Математика
Физика
Химия
География
Биология
Экология
Информатика
Экономика
Русский язык
Литература
Музыка
МХК и ИЗО
ОБЖ
История и
 обществознание

Иностранные языки
Спорт и здоровье
Технология
ТОП 20 статей сайта
Рекомендуем посетить

Преподавание химии

Путешествие в страну Фосфор

Добавлено: 2018.08.30
Просмотров: 4

Варданян Кристина Вигеновна, учитель информатики Файзулина Анастасия Андреевна, учитель биологии и химии

Презентация к уроку

Загрузить презентацию (42,96 МБ)


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

Задачи урока:

Образовательные

Развивающие

Воспитательные

Тип урока: изучение нового материала

Методы и методические приемы:

Оборудование: компьютер, колонки, мультимедиа, интерактивная доска (для кроссворда), или экран, образец красного фосфора.

Ход урока

I. Организационный момент.

Приветствие детей, проверка готовности к уроку

II. Изучение нового материала

Учитель: ребята сегодня у нас необычный урок, мы совершим путешествие. Для начала, попробуйте отгадать о каком химическом элементе будет идти речь!?

Белым - воздуха боится. Покраснел, чтоб сохраниться. (фосфор).

Наше путешествие в страну фтор будет полезным и занимательным, поскольку эта страна еще нам неизвестна. Во время путешествия мы много узнаем о фторе. Итак, начинаем наше путешествие и приветствуем всех кто решил сегодня с нами отправиться в удивительную страну Фтор.

Знаете ли вы что:

Это только немного сведений о которых вы может быть и не знали:

Прежде всего, сядем в большой красивый автобус, устроимся поудобнее и приготовимся слушать наших гидов (ученики).

Всего на нашем пути будет 7 станций (слайд 2). Смотрим на наш маршрутный лист со станциями - историческая, "равнина фосфор", степь "многоликий фосфор", химическая, здоровье, прикладная.

Итак, первая станция - Историческая

Ученик выступают с сообщением об истории открытия фосфора (слайд 3, 4)

Ученики: Фосфор впервые получил в 1669 г. алхимик из Гамбурга Хеннинг Бранд. Подобно другим алхимикам, он пытался получить философский камень, с помощью которого неблагородные металлы превращаются в золото.

Однажды ему пришло в голову выпарить воду из мочи, которая в большом количестве скапливалась в ямах около солдатских казарм. Он смешал полученный сухой остаток с углем и песком, прокалил и ... в реторте оказалось удивительное, светящееся в темноте вещество, которое он назвал "холодным огнем". Однако "холодный огонь" не превращал свинец в золото. Но то, что полученное вещество светилось без подогрева, было необычно и ново. Этим свойством нового вещества Бранд не замедлил воспользоваться. Он стал показывать фосфор богатым людям, получая от них подарки и деньги. Однако вскоре и другие ученые сумели получить фосфор.

Это положило конец брандовскому бизнесу и стало началом серьезного изучения фосфора и его соединений.

Вскоре Ю. Ган и К. Шееле доказали, что в костях содержится много фосфора. Немного позже Ж. Пруст и М. Клапрот, исследуя различные природные соединения, доказали, что фосфор широко распространен в земной коре, главным образом в виде фосфата кальция.

В начале 70-х годов XVIII века великий французский ученый А. Лавуазье, сжигая фосфор в замкнутом объеме воздуха, доказал, что фосфор - самостоятельный химический элемент, а воздух имеет сложный состав и слагается по крайней мере из двух компонентов - азота и кислорода.

В 1799 г. было доказано, что соединения фосфора необходимы для нормального развития растений.

В 1847 г. немецкий химик Шреттер, нагревая белый фосфор без доступа воздуха, получил его новую аллотропную модификацию - красный фосфор. В 1934 г. американский ученый Бриджмен, изучая влияние высоких давлений на разные вещества, выделил похожий на графит черный фосфор. Впоследствии были выделены и другие аллотропные модификации фосфора: фиолетовый и коричневый.

Учитель ну вот ребят мы теперь знаем историю этого элемента, но теперь возникают новые вопросы

- Каково положение фосфора в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?

- Какова схема электронного строения атома фосфора

- Каковы возможные степени окисления фосфора в соединениях.

А для этого нам поможет станция 2 - "равнина фосфор"

Учитель: давайте дадим характеристику элемента - III период, V группа, главная подгруппа (слайд 5,6,7)

Вывод: фосфор будет проявлять восстановительные свойства по отношению к более ЭО элементам-неметаллам и окислительные по отношению к металлам.

