Конспект урока по химии о фосфоре: «Магия 15-го элемента»

ФОСФОР

«МАГИЯ 15-ГО ЭЛЕМЕНТА»

Лукьянова Е.А. учитель химии

ТИП УРОКА: Исследование с элементами драматизации

ЦЕЛЬ УРОКА: Исследовать фосфор, его свойства, получения и применения; выяснить, в чем сущность его магии.

ДИАЛОГ МЕЖДУ ДВУМЯ УЧЕНИКАМИ

Ученик 1: Привет, Андрей. Как дела?

Ученик 2: Да все о, кей!

Ученик 1: Ты нашел дополнительный материал к сегодняшнему уроку о фосфоре?

Ученик 2: Делать мне больше нечего, как такой скукотищей заниматься! Я лучше на компьютере поиграю, вот новый диск достал…

Ученик 1: Не скажи, я тут немного покопался в литературе и узнал такое!

Ученик 2: (язвительно и сомнительно): И что ты там такое-растакое узнал?

Ученик 1: Слушай, да про фосфор можно написать историю почище, чем «Пятый элемент» с Брюсом Уиллисом!

Ученик 2: Ну, ты загнул! И что же в этом твоем Фосфоре такого таинственного и загадочного?

Ученик 1: А, задело! Да вот к примеру:

Фосфор был открыт в 1669 году алхимиком Брандом. Фосфор имеет три аллотропных модификаций:

Черный – атомная кристаллическая решетка, похож на графит, жирный на ощупь, не растворяется в воде, полупроводник;

Красный - атомная кристаллическая решетка. Темно-красный порошок, без запаха, не светится в темноте, не ядовит, не растворяется в воде.

Белый - имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой молекулы Р4.

Кристаллическое вещество с желтоватым оттенком, чесночным запахом, не растворяется в воде. Но хранят под водой, так как легко воспламеняется на воздухе. Светится в темноте, ядовит. При нагревании можно из белого фосфора превратить в красный, еще при длительном нагревании в черный. Да и по таблице Д.И. Менделеева можно многое рассказать про фосфор

Ученик 2: Да, это я и сам тебе могу рассказать.

(работает у доски)

Фосфор – это элемент Vгруппы, 3-го периода, п/п № 15, имеет 15 е-, 15 р и n0 16 (31 -15), Ar =31 это не металл, состоит из одного стабильного изотопа 31Р, на внешнем энергетическом уровне 5 электронов,

Заряд ядра +15 ) ) )

2е 8е 5е

Электронное уравнение -1s22s22p63s23p3

Распределение электронов по орбиталям -

1s2 2s2 2p6 3s3 3p3

Формула высшего оксида – Р2О5

Формула летучего водородного соединения - РН3.

Степени окисления - -3+3+5

Ученик 1: Видно тебя зацепило действительно. Свою исследовательскую работу я бы назвал «Магия 15-го элемента».

Цель всей работы: (урока) - Исследовать фосфор, его свойства, получения и применения; выяснить, в чем сущность его магии.

А если действительно интересуешься, давай побываем на уроке исследования в 9 классе у Елены Алексеевны.

Учитель:

Мы должны с вами сегодня выяснить, действительно ли фосфор, можно использовать для свечения? Какими полезными и вредными свойствами он обладает, и где мы встречаемся с ним или его соединениями в быту. Перед вами находятся листы с которыми мы будем работать в ходе этого урока.

Давайте теперь дадим характеристику фосфору как простому веществу.

Фосфор как простое вещество

Учитель: Образует множество аллотропных модификаций, - это нам уже доказали ученики в по ходу диалога, идя на урок. 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.

1. Ученик: 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 открытие 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.

Учитель: ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ № 1

Затем. Рассмотрим с вами получение фосфора

1. Получение.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфат кальция углем в присутствии кремнезема. Посмотрим на эту реакцию и уравняем ее.

 

t =1600°

1. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO↑ + P2↑

[коэффициенты расставляет ученик]

Далее нагреванием фосфора без доступа воздуха получают красный фосфор. Если испарить красный фосфор, а пары охладить, то вновь образуются молекулы белого фосфора   Р4. Все виды фосфора в газообразном состоянии образуют  двухатомные молекулы  Р2.

 

охлаждение

P2 → P4 (белый фосфор)

 

250-300°С

2. Р белый → Р красный.

200-220°С,

3. Р белый → Р черный

Учитель: Фосфор входит в число наиболее важных элементов, из которых строятся тела живых организмов. В теле взрослого человека содержится около 4,5 кг фосфора, более всего - в костях и зубах, около 130 г в мышцах и 12 г в нервах и мозгу. Большинство физиологических процессов в организме идет с участием фосфорсодержащих веществ. 

Фосфор образует несколько простых веществ, отличающихся строением кристаллической     решетки. 

2. Физические свойства фосфора

Проведем сравнительную характеристику физических свойств фосфора и посмотрим, как эти свойства связаны со строением.

 

2. 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.

3. Ученик: Белый фосфор - сильнодействующий яд, смертельно опасный. Он может накапливаться в  организме и вызывать омертвение костных тканей и выпадение зубов.  Красный и черный фосфор  малоопасные.

Уже при обычной температуре белый фосфор легко испаряется и в газообразном состоянии окисляется сначала до P4O6, а затем до   P4O10. Освобождающаяся в результате окисления энергия выделяется не в форме теплоты, а в виде света, поэтому белый фосфор светится на воздухе.

Черный фосфор напоминает по своим свойствам графит, так как  проводит ток и тепло. Он малоактивен, практически негорюч.

Учитель: Мы с вами рассмотрели три известные модификации фосфора, но существует еще модификации и об этом нам расскажет исследователь.

4. Исследователь:

Красный и фиолетовый

Самые известные модификации фосфора – белая и красная, обе они используются в промышленности. Прочие разновидности элемента № 15 – фиолетовый, коричневый, черный фосфор – можно встретить только в лабораториях. Но фиолетовый фосфор стал известен людям намного раньше, чем красный. Русский ученый А.А. Мусин-Пушкин впервые получил его еще в 1797 году. В некоторых книгах можно встретить утверждение, что красный и фиолетовый фосфор – одно и то же. Но эти разновидности отличаются не только цветом. Кристаллы фиолетового фосфора крупнее. Красный фосфор получается при нагревании белого в замкнутом объеме уже при 2500С, а фиолетовый – только при 5000С.

Учитель: Рассмотрев физические свойства, и получение давайте перейдем к химическим.

Светимость и самовоспламенение фосфора происходит из-за его взаимодействия с кислородом.

3. Химические свойства.

1. Фосфор легко окисляется и может гореть в различных газах:

в кислороде:    4P   +  5O2   =  2P2O5

Иногда уравнение этой реакции записывается так: 

                      P4   +  5O2  = P4O10

в  хлоре и других галогенах:    2P   +  5Cl2   =  2PCl5

в диоксиде азота:   8P   +   10NO2   =   4P2O5   +  10 N2

в углекислом газе:   2P   +   5CO   = P2O5   +   5CO

 Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе. Если раствор фосфора в сероуглероде нанести на бумагу, то после испарения растворителя бумага загорится.

2. С водородом и азотом фосфор не взаимодействует.

3. При 700 С в присутствии меди взаимодействует с водой:

 P4   +   16 H2O   = 4H3PO4   +   10 H2

Так можно получать в промышленности ортофосфорную кислоту

4. Взаимодействует с азотной   и  концентрированной  серной кислотами:

P   +   5HNO3   =  H3PO4   +   5NO2   +   H2O

3P   +   5HNO3   +   2H2O   =  3H3PO4   +   5 NO

 4P   +   8H2SO4    = 4 H3PO4   +   7SO2   +   S   +   2H2O

 5. С металлами может образовывать фосфиды. Это солеобразные вещества, где фосфор имеет отрицательную степень окисления  -3.

 3K   +   P   =  K3P

3Ca   +   2P   =   Ca3P2

Фосфиды легко гидролизуются, образуя фосфин    PH3 -   ядовитый газ с чесночным запахом и самовоспламеняющийся на воздухе:

Ca3P2   +   6H2O   =   3Ca(OH)2   +   2PH3

2PH3   +   4O2   =   P2O5   +   3H2O

Учитель: Где же содержатся соединения фосфора?

5. Ученик:

Содержание фосфора.

В земной коре – 0,1%, и занимает 13 место 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).

В растениях содержится фосфор 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).

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?

6. Ученик:

Применение.

Фосфор применяется при изготовлении спичек,

1. Много красного фосфора идет на производство спичек. Головка спички содержит смесь бертолетовой соли, дихромата калия, стекла и клея. На спичечный коробок нанесена намазка из красного фосфора, сульфида сурьмы  и клея. При трении головки спички о коробок спичка загорается:

6P   +   5KClO3   =   3P2O5 +   5KCl   +   Q

полупроводников.

2. Соединения фосфора входят в состав минеральных удобрений, необходимых растениям.

3. Хлорофос, дихлофос, карбофос - это инсектициды, фосфорорганические соединения, используемые для борьбы с насекомыми-вредителями.

