Formula grafică a structurii atomului de fosfor. Prezentare pe tema „Fosfor: structură și proprietăți”. I. Proprietăţile generale ale acizilor

structura atomului de fosfor și proprietățile acestuia și a primit cel mai bun răspuns

Răspuns de la Helga[guru]

Modificări alotropice ale fosforului

Fosforul alb are o rețea cristalină moleculară; Această substanță are o culoare gălbuie cu un miros de usturoi. În vapori are compoziția P4. În aer se aprinde la 18ºС. Când este depozitat la lumină, devine roșu. Insolubil în apă, dar foarte solubil în disulfură de carbon, benzen și alți solvenți organici. Este foarte otrăvitor: 0,1 g de fosfor alb este o doză letală pentru oameni.

Fosforul roșu este o pulbere cu o structură cristalină slab exprimată și de aceea numită amorfă, de culoare roșu închis, are o rețea atomică, este foarte higroscopică (absoarbe ușor apa), dar este insolubilă în apă; De asemenea, este insolubil în disulfură de carbon.
Fosforul roșu este obținut prin încălzirea prelungită a fosforului alb fără acces la aer la 450ºC. Spre deosebire de alb, nu este toxic, nu are miros și se aprinde la 250 - 300ºС.

Fosforul violet și negru se obțin și din fosforul alb la presiune și temperatură ridicată. Fosforul negru are un luciu metalic și conduce electricitatea și căldura. În consecință, fosforul prezintă într-o mică măsură proprietăți metalice

Proprietățile chimice ale fosforului

Din punct de vedere chimic, fosforul alb este foarte diferit de fosforul roșu.
Fosforul alb se oxidează ușor și se aprinde spontan în aer, așa că este stocat sub apă.
Fosforul roșu nu se aprinde în aer, dar se aprinde atunci când este încălzit peste 240 °C.
Când este oxidat, fosforul alb strălucește în întuneric - are loc o conversie directă a energiei chimice în lumină.

Fosforul se combină cu multe substanțe simple - oxigen, halogeni, sulf și unele metale, prezentând proprietăți oxidante și reducătoare.

1. Cu oxigen.
Când fosforul arde, produce alb
fum gros. Fosforul alb se autoaprinde
în aer și arsuri roșii la aprindere.
Fosforul arde strălucit în oxigen
flacără strălucitoare.
4P + 3O2(deficit) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2(exces) → 2P2O5 (P4O10)

2. Cu halogeni.
Fosforul reacționează foarte energic cu elementele care au electronegativitate mai mare decât fosforul.
Dacă adăugați fosfor roșu într-un vas cu clor, atunci după câteva secunde
se aprinde spontan în clor. Aceasta produce de obicei clorură de fosfor (III).
4P + 6Cl2(deficit) → 4PCl3
4P + 10Cl2(exces) → 4PCl5

3. Cu sulf când este încălzit.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Fosforul oxidează aproape toate metalele când este încălzit, formând fosfuri:
2P + 3Ca → Ca3P2
Fosfurile metalice sunt ușor hidrolizate de apă.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Fosforul roșu este oxidat de apă la o temperatură de aproximativ 800ºС în prezența unui catalizator - pulbere de cupru:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Acidul sulfuric concentrat oxidează fosforul când este încălzit:

2P + 5H2SO4(k) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Acidul azotic oxidează fosforul când este încălzit

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

Răspuns de la 2 raspunsuri[guru]

Buna ziua! Iată o selecție de subiecte cu răspunsuri la întrebarea dvs.: structura atomului de fosfor și proprietățile acestuia

Rezumatul unei lecții de chimie de clasa a IX-a pe această temă:

"Fosfor. Structura atomică, alotropie, proprietăți și aplicații ale fosforului” cu prezentare

Tema lecției: "Fosfor. Structura atomică, alotropia, proprietățile și aplicațiile fosforului.”

Scopul lecției: Determinați poziția fosforului în tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev, luați în considerare structura atomului de fosfor, proprietățile fizice și chimice, domeniile de aplicare ale fosforului.

Obiectivele lecției:

Educational:

1. Luați în considerare structura atomului de fosfor în funcție de poziția sa în tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev, modificări alotropice ale fosforului.
2. Studiați proprietățile fizice și chimice ale fosforului, apariția acestuia în natură, domeniile sale de aplicare.
3. Continuați să dezvoltați capacitatea elevilor de a lucra cu sistemul periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev.
4. Îmbunătățiți capacitatea de a scrie ecuații ale reacțiilor chimice.

Educational:

1. Dezvoltarea memoriei și a atenției elevilor.
2. Pentru a forma o motivație pozitivă pentru studierea disciplinei chimie.
3. Învață să aplici cunoștințele existente într-o situație nouă.

Educational:

1. Arătați importanța cunoștințelor chimice pentru omul modern.

Echipament:

PSHE, computer, proiector multimedia, manual electronic „Demonstrații video”.

