Електронно-графічна будова фосфору. Атомна будова фосфору. Будова атомів. Будова електронної оболонки атома. Знаходження у природі

Розділи: Хімія, Конкурс «Презентація до уроку»

Презентація до уроку

Назад вперед

Увага! Попередній перегляд слайдів використовується виключно для ознайомлення та може не давати уявлення про всі можливості презентації. Якщо вас зацікавила дана робота, будь ласка, завантажте повну версію.

Девіз уроку:

"Фосфор-елемент життя та думки".
А.Є.Ферсман

Цілі уроку: Вивчити фізичні та Хімічні властивостіфосфору, оксиду фосфору. Закріпити поняття алотропії з прикладу алотропних модифікацій фосфору.

Хід уроку

І. І.В. Інформаційне введення учнів:

Ознайомлення із темою уроку. Запитання до теми уроку (слайд 4)

ІІ. Вивчення нового матеріалу.Розмова вчителя на наступні теми:

а). Відкриття фосфору. (слайд 5)

в) Будова атома фосфору (слайд 6)

г) Знаходження фосфору у природі (слайд 7)

д) Фізичні властивості. Алотропні модифікації фосфору (слайд 8)

ІІІ. Хімічні характеристики фосфору.Самостійна робота учнів (слайд 9) (учні самі визначають окислювально-відновну двоїстість фосфору, складають рівняння окисно-відновних реакцій, що характеризують хімічні властивості фосфору-окислювача та фосфору-відновника)

IV. Фізичні властивості оксиду фосфору.Аналітичні висновки учнів характер оксиду фосфору (V). Упорядкування рівнянь реакцій. (слайд 10)

V. Повідомлення учнів на теми:біологічне значення фосфору , кругообіг фосфору в природі, застосування фосфору та його сполук. (Слайди 11,12,13). (Вчитель заздалегідь дає учням теми повідомлень).

VI. Поточний контроль знань.Робота з тестів теми у формі підготовки до ДПА.

VII. Розминка. Гра-естафета.(слайд 14)

VIII. Підсумки уроку.Оцінка результатів тестів, хімічної естафети, усних та письмових відповідей учнів. Висновки до уроку. (Слайд 15).

IX. Домашнє завдання параграф 35, скласти рівняння реакцій взаємодії фосфору з галогенами, з сіркою, з металевим магнієм.

VII. Будинок. зад.(Слайд 16).

«Застосування кисню у промисловості» - Кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Флогістонна теорія. Кисень утворює пероксиди. Одержання азоту. Металургія. Електронна промисловість. Походження назви. Медицина. Отримання. Фториди кисню. Хімічні властивості. Кисень є складовою повітря. Окислення. Кисень одержують шляхом поділу повітря на повітророзподільних установках. Харчова промисловість. Застосування кисню у промисловості.

«Професії, пов'язані з хімією» - Кухар – кондитер. Фармацевт. Продавець Маяковський «Ким бути?». Хімія. Воїн – підривник. Хімік-дослідник. Зварювальник. Хімік – технолог. Усі роботи хороші, вибирай на смак. Робочі професії, пов'язані із хімією. Нафтовик.

«Будова та властивості вуглецю» - Виконання тестових завдань. Відновлення міді. Карбін. Фільтруючий протигаз. Властивості визначаються будовою. Ребус. Велика імператорська корона. Кристалічна структура. Вага алмазів вимірюється у каратах. Історичний діамант. Адсорбція. Взаємодія вуглецю із алюмінієм. Фізмінутка. Імператорський скіпетр. Розглянемо прості речовини. Що ви знаєте про алмази. Застосування. Хімічні властивості вуглецю.

"Натрій" - Натрій. Фізичні властивості. Хлорид натрію. Походження натрію. NaCl. Використання у житті людини. Біологічна роль. Ознаки натрію. Загальна характеристиканатрію. Хімічні властивості.

«Хімічні властивості сірки» - Повторення будови. Кисень. Запитання для повторення. Взаємодія із вуглецем. Хімічні властивості. Хімічні властивості сірки. Взаємодія сірки із воднем. Використання інтерактивної дошки. Взаємодія із металами. Взаємодія із киснем. Сірка. Урок хімії. Радіус сірки.

«Основні з'єднання сірки» - Якісна реакціяна сульфіт-іон. Фізичні властивості. Сірководень у Чорному морі. Якісна реакція на сульфід-іон. Хімічні властивості. Чорний осад. Останній день Помпеї. П'ятигорськ. Сірчиста кислота. Реакція взаємодії Визначте ступеня окиснення елементів у сполуках. Сірчистий газ. Геохімік. Гідросульфіди. Перевір себе. Властивості речовин. Реакція взаємодії із киснем. Сірководнева кислота.

