Разработка урока Фосфор


Цели.

На основе интеграции исторических,
биологических и химических знаний изучить
нахождение фосфора в природе и его свойства,
вскрыть причинно-следственные связи “строение -
свойства” и “свойство — применение”, установить
связь науки с практикой – выяснить значение
фосфора для человека.

Задачи:

Образовательные:

  • Расширить знания учащихся о неметаллах на
    основе изучения элемента фосфора и его
    соединений.
  • Продолжить формирование умений прогнозировать
    свойства простого вещества на основе положения
    химического элемента в Периодической системе
    химических элементов.
  • Познакомить учащихся с получением, свойствами и
    применением фосфора.
  • Продолжить формирование умения и навыка
    составления окислительно-восстановительных
    реакций с использованием метода электронного
    баланса.
  • Способствовать формированию устойчивого
    интереса к изучаемому предмету, используя
    исторические хроники, презентации на уроке, а
    также самостоятельно подготовленные сообщения
    учащихся.

Развивающие:

  • На основе межпредметных связей продолжить
    формирование умений устанавливать взаимосвязь
    между составом, строением и свойствами веществ.
  • Продолжить формирование умений работать в
    темпе, экономя время урока.

Воспитательные:

  • Показать значимость химических знаний для
    современного наукоемкого производства и
    успешной адаптации будущих специалистов в
    обществе.
  • Показать роль химической науки и практики в
    развитии народного хозяйства страны.

Тип урока

: комбинированный. Сообщение новых
знаний и их совершенствование.

Оборудование и реактивы

: коллекция природных
материалов, коллекция фосфорных удобрений,
таблица “Строение фосфора”, Периодическая
система химических элементов Д.И.Менделеева:
спиртовка, ложечка для сжигания, красный фосфор,
колба наполненная кислородом, индикатор
(метил.оранж.), мультимедийный проектор.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Вступительное слово учителя

(Слайд 1, см. Приложение 1):

“Чудовище лежало перед нами…
Его огромная пасть все еще светилась голубоватым
пламенем, глубоко сидящие дикие глаза обведены
кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы
и, подняв руку, увидел, мои пальцы тоже
засветились в темноте.

– Фосфор, – сказал я”.

Тема урока – ФОСФОР. Учащимся сообщаются цели
урока.


3. Изучение нового материала

1. Нахождение фосфора в природе

(рассказ
учителя)

Фосфор

– один из самых распространённых
элементов земной коры, его содержание составляет
0,08–0,09 % её массы. В свободном состоянии не
встречается из-за высокой химической активности.
Образует около 190 минералов, важнейшими из
которых являются апатит Ca5(PO4)3*
СаХ2 (Х=F,Cl,OH) (слайд №2), фосфорит Ca3(PO4)2
и другие. Фосфор содержится во всех частях
зелёных растений, ещё больше его в плодах и
семенах фосфолипиды. Содержится в животных
тканях, входит в состав белков и других важнейших
органических соединений АТФ, является элементом
жизни.

2. История открытия фосфора

Заранее подготовленный учащийся делает
сообщение:

Фосфор открыт гамбургским алхимиком
Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим
алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни
или философский камень, а получил светящееся
вещество (слайд №3). Несколько позже фосфор был
получен другим немецким химиком – Иоганном
Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был
получен Р.Бойлем, описавшим его в статье “Способ
приготовления фосфора из человеческой мочи”,
датированной 14 октября 1680 года и опубликованной
в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора
был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать
еще арабские алхимики в XIIв. То, что фосфор –
простое вещество, доказал Лавуазье.”

“Происхождение названия”

Заранее подготовленный учащийся делает
сообщение:

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси
белого песка и выпаренной мочи получил
светящееся в темноте вещество, названное сначала
“холодным огнём”. Вторичное название “фосфор”
происходит от греческих слов “фос”– свет и
“феро”– несу. В древнегреческой мифологии имя
Фосфор (или Эосфор, греч. Цюуцпспт) носил страж
Утренней звезды.”

3. Получение:

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в
результате взаимодействия с коксом и
кремнезёмом при температуре 1600 °С (слайд 4):

Учащиеся совместно с учителем записывают
уравнение химической реакции, расставляют
коэффициенты методом электронного баланса,
указывают окислитель и восстановитель(слайд 5):

Образующиеся пары белого фосфора
конденсируются в приёмнике под водой.



Вместо фосфоритов восстановлению можно
подвергнуть и другие соединения, например,
метафосфорную кислоту (один из учащихся работает
у доски, записывает уравнение химической
реакции, расставляет коэффициенты методом
электронного баланса, указывает окислитель и
восстановитель) (слайд 6):



4. Изучение строения атома фосфора

Учащимся дается задание по Периодической
системе сравнить строение атома фосфора с атомом
азота. (слайд 7)

Ученики самостоятельно по Периодической
системе рассматривают и делают выводы: атомы
фосфора по сравнению с атомами азота имеют
больший радиус, меньшее значение
электроотрицательности, а значит, более
выраженные восстановительные свойства.
Записывают на доске электронную формулу атома
фосфора. Делают выводы: минимальная степень
окисления фосфора -3 (встречаются реже, чем у
азота Са3Р2, Ма3Р), максимальная
степень окисления фосфора +5 (Н3РО4, Р2О5).
В отличие от азота, за счет имеющегося в атоме
фосфора, на третьем энергетическом уровне,
d-подуровня возможно “распаривание” электронов
и валентность, которую может проявлять фосфор
равна пяти.

Учитель дополняет, что соединение фосфора с
водородом – ф о с ф и н РН3 – тот редкий
случай, когда ковалентная связь между атомами
разных элементов неполярна в силу того, что
электроотрицательности фосфора и водорода имеют
почти одинаковые значения.

5. Физические свойства фосфора:

Элементарный фосфор в обычных условиях
представляет собой несколько устойчивых
аллотропических модификаций. Обычно выделяют
четыре модификации простого вещества – белую,
красную, черную и металлический фосфор. В обычных
условиях существует только три аллотропических
модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких
давлений – также металлическая форма. Все
модификации различаются по цвету, плотности и
другим физическим характеристикам; заметна
тенденция к резкому убыванию химической
активности при переходе от белого к
металлическому фосфору и нарастанию
металлических свойств(слайд 8)

Белый фосфор

( сообщение учащегося)
представляет собой белое вещество, Тп= 44,1°С. По
внешнему виду он очень похож на парафин, легко
режется ножом. Химически белый фосфор
чрезвычайно активен. Например, белый фосфор
медленно окисляется кислородом воздуха уже при
комнатной температуре и светится (бледно-зелёное
свечение). Явление такого рода свечения
вследствие химических реакций окисления
называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно
фосфоресценцией. Белый фосфор весьма ядовит
(вызывает поражение костей, костного мозга,
некроз челюстей) и легкорастворим в органических
растворителях.

Неочищенный белый фосфор обычно называют “жёлтый
фосфор”
.
Сильноядовитое ПДК 0,03 мг/м?),
огнеопасное кристаллическое вещество. Горит
ослепительным ярко-зеленым пламе-нем с
выделением густого белого дыма – мелких
частичек декаоксида тетрафосфора P4O10.

Для предохранения от самовозгорания желтый
фосфор хранится и перевозится под слоем воды
(раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

, также называемый
фиолетовым фосфором в первые был получен в 1847
году в Швеции австрийским химиком А.Шрёттером
при нагревании белого фосфора при 500°С в
атмосфере угарного газа (СО) в запаянной
стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу (Р4)n и
представляет собой полимер со сложной
структурой. Химическая активность красного
фосфора значительно ниже, чем у белого; ему
присуща исключительно малая растворимость.
Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого,
поэтому он применяется гораздо шире, например, в
производстве спичек (составом на основе красного
фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков).

Чёрный фосфор

– это наиболее
стабильная термодинамически и химически
наименее активная форма элементарного фосфора.
Чёрный фосфор представляет собой чёрное
вещество с металлическим блеском, жирное на
ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью
отсутствующей растворимостью в воде или
органических растворителях. Удивительным
свойством чёрного фосфора является его
способность проводить электрический ток и
свойства полупроводника.

Металлический фосфор

: При 8,3·1010 Па
чёрный фосфор переходит в инертную
металлическую фазу и приобретает кубическую
кристаллическую решётку, при этом его плотность
возрастает до 3,83 г/см?. Металлический фосфор
очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно
выше, чем у азота.

А) Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом (слайд 9):

Учитель показывает в вытяжном шкафу опыт
“горение фосфора”. Учащиеся самостоятельно
записывают уравнения химических реакций,
расставляют коэффициенты методом электронного
баланса, указывают окислитель и восстановитель.
Первый справившийся с заданием ученик помогает
напарнику. В классе осуществляется
взаимопроверка.

(слайд 10)

  • 4P + 5O2 2P2O5
    (с избытком кислорода)
  • 4P + 3O2 2P2O3
    (при медленном окислении или при недостатке О2).

Фосфор взаимодействует с металлами как окислитель,
образует фосфиды (слайд 11):

  • 2P + 3Ca Ca3P2,
  • 2P + 3Mg Mg3P2.

с неметаллами как восстановитель (слайд 12):

  • 2P + 3S P2S3,
  • 2P + 3Cl2 2PCl3.

Не взаимодействует с водородом.