Tip de lecție:

Combinate. O lecție de învățare a materialelor noi.

Forme de organizare a activităților educaționale:

1. lucru independent cu textul manualului;
2. frontal;
3. mesajele elevilor (individuale);
4. lucrul în grupuri.

Metode de predare. Modalități de organizare a activităților educaționale:

1. verbal (conversație euristică),
2. vizual (colecție, fragment video) bazat pe activitatea cognitivă
3. căutare parțială;

Tehnici pedagogice:

1. educațional și organizatoric (definirea scopului și obiectivelor lecției, crearea condițiilor favorabile activității);
2. educațional și informațional (conversație, enunțare a problemei, discuție, lucru cu un manual, observație);
3. educațional și intelectual (percepție, înțelegere, memorare a informațiilor, rezolvarea problemelor problematice, motivarea activității).

În timpul orelor.

I. Moment organizatoric.

Starea psihologică a elevilor, verificarea pregătirii pentru lecție.

Profesorul salută elevii.

II. Actualizarea cunoștințelor (diapozitivul 2.)

Da! Era un câine, imens, negru. Dar niciunul dintre noi muritorii nu a văzut vreodată un astfel de câine. Flăcări au izbucnit din gura ei deschisă, ochii ei au aruncat scântei, iar focul pâlpâitor i-a strălucit pe bot și pe ceafă. În creierul febril al nimănui nu putea apărea o viziune mai teribilă, mai dezgustătoare decât această creatură infernală care a sărit din ceață asupra noastră... Un câine teribil, de mărimea unei leoaice tinere. Gura ei uriașă încă strălucea cu o flacără albăstruie, ochii sălbatici adânci erau înconjurați de cercuri de foc.

Am atins acest cap luminos și, luându-mi mâna, am văzut că și degetele mele străluceau în întuneric. Fosfor, am spus”.

Arthur conan doyle. "Câinele din Baskerville"

Aceasta este povestea urâtă în care a fost implicat elementul nr. 15

Deci, subiectul lecției este „Fosfor. Structura atomică, alotropia, proprietățile și aplicațiile fosforului” Scopul și obiectivele lecției (diapozitivele 3, 4)

III. Învățarea de materiale noi.

1. Poziția fosforului în tabelul periodic al elementelor chimice (diapozitivul 5, 6)

Sarcina: Folosind tabelul periodic al elementelor chimice, caracterizați elementele chimice fosfor și azot și completați tabelul.

Opțiunea 1 - poziția în PSCE și structura atomului de azot.

Opțiunea 2 - poziția în PSCE și structura atomului de fosfor.

Găsiți asemănări și diferențe între structura atomilor de azot și fosfor.

Concluzie: Ambele elemente se află în subgrupul principal V al grupului PSCE, la ultimul nivel de energie există 5 electroni fiecare, au aceleași valori ale celor mai scăzute stări de oxidare -3 (dacă prezintă proprietăți oxidante, de exemplu, cu metale, hidrogen) și +5 în compușii care conțin oxigen.

2. Starea de valență a atomului de fosfor (diapozitivul 7) - explicația profesorului.

3. A fi în natură (diapozitivul 8) - lucrul cu un manual.

Temă de clasă:

În ce formă apare fosforul în natură?

Experimentul de laborator nr. 1.

1. Examinați mostre de minerale care conțin fosfor.
2. Notați în caiet numele și formulele mineralelor propuse.

4. Proprietăți fizice

Modificări alotropice ale fosforului (diapozitivele 9, 10) - explicațiile profesorului

A) fosfor alb (diapozitivul 11,12);

B) fosfor roșu (diapozitivul 13,14);

B) fosfor negru (diapozitivul 15,16);

Concluzie: Trei modificări alotrope - alb, roșu, negru.

5. Proprietățile chimice ale fosforului (dulce 17)

1) Interacțiunea fosforului cu substanțe simple:

A) cu metale, formând fosfuri.

De exemplu, interacțiunea fosforului alb cu calciul.

Sarcina: Scrieți ecuația reacției, creați o ecuație de echilibru electronic.

B) Interacțiunea fosforului cu nemetale.

De exemplu: Interacțiunea fosforului și a oxigenului (fragment video).

Exercițiu:

1. Scrieți ecuațiile de reacție, creați o ecuație de echilibru electronic.
2. Cum arde fosforul în aer și oxigen?

B) Interacțiunea fosforului cu substanțe complexe (clorat de potasiu) (diapozitivul 18)

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

6. Aplicarea fosforului (diapozitivul 19) - prezentare student.

III. Consolidarea materialului studiat (studiu frontal):

1. Descrieţi poziţia fosforului în tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev.

2. În ce compus fosforul prezintă o stare de oxidare de -3? (diapozitivul 20)

A) H3PO4

B) PH3

B) HPO3

3. În ce formă se găsește fosforul în natură? Descrieți proprietățile fizice ale fosforului (roșu, alb, negru).

