«Атом и его строение» - РАДИОАКТИВНЫЕ ПРЕВРАЩЕНИЯ Получим элемент с порядковым номером 82 - свинец. В данных атомах содержится следующее число электронов: кислород - 8, алюминий - 13, хлор - 17. Какие законы сохранения выполняются в процессе радиоактивного распада? Состав атомного ядра. Радиоактивные превращения атомных ядер.

«Фосфор 1» - Красный фосфор. Мотивационный этап. (Просмотр видеофрагмента) III. Аллотропные видоизменения фосфора. Белый фосфор (Р4). Момент II. Подведение итогов урока, рефлексия VII. Химические свойства фосфора. Муниципальное общеобразовательное учреждение «средняя общеобразовательная школа №22». Биологическое значение фосфора.

«Строение атома физика» - Как развивалось учение о строении атома? Схема опыта Резерфорда. Положительный заряд шара равен по модулю отрицательному заряду электронов. Почему атомы излучают? Атом – сложная частица. Как же устроен атом? Как Нильс Бор помог Резерфорду? Э.Резерфорд 1889-1900 г. – природа a-частиц. А.Г.Столетов 1889 г. – явление фотоэффекта.

«Строение электронных оболочек атомов» - «Отыщи всему начало и ты многое поймёшь». (Кузьма Прутков.). Сколько электронов находится на III энергетическом уровне? Научить составлять электронные формулы атомов. В ядре атома углерода содержится 12 частиц. Вокруг ядра движутся 6 электронов. Чему равно число энергетических уровней химического элемента в таблице Д.И.Менделеева?

«Урок Соединения фосфора» - Химические свойства фосфора. Ход урока: Положение фосфора в Периодической системе Д.И.Менделеева. Оборудование и дидактический материал. CH 09_28_05 ЦОР (биологическое значение фосфора). Интерактивная доска. Оборудование- пробирка, держатель, спички, спиртовка, вата. Аллотропные модификации фосфора.

«Элемент фосфор» - Взаимодействие с металлами. Взаимодействие со щелочами. Для связывания соединений кальция добавляют кварцевый песок. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует. Белый фосфор. Фосфор занимает 12-е место по распространенности элементов в природе.

Тема урока: Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение. Основные соединения: оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и фосфаты. Фосфорные удобрения.

ДОШ № 112, Трубчанинова Н. И.,

урок химии 9 класс

• Изучить свойства фосфора, особенности строения его атома, аллотропию, физические и химические свойства простого вещества, познакомиться с основными соединениями фосфора, их свойствами и применением.
• Развивать умения анализировать, выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, исходя из строения и свойств, умение владеть химической терминологией, четко формулировать и высказывать мысли.
• Привить интерес к предмету. Показать важность знания химии в повседневной жизни.

Опорные понятия

Перед началом урока проверьте себя!

Что означают следующие понятия?

Если вы не знаете, то найдите определения и выпишите в тетрадь.

• Аллотропия.
• Аллотропные модификации.
• Неметаллические свойства.
• Окислитель.
• Восстановитель.
• Кислотный оксид.

Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.

Положение в ПСХЭ

N = 15, A r (P) = 31

3 период, V-А группа.

р -элемент, неметалл

15 Р) 2) 8) 5 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

P 4 Тетраэдрическое строение.

Желтый фосфор

ρ = 1, 83 г/см 3

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

Белое мягкое вещество.

Черный фосфор

Имеет молекулярную кристаллическую решетку

P n – полимер со сложной структурой.

Кристаллическое вещество пурпурно-красного цвета, имеет металлический блеск.

Т пл = 43,1 °С

Черное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

Более термодинамически стабильная модификация, чем белый Р. Активность ниже, чем у белого Р.

Т кип = 280 °С

Наиболее стабильная аллотропная модификация.

Ядовит, огнеопасен.

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Плохо растворим в воде, легко – в органических растворителях.

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

ρ = 1, 823 г/см 3

Окисляется кислородом воздуха и светится (бледно-зеленое свечение) – явление хемилюминесценции. (см. Приложение 2)

Плохо растворим в воде и в органических растворителях.

Черный фосфор

Не растворим в воде и в органических растворителях.

Т пл = 44,1 °С

См. Приложение 1, 3

Очень хорошо проводит электрический ток.

Т пл = 1000 °С (при повышенном давлении)

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Ядовит, вызывает ожоги кожи

(неочищенный белый фосфор)

Под действием света, при повышении температуры переходит в красный фосфор.

Красный фосфор

Черный фосфор

Не самовоспламеняется.

Менее ядовит.

При повышении давлении переходит в металлическую фазу.

Нахождение в природе

• В земной коре ~ 0,08 % фосфора.
• В составе минералов – апатитов 3Са 3 (PO 4) 2 ∙CaF 2 , фосфатов Са 3 (PO 4) 2 , фосфоритов.
• В организме человека – в составе белков.
• Кости человека и зубная эмаль состоят из гидроксиапатита кальция.
• Фосфор – биогенный элемент, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, ферментов, коферментов и др.

Токсичность

• Красный фосфор – практически нетоксичен.
• Белый фосфор – очень ядовит, растворим в липидах, вызывает ожоги кожи. Смертельная доза – 50 – 150 мг.

Получение

1. Восстановление апатитов и фосфоритов.

Са 3 (PO 4) 2 + 10С + 6SiO 2 → P 4 + 10CO +6CaSiO 3

2. Восстановление других соединений, содержащих фосфор.

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO

Химические свойства

I. P – окислитель.

1.1. Реакции с металлами – образование фосфидов.

2P + 3Ca → Ca 3 P 2 – фосфид кальция (см.Приложение 4)

2P + 3Mg → Mg 3 P 2 – фосфид магния

Фосфиды разлагаются с образованием газа фосфина – PH 3 (см.Приложение 5) :

Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4(р) → 2PH 3 + 3 MgSO 4

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.1. С кислородом – образование оксидов (см.Приложение 6).

4P + 3О 2 → 2P 2 O 3

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

2.2. С другими неметаллами – образование сульфидов, галогенидов.

2P + 3S → P 2 S 3

2P + Сl 2 → 2PCl 3

Не взаимодействует с водородом.

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.3. Реакции с сильными окислителями – окисляется до H 3 PO 4

2P + 5H 2 SО 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Реакция с бертолетовой солью KClO 3 – происходит при поджигании спичек:

6P + 5 KClO 3 → 5 KCl + 3P 2 O 5

Применение фосфора

Основное свойство – горючесть.

• Производство спичек (находится на боковой поверхности коробка, при трении головки, в состав которой входит KClO 3 и S, происходит воспламенение.
• Производство взрывчатых веществ, зажигательных смесей, топлив
• Производство удобрений

P 2 O 5 , реальная формула – P 4 H 10

Физические свойства

Белый гигроскопичный порошок.

Получение

1. Горение фосфора в избытке воздуха или кислорода.

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

Химические свойства

Кислотный оксид – свойства типичные для кислотного оксида: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями с образованием солей – фосфатов.

Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид

1.1. Особо реагирует с водой

На холоду: P 2 O 5 + H 2 O → 2HPO 3 метафосфорная кислота.

При нагревании: P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ортофосфорная кислота.

При дальнейшем нагревании: 2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 пирофосфорная кислота

Применение

• Осушитель газов и жидкостей.
• Промежуточной продукт в получении ортофосфорной кислоты.
• В органическом синтезе – в реакциях дегидратации и конденсации.

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4

Физические свойства

Бесцветное гигроскопичное твердое вещество,

Хорошо растворимо в воде.

Получение

1. Взаимодействие оксида фосфора(V) с водой при нагревании.

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

2. Взаимодействие ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании.

Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 → 3CaSO 4 + 2 H 3 PO 4

3. Взаимодействие фосфора с концентрированной азотной кислотой.