Следующая станция 3 "степь многоликий фосфор". Я вас попрошу, по ходу рассказа об аллотропных модификациях, заполните следующую таблицу

Характеристика Красный фосфор Белый фосфор
Кристаллическая решетка
Цвет
Растворимость в воде
Химическая активность
Действие на организм

И так, напоминаю вам, у фосфора существует несколько аллотропных модификации

Ученик 1 - Белый фосфор (слайд 8,9):

Белый фосфор представляет собой белое вещество с желтоватым оттенком (из-за примесей) с температурой плавления 44,1° С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Отливаемый в инертной атмосфере ввиде палочек или слитков иной формы, он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре, и светится (бледно-зеленое свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемолюминесценцией или устаревшим термином - фосфоресценцией. Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) и легкорастворим в органических растворителях. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины состовляет 0,05-0,1 грамма. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и состовляет около 1823 кг/м3.

Учитель: Знаете ли вы что:.

Церковь не раз пользовалась белым фосфором для одурачивания верующих. Известны, как минимум, два вида "чудес", к которым причастно это вещество. Чудо первое: свеча, загорающаяся сама. Делается это так: на фитиль наносят раствор фосфора в сероуглероде, растворитель довольно быстро испаряется, а оставшиеся на фитиле крупинки фосфора окисляются кислородом воздуха и самовоспламеняются. Чудо второе: "божественные" надписи, вспыхивающие на стенах. Тот же раствор, те же реакции. Если раствор достаточно насыщен, то надписи сначала светятся, а затем вспыхивают и исчезают.

Ученик 2 - Красный фосфор (слайд 10):

Красный фосфор, или также называемый фиолетовым фосфором, это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен А. Шреттером при нагревании белого фосфора при 500°С в атмосфере "угарного газа" (СО) в запаянной стеклянной ампуле в 1847 году в Швеции. Красный фосфор имеет формулу Р4 и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, ему присущи оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии присущ темно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже чем у белого, и присуща исключительно малая растворимость в растворителях. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так например немецкий ученый-физик И.В.Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенныено небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). На воздухе он воспламеняется при высоких температурах (при переходе в белую форму во время возгонки) и у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Ядовитость его в тысячи раз меньше чем у белого и в этом отношении он полностью соответствует например для применения его при производстве спичек. Плотность красного фосфора также выше чем у белого и достигает 2400 кг/м3 в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги окисляется и ему присуще явление "отмокания", поэтому его хранят в герметичной таре и при отмокании промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по-назначению.

Черный фосфор (слайд 11):

Черный фосфор - это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые черный фосфор был получен П.У.Бриджменом из белого фосфора в 1914 году в виде черных блестящих кристаллов имеющих высокую (2690 кг/м3) плотность. Для проведения синтеза черного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200° С. Начало быстрого перехода лежит в области 13000 атмосфер и температуре около 230°С. Черный фосфор представляет собой черное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь черный фосфор можно только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400°С. Удивительным свойством черного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления черного фосфора 1000°С под давлением 18 · 105Па.

Станция 4 - "химическая" (слайд12)

Окислитель Восстановитель
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca -> Ca3P2

Опыт "Получение фосфида кальция" (слайд13)

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

"Горение фосфора" (слайд 14)

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

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА (слайд 15)

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.

Станция здоровье (слайд16, 18, 19, 20, 21, 22, 23)

Ученики: свыше 85% содержащегося в организме фосфора приходятся на долю костной ткани. В костях содержится преимущественно ортофосфат кальция Ca3(PO4)2, в зубах более твердый апатит Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 и фторапатит Ca3(PO4)2. CaF2 Фосфорвходит также в состав многих биологически важных органических соединениях - фосфолипидов, сложных эфиров глюкозы с ортофосфорной кислотой, ДНК, РНК, АТФ и др. Эти вещества играют ключевую роль энергетическом обмене, в метаболизме жиров, углеводов и т.д.

Станция прикладная (слайд 24)

Ученики: главные потребители фосфора -химическое производство, металлургия, производство спичек. В недавнем прошлом соединения фосфора применяли при изготовлении и зажигательных и дымовых смесей.

Современная электроника использует соединения фосфора для легирования полупроводниковых материалов. Металлурги выпускают специальную фосфорную бронзу. На основе фосфорорганики получают полимеры. Атомная промышленность использует комплексные соединения фосфора для извлечения редких и трансурановых элементов из руд.

Более половины мирового производства фосфора перерабатывается в соединения, используемые в синтетических моющих средствах. Особенно ценными в этом отношении являются полифосфаты, которые из-за большого заряда ионов препятствуют взаимодействию загрязняющих веществ с отмываемой поверхностью.

Сульфиды фосфора стали необходимы в грандиозном сражении с ржавчиной, которое ведет металлургическая промышленность. Созданы антикоррозийные добавки к маслам и горючему, содержащие производные фосфора.

Пропитка тканей, пластиков, дерева ортофосфорной кислотой придает этим материалам огнестойкость.

IV. Закрепление изученного материала (приложение)

Разгадывание кроссворда (слайд 25). Кроссворд решается помощью интерактивной доски, на которой вписываются ответы.

V. Заключение

Подведение итогов урока.

VI. Домашнее задание

Параграф 28 № 3, 4. Тетрадь на печатной основе, с. 113, № 1-4.


x