Характеристика фосфора на основании его положения. Применение фосфора и его соединений. Химические свойства фосфора

«Серебро химия» - Районный конкурс презентаций по химии. Способ 2. Из сплавов, содержащих Au, Cu, Pb, Sn, As, Zn и др. c переводом в хлорид и последующим восстановлением Zn. При воздействии сероводорода чернеет. Серебро в искусстве. Серебро - постоянная составная часть растений и животных. На Руси к серебру всегда было особое отношение.

«9 класс Алюминий» - Физические свойства алюминия. Электролиз - основной способ получения алюминия сегодня. 3.С основаниями. 2.С кислотами (с серной и соляной (разбавленной). 4.С оксидами металлов (алюминотермия). Положение алюминия в периодической системе Д.И.Менделеева. Получение алюминия. Амфотерность алюминия. Металлы.

«Получение водорода» - Природный газ. Способы получения. Получение водорода в промышленности. Типы реакций. Нагревание. Получение водорода в промышленности и его применение. Производство минеральных удобрений. Способы получения водорода. Допиши химические реакции. Применение водорода.

«Свойства селена» - Получение. История открытия. Пары селена ядовиты. Физиологическое действие. Применение. Селен - серый, с металлическим блеском хрупкий неметалл. Выше 200°C селен реагирует с водородом с образованием селеноводорода H2Se. Плотность красного селена - 4,28 кг/дм3. ПДК селена в воде 0,01 мг/м3. Его структура состоит из параллельных спиральных цепей.

«Химия Алюминий» - Впервые получил алюминий промышленным способом (1855г.). Химические свойства. Физические свойства. Получение алюминия (электролитический способ). Общие выводы. Алюминий. Относится к группе лёгких металлов. Чашка из алюминия стала дороже золотой. Получение алюминия (химический способ). Соли алюминия применяются при окрашивании тканей и осветления воды.

«Использование алюминия» - Знаете ли вы, что алюминиевая посуда запрещена к использованию в детских садах, школах? Принимает участие в построении эпителиальной и соединительной тканях. Гипотеза. Определение среды распространенных пищевых блюд. Алюминий – сильный восстановитель. Советы хозяйкам: Какую вы используете посуду? Изучить химические свойства алюминия.

Всего в теме 46 презентаций

Характеристика фосфора

1. Положение в периодической системе химических элементов и строение атома.

Р – фосфор –

2. Фосфор как простое вещество.

t охлаждение

а) получение: 1. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор)

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный.

б) физические свойства аллотропных модификаций:

Свойства	Рбелый	Ркрасный	Рчерный
Строение	Р4	Р n	Рх
Внешний вид
Растворимость			не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде
tплавления
Плотность
Химическая активность
Ядовитость	сильно ядовит	не ядовиты

в) химические свойства:

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl));

В растительности – в белках семян;

В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са3(РО4)2 · Ca(OH)2 и 3Са3(РО4)2 · CaСO3 · Н2О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).

д) применение фосфора и его соединений: спички; изготовление полупроводников (GaP, InP), удобрения, фосфорорганические соединения (дихлофос, карбофос, гербициды, нервно-паралитические газы и т. д.), смягчения воды, средство для снятия известкового налета (антинакипин).

е) меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями:

Избегать употребления молока и жиров;

При отравлении используют атропин , раствор марганцовки, кофе.

ОТКРЫТЫЙ УРОК ХИМИИ по теме:

"ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Цели урока: 1. Рассмотреть строение и свойства фосфора.

2. Определить роль фосфора в природе, в жизни людей и народном хозяйстве.

3. Проверить знания учащихся по неорганической химии .

4. Раскрыть межпредметные связи (химии, биологии, истории, литературы).

5. Способствовать развитию интереса к химической науке.

Оборудование и реактивы: пробирки, стеклянная палочка, ложечки для сжигания веществ, стеклянные цилиндры, стаканчики, спиртовка, вата, колбы, красный фосфор, кислород, вода, нитрат серебра, индикатор.

Учитель: Тема сегодняшнего урока "ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Все вы наверняка смотрели фильм или читали произведение Конан Дойля "Собака Баскервилей", где вы могли услышать об этом элементе. (включаем отрывок фильма).

Мы должны с вами сегодня выяснить, действительно ли это был фосфор, можно ли его использовать для свечения? Какими полезными и вредными свойствами он еще обладает, и где мы встречаемся с ним или его соединениями в быту. Кроме этого, мы повторим свойства неметаллов применительно к фосфору. Перед вами находятся листы с которыми мы будем работать в ходе этого урока.

Для начала, с помощью периодической системы химических элементов определим, строение его атомов и положение в системе.

Ответ ученика: фосфор находится в третьем периоде, в пятой группе, главной подгруппы.

Вывод: фосфор может проявлять окислительные и восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления -3+3+5.

Давайте теперь дадим характеристику фосфору как простому веществу.

Фосфор как простое вещество

Учитель: Образует множество аллотропных модификаций. Из них мы рассмотрим фосфор белый, черный и красный. Как их получают? Фосфор – это следующий за азотом элемент пятой группы. Но открыт он был на несколько столетий раньше своего предшественника. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причем всякий раз получали его из мочи. Право первооткрывателя принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хённигу Бранду. В 1669 году Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото. Видно с реактивами (как и в наше время) было плохо, и он получал ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. Обработав ее, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Фосфор в переводе с греческого означает "светоносец". "Рецепт приготовления" фосфора хранился в строжайшей тайне. Даже в 1680 году независимо от Бранда английский физик и химик Роберт Бойль выделил фосфор, но открыто не опубликовал, как это делается. Но ни Бранду, ни Бойлю это богатство не принесло. Это удалось только ловким мошенникам, сумевшим выведать у них секрет получения фосфора. В 1774 году шведский химик и аптекарь Карл-Вильгельм Шееле разработал получение фосфора из рога и костей животных. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфат кальция углем в присутствии кремнезема. Посмотрим на эту реакцию и уравняем ее.

t =1600° охлаждение

1. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор) [коэффициенты расставляет ученик ]

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный (черный фосфор на уроке не увидим, но свойства его похожи на красный)

Физические свойства фосфора

Проведем сравнительную характеристику физических свойств фосфора и посмотрим, как эти свойства связаны со строением.

Свойства	Рбелый	Ркрасный	Рчерный
Строение	Р4 молекулярная кристаллическая решетка, молекула Р4 имеет форму тетраэдра	Р n атомное строение, тетраэдры Р4 соединены между собой ковалентными связями в бесконечные цепи	Рх атомная кристаллическая решетка, объемные шестиугольники с атомами фосфора связаны друг с другом в слои, похож на графит
Внешний вид	воскообразное вещество бледно-желтого цвета	темно-малиновый порошок	черный порошок, жирный на ощупь
Растворимость	не растворяется в воде, растворяется в сероуглероде	не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде	не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде
tплавления
Плотность
Химическая активность	самый активный, светится бледно-голубым светом из-за медленного окисления, самовоспламеняется на воздухе	менее химически активны, не светятся, температура самовоспламенения больше 200°С
Ядовитость	сильно ядовит (смертельная доза 0.1г примерно такая же и у цианистого калия)	не ядовиты

Ответ ученика: У белого фосфора непрочная кристаллическая решетка по сравнению с красным и черным, поэтому у него самые низкие значения физических величин и наиболее высокая химическая активность.

Учитель: Действительно, посмотрим в таблице на температуру плавления и плотность. У белого фосфора эти показатели самые низкие, кроме того, белый фосфор растворяется в сероуглероде, а остальные не в чем не растворяются.

Для доказательства высокой реакционной способности проведем опыт: из красного фосфора получим белый и вынимая стеклянную палочку, на которую осел белый фосфор, мы видим, что он самовоспламеняется. Запишем в таблицу внешний вид красного и белого фосфора, а так же их химическую активность. Какой фосфор может светиться, и каким светом? Могли ли собаку намазать белым фосфором, если он обладает такими свойствами?

Ответ ученика: Белый фосфор, бледно-голубым. Нет.

Учитель: Рассмотрев физические свойства, давайте перейдем к химическим.

Химические свойства фосфора.

как восстановитель

как окислитель

Взаимодействует с неметаллами

4Р + 5О2 → 2Р2О5

Р2О5 → Н3РО4 → Ag3PO4

Взаимодействует с металлами, образуя фосфиды

3Na + P → Na3P

Взаимодействует со сложными веществами – окислителями

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl 2Р - 10ē → 2Р 3

Cl + 6ē → Cl 5

Светимость и самовоспламенение фосфора происходит из-за его взаимодействия с кислородом. Проводим опыт: сжигаем фосфор в чистом кислороде, затем в этот сосуд добавляем воды, закрываем крышкой и встряхиваем до полного растворения дыма, полученный раствор делим на две пробирки, к одной добавляем индикатор, к другой – раствор нитрата серебра. Какие реакции вы наблюдали?