3P + 5HNО 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO

Ортофосфорная кислота

Химические свойства

I. Общие свойства кислот

1.1. Диссоциация.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация протекает в 3 стадии.

H 3 PO 4 ⇄ H + + H 2 PO 4 - - дигидрофосфат-ион

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2- - гидрофосфат-ион

HPO 4 2- ⇄ H + + PO 4 3- - - ортофосфат-ион

1.2. С металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

3Mg + 2H 3 PO 4 →Mg 3 (PO4) 2 + 3H 2

1.3. C основаниями и аммиаком

Если кислота взята в избытке – образуются кислые соли:

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

H 3 PO 4 + 2NH 3 →(NH4) 2 HPO 4

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O

1.4. C основными оксидами

3CaO + H 3 PO 4 → Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

1.5. C cолями слабых кислот

2H 3 PO 4 + 3Na 2 СO 3 → 2 Na 3 PO 4 + 3СО 2 + 3H 2 O

II. Cпецифические свойства

2.1. Переход в метафосфорную кислоту при нагревании.

2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 – пирофосфорная кислота

H 4 P 2 O 7 → 2HPO 3 + H 2 O – метафосфорная кислота

Ортофосфорная кислота

2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион – PO 4 3-

Реакция с раствором нитрата серебра(І), образует фосфат серебра - появляется желтый осадок (см. Приложение 7).

H 3 PO 4 + 3AgNO 3 → Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3

желтый осадок

Применение

• Производство минеральных удобрений.
• При пайке для удаления ржавчины.
• Входит в состав фреонов-хладоагентов в промышленных морозильных установках.
• Пищевая добавка E338, регулятор кислотности в напитках.

• 1. Прочитать параграфы 29, 30.
• 2. Выполнить задание письменно: 1, 2, 3 (с.110)

Приложение 1 Сравнение температуры воспламенения белого и красного фосфора

Приложение 2 Свечение белого фосфора

Приложение 3 Превращение красного фосфора в белый

Приложение 4 Получение фосфида кальция из простых веществ

Приложение 5 Гидролиз фосфида кальция

Приложение 6 Горение белого фосфора под водой

Приложение 7 Качественная реакция на ортофосфат-ион

Презентация на тему: Фосфор: строение и свойства

Title="Качественная реакция на 3-фосфат ион - PO4 H3PO4 + 3AgNO3 =>Ag3PO4 +3HNO3 жёлтый осадок 3- + PO4 + 3Ag => Ag3PO4 жёлтый осадок">

1 из 30

Презентация на тему:

№ слайда 1

Описание слайда:

№ слайда 2

Описание слайда:

№ слайда 3

Описание слайда:

№ слайда 4

Описание слайда:

Общая характеристика. неметалл, Ar=31V группа, главная подгруппа3 период, 3 рядстепени окисления -3.0,+1,+3,+5.оксиды Р2О3 и Р2О5 - оба оксида кислотныеКислоты: H 3PO3 –фосфористая кислота H3PO4 –фосфорная кислоталетучее водородное соединение РН3-газ фосфин (связь ковалентная почти неполярная)Р Фосфор (Phosphorus-Cветоносец)

№ слайда 5

Описание слайда:

№ слайда 6

Описание слайда:

№ слайда 7

Описание слайда:

Белый фосфор Воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом, в присутствии примесей - следов красного Фосфора, мышьяка, железа и т. п. - окрашен в желтый цвет. Температура плавления 44,1 °С. Медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Белый фосфор активен химически и весьма ядовит.

№ слайда 8

Описание слайда:

Красный фосфор Темно-малиновый порошок. Нерастворим в воде и сероуглероде. Химическая активность значительно ниже, чем у белого. На воздухе окисляется медленно, не светится в темноте. Самовоспламеняется при трении или ударе. При нагревании превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость красного фосфора в тысячи раз меньше, чем у белого.

