Фосфор. Получение. Химические свойства - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №1

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №2

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №3

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №4

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №5

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №6

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №7

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №8

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №9

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №10

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №11

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №12

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №13

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №14

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №15

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №16

Фосфор. Получение. Химические свойства, слайд №17

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Фосфор. Получение. Химические свойства. Доклад-сообщение содержит 17 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Фосфор

Слайд 2

Описание слайда:

Историческая справка Фосфор открыт гамбургским алхимиком Геннингом Брандом в 1669 г. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил светящееся вещество. Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. То, что фосфор – простое вещество доказал Лавуазье. Название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» – свет и «феро» – несу.

Слайд 3

Описание слайда:

Строение На внешнем энергетическом уровне атома фосфора содержится 5 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p3. Фосфор проявляет степени окисления -3, +3, +5. Фосфор – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения элемент может быть окислителем и восстановителем.

Слайд 4

Описание слайда:

Аллотропия Наиболее распространен белый, или желтый, фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р4.

Слайд 5

Описание слайда:

Название красный фосфор относится к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Красный фосфор, образующийся при нагревании белого до 320 °С без доступа воздуха.

Слайд 6

Описание слайда:

При повышенном давлении белый фосфор переходит в черный фосфор. Это самая устойчивая модификация фосфора. Кристаллический черный фосфор тоже имеет несколько модификаций. Ромбическая модификация построена из гексагональных колец Р6, упакованных в слои, причем кольца не являются плоскими.

Слайд 7

Описание слайда:

Получение Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500 °С: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 4P + 10CO + 6CaSiO3. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приемнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту: 4HPO3 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO.

Слайд 8

Описание слайда:

Химические свойства Взаимодействие с простыми веществами Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 = 2P2O5, 4P + 3O2 = 2P2O3. с металлами – окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca = Ca3P2.

Слайд 9

Описание слайда:

с неметаллами – восстановитель : 2P + 3S = P2S3, 2P + 3Cl2 = 2PCl3. Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует: 4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 (фосфорноватистая кислота). В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О = РН3 + 3KН2РО2 . Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. 6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5.

Слайд 10

Описание слайда:

Соединения фосфора Фосфин - бесцветный газ с запахом гнилой рыбы. Очень ядовит, на воздухе воспламеняется, может образовывать взрывчатые смеси. Температура плавления -134 °С, температура кипения -88 °С, то есть значительно ниже, чем у аммиака. Растворимость в воде также значительно меньше, при 17 °С в 100 мл воды растворяется всего 26 мл фосфина. Эти свойства связаны со строением молекулы РН3.

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

Свойства кислотного оксида Типичный кислотный оксид: 6CaO + P4O10 = 2Ca3(PO4)2, 6Ca(OH)2 + P4O10 = 2Ca3(PO4)2 + 6H2O. Водоотнимающее свойство Эффективное водоотнимающее средство, способен превращать азотную и серную кислоты в оксиды: 2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5; H2SO4 + P2O5 = 2HPO3 + SO3. Получается при горении фосфора в избытке кислорода: 4Р + 2О5 = Р4О10.

Слайд 13

Описание слайда:

Фосфорноватистая кислота – это белые кристаллы, хорошо растворимые в воде и в органических растворителях. Температура плавления 27 °С. Химические свойства Одноосновная кислота средней силы. Очень сильный восстановитель: 5H3PO2 + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5H3PO4 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 6H2O. При температуре около 50 °С разлагается: 3H3PO2 = PH3 + 2H3PO3. Соли – гипофосфиты. Практически все хорошо растворимы в воде, соли переходных металлов мгновенно разлагаются. Получение При диспропорционировании белого фосфора в концентрированной щелочи образуется гипофосфит – соль фосфорноватистой кислоты, раствор кислоты легко получается действием серной кислоты на гипофосфит: 2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = PH3 + 3Ba(H2PO2)2; Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4.

Слайд 14

Описание слайда:

Фосфористая кислота – это бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде и спирте, температура плавления 74 °С, температура разложения 197 °С. Химические свойства Двухосновная кислота средней силы. Является хорошим восстановителем, хотя и менее сильным, чем фосфорноватистая кислота, она также обесцвечивает раствор перманганата калия: 5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H3PO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O. При нагревании до 200 °С разлагается: 4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4. Соли – фосфиты и гидрофосфиты. Практически все хорошо растворимы в воде, соли переходных металлов разлагаются: при незначительном нагревании: Ag2HPO3 = 2Ag + HPO3. Получение Образуется при гидролизе трихлорида фосфора: PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

Слайд 15

Описание слайда:

При комнатной температуре довольно инертна, при нагревании проявляет свойства кислот, относится к кислотам средней силы. Диссоциация в водном растворе: Н3РО4 = Н2РО4- + Н+ Н2РО4- = НРО42- + Н+ НРО42- = РО43-+ Н+ Суммарное уравнение: Н3РО4 = РО43- + 3Н+. Свойства кислоты Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода: 3Zn + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2 + 3H2. С оксидами металлов: 3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O. С основаниями: 3Ca(OН)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6Н2О; Ca(OН)2 + H3PO4 = CaНPO4 + 2Н2О; Ca(OН)2 + 2H3PO4 = Ca(Н2PO4)2 + 2Н2О. Не проявляет ни окислительных, ни восстановительных свойств.

Слайд 16

Описание слайда:

Термический способ получения фосфорной кислоты основан на окислении элементарного фосфора в избытке воздуха с последующей гидратацией и образующегося оксида фосфора (V) и конденсацией фосфорной кислоты: 4Р + 5О2 = Р4О10; nР4О10 + 2nH2O = 4(HPO3)n при 700 °С, 4(HPO3)n + 2nH2O = 2nH4P2O7 при 450 °С, 2nH4P2O7 + 2nH2O = 4nH3PO4 ниже 230 °С. Суммарное уравнение: Р4О10 + 6H2O = 4H3PO4. Также ортофосфорную кислоту получают при переработке апатитов: Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O = 5CaSO4·2H2O + 3H3PO4 + HF.