Ответ ученика: Фосфор при сжигании образует оксид фосфора (V), который при растворении в воде дает фосфорную кислоту. В первом случае она изменяет окраску индикатора, во втором – она взаимодействует с нитратом серебра, образуя фосфат серебра.

Учитель: Вернемся к таблице с уравнениями, разберем первую реакцию. В таблице написана данная цепочка превращений, для которой вы должны написать уравнения реакций дома. Именно ион серебра является качественным реактивом на фосфорную кислоту и его соли.

Вы видели, что оксид фосфора (V) образуется в виде густого белого дыма. Во время Великой Отечественной войны данную реакцию использовали для создания дымовых завес. В первые годы войны было поручено организовать производство фосфорсодержащих веществ и на их основе зажигательных средств для противотанкового оружия. На опытном заводе НИИ удобрений и инсектофунгицидов, директором которого в годы войны был крупнейший советский химик-технолог Семен Исаакович Вольфкович, было налажено производство сплавов фосфора с серой, которые заливались в стеклянные бутылки и служили зажигательными противотанковыми "бомбами". Но изготовление и метание таких бомб было опасно. Уже в 1942 году Вольфкович с сотрудниками разработал условия, исключающие опасность изготовления, транспортировки и применение этих бомб. Им было разработано и организовано на металлургических заводах Урала получение фосфора в доменных печах. Для борьбы с многочисленными пожарами, возникающих от сброшенных вражескими самолетами бомб, по предложению Вольфковича были созданы специальные растворы солей фосфорной кислоты. Взаимодействие фосфора с серой и фосфора с хлором, вы допишите дома.

Кроме того, фосфор реагирует со сложными веществами-окислителями. Уравняйте ее с помощью электронного баланса. Предложенная в таблице реакция происходит при зажигании спичек. Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и других веществ (порошка стекла, сульфида сурьмы (III), оксида железа (III) (который придает цвет), карбоната кальция). Спичечная головка состоит из окислителей, например бертолетовой соли и других (оксида марганца (IV), бихромата калия) и горючих веществ (серы, сульфида фосфора (III) и различных животных и растительных клеев, стеклянного порошка и оксида железа (III)). Постарайтесь узнать, какие еще вещества входят в состав современных спичек.

В середине XIX века были изобретены фосфорные спички, которые состояли из белого фосфора, бертолетовой соли и клея. Они загорались при трении о любую шероховатую поверхность. Это приводило к пожарам, а также регистрировали случаи отравления при их производстве. Этими спичками пользовались и самоубийцы, т. к. достаточно было съесть несколько головок для получения смертельной дозы, и от этих спичек отказались.

Как окислитель фосфор взаимодействует с металлами, образуя фосфиды? Эти реакции используют для получения полупроводниковых материалов. Одно уравнение мы разберем с вами в классе, а другое – допишите дома.

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl)). Кроме этих минералов в природе встречается очень красивый минерал – бирюза (водный фосфат меди и алюминия).Про него сложены красивые легенды. (Фильм)

Посмотрите в таблицу, где фосфор содержится в растениях и животных?

Ученик: В растениях содержится фосфор в белках семян.

Учитель: Более подробную информацию о ДНК, РНК и АТФ можете прочитать в учебнике в §27. Наиболее богатые фосфором рыба (180 мг в 100 г), фасоль (540 мг на 100 г), некоторые виды сыра, особенно плавленого (до 600 мг на 100г). Мы должны соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальция: оптимальное соотношение этих элементов в пище составляет 1,5 к 1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Где же применяют Фосфор и его соединения?

Применение фосфора и его соединений.

Ученик: Фосфор применяется при изготовлении спичек, полупроводников. Так же его соединения используют как фосфорные удобрения.