№ слайда 9

Описание слайда:

Черный фосфор Чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит. Не растворим в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Удивительным свойством чёрного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

№ слайда 10

Описание слайда:

аллотропия Переход красного фосфора в белый В одно колено сосуда Ландольта поместим немного красного фосфора. Закроем отверстие сосуда плотным комком ваты. Закрепим сосуд Ландольта в штативе. Нагреем колено. Через некоторое время наблюдаем, как белый фосфор конденсируется на холодных стенках второго колена. Цвет фосфора не белый, а оранжевый, что обусловлено примесями красного фосфора. После остывания сосуда опускаем в него металлическую проволоку. Частицы белого фосфора загораются на воздухе.Оборудование: сосуд Ландольта, горелка, штатив, вата.Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. После проведения опыта залить сосуд Ландольта насыщенным раствором медного купороса.

№ слайда 11

Описание слайда:

№ слайда 12

Описание слайда:

№ слайда 13

Описание слайда:

Нахождение в природе. Содержание фосфора в земной коре составляет 9,3·10-2 (по массе). В природе фосфор встречается только в виде соединений. Основными минералами фосфора являются фосфорит Ca3(PO4)2 и аппатит 3Ca3(PO4)2·CaF2. Кроме того, фосфор входит в состав белковых веществ, а также костей и зубов.

№ слайда 14

Описание слайда:

№ слайда 15

Описание слайда:

№ слайда 16

Описание слайда:

Получение. Фосфор получают в электрических печах по реакции:Ca3(PO4)2 + 5C+ 3SiO2 = 2P+ 3CaSiO3 + 5CO, (t=1500 °C).При быстрой конденсации паров под водой образуется белый фосфор. Красный фосфор образуется из белого при длительном нагревании его без доступа воздуха: P (бел.) → P (красн.), (t = 280-340 °C)

№ слайда 17

Описание слайда:

№ слайда 18

Описание слайда:

Физические свойства. Белый фосфор Он чрезвычайно ядовит!Мягкое, бесцветное, воскообразное вещество. Он легкоплавок (температура плавления 44,1 °C, температура кипения 275 °C), летуч, растворяется в сероуглероде и в ряде органических растворителей, светится в темноте(в результате медленного окисления - хемилюминесценция).

№ слайда 19

Описание слайда:

Красный фосфор Не ядовит!в зависимости от способов получения обладает различными свойствами. Например, его плотность изменяется в интервале 2-2,4 г/см3, температура плавления 585-600 °C, цвет от темно-коричневого до красного и фиолетового. Красный фосфор практически не растворяется ни в одном растворителе, в темноте не светится

№ слайда 20

Описание слайда:

Химические свойства Горение белого фосфораБелый фосфор горит в кислороде. Удивительно, что это может происходить и под водой. Нагреем фосфор в пробирке с водой до начала плавления фосфора. Подадим кислород в пробирку с расплавленным фосфором. Соприкоснувшись с пузырьками кислорода, белый фосфор загорается.P4 + 5O2 = 2 P2O5 Оборудование: газометр, стакан химический, пробирка.Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

№ слайда 21

Описание слайда:

Химические свойства Взаимодействие с азотной кислотой Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом. В небольшую пробирку осторожно нальем немного азотной кислоты. В целях безопасности поместим пробирку в стакан. Осушим кусочек белого фосфора и бросим в пробирку с кислотой. Через несколько секунд белый фосфор расплавляется и энергично сгорает. Продуктами взаимодействия белого фосфора с кислотой являются метафосфорная кислота, оксиды азота и вода.Р4 + 20 НNО3 = 4 НРО3 + 20 NО2 + 8 Н2ООборудование: стакан толстостенный, закрепленная в стакане пробирка, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага.Техника безопасности. Опыт должен проводиться под тягой и в защитных перчатках. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и с белым фосфором. Не допускать попадания фосфора на кожу.

№ слайда 22

Описание слайда:

Химические свойства Взаимодействие с кальциемКрасный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. В результате реакции образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета.3Ca + 2P = Ca3P2Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки. Оборудование: штатив, трубка стеклянная, горелка, палочка стеклянная.Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Опыт проводить под тягой.

Описание слайда:

Качественная реакция на 3-фосфат ион - PO4 H3PO4 + 3AgNO3 =>Ag3PO4 +3HNO3 жёлтый осадок 3- + PO4 + 3Ag => Ag3PO4 жёлтый осадок

№ слайда 29

Описание слайда:

4.Применение. H3PO4 используют для получения фосфорных удобрений, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности, в органическом синтезе.Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений.Её остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ, при разложениикоторой выделяется большое количество энергии. Остатки ортофосфорной кислоты входят так же в состав рибонуклеиновых (РНК) и дезоксирибонуклеиновых кислот(ДНК

№ слайда 30

Описание слайда:

Цель урока: сформировать систему знаний учащихся о строении, свойствах и применении фосфора.

Задачи:

• Образовательные :
  • рассмотреть строение атома фосфора;
  • изучить нахождение фосфора в природе, способы получения и открытия этого элемента, физические и химические свойства, а также применение;
  • продолжить формирование умения и навыка составления окислительно-восстановительных реакций с использованием метода электронного баланса.
  • способствовать формированию устойчивого интереса к изучаемому предмету, используя исторические хроники, презентации на уроке, а также самостоятельно подготовленные сообщения учащихся.
• Воспитательные :
  • способствовать формированию научного мировоззрения;
  • способствовать участию учащихся в дискуссии;
  • осознание учащимися значимости совместных действий в процессе обдумывания тех или иных вопросов;
  • способствовать формированию грамотного отношения к химическим процессам, протекающим в окружающем мире.
• Развивающие :
  • способствовать развитию познавательной деятельности учащихся при изучении данной темы;
  • способствовать развитию мышления при изучении и анализе данной темы;
  • сформировать умение обобщения, конкретизации и делать выводы;
  • развивать самостоятельность добывания знаний.

Тип урока: изучение нового материала

Методы и методические приемы:

• словесные: рассказ, беседа.
• наглядные: демонстрация презентации (Приложение 1 ), демонстрация опытов.

Формы организации:

• индивидуальная
• групповая
• химический эксперимент

Оборудование:

• мультимедийный проектор, компьютер, презентация Power Point;
• раздаточный материал: периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, таблица «Физические свойства аллотропных модификаций фосфора», коллекция природных материалов, образцы фосфорных удобрений;
• реактивы и оборудование: фосфор красный, стеклянная палочка, спиртовка, спички, вата, пробирка, пробиркодержатель.

ХОД УРОКА

1. Организационный момент

– Какова температура воспламенения белого фосфора? Прав ли был А.Конан-Дойль в описании собаки Баскервилей?
Белый фосфор самовозгорается на воздухе. Кроме того, процесс окисления катализируется органическим веществом, в частности, шерстью. Поэтому собака Баскервилей не могла быть окрашена белым фосфором.
– Каково физиологическое действие белого фосфора?
Доза фосфора в 0,05-0,15 г для человека смертельна. Профессиональное заболевание рабочих спичечных фабрик был фосфорный некроз – поражение челюстей. Белый фосфор не только сильный яд, при попадании на кожу вызывает долго не заживающие ожоги.
– Сравните физические свойства аллотропных видоизменений фосфора (самостоятельная работа учащихся с таблицей)

Таблица «Физические свойства белого, красного и черного фосфора» (Приложение 1 , слайд 14)

Характеристика вещества	Свойства белого фосфора	Свойства красного фосфора	Свойства черного фосфора
Физическое состояние	Кристаллическое вещество	Порошкообразное вещество	Похож на графит, жирное на ощупь
твердость	Небольшая, можно резать ножом (под водой)
цвет	Бесцветный с желтоватым оттенком	Темно-красный	черный
запах	чесночный	Без запаха
Плотность (в Г/см3)	1,8	2,3
Растворимость в воде	Не растворяется	Не растворяется	Не растворяется
Растворимость в сероуглероде	Хорошо растворяется	Не растворяется	Не растворяется
Температура плавления	44 o С	При сильном нагревании превращается в пары белого фосфора
Температура воспламенения	40 o С, в измельченном состоянии воспламеняется при обычной температуре	260 o С	490 o С
свечение	Светится в темноте	Не светится	Не светится
Действие на организм	Сильный яд	Не ядовит	Не ядовит

– Сходны ли свойства белого, красного и черного фосфора?
– Чем объясняются различия в свойствах?

Сообщение ученика

Большинство (80-90%) добываемой фосфатной руды идет на получение удобрений. В 1799 году было доказано, что фосфор необходим для нормальной жизнедеятельности растений. Накапливаясь в биомассе, фосфор исчезает из почвы. Ежегодно мировой урожай уносит с полей несколько миллионов тонн фосфора, наряду с азотом и калием, поэтому необходимо возобновление его ресурсов в плодородном слое. В древние времена люди удобряли почву навозом, костями и гуано. Первое искусственное фосфорное удобрение – суперфосфат было получено в Англии в 1839 году, а в 1842 году там же было организовано его первое промышленное производство. В России первое предприятие по производству суперфосфата появилось в 1868 году. Сейчас его получают, обрабатывая апатит серной кислотой:

Ca 10 (PO 4)6F 2 + 7H 2 SO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2 + 7CaSO 4 + 2HF.

Побочно получающийся сульфат кальция не отделяют.

Более ценный продукт – двойной суперфосфат, так как в нем содержится в три раза больше фосфора по массе, его получают обработкой апатита фосфорной кислотой:

Ca 10 (PO 4)6F 2 + 14H 3 PO 4 +10H 2 O = 10Ca(H 2 PO 4) 2 · H 2 O +2HF.

Доля производства удобрений, содержащих в своем составе только один фосфор, падает, и все больше производится комплексных удобрений, содержащих два или три питательных элемента. Большая часть фосфорных удобрений, производимых в России, приходится на аммофос, диаммофос и азофоску. Ежегодное мировое производство фосфорных удобрений на начало 21 в. составило 41 млн. тонн, а суммарное количество всех удобрений – 190 млн. тонн. Основными производителями фосфорных удобрений являются Марокко, США и Россия, а основными потребителями – страны Азии, Латинской Америки и Западной Европы.
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют 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.

Фосфор – элемент не только биологической жизни, но и повседневной, действительно, фосфорсодержащие соединения используются в сельском хозяйстве, медицине, фармакологии, научных исследованиях, пищевой и химической промышленности, строительстве, металлургии, технике и, наконец, в повседневном быту. Такая ситуация была не всегда, и на протяжении долгого времени после открытия Бранда фосфор оказывался замешанным во многих скверных историях, все началось со спекуляций самого Бранда и его последователей. Далее “таинственные” вспыхивающие надписи на стенах в храмах и “чудо самовоспламенения свечей”. Долгое время бытовали предрассудки и суеверия, связанные с “блуждающими” огнями, возникающими иногда над болотами и являющимися следствием самовоспламенения фосфина.

5. Закрепление материала

Фронтальный опрос:

– Отрывок из какой книги прозвучал в начале урока? Кто автор?
– Каковы аллотропные модификации фосфора?
– С какими физическими свойствами фосфора мы познакомились?
– Перечислите химические свойства фосфора.
– Какие области применения имеет фосфор?

6. Заключение

Подведение итогов урока.

7. Домашнее задание

1. Изучить текст учебника по теме “Фосфор”.
2. Сравнить: а) неметаллические свойства азота и фосфора как элементов; б) химическую активность азота и фосфора как простых веществ. Сделайте вывод.
3. Составить формулы веществ, образующих генетический ряд фосфора.
4. Индивидуальные задания. Подготовить сообщения: 1) об истории спичек; 2) о биологической роли фосфора и его соединений.