Фосфор
<<  Фосфор Фосфор  >>
Фосфор
Фосфор
История открытия фосфора
История открытия фосфора
В 1682 Бранд опубликовал результаты своих исследований, и сейчас он
В 1682 Бранд опубликовал результаты своих исследований, и сейчас он
После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к
После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к
Особенности фосфора
Особенности фосфора
Природные соединения и получение фосфора
Природные соединения и получение фосфора
Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2
Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2
Физические и химические свойства
Физические и химические свойства
Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет
Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет
При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит
При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит
Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор
Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор
Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:
Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:
Получение
Получение
Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1
Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1
Физические свойства
Физические свойства
Красный фосфор
Красный фосфор
Химические свойства
Химические свойства
При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при
При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при
Реакции с галогенами и другими неметаллами
Реакции с галогенами и другими неметаллами
д) 2P (красн
д) 2P (красн
Применение
Применение
Красный фосфор применяют для изготовления спичек и как наполнитель
Красный фосфор применяют для изготовления спичек и как наполнитель
ОКСИДЫ ФОСФОРА 1.P2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),
ОКСИДЫ ФОСФОРА 1.P2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),
P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4
P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4
Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не
Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не
2.P2O3 (P4O6) - оксид фосфора (III) (фосфористый ангидрид),
2.P2O3 (P4O6) - оксид фосфора (III) (фосфористый ангидрид),
Ортофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота
Качественная реакция на 3- фосфат ион - PO4
Качественная реакция на 3- фосфат ион - PO4
Применение
Применение
Круговорот фосфора
Круговорот фосфора
Спасибо за внимание
Спасибо за внимание

Презентация: «Фосфор». Автор: USER. Файл: «Фосфор.ppt». Размер zip-архива: 1025 КБ.

Фосфор

содержание презентации «Фосфор.ppt»
СлайдТекст
1 Фосфор

Фосфор

Учащегося группы № 3 Тюрина Никиты.

2 История открытия фосфора

История открытия фосфора

Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в поисках "философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи с углем без доступа воздуха. Выделенное вещество светилось на воздухе и затем загоралось. За это свойство Брандт дал ему название "фосфор", т.е. носящий свет ("светоносец").

3 В 1682 Бранд опубликовал результаты своих исследований, и сейчас он

В 1682 Бранд опубликовал результаты своих исследований, и сейчас он

справедливо считается первооткрывателем элемента № 15. Фосфор явился первым элементом, открытие которого документально зафиксировано, и его первооткрыватель известен. Интерес к новому веществу был грандиозный, и Бранд этим пользовался – он демонстрировал фосфор только за деньги или обменивал небольшие его количества на золото. Несмотря на многочисленные усилия, осуществить свою заветную мечту – получить золото из свинца с помощью «холодного огня» - гамбургский купец так и не смог, и поэтому вскоре он продал рецепт получения нового вещества некоему Крафту из Дрездена за двести талеров. Новому хозяину удалось сколотить на фосфоре значительно б?льшее состояние – с «холодным огнем» он разъезжал по всей Европе и демонстрировал его ученым, высокопоставленным и даже королевским особам, например, Роберту Бойлю, Готфриду Лейбницу, Карлу Второму.

4 После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к

После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к

содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И лишь после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ получение фосфора из костей, стало возможным получение его в значительных количествах.

5 Особенности фосфора

Особенности фосфора

Второй типический элемент типический элемент в пятой группе является неметаллом. Наивысшая степень окисления, которую может проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие фосфор в степени окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же время соединения фосфора +5 в растворах окислителями не являются. Кислородные соединения фосфора более устойчивы, чем таковые азота. Водородные же соединения менее стабильны.

6 Природные соединения и получение фосфора

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)2. Кроме того, фосфор входит в состав некоторых белковых веществ (а также костей и зубов) и содержится в растениях и организмах животных и человека.

7 Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2

Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2

Из природного фосфорсодержащего сырья свободный фосфор получают высокотемпературным восстановлением (1500 град.С) коксом в присутствии песка. Последний связывает оксид кальция в шлак - силикат кальция. В случае восстановления фосфорита суммарная реакция может быть представлена уравнением: Образующийся угарный газ и парообразный фосфор поступают в холодильник с водой, где происходит конденсация с образованием твердого белого фосфора.

8 Физические и химические свойства

Физические и химические свойства

Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра. При более высоких температурах происходит термическая диссоциация и в смеси возрастает содержание двухатомных молекул Р2. Распад последних на атомы фосфора наступает выше 2500 град.С.

9 Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет

молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4. Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.

10 При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит

При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит

в красную модификацию. Красный фосфор представляет собой полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде, менее токсичное, чем белый фосфор. Окисляется красный фосфор труднее белого, не светится в темноте и воспламеняется лишь при 250 град.С.

11 Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор

Его получают аллотропным превращением белого фосфора при температуре 220 град.С и давлении 1200 МПа. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев.

Как и в красном фосфоре, здесь каждый атом фосфора связан ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между атомами фосфора 0,387 нм. Белый и красный фосфор - диэлектрики, а черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны 0,33 эВ. В химическом отношении черный фосфор наименее реакционноспособен, воспламеняется лишь при нагревании выше 400 град.С.

12 Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:

Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:

3Са + 2Р = Са3Р2 Как восстановитель фосфор выступает в реакциях с активными неметаллами - галогенами, кислородом, серой, а также с сильными окислителями: 2Р + 3S = Р2S3 2Р + 5S = Р2S5 С кислородом и хлором взаимодействует аналогично. Р + 5НNО3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует: 8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2

13 Получение

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)

14 Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1

Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1

2·106 кПа или в присутствии Hg (катализатора) при обычном давлении.

15 Физические свойства

Физические свойства

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).

Белый фосфор

16 Красный фосфор

Красный фосфор

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.

Не ядовит!

17 Химические свойства

Химические свойства

а) Белый фосфор самый активный из всех модификаций. Например, белый фосфор горит при темп.40С, а красный- 200С

Свойства восстановителя.

18 При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при

При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при

недостатке- до оксида фосфора (III)

4P + 5O2 = 2P2O5 4P + 3O2 = 2P2O3

19 Реакции с галогенами и другими неметаллами

Реакции с галогенами и другими неметаллами

Б) P + 2cl2 = pcl4, в) 2P + 3S = P2S3,

20 д) 2P (красн

д) 2P (красн

) + 3Ca = +2Ca3P2 фосфид кальция (t=300-360 °C), е) 2P + 3H2 = 2PH3, фосфин РН3- ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней. ( Его можно получить и из фосфидов металлов Ca3P2 + 6HCl = 3 CaCl2 + 2PH3)

Свойства окислителя.

При t=400 °C.

21 Применение

Применение

Белый фосфор применяют для получения других его аллотропных модификаций, фосфорных кислот, фосфатов, как боевое зажигательное вещество, для изготовления ядохимикатов и медикаментов.

22 Красный фосфор применяют для изготовления спичек и как наполнитель

Красный фосфор применяют для изготовления спичек и как наполнитель

(пары) в лампах накаливания для производства удобрений и кормовых добавок для животных.

23 ОКСИДЫ ФОСФОРА 1.P2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),

ОКСИДЫ ФОСФОРА 1.P2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),

в парообразном состоянии имеет состав P4O10. Он представляет собой белый порошок, температура плавления 422 °C, температура кипения 591 °C. Оксид фосфора (V) гигроскопичен .

Получают его сжиганием фосфора в избытке сухого воздуха. 4P + 5O2(изб.) = 2P2O5

Это кислотный оксид При соединении с водой образует две кислоты:

24 P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4

P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4

ортофосфорная кислота

25 Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не

Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не

реагирующих с ним, для получения фосфорных кислот, оксид фосфора является компонентом фосфатных стекол.

26 2.P2O3 (P4O6) - оксид фосфора (III) (фосфористый ангидрид),

2.P2O3 (P4O6) - оксид фосфора (III) (фосфористый ангидрид),

Температура плавления -23,9 °C, температура кипения- 175,4 °C, плотность - 2,135 г/см3.

Получают его окислением фосфора кислородом воздуха: P4 + 3O2 (нед.) = P2O6.

Это кислотный оксид: P2O3 + 3H2O = 2H3PO3.

27 Ортофосфорная кислота

Ортофосфорная кислота

H3РO4 - трехосновная минеральная кислота. Физические свойства: Безводная ортофосфорная кислота - это бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при t = 42,35 °C, хорошо растворима в воде.

28 Качественная реакция на 3- фосфат ион - PO4

Качественная реакция на 3- фосфат ион - PO4

H3PO4 + 3agno3 =>ag3po4 +3HNO3 жёлтый осадок 3- + PO4 + 3ag => ag3po4 жёлтый осадок

29 Применение

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 разложении которой выделяется большое количество энергии. Остатки ортофосфорной кислоты входят так же в состав рибонуклеиновых (РНК) и дезоксирибонуклеиновых кислот(ДНК ).

30 Круговорот фосфора

Круговорот фосфора

31 Спасибо за внимание

Спасибо за внимание

!!

«Фосфор»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/fosfor-231080.html
cсылка на страницу

Фосфор

12 презентаций о фосфоре
Урок

Химия

65 тем
Слайды