Дата_____________ Класс_______________

Тема: Фосфор. Аллотропия и свойства.

Цели урока: знать строение, свойства и применение фосфора; уметь доказывать химические свойства фосфора, записывать уравнения реакций в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессах.

Ход урока

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A_r(P) = 31.

Р +15)₂ )₈ )₅

1S²2S²2P⁶3S²3P³, фосфор: p– элемент, неметалл

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S² – электронов и один из них может перейти на 3d– орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V.

АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый,красный и чёрный фосфор

Из -за большой химической активности фосфор в природе встречается только в виде соединений.

Нахождение в природе

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca₃(РО₄)₂ хСаF₂ и фосфатов Са₃(РO₄)₂. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах - 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

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. Кости 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 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.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

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.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель

Восстановитель

1. С металлами — окислитель, образуетфосфиды:

2P + 3Ca → Ca₃P₂ 

Опыт "Получение фосфида кальция"

2P + 3Mg → Mg₃P₂.

Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина

Mg₃P₂ + 3H₂SO₄(р-р)= 2PH₃ + 3MgSO₄

Опыт "Гидролиз фосфида кальция"

Свойства фосфина -

PH₃ + 2O₂ = H₃PO₄.

PH₃ + HI = PH₄I

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

"Горение фосфора"

"Горение белого фосфора под водой"

"Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора"

4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (с избытком кислорода),

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

2. С неметаллами — восстановитель:

2P + 3S → P₂S₃,

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃.

! Не взаимодействует с водородом.

3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO;

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

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

6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

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, 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. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

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

3. Закрепление изученного материала

№1. Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется 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.
Происходит реакция :
P + KClO₃ = KCl + P₂O₅

№2. Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.№1. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca₃P₂ -> PH₃ -> P₂O₅
Для последней реакции PH₃ -> P₂O₅ составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca₃(PO₄)₂ -> P -> P₂O₅

4. Домашнее задание

П.21, упр.1-5, задачи 2,3 на стр.70