Учитель: Удобрения способствуют плодоношению растений. Т.к. большинство фосфорных соединений не растворимо, то удобрения лучше применять под зиму, когда происходит гниение и вырабатывается глютаминовая 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.

7. Ученик:

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.

Учитель:

ВЫВОД: Итак, мы рассмотрели фосфор, его свойства и значение. Для закрепления проведем игру. Задам вам вопрос. За каждый правильный ответ присуждается 1 балл.

В О П Р О С Ы

1. Какой фосфор ядовит и светится?

2. Как получить красный фосфор?

3. Чего нужно избегать при работе с фосфором?

4. Какие степени окисления может иметь фосфор в соединениях?

5. Когда лучше использовать фосфорные удобрения?

6. Где фосфор использовался во время ВОВ?

7. Какой фосфор похож на графит?

Стихотворение «Фосфор»

В руках алхимиков впервые

В подвале мрачном засиял.

И чудесами всех факиров

Он многие века снабжал.

Тот светоносец знаменитый

Приходит через века опять,

Не для того чтобы светится.

Чтоб урожаи поднимать.

Он стал фосфористою бронзой,

Дает отличное литье,

Питает фосфор клетки мозга

И входит в спичек коробок.

Он назван элементом жизни,

Но в этом парадокс, друзья:

Есть фосфор в каждом организме.

Но белый фосфор – сильный яд.

Приложение 1

Продукты, содержащие фосфор:

В порядке убывания количества фосфора основные продукты располагаются следующим образом: пивные дрожжи, отруби пшеницы, тыквенные семечки, семечки кабачка, семечки подсолнуха, миндаль, арахис, сушеные пятнистые бобы, сыр «чеддер», пшеница, грецкие орехи, просо, цыплята, неочищенный рис, яйца, чеснок, крабы, прессованный творог, говядина, баранина, грибы, свежий зеленый горох, сладкая кукуруза, изюм, цельное молоко, йогурт, брюссельская капуста, сушеный чернослив, брокколи, картофель с кожурой, петрушка, шпинат, тыква, зеленая фасоль, авокадо, морковь, лук, красная капуста, сельдерей, бананы, хурма, баклажаны, малина, виноград, апельсины, оливки, яблоки, ананасы.
 

Симптомы дефицита фосфора в организме человека:
• Общая слабость
• Хрупкость костей
• Потеря аппетита
• Боли в суставах и мышцах

Причинами дефицита фосфора являются:
• Постоянный прием антацидов
• Болезни печени
• Стресс
• Злоупотребление алкоголем

Для чего нужен человеку:
• Аккумулирует энергию и обеспечивает процесс хорошего мышечного сокращения.
• Формирует крепкие кости и зубы.
• Участвует в образовании нуклеиновых кислот, которые отвечают за деление клеток и воспроизводство.
• В соединении с азотом, жирными кислотами и глицерином образует фосфолипиды, которые участвуют во всех физиологических процессах в организме.
• Подкисляет мочу и снижает вероятность образования камней в почках.

Приложение 2

Диоксида азота (NO2)

Динамика концентраций оксидов азота в городском воздухе в течение суток тесно связана с интенсивностью солнечного излучения и движения транспорта. С нарастанием интенсивности автомобильного движения (с 6 до 8 часов утра) концентрации первичного загрязнителя - оксида азота (NO) заметно увеличиваются. Восход солнца влечет за собой накопление в атмосфере диоксида азота (NO2) вследствие фотохимического окисления оксида азота. Оксиды азота являются серьезными атмосферными загрязнителями в связи с их высокой токсичностью.

При контакте оксидов азота с влажной поверхностью легких образуются NO3 (азотная кислота) и HNO2 (азотистая кислота), поражающие ткань легких, что приводит к отеку легких и сложным рефлекторным расстройствам. При отравлении оксидами азота в крови образуются нитраты и нитриты. Последние, действуя непосредственно на артерии, вызывают расширение сосудов и снижение кровяного давления. Попадая в кровь, нитриты препятствуют поступлению кислорода в организм, что приводит к кислородной недостаточности.

Считаются опасными при кратковременном воздействии концентрации 200 - 300 мг/м3, при многочасовом воздействии переносимы концентрации не выше 70 мг/м3. Предельно допустимой концентрацией считается содержание 0,085 мг/м3 диоксида азота в атмосферном воздухе.

ДИХРОМАТ КАЛИЯ K2Cr2O7 – ярко-красного цвета применяют как сильный окислитель, дубящее вещество, в аналитической химии.

фосфорит - (Са5(РО4)3(ОН,СО3)),

апатит - (Са5(РО4)3(F,Cl)).

Применение.

6P   +   5KClO3   =   3P2O5 +   5KCl   +   Q