Учитель: Удобрения способствуют плодоношению растений. Т. к. большинство фосфорных соединений не растворимо, то удобрения лучше применять под зиму, когда происходит гниение и вырабатывается глутаминовая кислота, которая переводит нерастворимые фосфаты в растворимые дигидрофосфаты (растения могут усваивать только растворы). Соединения фосфора применяют для смягчения воды, а так же для снятия известкового налета. Фосфорорганические вещества, а именно карбофос, хлорофос, дихлофос …, применяются для борьбы с вредными насекомыми, гербициды – для уничтожения сорной растительности. Фосфорорганические вещества – это также группа "нервных ядов" (зарин, табун, VX-газ) имеется на вооружении многих армий. Механизм воздействия заключается в уничтожении фермента, который отвечает за нервную проводимость в центральной и периферической нервной системе. Эти газы были получены во время Великой Отечественной войны. При возгорании магазина бытовой химии есть опасность образования нервнопаралитических газов, содержащих фосфор, поэтому необходимо знать меры предосторожности.

Меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями.

Необходимо избегать употребления молока и жиров. При попадании расплавленного фосфора на тело образуются ожоги. При ожогах это место промывают спиртом, медным купоросом, слабым раствором марганцовки. При отравлении фосфором может помочь кофе, при сильном отравлении необходимо вызвать рвоту, выпить слабый раствор марганцовки, проводить курс лечения атропином.

ВЫВОД: Итак, мы рассмотрели фосфор, его свойства и значение. Для закрепления проведем игру. Делимся на три команды по рядам. Каждой команде задается по 3 вопроса. За каждый правильный ответ присуждается 1 балл. Команда победитель получит на один балл больше в предстоящей самостоятельной работе на следующем уроке.

В О П Р О С Ы

1. Какой фосфор ядовит и светится?

2. Как называются соединения фосфора с металлом?

3. Каким реактивом можно распознать фосфорную кислоту и ее соли?

4. Как получить красный фосфор?

5. Чего нужно избегать при работе с фосфором?

6. Какие степени окисления может иметь фосфор в соединениях?

7. Когда лучше использовать фосфорные удобрения?

8. Где фосфор использовался во время ВОВ?

9. Какой фосфор похож на графит?

Фосфор I. История открытия фосфора II. Фосфор - химический элемент 1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов. Строение атома. 3. Нахождение в природе. 1. Аллотропные модификации фосфора. 2. Получение фосфора. 3. Химические свойства. 4. Применение фосфора IV. Тест III. Фосфор - простое вещество 2. Сравнение строения атома азота и фосфора.

Фосфор был открыт немецким алхимиком X. Брэндом в 1669 г. Позже А. Лавуазье доказал, что фосфор самостоятельный химический элемент. Ж. Пруст и М. Клапорт установили его широкое распространение в земной коре, в основном в виде фосфата кальция.

Положение фосфора в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. периодгруппапорядковый номер Р неметалл VAVA s21s2 2s22s2 2p62p6 8 3s23s2 3p33p3 3d03d0 Строение электронной оболочки атома можно изображать графически с помощью квантовых ячеек. Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и по орбиталям. 1s22s22p63s23p31s22s22p63s23p3 валентные электроны

Сравнение строения атома азота и фосфора N P)))) Для азота, атомы которого не имеют близких по значению энергии вакантных d-орбиталей, валентность равна IV 1s21s2 2s22s2 1s21s2 2s22s2 2p32p3 3p33p3 2p62p6 3s23s2 3d 03d 0 1s21s2 1s21s2 2s22s2 2s22s2 2p32p3 2p62p6 3s23s2 3p33p3 В атоме фосфора и других элементов VA группы появляются пять вакантных d-орбиталей, на которые и могут перейти в результате распаривания спаренные s-электроны внешнего уровня, валентность - V:

Нахождение в природе Содержание фосфора в земной коре составляет 0,093%. В природе фосфор встречается только в виде соединений, главным образом апатитов, фосфоритов.

Аллотропные модификации фосфора фосфор белый фосфор черный фосфор красный

Белый фосфор - твердое кристаллическое вещество, плотность его 1,82 г/см 3. На воздухе самовоспламеняется, в темноте светится. Получают быстрым охлаждением паров фосфора. Очень ядовит. Красный фосфор - порошок темно-красного цвета, плотность его 2,2 г/см 3. Получают длительным нагреванием белого фосфора без доступа воздуха при температуре °С. По своим свойствам отличается от белого, не ядовит. Черный фосфор - твердое вещество, плотность его 2,7 г/см 3. Образуется при нагревании белого фосфора при температуре 200 °С под высоким давлением. Используется в производстве спичек, снарядов и т. д.

