Презентация на тему "Фосфор"

Включить эффекты
1 из 12
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Посмотреть и скачать бесплатно презентацию по теме "Фосфор". pptCloud.ru — каталог презентаций для детей, школьников (уроков) и студентов.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    12
  • Слова
    другое
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Фосфор
    Слайд 1

    Фосфор

    Кубанский государственный аграрный университет Кафедра неорганической и аналитической химии Краснодар 2012 Костенко Е.С., Пестунова С.А., Кайгородова Е.А.

  • Слайд 2

    Содержание Общая характеристика элемента Физические свойства Распространенность Получение Химические свойства фосфора Применение Биологическая роль

  • Слайд 3

    Фосфор  (лат. Phosphorus) – химический элемент V группыглавной подгруппы 3 периода периодической системы элементов. Неметалл Символ Р Атомная номер 15 Атомная масса 30,973 а.е.м. Валентный уровень 3s23р3 Радиус атома 128 пм Электроотрицательность2,19 Природный фосфор состоит из одного стабильного изотопа 31Р. Получено шесть искусственных радиоактивных изотопов: 28P (T1/2 = 6,27 сек),29P (T1/2 = 4,45 сек); 30P (T1/2 = 2,55 мин),31P (T1/2 = 14,22 сут), 32P (T1/2 = 25 сут), 33P (T1/2 = 12,5 сек). Наибольшее значение имеет 32P, обладающий значительной энергией b-излучения и применяемый в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Изотопы

  • Слайд 4

    Физические свойства Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций. Обычно выделяют 4 модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор

  • Слайд 5

    Распространенность Среднее содержание фосфора в земной коре 0,105% по массе, в воде морей и океанов 0,07 мг/л. Известно около 200 фосфорных минералов, они представляют собой фосфаты. Из них важнейший - апатит, который является основой фосфоритов. Практическое значение имеют также: монацит CePO4ксенотим YPO4 амблигонит LiAlPO4(F, ОН)трифилинLi(Fe, Mn)PO4 торбернитCu(UO2)2(PO4)2· 12H2OотунитCa(UO2)2(PO4)2 · 10H2O вивианит Fe3(PO4)2· 8H2Oпироморфит Рb5(РО4)3Сl бирюза СuАl6(РО4)4(ОН)8· 5Н2О Апатит Монацит Бирюза Торбернит

  • Слайд 6

    Получение Фосфор открыт гамбургским алхимиком ХеннигомБрандом в 1669 г. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем. Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 г. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 г. Андреасом Маргграфом. ХеннигБранд В настоящее время фосфор получают накаливанием в электропечах при 1500 ⁰С смеси фосфорита или апатита (основной компонент Са3(РО4)2 ) с песком и углем. При высокой темратуре образуются молекулы фосфора: 2 Са3(РО4)2 + 10 C + 6 SiO2 = 10 CO↑ + 6 CaSiO3 + P4↑

  • Слайд 7

    Химические свойства фосфора Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2 Фосфор как восстановитель: 5 O2 + 4 P = 2 P2O5 3 O2 + 4 P = 2 P2O3 (недостаток O2) 3 Cl2 + 2 P = 2 PCl5 3 I2 + 2 P = 2 PI3 3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO 2P+5CuSO4+8H2O=5H2SO4+5Cu+2H3PO4 Фосфор как окислитель: 2 P + 3 Mg = Mg3P2(фосфид магния) Фосфин, PH3– ядовитый газ, бесцветен, плохо растворим в Н2О, нестоек: Ca3P2+6H2O=3Ca(OH)2+2PH3↑ РН3 – более слабое основание, чем NH3: PH3 + HI = [PH4]I – в воде соли фосфония полностью гидролизуются. РН3 – сильный восстановитель: PH3 + 2 O2 = H3PO4 Соединения фосфора с металлами имеют название фосфиды : 3 Ca + 2 P = Ca3P2 Элементарный фосфор Соединения фосфора в ст.ок. -3

