Разработка урока по теме Фосфор


Цель урока: сформировать систему
знаний учащихся о строении, свойствах и
применении фосфора.

Задачи:

  • Образовательные:
    • рассмотреть строение атома фосфора;
    • изучить нахождение фосфора в природе, способы
      получения и открытия этого элемента, физические
      и химические свойства, а также применение;
    • 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.
  • Воспитательные:
    • способствовать формированию научного
      мировоззрения;
    • способствовать участию учащихся в дискуссии;
    • осознание учащимися значимости совместных
      действий в процессе обдумывания тех или иных
      вопросов;
    • способствовать формированию грамотного
      отношения к химическим процессам, протекающим в
      окружающем мире.
  • Развивающие:
    • способствовать развитию познавательной
      деятельности учащихся при изучении данной темы;
    • способствовать развитию мышления при изучении
      и анализе данной темы;
    • сформировать умение обобщения, конкретизации и
      делать выводы;
    • развивать самостоятельность добывания знаний.

Тип урока: изучение нового материала

Методы и методические приемы:

  • словесные: рассказ, беседа.
  • наглядные: демонстрация презентации (Приложение
    1
    ), демонстрация опытов.

Формы организации:

  • индивидуальная
  • групповая
  • химический эксперимент

Оборудование:

  • мультимедийный проектор, компьютер,
    презентация Power Point;
  • раздаточный материал: периодическая система
    химических элементов Д.И.Менделеева, таблица
    «Физические свойства аллотропных модификаций
    фосфора», коллекция природных материалов,
    образцы фосфорных удобрений;
  • реактивы и оборудование: фосфор красный,
    стеклянная палочка, спиртовка, спички, вата,
    пробирка, пробиркодержатель.

ХОД УРОКА



1. Организационный момент

Тема урока: Фосфор (Приложение
1
, слайд 1)

Цитата урока: (Приложение
1
, слайд 2)

То я камень философский,
То огонь холодный я,
То цвет белый, красный, черный представляю я,
А в России появился, светоносцем объявился.

2. Переход к новому материалу (Приложение 1, слайд 3)

Учитель зачитывает отрывок из романа
А.Конан-Дойля «Собака Баскервилей».

«…Да! Это была собака, огромная, черная, как
смоль. Но такой собаки еще никто из нас, смертных
не видывал. Из ее отверстной пасти вырывалось
пламя, глаза метали искры. По морде и загривку
переливался мерцающий огонь. Ни в чьем
воспаленном мозгу не могло возникнуть видение
более страшное, более омерзительное, чем это
адское существо, выскочившее на нас из тумана…
Страшный пес, величиной с молодую львицу. Его
огромная пасть все еще светилась голубоватым
пламенем, глубоко сидящие дикие глаза были
обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой
светящейся головы и, отняв руку, увидел, что мои
пальцы тоже засветились в темноте. Фосфор, –
сказал я».

– Это отрывок из произведения А.Конан-Дойля
«Собака Баскервилей». А обладает ли фосфор
такими свойствами выясним на уроке.

3. Изучение нового материала

История открытия фосфора (Приложение
1
, слайд 4)

Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд (1669
г.), разорившийся купец, хотел с помощью алхимии
поправить свои дела и в поисках «философского»
камня, проводил опыты с разными веществами. Он
собрал около тонны мочи из солдатских казарм,
выпарил, затем перегнал до образования твердого
осадка, при нагревании которого образовалось
вещество, ярко светившееся в темноте. Бранд
назвал его фосфором, что в переводе с греческого
означает «светоносец». Способ получения фосфора
держался в секрете. В результате развернувшейся
«фосфорной лихорадки» Бранд продает секрет
дрезденскому алхимику Крафту, который изготовив
большое количество фосфора, отправился по
Европе, где демонстрируя его свойства перед
богатыми, извлекал большую выгоду. Выведав у
Крафта секрет получения фосфора, английский
химик Роберт Бойль начал изучать свойства
элемента. И уже скоро пришел к открытию фосфорной
кислоты и фосфористого водорода.

Нахождение в природе (Приложение
1
, слайды 5-7)

Общее содержание фосфора в земной коре
составляет 0,08 %. В природе фосфор встречается
только в виде соединений. Важнейшее из них –
фосфат кальция – минерал апатит. Известно много
разновидностей апатита, из которых наиболее
распространен фторапатит 3Ca3(PO4)2
* CаF2. Разновидности апатита слагают
осадочные горные породы – фосфориты. Фосфор
входит также в состав белковых веществ в виде
различных соединений. Содержание фосфора в
тканях мозга составляет 0,38 %, в мышцах – 0,270 %.
Фосфор необходим для жизни растений, поэтому
почва всегда должна содержать достаточное
количество соединений фосфора.

Строение атома фосфора (Приложение
1
, слайд 8)

Для работы можно предложить схему:

– Составьте схему строения атома фосфора,
сделайте вывод о проявлении свойств.
– Определите возможные степени окисления
фосфора в соединениях.
– Составьте формулу летучего водородного
соединения, высшего оксида и гидроксида,
расставьте степени окисления.

Из строения атома выделили, что высшая степень
окисления равна + 5, низшая – –3, значит фосфор
может проявлять и окислительные свойства по
отношению к металлам, и восстановительные
свойства по отношению к более
электроотрицательным элементам – неметаллам.
Соединения в которых фосфор проявляет степень
окисления – 3 называются фосфиды: Na3P–3
– фосфид натрия, Ca3P2 – фосфид
кальция. Фосфор образует водородное соединение
– фосфин PH3, для которого характерная
ковалентная неполярная химическая связь, так как
значения электроотрицательности фосфора и
водорода почти одинаковые.

