Презентация на тему "Химический элемент фосфор"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ФОСФОР- ЭЛЕМЕНТ V ГРУППЫ

  Петрова Нина - руководитель группы Мусабекова Эльмира Кенжабаева Гульнара Смычков Никита 5klass.net

• 
  Слайд 2
  

  Цель:рассмотреть особенности фосфора как химического элемента и простого вещества.

• 
  Слайд 3

  Задачи:

  1)Изучить теоретический материал о фосфоре ( строение атома, нахождение в природе, физические и химические свойства, получение и применение). 2)Результаты изучения теоретического материал представить в наглядном виде. 3)Сделать вывод о химической активности фосфора.

• 
  Слайд 4

  ФОСФОР

  Электроннаяформула: +15 Р 1s2 2s2 2P6 3S2 3P3

• 
  Слайд 5
  

  Относительная атомная масса 30,9738 Порядковый номер 15 Число протонов в ядре 15 Число нейтронов 16 Наиболее характерная степень окисления +3, +5, реже встречается -3, -2, +1, +4

• 
  Слайд 6

  Фосфор в природе

  Из-за большой химической активности фосфор в природе встречается только в соединениях. Фосфор входит в состав: минералов фосфоритов и апатитов, в виде соединения фосфата кальция Ca3 (PO4)2; крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений; нервной и костной тканей организмов животных и человека; мозговых клеток.

• 
  Слайд 7

  Аллотропные модификации фосфора

• 
  Слайд 8

  Физические свойства

• 
  Слайд 9

  Химические свойства

  При длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха он желтеет и постепенно превращается в красный фосфор. При нагревании красного фосфора в тех же условиях он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор. Фосфор проявляет окислительные и восстановительные свойства. Фосфор – восстановитель: 5О2 (изб.) + 4Р = 2Р2О5 3О2 (недост.) + 4Р = 2Р2О3 3Сl2 + 2P = 2PCl3 PСl3 + Cl2 = PCl5 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO 4P + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2 Фосфор – окислитель: 2Р + 3Mg = Mg3P2

• 
  Слайд 10

  Получение

  Фосфор получают из фосфоритов и апатитов, нагревая их в электрической печи без доступа воздуха в присутствии оксида кремния (IV) и угля Са3(РО4)2+5С+3SiO2 t3CaSiO3+2P+5CO пары фосфора конденсируются под водой, и при этом образуется белый фосфор, в узлах кристаллической решётки которого находятся молекулы Р4.

• 
  Слайд 11

  Применение

  Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельченным стеклом и клеем наносят на боковую сторону коробка. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия KClО3и сера, происходит воспламенение: 6Р+5KClO3 5KCl+3P2O5 Белый фосфор в военное время использовали в зажигательных бомбах и для созданиядымовых завес.

• 
  Слайд 12
  

  Важнейшие соединения Н3РО4 фосфорная кислота Р2О5 оксид фосфора (V)

• 
  Слайд 13

  Физические свойства P2O5

  Белый, рыхлый порошок, гигроскопичный. Хранят в герметически закрытых сосудах.

• 
  Слайд 14

  Химические свойства P2O5

  Проявляет свойства кислотного оксида. 1) реагирует с водой: P2O5 + H2O 2HPO3 P2O5 + 3H2O t2H3PO4 2) реагирует с основными оксидами: P2O5 + 3К2O 2К3РО4 3) реагирует с основаниями: P2O5 + 6NaOH 2Na3РО4 + 3H2O

• 
  Слайд 15

  Получение P2O5

  Образуется при горении фосфора в избытке воздуха: 4Р + 5О2 2Р2О5

• 
  Слайд 16

  Применение P2O5

  Для осушки газов В качестве водоотнимающего вещества

• 
  Слайд 17

  Выводы:

  1)Изучили теоретический материал о фосфоре. 2)Результаты изучения теоретического материала представили в виде презентации. 3)Фосфор активен с кислородом, галогенами и металлами. Проявляет окислительные и восстановительные свойства.

• 
  Слайд 18

  Информационные ресурсы

  1) Глориозов П.А., Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А. Неорганическая химия: Учебник 9 класса. - М.: Просвещение, 1986. – 338с. 2) Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия. 9 класс: Учеб. для общеобразоват. учреждений. – М.: Просвещение,1990. – 175с. 3) Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы: Учеб. Пособие.- 2-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 1994. – 447с., ил.