будова атома фосфору та його властивості і отримав найкращу відповідь

Відповідь від Helga[гуру]

Алотропні модифікації фосфору

Білий фосфор має молекулярні кристалічні грати; це речовина жовтуватого кольору із часниковим запахом. У парах має склад Р4.На повітрі займається при 18ºС. При зберіганні на світлі перетворюється на червоний. У воді нерозчинний, зате добре розчинний у сірковуглецю, бензолі та інших органічних розчинниках. Він дуже отруйний: 0,1 г білого фосфору смертельна дозадля людини.

Червоний фосфор – порошок із слабо вираженою кристалічною структурою і тому названий аморфним, темно-червоного кольору, має атомні ґрати, дуже гігроскопічний (легко поглинає воду), але у воді нерозчинний; нерозчинний він і в сірковуглецю.
Червоний фосфор виходить за тривалого нагрівання білого фосфору без доступу повітря при 450ºС. На відміну від білого – не отруйний, запаху немає, займається при 250 - 300ºС.

Фіолетовий і чорний фосфор також отримують з білого при високих тисківта температурі. Чорний фосфор має металевий блиск, проводить електрику та тепло. Отже, у фосфору незначною мірою проявляються металеві властивості.

Хімічні властивості фосфору

У хімічному відношенні білий фосфор дуже відрізняється від червоного.
Білий фосфор легко окислюється і загоряється на повітрі, тому його зберігають під водою.
Червоний фосфор не спалахує на повітрі, але спалахує при нагріванні понад 240ºС.
При окисленні білий фосфор світиться у темряві – відбувається безпосереднє перетворення хімічної енергії на світлову.

Фосфор з'єднується з багатьма простими речовинами – киснем, галогенами, сіркою та деякими металами, виявляючи окисні та відновлювальні властивості.

1. З киснем.
При горінні фосфору утворюється білий
густий дим. Білий фосфор самозаймається
на повітрі, а червоний горить під час запалювання.
Фосфор згоряє в кисні сліпуче
яскравим полум'ям.
4P + 3O2(недостаток) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2 (надлишок) → 2P2O5 (P4O10)

2. З галогенами.
З елементами, що мають більшу, ніж у фосфору, електронегативність, фосфор реагує дуже енергійно.
Якщо в посудину з хлором внести червоний фосфор, то за кілька секунд він
самозаймається у хлорі. При цьому зазвичай виходить хлорид фосфору (III).
4P + 6Cl2(недостаток) → 4PCl3
4P + 10Cl2(надлишок) → 4PCl5

3. Із сіркою при нагріванні.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Фосфор окислює при нагріванні майже всі метали, утворюючи фосфіди:
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфіди металів легко гідролізуються водою.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Червоний фосфор окислюється водою за нормальної температури близько 800ºС у присутності каталізатора – порошку міді:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Концентрована сірчана кислота окислює при нагріванні фосфор:

2P + 5H2SO4(к) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Азотна кислота при нагріванні окислює фосфор

P + 5HNO3(к) → 5NO2 + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(розб) + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

Відповідь від 2 відповіді[гуру]

Вітання! Ось вибірка тем з відповідями на Ваше запитання: будова атома фосфору та його властивості