Физические свойства (Приложение
1
, слайды 9-12)

– Для простого вещества фосфора характерно
явление аллотропии. Дайте определение
аллотропной модификации.



Таблица «Аллотропные модификации
фосфора»

– Какой тип кристаллической решетки у белого,
красного и черного фосфора?
Молекула белого фосфора состоит из 4 атомов,
построенных в форме тетраэдра, красный фосфор
имеет атомную кристаллическую решетку с
довольно сложным строением, черный фосфор –
полимерное вещество с атомной кристаллической
решеткой.
– Как вы думаете из одного аллотропного
видоизменения фосфора можно получить другое?

Демонстрационный опыт (Приложение
1
, слайд 13)

Получение белого фосфора из красного (возможна
демонстрация опыта учителем)

Красный фосфор (количество с полгорошины)
поместить в пробирку, вставить стеклянную
палочку, закрыть тампоном, нагреть. Образуется
белый дым оксида фосфора, затем – желтоватые
капли белого фосфора. Извлечь стеклянную
палочку, белый фосфор самовозгорается.
Демонстрация опыта (Приложение
2
)

– Какова температура воспламенения белого
фосфора? Прав ли был А.Конан-Дойль в описании
собаки Баскервилей?
Белый фосфор самовозгорается на воздухе. Кроме
того, процесс окисления катализируется
органическим веществом, в частности, шерстью.
Поэтому собака Баскервилей не могла быть
окрашена белым фосфором.
– Каково физиологическое действие белого
фосфора?
Доза фосфора в 0,05-0,15 г для человека смертельна.
Профессиональное заболевание рабочих спичечных
фабрик был фосфорный некроз – поражение
челюстей. Белый фосфор не только сильный яд, при
попадании на кожу вызывает долго не заживающие
ожоги.
– Сравните физические свойства аллотропных
видоизменений фосфора (самостоятельная работа
учащихся с таблицей)

Таблица «Физические свойства
белого, красного и черного фосфора»
(Приложение 1, слайд 14)


Характеристика вещества Свойства белого фосфора Свойства красного фосфора Свойства черного фосфора
Физическое состояние Кристаллическое вещество Порошкообразное вещество Похож на графит, жирное на ощупь
твердость Небольшая, можно резать ножом (под водой)

цвет Бесцветный с желтоватым оттенком Темно-красный черный
запах чесночный Без запаха

Плотность (в Г/см3) 1,8 2,3

Растворимость в воде Не растворяется Не растворяется Не растворяется
Растворимость в сероуглероде Хорошо растворяется Не растворяется Не растворяется
Температура плавления 44oС При сильном нагревании превращается в пары
белого фосфора

Температура воспламенения 40oС, в измельченном состоянии
воспламеняется при обычной температуре
260oС 490oС
свечение Светится в темноте Не светится Не светится
Действие на организм Сильный яд Не ядовит Не ядовит

– Сходны ли свойства белого, красного и черного
фосфора?
– Чем объясняются различия в свойствах?

Химические свойства (Приложение
1
, слайд 15)

Фосфор проявляет и окислительные, и
восстановительные свойства.

+
3e
– 5e
P–3–––––––––––––––––––––P0
––––––––––––––––––– P+5(P+3)
окислитель
восстановитель
восстанавливается
окисляется

А) Взаимодействие с простыми веществами.

Фосфор легко окисляется кислородом.

Учащиеся самостоятельно записывают
уравнения химических реакций, расставляют
коэффициенты методом электронного баланса,
указывают окислитель и восстановитель.

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

Фосфор взаимодействует с металлами как окислитель,
образует фосфиды:

2P + 3Ca ––> Ca3P2,

Демонстрация опыта (Приложение
3
)
2P + 3Mg ––> Mg3P22.

с неметаллами как восстановитель:

2P + 3S ––> P2S3,

Демонстрация опыта (Приложение
4
)
2P + 3Cl2 ––> 2PCl3.

В) Взаимодействие со сложными веществами:

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



0 + 6Н2О ––> Р–3Н3 + 3Н3Р+1О2
(фосфорная кислота)
P0 +3e ––> Р–3 окислитель
(процесс восстановление)
P0 – e ––> Р+1 восстановитель
(процесс окисление)

В растворах щелочей диспропорционирование
происходит в большей степени:

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
:

3P0 + 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

Смеси с бертолетовой солью от удара взрываются,
воспламеняются. Эта реакция происходит, когда мы
зажигаем спички. В головке спички содержится
бертолетова соль, в намазке шкурки – красный
фосфор.

Получение

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

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

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)
:

Применение (слайд № 16-21)

Сообщение ученика

Большинство (80-90%) добываемой фосфатной руды
идет на получение удобрений. В 1799 году 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 году, а в
1842 году там же было организовано его первое
промышленное производство. В России первое
предприятие по производству суперфосфата
появилось в 1868 году. 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.
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.

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.

5. Закрепление материала

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?

6. Заключение

Подведение итогов урока.

7. Домашнее задание

1. Изучить текст учебника по теме “Фосфор”.
2. Сравнить: а) неметаллические свойства азота и
фосфора как элементов; б) химическую активность
азота и фосфора как простых веществ. Сделайте
вывод.
3. Составить формулы веществ, образующих
генетический ряд фосфора.
4. Индивидуальные задания. Подготовить сообщения:
1) об истории спичек; 2) о биологической роли
фосфора и его соединений.




Следующий: