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 (Р) - элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре - примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns 2 np 3 . В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора - ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240-250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P - вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй - при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение - фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) - гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет

>> Химия: Фосфор и его соединения

Строение и свойства атомов . Следующий после азота представитель главной подгруппы V группы Периодической системы - элемент-неметалл фосфор Р. Атомы по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства. Соединения со степенью окисления -3 атома фосфора встречаются реже, чем у азота (только в фосфидах - соединениях фосфора с металлами, например Са3Р2, Nа3Р). Чаще фосфор проявляет в соединениях степень окисления +5. А вот его соединение с водородом - фосфин РН3 - тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярна в силу того, что электроотрицательности фосфора и водорода имеют почти одинаковые значения.

Фосфор - простое вещество. Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Из них вы уже знаете два простых вещества: белый фосфор и красный фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.

Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством его является способность светиться в темноте вследствие его окисления. Хранят его под водой.

Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте.

При нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор (концентрированные пары), и если выдернуть тампон, белый фосфор вспыхнет на воздухе (рис. 35). Этот опыт показывает огнеопасность белого фосфора.

Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они, как и положено неметаллам, взаимодействуют с металлами , образуя фосфиды:

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора^), выделяющийся в виде густого белого дыма:

4Р + 502 = 2Р205

Рис. 35. Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый

С водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН3 можно получить косвенно, например из фосфидов:

Са3Р2 + 6НСl = ЗСаСl2 + 2РН3

Фосфин - очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.

Соединения фосфора . При горении фосфина или фосфора образуется, как вы уже знаете, оксид фосфора Р205 - белый гигроскопичный порошок. Это типичный кислотный оксид , обладающий всеми свойствами кислотных оксидов.

Оксиду фосфора соответствует фосфорная кислота Н3Р04. Она представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трехосновная кислота, Н3Р04 образует три ряда солей:

средние соли, или фосфаты, например Са3(Р04)2, которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;

кислые соли - дигидрофосфаты, например Са(Н2Р04)2, большинство из которых хорошо растворимы в воде;

кислые соли - гидрофосфаты, например СаНР04, которые мало растворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и гидрофосфатами по растворимости.

В природе фосфор в свободном виде не встречается - только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са3(Р04)2, из которого и получают в промышленности фосфор.

Биологическое значение фосфора. Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных , фосфор входит в состав белков.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени , мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».

Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 36).

Применение фосфора и его соединений . Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.).

Открытие фосфора . Фосфор был открыт немецким алхимиком Г. Брандом в 1669 г. и получил свое название за его способность светиться в темноте (греч. фосфор - светоносный).

1. Аллотропия фосфора: белый фосфор, красный фосфор.

2. Свойства фосфора: образование фосфидов, фосфина, оксида фосфора(V).

3. Фосфорная кислота и три ряда ее солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты.

4. Биологическое значение фосфора (фосфат кальция, АТФ, ДНК и РНК).

5. Применение фосфора и его соединений.

Напишите формулы трех видов солей натрия и фосфорной кислоты, назовите их и запишите уравнения их диссоциации.

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Р -> Мg3P2 -> РН3 -> Р205 -> Н3Р04 -> Са3(Р04)2

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки

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

Лесостепные почвы

характеризуются содержанием в гумусовом веществе в количестве 1,78-2,46 %.

Мощные черноземы

содержат в гумусовом веществе 0,81-1,25 %.

Обыкновенные черноземы

содержат в гумусовом веществе 0,90-1,27 %.

Выщелоченных черноземы

содержат в гумусовом веществе 1,10-1,43 %.

Темно-каштановые почвы содержат

в гумусовом веществе 0,97-1,30 %.

Роль в растении

Биохимические функции

Окисленные соединения фосфора необходимы всем живым организмам. Ни одна живая клетка не сможет существовать без них.

В растениях фосфор содержится в органических и минеральных соединениях. При этом, содержание минеральных соединений составляет от 5 до 15 %, органических - 85-95 %. Минеральные соединения представлены калиевыми, кальциевыми, аммонийными и магниевыми солями ортофосфорной кислоты. Минеральный фосфор растений - запасное вещество, резерв для синтеза фосфорсодержащих органических соединений. Он увеличивает буферность клеточного сока, поддерживает тургор клетки и другие не менее важные процессы.

Органические соединения - нуклеиновые кислоты, аденозинфосфаты, сахарофосфаты, нуклеопротеиды и фосфатопротеиды, фосфатиды, фитин.

На первом месте по важности для жизнедеятельности растений стоят нуклеиновые кислоты (РНК и ДНК) и аденозинфосфаты (АТФ и АДФ). Данные соединения участвуют во многих процессах жизнедеятельности растительного организма: синтезе белков, энергетическом обмене, передаче наследственных свойств.

Нуклеиновые кислоты

Аденозинфосфаты

Особая роль фосфора в жизни растений заключается в участии в энергетическом обмене растительной клетки. Главная роль в данном процессе принадлежит аденозинфосфатам. В их составе присутствуют остатки фосфорной кислоты, связанные макроэргическими связями. При гидролизе они способны выделять значительное количество энергии.

Они представляют собой своеобразный аккумулятор энергии, поставляя ее по мере необходимости для осуществления всех процессов в клетке.

Различают аденозинмонофосфат (АМФ), аденозиндифосфат (АДФ) и аденозинтрифосфат (АТФ). Последний по запасам энергии значительно превосходит два первых и занимает ведущую роль в энергетическом обмене. Он состоит из аденина (пуринового основания) и сахара (рибозы), а также трех остатков ортофосфорной кислоты. Синтез АТФ осуществляется в растениях в процессе дыхания.

Фосфатиды

Фосфатиды, или фосфолипиды - сложные эфиры глицерина, высокомолекулярных жирных кислот и фосфорной кислоты. Они входят в состав фосфолипидных мембран, регулируют проницаемость клеточных органелл и плазмалеммы для различных веществ.

Цитоплазма всех растительных клеток содержит представителя группы фосфатидов лецитин. Это производное диглицеридфосфорной кислоты, жироподобное вещество, имеющее в составе 1,37 % .

Сахарофосфаты

Сахарофосфаты, или фосфорные эфиры сахаров, присутствуют во всех тканях растений. Известно более десятка соединений данного типа. Они выполняют важную роль в процессах дыхания и фотосинтеза в растениях. Образование сахарофосфатов носит название фосфорилирование. Содержание сахарофосфатов в растении, в зависимости от возраста и условий питания, варьирует от 0,1 до 1,0 % сухой массы.

Фитин

Фитин - это кальциево-магниевая соль инозитфосфорной кислоты, содержит 27,5 % . Он занимает первое место по содержанию в растениях среди других фосфорсодержащих соединений. Фитин присутствует в молодых органах и тканях растений, особенно много его в семенах, где он служит запасным веществом и используется проростками в процессе прорастания.

Основные функции фосфора

Большая часть фосфора присутствует в репродуктивных органах и молодых частях растений. Фосфор отвечает за ускорение формирования корневых систем растений. Основное количество фосфора потребляется в первые фазы развития и роста. Фосфорные соединения обладают способностью легко передвигаться из старых тканей в молодые и использоваться повторно (реутилизироваться).

Все камни