie w przemyśle.

Być może pierwszą właściwością fosforu, którą człowiek oddał na swoje usługi, jest łatwopalność. Palność fosforu jest bardzo wysoka i zależy od modyfikacji alotropowej.

Najbardziej aktywny chemicznie, toksyczny i łatwopalny biały („żółty”) fosfor, dlatego jest bardzo często stosowany (w bombach zapalających itp.).

Czerwony fosfor- główna modyfikacja produkowana i konsumowana przez przemysł. Wykorzystuje się go do produkcji zapałek, nanosi się go wraz z drobno zmielonym szkłem i klejem na boczną powierzchnię pudełka, a po potarciu główki zapałki, która zawiera chloran potasu i siarkę, następuje zapłon. Fosfor czerwony wykorzystuje się także do produkcji materiałów wybuchowych, mieszanek zapalających i paliw.

Fosfor (w postaci fosforanów) jest jednym z trzech najważniejszych pierwiastków biogennych i bierze udział w syntezie ATP. Większość powstałego kwasu fosforowego wykorzystywana jest do produkcji nawozów fosforowych – superfosfatu, osadu itp.

ZADANIA ZADANIA

Nr 2. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Dla ostatniej reakcji PH 3 -> P 2 O 5 sporządzić wagę elektroniczną, wskazać utleniacz i reduktor.

Nr 3. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Slajd 2

Struktura atomu fosforu