4. Cu ce ​​substanță reacționează fosforul pentru a forma fosfură:

O apă

B) hidrogen

B) magneziu

IV.Teme pentru acasă (diapozitivul 23): § 22, ex. 3

V. Reflecție

1. Ce nou ai învățat la lecție?
2. Ce parte a lecției ți-a plăcut?
3. Ce impresie ai avut de la lecție?

VI. Rezumatul și concluziile lecției.

STRUCTURA ATOMULUI DE FOSFOR

Fosforul este situat în perioada a III-a, în grupa 5 a subgrupului principal „A”, sub numărul de serie nr. 15. Masa atomică relativă A r (P) = 31.

P +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3, fosfor: p – element, nemetal

Posibilitățile de valență ale fosforului sunt mai largi decât cele ale atomului de azot, deoarece atomul de fosfor are orbitali d liberi. Prin urmare, împerecherea electronilor 3S 2 poate avea loc și unul dintre ei se poate muta la orbitalul 3d. În acest caz, al treilea nivel de energie al fosforului va avea cinci electroni nepereche, iar fosforul va putea prezenta valența V.

În stare liberă, fosforul formează mai multe alocurimodificări comune: fosfor alb, roșu și negru

Fosforul este prezent în celulele vii sub formă de acizi orto- și pirofosforici și face parte din nucleotide, acizi nucleici, fosfoproteine, fosfolipide, coenzime și enzime. Oasele umane constau din hidroxiapatită 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2. Compoziția smalțului dentar include fluorapatită. Ficatul joacă rolul principal în transformarea compușilor fosforului în corpul oamenilor și al animalelor. Metabolismul compușilor fosforului este reglat de hormoni și vitamina D. Necesarul uman zilnic de fosfor este de 800-1500 mg. Cu o lipsă de fosfor în organism, se dezvoltă diverse boli osoase.

TOXICOLOGIA FOSFORULUI

· Fosfor roșu practic netoxice. Praful de fosfor roșu, atunci când este inhalat în plămâni, provoacă pneumonie cronică.

· Fosfor alb foarte toxic, solubil în lipide. Doza letală de fosfor alb este de 50-150 mg. Când fosforul alb ajunge pe piele, provoacă arsuri grave.

Intoxicația acută cu fosfor se manifestă printr-o senzație de arsură în gură și stomac, dureri de cap, slăbiciune și vărsături. După 2-3 zile, se dezvoltă icter. Formele cronice se caracterizează prin tulburări ale metabolismului calciului și leziuni ale sistemului cardiovascular și nervos. Primul ajutor pentru otrăvirea acută este spălarea gastrică, laxative, clisme de curățare, soluții intravenoase de glucoză. Pentru arsurile pielii, tratați zonele afectate cu soluții de sulfat de cupru sau sifon. Concentrația maximă admisă pentru vaporii de fosfor din aer este de 0,03 mg/m³.

OBȚINEREA FOSFORULUI

Fosforul este obținut din apatite sau fosforite ca urmare a interacțiunii cu cocs și silice la o temperatură de 1600 ° C:

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

Vaporii de fosfor alb rezultați sunt condensați într-un recipient sub apă. În loc de fosforiți, alți compuși pot fi redusi, de exemplu, acidul metafosforic:

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

PROPRIETĂȚI CHIMICE ALE FOSFORULUI

APLICAREA FOSFORULUI

Fosforul este cel mai important element biogen și în același timp își găsește o aplicație foarte largă în industrie.

Poate că prima proprietate a fosforului pe care omul a pus-o în slujba lui este inflamabilitatea. Inflamabilitatea fosforului este foarte mare și depinde de modificarea alotropică.

Cel mai activ din punct de vedere chimic, toxic și inflamabil fosfor alb („galben”), prin urmare este foarte des folosit (în bombe incendiare etc.).

Fosfor roșu- principala modificare produsă și consumată de industrie. Este folosit la producerea chibriturilor; acesta, împreună cu sticlă măcinată fin și lipici, este aplicat pe suprafața laterală a cutiei; atunci când capul de chibrit, care conține clorat de potasiu și sulf, este frecat, are loc aprinderea. Fosforul roșu este, de asemenea, utilizat în producția de explozibili, compoziții incendiare și combustibili.

Fosforul (sub formă de fosfați) este unul dintre cele mai importante trei elemente biogene și este implicat în sinteza ATP. Majoritatea acidului fosforic produs este folosit pentru a produce îngrășăminte cu fosfor - superfosfat, precipitat etc.

SARCINI DE ATRIBUIRE

nr. 2. Efectuați transformări conform schemei:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Pentru ultima reacție PH 3 -> P 2 O 5 întocmește o balanță electronică, indică agentul oxidant și agentul reducător.

Numarul 3. Efectuați transformări conform schemei:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Slide 2

Structura atomului de fosfor