Превращение красного фосфора

Свечение белого фосфора

Получение фосфора Свободный фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком: Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C = 2P +3CaSiO 3 +5CO

Химические свойства фосфора P0P0 P + O 2 (S, Cl 2) P +5 (P +3) восстановитель окислитель P + МеP-3P-3 1) с кислородом 2) с серой II. Взаимодействие фосфора с металлами 3) с хлором I. Взаимодействие фосфора с неметаллами III. Взаимодействие фосфора со сложными веществами

I. Взаимодействие фосфора с неметаллами Составьте уравнения реакций взаимодействия фосфора с кислородом, серой, хлором. Назовите окислитель и восстановитель. P 0 + O 2 0 = P 2 +5 O 5 -2 P 0 -5e P O e 2O - Р 0 - восстановитель, процесс окисления; О 2 0 - окислитель, процесс восстановления Опыт 1 Опыт 2 При окислении фосфора в недостатке кислорода образуется Р 2 О 3 4P 0 +3O 2 0 =2P 2 +5 O 3 -2 Взаимодействие фосфора с кислородом

Горение красного фосфора

Горение белого фосфора

Так же, как с кислородом, фосфор реагирует и с другим халькогеном - серой: P 0 + S 0 = P 2 +3 S 3 -2 P 0 - 3e P S 0 + 2e S - Р 0 - восстановитель, процесс окисления; S 0 - окислитель, процесс восстановления P 0 + S 0 = P 2 +5 S 3 -2 P 0 - 5e P S 0 + 2e S - Р 0 - восстановитель, процесс окисления; S 0 - окислитель, процесс восстановления

P 0 + Cl 2 0 = P +3 Cl 3 -1 P 0 + Cl 2 0 = P +5 Cl 5 -1 P 0 -3e P Cl e 2Cl - P 0 -5e P Cl e 2Cl - При пропускании хлора через трубку с красным фосфором в приемнике собирается бесцветная жидкость - хлорид фосфора (III). В избытке хлора фосфор сгорает бледно-зеленым пламенем с образованием хлорида фосфора (V), которые при охлаждении конденсируются в светло-желтые кристаллы. Р 0 - восстановитель, процесс окисления; Cl 2 0 - окислитель, процесс восстановления Р 0 - восстановитель, процесс окисления; Cl 2 0 - окислитель, процесс восстановления Опыт 2

Горение фосфора в хлоре

III. Взаимодействие фосфора с металлами Взаимодействие фосфора с кальцием Опыт Составьте уравнение реакции взаимодействия фосфора с кальцием, назовите окислитель и восстановитель. P 0 + Ca 0 = Ca 3 +2 P 2 -3 P 0 + 3e P -3 3 2 Ca 0 2e Ca Р 0 - окислитель, процесс восстановления; Cа 0 - восстановитель, процесс окисления.

Получение фосфида кальция

Фосфиды энергично разлагаются водой с выделением фосфина. Фосфин очень ядовитый газ с чесночным запахом. Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Взаимодействие безводной азотной кислоты с фосфором

Применение фосфора Белый фосфор применяется для получения красного фосфора Фосфор применяется для получения фосфорных кислот и их производных. Основная область применения красного фосфора - производство спичек Фосфор применяется как раскислитель и компонент некоторых металлических сплавов Производство лекарственных препаратов Средства борьбы с вредителями сельского хозяйства Производство моющих средств Органический синтез Р 2 О 5 как осушитель газов и жидкостей

1. В каком из перечисленных соединений степень окисления фосфора +3 А) Р 2 О 5 ; Б) NaPO 3 ; В) PCl 3 2. В какой из приведенных пар оба вещества взаимодействуют с фосфором: А) кальций и соляная кислота; Б) натрий и хлор; В) кислород и соляная кислота. А Б В 3. Составьте уравнение реакции фосфора с кальцием. Коэффициент перед формулой окислителя: А) 2; Б) 3); В) Как хранят красный фосфор в лаборатории: А) под слоем воды; Б) под слоем керосина; В) в обычных условиях. В 5. Фосфор образует простое вещество с молекулярной кристаллической решеткой, в узлах которой находятся молекулы Р 4. какой цвет имеет такой фосфор: А) красный; Б) желтый; В) зеленый. Б 6. Степень окисления фосфора увеличивается в ряду: А) PH 3, P 2 O 3, H 3 PO 4 ; Б) Na 3 PO 4, P 2 O 5, HPO 3 ; В) Ca 3 P 2, PH 3, NaPO 3 А 7. Какое из утверждений неверно: «Атом фосфора по сравнению с атомом азота имеет»: А) больший радиус; Б) больший заряд ядра; В) более ярко выраженные неметаллические свойства. В

Фосфор I. История открытия фосфора II. Фосфор – химический элемент 1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов. Строение атома. 3. Нахождение в природе. 1. Аллотропные модификации фосфора. 2. Получение фосфора. 3. Химические свойства. 4. Применение фосфора IV. Тест III. Фосфор – простое вещество 2. Сравнение строения атома азота и фосфора.

