Презентация на тему "Презентаци по теме "Фосфор и его соединения"" 9 класс

Содержание

• 
  Слайд 1

  Фосфор и его соединения

• 
  Слайд 2
  

  В 1669 Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» — свет и «феро» — несу. Открытие фосфора

• 
  Слайд 3
  

  Составьте электронные формулы атома фосфора. Определите возможные степени окисления химического элемента.

• 
  Слайд 4
  

  Возможные степени окисления фосфора

• 
  Слайд 5
  
• 
  Слайд 6
  

  Физические свойства фосфора АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА: Белый фосфор Р4 (табл. 18 с.104) -молекулярная решетка ЯД !!! 2.Красный фосфор Рп (табл. 18 с.104)- атомная решетка. Не ядовит! 3.Черный фосфор Р – атомная решетка. Рис. 28 с.102

• 
  Слайд 7
  

  Аллотропные модификации фосфора БЕЛЫЙ ФОСФОР КРАСНЫЙ ФОСФОР ЧЕРНЫЙ ФОСФОР

• 
  Слайд 8
  

  Получение фосфора Метод Веллера: Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P↑ + 5CO ↑ + 3CaSiO3. 1500⸰ Пары белого фосфора

• 
  Слайд 9

  Химические свойства фосфора

  1) Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 → 2P2O5, 4P + 3O2 → 2P2O3. Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается.

• 
  Слайд 10
  

  Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: 2) с металлами — окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2. 2P + 3Mg → Mg3P2. 3) с неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3.

• 
  Слайд 11
  

  4) Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует ( 700-800°C, кат.Pt? Cu): 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 (фосфатная кислота). 5) Взаимодействие со щелочами В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2. 6) Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. 7) Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 ПРИМЕНЕНИЕ!!!

• 
  Слайд 12
  

  Соединения фосфора Фосфиды- соединения фосфора с металлами ( Ca3P2) Фосфин -соединение с водородом( РН3). Ядовитый бесцветный газ с запахом чеснока. Образуется при разложении органических соединений. Окисление кислородом-«блуждающие огни» 3.Оксиды Р2О3 или Р4О6 Триоксид дифосфора, Оксид фосфора (III)- Белое кристаллическое вещество, реагирует с водой Р2О3+ 3Н2О= 2Н3РО3 Фосфористая (фосфоновая) кислота Соли-фосфиты Р2О5 или Р4О10 Пентаоксид дифосфора, Оксид фосфора (V)- Белое кристаллическое вещество, реагирует с водой Р2О5+ 3Н2О= 2Н3РО4 Фосфорная (ортофосфорная) кислота

• 
  Слайд 13
  

  Р2О5- кислотный оксид Взаимодействует:1) с водой, образуя при этом различные кислоты Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая (дифосфорная) Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная 2) с основными и амфотерными оксидами, образуя фосфаты Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2 в) со щелочами, образуя средние и кислые соли Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О Р2О5 + 2NaOH = 2NaH2PO4 + Н2О

• 
  Слайд 14
  

  Р2О5- водоотнимающий реагент Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты: Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5 Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7 Это используется для получения ангидридов кислот.

• 
  Слайд 15
  

  Р2О5- кислотный оксид Р2О5 H₃PO₄ HPO3 H4P2O7 Пирофосфорная кислота Метафосфорная кислота Ортофосфорная кислота +5 +5 +5 +5

• 
  Слайд 16
  

  Физические свойства ортофосфорной кислоты При обычной температуре безводная Н3РO4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (t. пл. 42°С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

• 
  Слайд 17
  

  Исходным сырьем для промышленного получения Н3РO4 служит природный фосфат Са3(РO4)2: I. Са3(РO4)2 → Р → Р2O5 → Н3РO4 Са3(РО4)2 + 5С + 2SiO2 = P2 + 5CO + Ca3Si2O7 2Р2 + 5О2 = 2Р2О5 Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4. II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4 Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция. III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ): ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑ Получение ортофосфорной кислоты

• 
  Слайд 18

  Химические свойства ортофосфорной кислоты

  Н3РО4 Металлы до Н Основные и амфотерные оксиды Основания Соли Изменяет окраску Индикатора???

• 
  Слайд 19

  Ортофосфорная кислота и её свойства

  1. 2. 3. дигидрофосфат -ион гидрофосфат -ион фосфат -ион Диссоциация ортофосфорной кислоты

• 
  Слайд 20
  

  Н3РО4+Са= Н3РО4+СаО= Н3РО4+Са(ОН)2= Н3РО4+СаСО3= Допишите уравнения реакций

• 
  Слайд 21

  Качественная реакция на фосфат - ионы

  K3PO4+3AgNO3=Ag3PO4↓+3KNO3 при этом выпадает жёлтый осадок нитрата серебра

• 
  Слайд 22
  

  Соли ортофосфорной кислоты Н3РO4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

• 
  Слайд 23
  

  Р Фосфорная кислота Моющие средства Производство спичек Удобрения Ядохимикаты Взрывчатые вещества Пищевые добавки Медицина