В) Взаимодействие со сложными веществами:

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует
(является и окислителем и восстановителем) (слайд
13
):

  • 0 + 6Н2О Р-3Н3
    + 3Н3Р+1О2 (фосфатная кислота.
    P0 +3e- Р -3 окислитель
    (процесс восстановление)
    P0 -e- Р +1 восстановитель
    (процесс окисление)

В растворах щелочей диспропорционирование
происходит в большей степени (слайд 14):

  • 0 + 3KOH + 3Н2О Р-3Н3
    + 3KН2Р+1О2.
    P0 +3e- Р -3 окислитель
    (процесс восстановление)
    P0 -e- Р +1 восстановитель
    (процесс окисление)

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную
кислоту
(слайд 15):

  • 3P 0 + 5HN+5O3 + 2H2O 3H3P +5O4 + 5N+2O;
    P0 -5e- Р +5 восстановитель
    (процесс окисление)
    N+5 +3e- N +2 окислитель (процесс
    восстановление)
  • 2P + 5H2SO4 2H3PO4
    + 5SO2 + 2H2O.

Реакция окисления также происходит при
поджигании спичек, в качестве окислителя
выступает бертолетова соль:

  • 6P + 5KClO3 5KCl + 3P2O5

7. Применение фосфора

Заранее подготовленный учащийся делает
сообщение

Область применения соединений фосфора огромна
(слайд 16) . Определение А.Е.Ферсмана:
“Фосфор – элемент жизни…” находит
повсеместное подтверждение. Фосфор – элемент не
только биологической жизни, но и повседневной,
действительно, фосфорсодержащие соединения
используются в сельском хозяйстве, медицине,
фармакологии, научных исследованиях, пищевой и
химической промышленности, строительстве,
металлургии, технике и, наконец, в повседневном
быту. Такая ситуация была не всегда, и на
протяжении долгого времени после открытия
Бранда фосфор оказывался замешанным во многих
скверных историях, все началось со спекуляций
самого Бранда и его последователей. Далее
“таинственные” вспыхивающие надписи на стенах
в храмах и “чудо самовоспламенения свечей”.
Долгое время бытовали предрассудки и суеверия,
связанные с “блуждающими” огнями, возникающими
иногда над болотами и являющимися следствием
самовоспламенения фосфина.

Фосфор является важнейшим биогенным элементом
и в то же время находит очень широкое применение
в промышленности. Красный фосфор применяют в
производстве спичек. Его вместе с тонко
измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую
поверхность коробка. При трении спичечной
головки в состав который входят хлорат калия и
сера, происходит воспламенение

Большинство (80–90%) добываемой фосфатной руды
идет на получение удобрений. В 1799 было доказано,
что фосфор необходим для нормальной
жизнедеятельности растений. Накапливаясь в
биомассе, фосфор исчезает из почвы. Ежегодно
мировой урожай уносит с полей несколько
миллионов тонн фосфора, наряду с азотом и калием,
поэтому необходимо возобновление его ресурсов в
плодородном слое. В древние времена люди
удобряли почву навозом, костями и гуано. Первое
искусственное фосфорное удобрение –
суперфосфат – было получено в Англии в 1839 Лаузом,
а в 1842 там же было организовано его первое
промышленное производство. В России первое
предприятие по производству суперфосфата
появилось в 1868. Сейчас его получают, обрабатывая
апатит серной кислотой:

Ca10(PO4)6F2 + 7H2SO4
= 3Ca(H2PO4)2 + 7CaSO4 + 2HF.

Побочно получающийся сульфат кальция не
отделяют.

Более ценный продукт – двойной суперфосфат,
так как в нем содержится в три раза больше
фосфора по массе, его получают обработкой
апатита фосфорной кислотой:

Ca10(PO4)6F2 + 14H3PO4
+10H2O = 10Ca(H2PO4)2·H2O +2HF.



Доля производства удобрений, содержащих в
своем составе только один фосфор, падает, и все
больше производится комплексных удобрений,
содержащих два или три питательных элемента.
Большая часть фосфорных удобрений, производимых
в России, приходится на аммофос, диаммофос и
азофоску. Ежегодное мировое производство
фосфорных удобрений на начало 21 в. составило 41
млн. тонн, а суммарное количество всех удобрений
– 190 млн. тонн. Основными производителями
фосфорных удобрений являются Марокко, США и
Россия, а основными потребителями – страны Азии,
Латинской Америки и Западной Европы.


4. Закрепление (фронтальный опрос)

Отрывок из какой книги прозвучал в начале
урока?
– Кто автор?
– Каковы аллотропные модификации фосфора?
– С какими физическими свойствами фосфора мы
познакомились?
– Перечислите химические свойства фосфора.
– Какие области применения имеет фосфор?

5. Заключение

Подведение итогов урока.

6. Домашнее задание

Дома §29 (И.И.Новошинский) (творческие задания:
составить презентацию по теме “Соединения
фосфора”, кроссворд).




Следующий: