"Charakteristika prvku fosfor" - Objavil ho nemecký alchymista X. Brand. Fosfor horí svetlozeleným plameňom. biely fosfor. Použitie fosforu. Transformácia červeného fosforu. Porovnanie štruktúry atómu dusíka a fosforu. Spaľovanie fosforu v chlóre. Interakcia fosforu s komplexnými látkami. Získanie fosforu. Alotropické modifikácie fosforu.
"Dusík a fosfor" - Aké soli tvoria amoniak. špecifické vlastnosti. Potvrdenie. oxidy dusíka. Soli kyseliny dusičnej. Aké oxidy dusíka poznáte. Chemické vlastnosti. rozklad dusičnanov. Molekulové a iónové reakčné rovnice. Skupina. Získanie v laboratóriu. Krehké spojenie. Chemické vlastnosti dusíka. Amoniak.
"Fosfor a jeho zlúčeniny" - zlúčeniny fosforu v rastlinnej bunke. Zistenia. Zrazenina. Pri nedostatku fosforu vznikajú choroby rastlín. Fosforové hnojivá. Fosfátová múka. Fosfor a rastliny. Kostná múka. Účel: študovať vplyv fosforu na rast a vývoj rastlín. Prísun fosforu do rastliny je potrebný najmä v mladom veku.
"Lekcia zlúčeniny fosforu" - 2. fáza. Prevádzkové prevedenie. Vzdelávací program Otvorená chémia (sekcia Periodický systém D.I. Mendelejeva). 1. Orientačno-motivačný. 2. Prevádzkové a výkonné. 3. Reflexívno-hodnotiace. Formovať poznatky o fosfore ako chemickom prvku a jednoduchej látke. Vzdelávací program Cyrila a Metoda (časť Nekovy.
„Význam fosforu“ – Fosfor je pomerne vzácny prvok. Vo voľnej forme sa v prírode nevyskytuje. Hodnota fosforu v prírode. Nánosy apatitu. Plynné a kvapalné látky. Fosfor a rastliny. Výrobky obsahujúce fosfor. Nájdenie fosforu u ľudí. Fosfor potrebuje človek na mnohé účely. Fosfor je mimoriadne toxická a reaktívna látka.
"Phosphorus 1" - domáca úloha. Fosfor. Motivačný stupeň III. I. Organizačný moment II. Biely fosfor (P4). Alotropia fosforu (n.o.s. 159-160). motivačná fáza. (Zobraziť videoklip) III. Chemické vlastnosti fosforu. Ľudské telo obsahuje asi 1,5 kg fosforu: 1,4 kg v kostiach, 130 g vo svaloch a 13 g v nervovom tkanive.
V téme je celkovo 12 prezentácií
a) Kyselina fosforitá H3PO3. Bezvodá kyselina fosforitá H3PO3 tvorí kryštály s hustotou 1,65 g/cm3, topia sa pri 74 °C.
Štrukturálny vzorec:
Pri zahrievaní bezvodej H3PO3 dochádza k disproporcionačnej reakcii (samooxidácia-samoobnovenie):
4H3P03 = PH3^ + 3H3P04.
Soli kyseliny fosforitej - fosfity. Napríklad K3PO3 (fosforitan draselný) alebo Mg3(P03)2 (fosforitan horečnatý).
Kyselina fosforitá H3PO3 sa získava rozpustením oxidu fosforečného vo vode alebo hydrolýzou chloridu fosforitého РCl3:
Cl3+ 3H20= H3P03+ 3HCl^.
b) Kyselina fosforečná (kyselina ortofosforečná) H3PO4.
Bezvodá kyselina fosforečná sú svetlé priehľadné kryštály, rozplývajúce sa na vzduchu pri izbovej teplote. Teplota topenia 42,35 °C. S vodou tvorí kyselina fosforečná roztoky akejkoľvek koncentrácie.
Kyselina fosforečná zodpovedá nasledujúcemu štruktúrnemu vzorcu:
Kyselina fosforečná reaguje s kovmi umiestnenými v sérii štandardných elektródových potenciálov až po vodík, so zásaditými oxidmi, so zásadami, so soľami slabých kyselín.
V laboratóriu sa kyselina fosforečná získava oxidáciou fosforu 30% kyselinou dusičnou:
3P + 5HN03+ 2H20 = 3H3P04+ 5NO^.
V priemysle sa kyselina fosforečná získava dvoma spôsobmi: extrakciou a termálnou. Metóda extrakcie je založená na úprave drvených prírodných fosfátov kyselinou sírovou:
Ca3(P04)2+ 3H2S04= 2H3P04+ 3CaS04v.
Kyselina fosforečná sa potom odfiltruje a zahustí odparením.
Tepelná metóda spočíva v redukcii prírodných fosforečnanov na voľný fosfor s následným spálením na P4O10 a jeho rozpustením vo vode. Kyselina fosforečná vyrobená týmto spôsobom sa vyznačuje vyššou čistotou a vyššou koncentráciou (až 80 % hmotnosti).
Kyselina fosforečná sa používa na výrobu hnojív, na prípravu činidiel, organických látok a na vytváranie ochranných povlakov na kovoch. Čistená kyselina fosforečná je potrebná na prípravu liečiv, kŕmnych koncentrátov.
Kyselina fosforečná nie je silná kyselina. Ako trojsýtna kyselina sa vo vodnom roztoku postupne disociuje. V prvej fáze je ľahšie sa oddeliť.
H3P04/>H++ />(dihydrofosfátový ión);
/>/>H++ />(hydrofosfátový ión);
/>/>H++ />(fosfátový ión).
Celková iónová rovnica pre disociáciu kyseliny fosforečnej:
H3P04/>3H++ />.
oxid fosforečný
Kyselina fosforečná tvorí tri série solí:
- a) K3P04, Ca3(P04)2-trisubstituovaný alebo fosfáty;
- b) K2HP04, CaHP04 - disubstituované alebo hydrofosfáty;
- c) KH2PO4, Ca (H2PO4) 2 - jednoducho substituované, alebo dihydrofosfáty.
Jednosubstituované fosforečnany sú kyslé, dvojsubstituované fosforečnany sú mierne zásadité a trojsubstituované fosforečnany sú zásadité.
Všetky fosforečnany alkalických kovov a fosforečnany amónne sú rozpustné vo vode. Z vápenatých solí kyseliny fosforečnej sa vo vode rozpúšťa iba dihydrogenfosforečnan vápenatý. Hydrogenfosforečnan vápenatý a fosforečnan vápenatý sú rozpustné v organických kyselinách.
Pri zahrievaní kyselina fosforečná najskôr stráca vodu - rozpúšťadlo, potom začne dehydratácia kyseliny fosforečnej a vytvorí sa kyselina difosforečná:
2H3P04= H4P207+ H20.
Značná časť kyseliny fosforečnej sa premieňa na kyselinu difosforečnú pri teplote okolo 260 °C.
c) Kyselina fosforečná (hypofosforečná) H4P2O6.
H4P2O6 je stredne silná štvorsýtna kyselina. Počas skladovania sa kyselina fosforečná postupne rozkladá. Pri zahrievaní sa jeho roztoky menia na H3PO4 a H3PO3.
Vzniká pri pomalej oxidácii H3PO3 na vzduchu alebo pri oxidácii bieleho fosforu vo vlhkom vzduchu.
d) Kyselina fosforitá (hypofosforečná) H3PO2. Táto kyselina je jednosýtna, silná. Kyselina fosforitá zodpovedá nasledujúcemu štruktúrnemu vzorcu:
Fosfornany - soli kyseliny fosfornej - sú zvyčajne vysoko rozpustné vo vode.
Fosfornany a H3PO2 sú energetické redukčné činidlá (najmä v kyslom prostredí). Ich cennou vlastnosťou je schopnosť obnoviť rozpustené soli niektorých kovov (Ni, Cu atď.) na voľný kov:
2Ni2++/>+ 2H20> Ni+/>+ 6H+.
Kyselina fosforná sa získava rozkladom fosfornanu vápenatého alebo bárnatého kyselinou sírovou:
Ba(H2PO2)2+ H2SO4= 2H3PO2+ BaSO4v.
Fosfornany vznikajú varom bieleho fosforu v suspenziách hydroxidov vápenatých alebo bárnatých.
2P4(biela) + 3Ba(OH)2+ 6H20= 2PH3^ + 3Ba(H2P02)2.
Fosfín
FosfínPH3 - zlúčenina fosforu s vodíkom - bezfarebný plyn s ostrým nepríjemným cesnakovým zápachom, dobre rozpustný vo vode (chemicky s ňou neinteraguje), je veľmi toxický. Na vzduchu sa čistý a suchý fosfín vznieti pri zahriatí nad 100-140°C. Ak fosfín obsahuje nečistoty difosfínu Р2Н4, samovoľne sa vznieti na vzduchu.
Pri interakcii s niektorými silnými kyselinami tvorí fosfín fosfóniové soli, napríklad:
PH3+ HCl = PH4Cl (fosfóniumchlorid).