Химические свойства фосфора P0P0 P + O 2 (S, Cl 2) P +5 (P +3) восстановитель окислитель P + МеP–3P–3 1) с кислородом 2) с серой II. Взаимодействие фосфора с металлами 3) с хлором I. Взаимодействие фосфора с неметаллами III. Взаимодействие фосфора со сложными веществами

I. Взаимодействие фосфора с неметаллами Составьте уравнения реакций взаимодействия фосфора с кислородом, серой, хлором. Назовите окислитель и восстановитель. P 0 + O 2 0 = P 2 +5 O 5 –2 P 0 –5e P O e 2O – Р 0 – восстановитель, процесс окисления; О 2 0 – окислитель, процесс восстановления Опыт 1 Опыт 2 При окислении фосфора в недостатке кислорода образуется Р 2 О 3 4P 0 +3O 2 0 =2P 2 +5 O 3 –2 Взаимодействие фосфора с кислородом

Так же, как с кислородом, фосфор реагирует и с другим халькогеном – серой: P 0 + S 0 = P 2 +3 S 3 –2 P 0 – 3e P S 0 + 2e S – Р 0 – восстановитель, процесс окисления; S 0 – окислитель, процесс восстановления P 0 + S 0 = P 2 +5 S 3 –2 P 0 – 5e P S 0 + 2e S – Р 0 – восстановитель, процесс окисления; S 0 – окислитель, процесс восстановления

P 0 + Cl 2 0 = P +3 Cl 3 –1 P 0 + Cl 2 0 = P +5 Cl 5 –1 P 0 –3e P Cl e 2Cl – P 0 –5e P Cl e 2Cl – При пропускании хлора через трубку с красным фосфором в приемнике собирается бесцветная жидкость – хлорид фосфора (III). В избытке хлора фосфор сгорает бледно-зеленым пламенем с образованием хлорида фосфора (V), которые при охлаждении конденсируются в светло-желтые кристаллы. Р 0 – восстановитель, процесс окисления; Cl 2 0 – окислитель, процесс восстановления Р 0 – восстановитель, процесс окисления; Cl 2 0 – окислитель, процесс восстановления Опыт 2

III. Взаимодействие фосфора с металлами Взаимодействие фосфора с кальцием Опыт Составьте уравнение реакции взаимодействия фосфора с кальцием, назовите окислитель и восстановитель. P 0 + Ca 0 = Ca 3 +2 P 2 –3 P 0 + 3e P –3 3 2 Ca 0 2e Ca Р 0 – окислитель, процесс восстановления; Cа 0 – восстановитель, процесс окисления.

III. Взаимодействие фосфора со сложными веществами: 1.С концентрированными кислотами (азотной и серной); 2. Раствором щелочи; 3. Хлоратом калия. 1.Концентрированные азотная и серная кислоты окисляют фосфор до фосфорной кислоты: P + 5HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O 2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O 2. Фосфор, особенно легко белый, вступает в реакцию с горячим раствором щелочи: 4P + 3NaOH + 3H 2 O = PH 3 + 3NaH 2 PO 2 гипофосфит натрия 3. В роли окислителя фосфора может быть бертолетова соль (хлорат калия): 6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5 опыт Применение фосфора Белый фосфор применяется для получения красного фосфора Фосфор применяется для получения фосфорных кислот и их производных. Основная область применения красного фосфора – производство спичек Фосфор применяется как раскислитель и компонент некоторых металлических сплавов Производство лекарственных препаратов Средства борьбы с вредителями сельского хозяйства Производство моющих средств Органический синтез Р 2 О 5 как осушитель газов и жидкостей

Главная > Удобрения > Характеристика фосфора на основании его положения. Применение фосфора и его соединений. Химические свойства фосфора

Характеристика фосфора на основании его положения. Применение фосфора и его соединений. Химические свойства фосфора

Рекомендуем также