Фосфор. Аллотропия и свойства

Цели урока: знать строение, свойства и применение фосфора; уметь доказывать химические свойства фосфора, записывать уравнения реакций в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессах.

Ход урока

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

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

Р +15)2 )8 )5

1S22S22P63S23P3, фосфор: p– элемент, неметалл

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S2 – 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.

АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный и чёрный фосфор.

Из-за большой химической активности фосфор в природе встречается только в виде соединений.

Нахождение в природе

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2 хСаF2 и фосфатов Са3(РO4)2. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах - 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ ФОСФОРА

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3 · CaF2. 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 сердечнососудистой 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:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

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

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА:

Окислитель	Восстановитель
1. С металлами — окислитель, образуетфосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2 Опыт "Получение фосфида кальция" 2P + 3Mg → Mg3P2. Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg3P2 + 3H2SO4(р-р)= 2PH3 + 3MgSO4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция" Свойства фосфина - PH3 + 2O2 = H3PO4. PH3 + HI = PH4I	1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой" "Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора" 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода), 4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
	2. С неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. ! Не взаимодействует с водородом.
	3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
	4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

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.

3. Закрепление изученного материала

№ 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 + KClO3 = KCl + P2O5

№ 2. Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Осуществите превращения по схеме:

P → Ca3P2 → PH3 → P2O5

Для последней реакции PH3 → P2O5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№ 3. Осуществите превращения по схеме:

Ca3(PO4)2 → P → P2O5

4. Домашнее задание

П.21, упр. 1-5, задачи 2, 3 на стр. 70.