Štruktúra fosfóniového katiónu [РН4]+ je podobná štruktúre amónneho katiónu +. Voda rozkladá fosfóniové soli za vzniku fosfínu a halogenovodíka. Fosfín možno získať reakciou fosfidov s vodou:
Ca3P2+ 6H20 = 3Ca(OH)2+ 2PH3^.
A posledný. Keď fosfor reaguje s kovmi, tvoria sa fosfidy. Napríklad Ca3P2 (fosfid vápenatý), Mg3P2 (fosfid horečnatý).
1) pridajte reakčné rovnice, uveďte oxidačné stavy prvkov a usporiadajte koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)určiť oxidačný stav každého prvku, usporiadať koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Určite oxidačný stav síry v nasledujúcich zlúčeninách: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 smerom k atómom ktorého chemického prvku sa posúvajú bežné elektrónové páry v molekulách nasledujúcich zlúčenín: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? prosím o pravdivú odpoveď! 5) povedzte mi, menia sa oxidačné stavy atómov, keď vzniká voda z vodíka a kyslíka? 6) napíšte rovnice elektrolytickej disociácie: dusičnan meďnatý, kyselina chlorovodíková, síran hlinitý, hydroxid bárnatý, síran zinočnatý. 7) napíšte molekulárne a iónové rovnice reakcií medzi roztokmi: hydroxid lítny a kyselina dusičná, dusičnan meďnatý a hydroxid sodný, uhličitan draselný a kyselina fosforečná. 8) pri interakcii roztokov ktorých látok je jedným z produktov reakcie voda? K2CO3 a HCI: Ca(OH)2 a HNO3: NaOH a H2SO4: NaNO3 a H2SO4? Napíšte reakčné rovnice v molekulárnych a iónových vzorcoch. 9) ktoré z nasledujúcich solí po rozpustení vo vode podliehajú hydrolýze: chlorid hlinitý, sulfid draselný, chlorid sodný? Napíšte rovnice pre hydrolýzu.
1. Napíšte rovnicu pre redoxnú reakciu metódou elektrónovej rovnováhy, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo:Cl2+H20 -> HCL+02
2. Počas interakcie (pri N.C.) chlóru s vodíkom vzniklo 11,2 litra chlorovodíka. Vypočítajte hmotnosť a počet mólov reaktantov
3. Napíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií:
C -> CO2 -> Na2C03 -> CO2 -> CaC03
4. Vypočítajte hmotnostný zlomok roztoku chloridu sodného (NaCl), ak 200 g roztoku obsahuje 16 g soli.
5. Napíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií:
P->P2O5->H3PO4->Ca(PO4)2->Ca(OH)2
6. Aký objem kyslíka (n.c.) je potrebný na úplné spálenie 5 m3 metánu CH4?
7. Napíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií:
Fe->Fe2O3->FeCl3->Fe(OH)3->Fe(SO4)3
8. Pri interakcii chlóru s vodíkom pri n.c. vzniklo 8,96 l chlorovodíka Vypočítajte hmotnosti a množstvá látok (mol), ktoré zreagovali.
9. Nájdite koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo v rovnici:
Mn02+HCl->Cl2+MnCl2+H20
10. Vypočítajte hmotnostné zlomky (%) prvkov, ktoré tvoria hydroxid hlinitý.
11. Vypočítajte hmotnosť a počet mólov látky vzniknutej pri interakcii Ca so 16 g kyslíka.
12. Zostavte elektronický a grafický vzorec prvku č. 28. Charakterizujte prvok a jeho zlúčeniny
13. Keď vápnik interagoval s 32 g kyslíka, získalo sa 100 g oxidu vápenatého. Vypočítajte výťažok reakčného produktu.
14. Napíšte rovnice popisujúce hlavné typy chemických reakcií
15. Vypočítajte objem, ktorý zaberá 64 g kyslíka pri n.c.
b) CdS04+NI -->...
c) HCL+NI-->...
d) Hg2(NO3)2+Sn-->...
e) Hg2(NO3)2+Ag -->...
f) Mg(NO3)2+Fe-->...
Pomocou metódy elektronickej váhy vyberte koeficienty v reakčných schémach zahŕňajúcich kovy:
a) AgHNO3 --> AgNO3 + NO + H2O
b) Ca + H2SO4 --> CaS04 + H2S + H20
c) Bi+HN03->Bi(N03)3+NO+H20
súrne
plz aspoň niečo Pomocou metódy elektronickej rovnováhy vyberte koeficienty v schémach redoxných reakcií a uveďte oxidačný proces