  • Слайд 8

    Соединения фосфора со ст.ок +3образуются при недостатке окислителя: 2P+3Cl2→2PCl34P+3O2=2P2O3 Оксид фосфора (III), P2O3 – кислотныйоксид: 4NaOH+P2O3=2NaHPO3+H2O При взаимодействии с водой образуется двухосновная фосфористая кислота средней силы: P2O3 + 3 H2O = 2 H3PO3 Соли фосфористой кислоты – фосфиты , например NaHPO3. P2O3 за счет Р в промежуточной ст.ок. может выступать в роли восстановителя:P2O3 + O2 = P2O5 Оксид фосфора (V),Р2О5 – белый порошок, получают сгоранием Р в избытке О2:4Р+5О2=2Р2О5 P2O5 – кислотный оксид : 3 ВаО + Р2О5 = Ва3(РО4)2 6 NaOH + P2O5 = 2 Na3PO4 + 3 H2O P2O5 – cильное водоотнимающее средство: 6 HNO3 + P2O5 = 2 H3PO4 + 3 N2O5 При растворении в Н2О Р2О5 образуетфософорные кислоты: Р2О5 + Н2О → (НРО3)n метафосфорная кислота n≥4 H4P4O12 + 2 H2O = 2 H4P2O7пирофосфорная кислот H4P2O7 + 2 H2O = 2 H3PO4 ортофосфорная или просто фосфорная кислота. Соединения фосфора в ст.ок. +3 Соединения фосфора в ст.ок. +5

  • Слайд 9

    Н3РО4 – кислота средней силы, окислительной силы за счет Р(+5) не имеет. Образует 3 ряда солей: средние фосфаты (К3РО4, Са3(РО4)2 и др.); гидрофосфаты(СаНРО4, К2НРО4) и дигидрофосфаты (Са(НРО4)2, КН2РО4). Средние фосфаты, кроме фосфатов щелочных металлов, в воде нерастворимы. Фосфаты подвергаются гидролизу: PO43- + H2O = OH- + HPO42- Качественная реакция: 3Ag++PO43-=Ag3PO4 ярко-желты осадок (при рН=7) Получение в промышленности:Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 = 2 H3PO4 + 3CaSO4↓ Фосфата, использующиеся в качестве удобрений: Са3(РО4)2 - молоты фосфорит, фосфоритная мука – нерастворим в воде. Ca3(PO4)2+2H2SO4=Ca(H2PO4)2+2CaSO4 – суперфосфат Ca3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2 – двойнойсуперфосфат Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = CaHPO4 + 2H2O – преципитат, нерастворим в Н2О, растворим только в кислых почвах 3 NH3 + 2 H3PO4 = NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4 – аммофос + соль калия – аммофоска Ортофосфорная кислота, Н3РО4 Соли ортофосфорной кислоты - фосфаты

  • Слайд 10

    Применение Элементарный фосфор Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый фосфор, потому он очень часто применяется в зажигательный бомбах. Красный фосфор – основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания. Соединения фосфора в сельском хозяйстве Фосфор (в виде фосфатов) используется в виде фосфорных удобрений.  Соединения фосфора в промышленности Фосфаты широко используются в качестве: - комплексообразователей (средства для умягчения воды), - в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии) Фосфатные связующие Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

  • Слайд 11

    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·Ca(OH)2. 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. Фосфор поступает в организмы человека и животных с продуктами питания и кормом в виде фосфолипидов, фосфопротеидов, нуклеотидов. Для восполнения дефицита фосфора в кормах с/х животных применяют кормовые фосфаты, которые способствуют нормализации обмена веществ. . Биологическая роль

  • Слайд 12

    Литература 1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2005. – 728 с. 2. Неорганическая химия : В 3 т. / Под ред. Ю.Д. Третьякова. Т. 2: Химия непереходных элементов: Учебник для студ. высш. учеб. Заведений / А.А. Дроздов, В.П. Злованов, Г.Н. Мазо, Ф.М. Спиридонов. – М.: Издательский центр «Академия», 2004. – 368 с. 3. Горбунов А.И., Филиппов Г.Г., Федин В.И. Химия: Учеб. пособие / Под ред. А.И. Горбунова. – М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007. – 688 с.: ил. 4. Реакции неорганических веществ: справочник / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева; под ред. Р.А. Лидина. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2007. – 637с. 5. Биогенные элементы: комплексные соединения: учеб.-метод. пособ. / Т.Н. Литвинова, Н.К Выскубова, Л.В. Ненашева; под общ. ред. проф. Т.Н. Литвиновой. – Ростов н/Д : Феникс, 2009. – 283 с.: ил. 6. Егоров А.С., Иванченко Н.М., Шацкая К.П. Химия внутри нас: Введение в бионеорганическую и биоорганическую химию. - Ростов н/Д : Феникс, 2004. – 192 с.

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке