Фосфор. Свойства фосфора. Применение фосфора. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства Электронное строение фосфора

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A r (P) = 31 .

Р +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p – элемент, неметалл

Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d -орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S 2 – электронов и один из них может перейти на 3d – орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V .

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллот ропных видоизменений: белый , красный и чёрный фосфор

"Свечение белого фосфора в темноте"

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 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 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.

ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА

· Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

· Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 .

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель	Восстановитель
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Опыт "Получение фосфида кальция" 2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (р- р)= 2PH 3 + 3MgSO 4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция" Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I	1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой" "Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора" 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
	2. С неметаллами - восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом .
	3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.
	4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор , потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется 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. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, и др.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется 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.
Происходит реакция:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Для последней реакции PH 3 -> P 2 O 5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Фосфор, строение атома, аллотропия, химические свойства фосфора. Оксид фосфора(V)

2 слайд

Описание слайда:

3 слайд

Описание слайда:

1. Изучить физические и химические свойства фосфора, оксида фосфора. Закрепить понятие аллотропии на примере аллотропных модификаций фосфора. 3. Развивать интерес к предмету, формирование диалектико-материалистического мировоззрения учащихся, рассматривая круговорот фосфора в природе. 2. Способствовать развитию у учащихся умения анализировать, обобщать, систематизировать полученные знания.

4 слайд

Описание слайда:

1 Открытие фосфора(1669год –немецкий химик Х. Бранд). 2. Строение атома фосфора. 3. Нахождение в природе. 4. Физические свойства. Аллотропные модификации фосфора. 5. Химические свойства фосфора. Окислительно-восстановительная двойственность. 6. Оксид фосфора(V), физические и химические свойства. 7. Биологическое значение фосфора. Круговорот фосфора в природе. Применение фосфора и его соединений.

5 слайд

Описание слайда:

Фосфор (Phosphorus, от греч. Phoros – несущий свет). Бывший немецкий солдат, а затем алхимик Хёниг Бранд решил разбогатеть. Он бродил по городу Гамбургу в поисках способа поправить свои дела, и в пивной познакомился с алхимиком, который поведал ему, что существует некий "философский камень", превращающий железо и свинец в золото. А искать этот камень надо в человеческом теле и в том, что из него исходит, например в моче... Потрясенный услышанным, Бранд тайно собирал в солдатских казармах этот "человеческий продукт" и порциями его выпаривал. Сухие остатки он объединил и, прокаливая их с углем, внезапно увидел в сосуде белый дым, светящийся в темноте. Так в 1669 году был получен белый фосфор - первый неметалл, открытие которого задокументировано и имеет определенную дату.

6 слайд

Описание слайда:

7 слайд

Описание слайда:

Фосфор - один из наиболее распространённых элементов в земной коре (0,093% по массе).В свободном состоянии в природе фосфор не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде он входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов Ca3(PO4)2*CaCl2 (хлорапатит), Ca3(PO4)2*CaF2 (фторапатит), а также фосфоритов Ca3(PO4)2. Большие запасы апатитов находятся на Кольском полуострове. Фосфор входит в состав растительных и животных белков. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах 0,27%. фторапатит фосфорит хлорапатит

8 слайд

Описание слайда:

Черный фосфор Красный фосфор Белый фосфор Фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Главные из них: белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор –кристаллический порошок, имеет молекулярную кристаллическую решетку. Он не растворяется в воде, но растворяется в органических растворителях, летуч. Белый фосфор – сильный яд. При обычных условиях окисляется кислородом воздуха, окисление фосфора сопровождается свечением, которое хорошо заметно в темноте. Красный фосфор- порошок темно – красного цвета, он не ядовит, нелетуч. Взаимодействует с кислородом только при поджигании. Имеет атомную кристаллическую решетку. При давлении12∙108 Па переходит в черный фосфор. Черный фосфор образуется из белого при высоком давлении. По внешнему виду он похож на графит, имеет атомную кристаллическую решетку, обладает полупроводниковыми свойствами.

9 слайд

Описание слайда:

Химические свойства фосфора В химических реакциях фосфор проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Фосфор взаимодействует с металлами, галогенами, серой, кислородом. (Данные уравнения реакций будут предложены к выполнению учащимися в домашнем задании) С солями –окислителями фосфор реагирует с сильным взрывом, что может привести к несчастному случаю, его нельзя смешивать с бертолетовой солью: 6Р +5KCIO3→ 3 P2O5 +5KCI Эта реакция используется в производстве спичек. Составить схемы электронного баланса данных реакций. 2P0+3Ca0=Ca3+2P2–3 окислитель восстановитель 4P0+5O20=2P2+5O5–2 восстановитель окислитель окислитель восстановитель Р+Са→Ca3P2 Р+О2→P2O5 окислитель восстановитель Р+Са→Ca3P2 Р+О2→P2O5 P+3e–®P–3 2 Ca-2e–®Ca+2 3 P0-5e–®P+5 4 O20+4e–®2O–2 5

10 слайд

Описание слайда:

Оксид фосфора (V) Р2О5 –белое кристаллическое веществ. Он не может быть получен дегидратацией фосфорной кислоты из-за высокой экзотермичности его реакции с водой. На этом основано его практическое применение как осушителя. Взаимодействует с водой при нагревании,образуя ортофосфорную кислоту. Оксид фосфора (V) Р2О5 Сделайте сами вывод о характере этого оксида,выберите уравнения возможных реакций, характерных для него: Оксид фосфора (V) реагирует с: а)водой, б)гидрооксидом калия в)оксидом углерода(ΙV) г)железом д)оксидом бария Уравнения возможных реакций составьте в тетради.

11 слайд

Описание слайда:

Соединения фосфора- обязательная составляющая растений, животных, человека. В растениях фосфор содержится главным образом в семенах, плодах: В организме человека и животных- в скелете,мышечной,нервной ткани.

12 слайд

Описание слайда:

Растения поглощают необходимый им фосфор из почвы. Животные получают его с растительной пищей.После отмирания растений и животных органические фосфоросодержащие соединения превращаются в неорганические –фосфаты под воздействием фосфоробактерий. Недостаток фосфора в почве не восполняется естественным путем, поэтому необходимо вносить фосфоросодержащие удобрения в почву.

13 слайд

Описание слайда:

14 слайд

Описание слайда:

А1 Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P6 соответствует частице: 1) Р+3 2) Р-3 3) Р+5 4) N-3

15 слайд

Описание слайда:

А2 С какими из перечисленных веществ не реагирует оксид фосфора (V): вода оксид кальция гидроксид натрия 4) оксид серы (VΙ)

16 слайд

Описание слайда:

А3 Какие из приведенных суждений верны: А Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный Б Все аллотропные модификации фосфора имеют атомные кристаллические решетки 2) Верно только Б 3) Верны оба утверждения 4) Оба утверждения неверны Верно только А

17 слайд

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

Конспект урока химии в 9 классе по теме:

«Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства и применение фосфора» с презентацией

Тема урока: «Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства и применение фосфора».

Цель урока: Определить положение фосфора в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, рассмотреть строение атома фосфора, физические и химические свойства, области применения фосфора.

Задачи урока:

Образовательные:

1. Рассмотреть строение атома фосфора согласно его положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, аллотропные модификации фосфора.
2. Изучить физические и химические свойства фосфора, нахождение в природе, его области применения.
3. Продолжить формирование умения учащихся работать с периодической системой химических элементов Д. И. Менделеева.
4. Совершенствовать умения составлять уравнения химических реакций.

Развивающие:

1. Развивать память и внимание учащихся.
2. Формировать положительную мотивацию на изучение предмета химии.
3. Учить применять имеющиеся знания в новой ситуации.

Воспитательные:

1. Показать значимость химических знаний для современного человека.

Оборудование:

ПСХЭ, компьютер, мультимедийный проектор, электронное пособие «Видеодемонстрации».

Тип урока:

Комбинированный. Урок изучения нового материала.

Формы организации учебной деятельности:

1. самостоятельная работа с текстом учебника;
2. фронтальная;
3. сообщения учащихся (индивидуальная);
4. работа в группах.

Методы обучения. Методы организации учебной деятельности:

1. словесные (эвристическая беседа),
2. наглядные (коллекция, видеофрагмент) на основе познавательной деятельности
3. частично-поисковый;

Педагогические приемы:

1. учебно-организационные (определение цели и задачи урока, создание благоприятных условий деятельности);
2. учебно - информационные (беседа, постановка проблемы, ее обсуждение, работа с учебником, наблюдение);
3. учебно - интеллектуальные (восприятие, осмысление, запоминание информации, решение проблемных задач, мотивация деятельности).

Ход урока.

I.Организационный момент.

Психологический настрой учащихся, проверка готовности к уроку.

Учитель приветствует учащихся.

II.Актуализация знаний (слайд 2.)

Да! Это была собака, огромная, черная, как смоль. Но такой собаки еще никто из нас, смертных, не видывал. Из ее отверстой пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку переливался мерцающий огонь. Ни в чьем воспаленном мозгу не могло возникнуть видение более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившее на нас из тумана... Страшный пес, величиной с молодую львицу. Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза были обведены огненными кругами.

Я дотронулся до этой светящейся головы и, отняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте. Фосфор, - сказал я".

Артур Конан-Дойл. "Собака Баскервилей"

Вот в какой скверной истории оказался замешан элемент N 15

Итак, тема урока - «Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства и применение фосфора» цель и задачи урока (слайды 3, 4)

III. Изучение нового материала.

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов (слайд 5, 6)

Задание: Используя периодическую систему химических элементов, дайте характеристику химическим элементам фосфора и азота, заполните таблицу.

Вариант 1 - положение в ПСХЭ и строение атома азота.

Вариант 2 - положение в ПСХЭ и строение атома фосфора.

Найдите черты сходства, различия между строением атома азота и фосфора.

Вывод: Оба элемента находятся в главной подгруппе V группы ПСХЭ, на последнем энергетическом уровне по 5 электронов, имеют одинаковые значения низших степеней окисления -3 (если проявляют окислительные свойства, например, с металлами, водородом) и +5 в кислородсодержащих соединениях.

2. Валентное состояние атома фосфора (слайд 7) - объяснение учителя.

3. Нахождение в природе (слайд 8) -работа с учебником.

Задание классу:

В каком виде фосфор встречается в природе?

Лабораторный опыт № 1.

1. Рассмотрите образцы минералов, содержащих фосфор.
2. Запишите названия и формулы предложенных минералов в тетрадь.

4. Физические свойства

Аллотропные модификации фосфора (слайд 9,10)-объяснения учителя

А) белый фосфор (слайд 11,12);

Б) красный фосфор (слайд 13,14);

В) черный фосфор (слайд 15,16);

Вывод: Три аллотропные модификации - белый, красный, черный.

5. Химические свойства фосфора (слад 17)

1) Взаимодействие фосфора с простыми веществами:

А) с металлами, образуя фосфиды.

Например, взаимодействие белого фосфора с кальцием.

Задание: Запишите уравнение реакции, составьте уравнение электронного баланса.

Б) Взаимодействие фосфора с неметаллами.

Например: Взаимодействие фосфора и кислорода (видеофрагмент).

Задание:

1. Запишите уравнения реакции, составьте уравнение электронного баланса.
2. Как горит фосфор на воздухе и в кислороде?

В) Взаимодействие фосфора со сложными веществами (хлоратом калия) (слайд 18)

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

6. Применение фосфора (слайд 19) - выступление учащегося.

III.Закрепление изученного материала (фронтальный опрос):

1.Охарактеризуйте положение фосфора в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

2.В каком соединении фосфор проявляет степень окисления -3? (слайд 20)

А) Н3РО4

Б) РН3

В) HРO3

3. В каком виде фосфор находится в природе? Охарактеризуйте физические свойства фосфора (красного, белого, черного).

4.С каким веществом реагирует фосфор образуя фосфид:

А) водой

Б) водородом

В) магнием

IV.Домашнее задание (слайд 23): § 22, упр. 3

V.Рефлексия

1. Что нового вы узнали на уроке?
2. Какой момент урока вам понравился?
3. Какое впечатление у вас осталось от урока?

VI. Подведение итогов и выводы урока.

Разделы: Химия , Конкурс «Презентация к уроку»

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Девиз урока:

"Фосфор-элемент жизни и мысли" .
А.Е.Ферсман

Цели урока: Изучить физические и химические свойства фосфора, оксида фосфора. Закрепить понятие аллотропии на примере аллотропных модификаций фосфора.

Способствовать развитию у учащихся умения анализировать, обобщать, систематизировать полученные знания.

Развивать интерес к предмету, способствовать формированию диалектико-материалистического мировоззрения учащихся.

Ход урока

I. И.В. Информационный ввод учащихся:

Ознакомление с темой урока. Вопросы к теме урока (слайд 4)

II. Изучение нового материала. Беседа учителя по следующим темам:

а). Открытие фосфора. (слайд 5)

в) Строение атома фосфора (слайд 6)

г) Нахождение фосфора в природе (слайд 7)

д) Физические свойства. Аллотропные модификации фосфора (слайд 8)

III. Химические свойства фосфора. Самостоятельная работа учащихся (слайд 9) (учащиеся сами определяют окислительно-восстановительную двойственность фосфора, составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций, характеризующих химические свойства фосфора-окислителя и фосфора-восстановителя)

IV. Физические свойства оксида фосфора. Аналитические выводы учащихся о характере оксида фосфора (V). Составление уравнений реакций. (слайд 10)

V. Сообщения учащихся по темам: биологическое значение фосфора, круговорот фосфора в природе, применение фосфора и его соединений. (слайды 11,12,13).(Учитель заранее дает учащимся темы сообщений).

VI. Текущий контроль знаний. Работа по тестам темы в форме подготовки к ГИА.

VII. Разминка. Игра-эстафета. (слайд 14)

VIII. Итоги урока. Оценка результатов тестов, химической эстафеты, устных и письменных ответов учащихся. Выводы к уроку. (слайд 15).

IX. Домашнее задание параграф 35, составить уравнения реакций взаимодействия фосфора с галогенами, с серой, с металлическим магнием.

VII. Дом. зад. (слайд 16).