1Фото
2. Алотропія - існування двох і більш простих речовин однієї й тієї ж хімічного елемента, різних за будовою та властивостями - так званих алотропних модифікацій або форм.
Білий фосфор - жовтувато-біла речовина (через домішки, по м'якості нагадує віск. Дуже активна речовина; а світиться, тому що вже при кімнатній температуріокислюється киснем із повітря. Дуже отруйні та смердючі речовини.
Жовтий фрсфор - просто неочищений білий фрсфор. Колір – від жовтого до коричневого. Так само активний, як і, як і білий фософр, на повітрі самозаймається.
Червоний фосфор - менш активна речовина, ніж білий або жовтий фосфор, менше розчинний у воді, на повітрі не займається і не світиться. Менш отруйний.
Чорний фосфор – чорна речовина з металевим блиском, на дотик – жирний, зовні дуже схожий на графіт. Чорний фосфор навіть проводить електричний струмщо зазвичай характерно для металів. При певному тиску може переходити в модифікацію, яку так і називають - металевий фосфор.
3. Найпоширенішим є білий фосфор - він має воскоподібну структуру і високу токсичність. Температура плавлення даної речовини складає сорок чотири градуси за Цельсієм, а кипіння – двісті вісімдесят градусів. При терті даного матеріалу він дуже швидко спалахує, тому ріжуть його тільки помістивши у водне середовище. Якщо протягом тривалого часу нагрівати його за температури двісті п'ятдесят градусів за шкалою Цельсія, він перетворюється на червоний фосфор. Ця речовина представлена ​​у вигляді порошку буро-червоного кольору. Червоний фосфор, на відміну білого, не є отруйним. Найстійкішою формою існування даного елемента можна назвати чорний фосфор, який за деякими зовнішніми ознаками схожий на метал: має своєрідний блиск, має високу твердість, електро- та теплопровідність.
4. Хімічні властивості фосфору багато в чому визначаються його алотропною модифікацією. Білий фосфор дуже активний, у процесі переходу до червоного та чорного фосфору хімічна активність знижується. Білий фосфор у повітрі при окисленні киснем повітря при кімнатній температурі випромінює видиме світло, свічення обумовлено фотоемісійною реакцією окислення фосфору. 1) Фосфор легко окислюється киснем.
2) Взаємодіє з багатьма простими речовинами - галогенами, сіркою, деякими металами, виявляючи окислювальні та відновлювальні властивості, з металами - окислювач, утворює фосфіди.
3) Сильні окислювачі перетворюють фосфор на фосфорну кислоту.
4) Взаємодіє з водяною парою при температурі вище 500 °С, протікає реакція диспропорціонування з утворенням фосфіну та фосфорної кислоти: 8P+12H2O➡5PH3+3H3PO4.
5. Фосфор отримують з апатитів або фосфоритів у результаті взаємодії з коксом і кремнеземом при температурі близько 1600 °С:
2Ca3+(PO4)2+10C+6SiO2➡P4+10CO+6CaSi3.
6. Червоний фосфор - основна модифікація, що виробляється та споживана промисловістю. Він застосовується у виробництві сірників, вибухових речовин, запальних складів, різних типівпалива, а також протизадирних мастильних матеріалів, як газопоглинач у виробництві ламп розжарювання.
7. Фосфор присутній у живих клітинах у вигляді орто- та пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеїдів, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються із гідроксилапатиту 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. До складу зубної емалі входить фторапаті. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами та вітаміном D. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток.

Фосфор (Р) - типовий неметал із відносною атомною масою 31. Будова атома фосфору визначає його активність. Фосфор легко вступає в реакції з іншими речовинами та елементами.

Будова

Будова атома елемента фосфору відбито у періодичній таблиці Менделєєва. Фосфор розташований під 15 номером у п'ятій групі, третьому періоді. Отже, атом фосфору складається з позитивно зарядженого ядра (15) і трьох електронних оболонок, на яких знаходиться 15 електронів.

Мал. 1. Положення у таблиці Менделєєва.

Графічно розташування будова атома виглядає так:

• +15 P) 2) 8) 5;
• 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Фосфор відноситься до р-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні у збудженому стані розташовується п'ять електронів, що визначають валентність елемента. У звичайному стані зовнішній рівень залишається незавершеним. Три неспарені електрони вказують на ступінь окислення (+3) і третю валентність. Фосфор легко переходить із звичайного у збуджений стан.

Мал. 2. Будова фосфору.

Ядро складається з 15 протонів та 16 нейронів. Щоб порахувати кількість нейронів, необхідно відняти від відносної атомної маси порядковий номер елемента - 31-15 = 16.

Алотропія

Фосфор має кілька алотропічних модифікацій, що відрізняються будовою кристалічних ґрат:

• білий- отруйна речовина, що нагадує віск, світиться у темряві, т.к. окислюється за низьких температур;
• жовтий- неочищений білий фосфор (має домішки);
• червоний- менш отруйна речовина, ніж білий або жовтий фосфор, не спалахує і не світиться;
• чорний- схожа на графіт речовина з металевим блиском, проводить електричний струм, може переходити до металевого фосфору.

Мал. 3. Види фосфору.

Білий фосфор – найактивніша модифікація елемента, яка швидко окислюється на повітрі, тому білий фосфор зберігають під водою.

Властивості

Фосфор утворює:

• фосфорну кислоту (H3PO4);
• оксиди P 2 O 5 і P 2 O 3;
• фосфін - летюче отруйне з'єднання з воднем (PH 3).

Фосфор реагує з простими речовинами - металами та неметалами, виявляючи окисно-відновні властивості. Основні реакції з фосфором описані у таблиці.

Фосфор утворює близько 200 мінералів, один з яких – апатит. Фосфор входить до складу життєво важливих сполук – фосфоліпідів, які складають усі клітинні мембрани.

Що ми дізналися?

Розглянули схему будови атома фосфору. Формула атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Елемент може переходити у збуджений стан із валентністю V. Відомо кілька модифікацій фосфору – білий, жовтий, червоний, чорний. Найактивніший – білий фосфор – здатний самозаймистись у присутності кисню. Елемент реагує з багатьма металами та неметалами, а також з кислотами, основами та водою.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 3.9. Усього отримано оцінок: 104.