Презентация по химии 9 класс " Фосфор, оксид фосфора, кислота, фосфаты, удобрения"

Слайд #1

Фосфор, оксиды фосфора, фосфорная кислота, фосфаты.
Минеральные удобрения
Учитель химии
ГОУ ЛНР « Лотиковская СШ им. В.Лелеки»
Пономарёва Н. В.

Слайд #2

Фосфор

Слайд #3

Физические свойства:
различают красный фосфор, черный фосфор, желтый фосфор и металлический фосфор, каждый из них имеет свои особенные физические свойства.
Белый фосфор являет собой практически бесцветное твердокристаллическое вещество, моментально окисляемое кислородом воздуха, при этом во время окисления фосфора идет дым, а в воздухе появляется явный чесночный запах. Своим внешним видом белый фосфор похож на воск, такой же мягкий и легкоплавкий, при этом светится в темноте и является чрезвычайно опасным, так как очень ядовит и огнеопасен.
Так если белый фосфор нагревать до температуры 300 С без доступа воздуха и в присутствии катализаторов (ими может быть йод или натрий), то он превратится в красный фосфор. В отличие от белого фосфора его красный собрат не светится в темноте и не является ядовитым и опасным, к слову именно его используют при производстве спичек.

Слайд #4

Слайд #5

Химическое свойства:
Фосфор – очень химически активный элемент, особенно белый фосфор. Как следствие он может вступать в самые разнообразные химические реакции, выступая как в качестве окислителя (с элементами, расположенными ниже и левее в таблице Менделеева), так и восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее в таблице Менделеева).
При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:
4P +3O2 > 2P2O3
4P + 5O2 > 2P2O5
При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5:
2P + 3Cl2 > 2PCl3
2P + 5Cl2 > 2PCl5
При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
2P + 3S > P2S3
2P + 5S > P2S5
При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
2P + 3Ca > Ca3P2
2P + 3Mg > Mg3P2

Слайд #6

Оксид фосфора (V) – Р2О5 фосфорный ангидрид
Применение:
Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Слайд #7

Физические свойства:
Оксид фосфора (V) Р2О5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.
Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O2 = 2P2O5

Слайд #8

Химические свойства:
Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.

Слайд #9

Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:

P2O5 + H2O = HPO3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4:

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)

При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:

2H3PO4 = H2O + H4P2O7 (t˚C)

Слайд #10

Строение молекулы:
В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода

Слайд #11

Физические свойства:
Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Слайд #12

Получение:

1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

3P + 5HNO3+ 2H2O = 3H3PO4+ 5NO

Слайд #13

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

H3PO4- H+ + H2PO4 (дигидроортофосфат-ион)

H2PO4- H+ + HPO42-(гидроортофосфат-ион)

HPO42- H+ + PO43-(ортофосфат-ион)
Химические свойства:

Слайд #14

2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н2):

металл+ H3PO4=соль+Н2↑

3. Взаимодействует с основными оксидами:

оксид металла + H3PO4 = соль + Н2О

Слайд #15

4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)n:

основание + H3PO4 = соль + Н2О

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H3PO4(изб) + NaOH = NaH2PO4+ H2O или

H3PO4(изб) + 2NaOH =Na2HPO4 + 2H2O

Слайд #16

5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли:

H3PO4 + NH3 = NH3H2PO4

H3PO4 + 2NH3 = (NH3)2HPO4

H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO4

6. Реагирует с солями слабых кислот:

2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2↑

Слайд #17

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту:
2H3PO4 (t˚C) → H2O + H4P2O7
H4P2O7 (t˚C)→ H2O + 2HPO3

2. Качественная реакция наPO43- - фосфат ион.
Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:
Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3HNO3

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов
Специфические свойства:

Слайд #18

Применение:


В основном для производства минеральных удобрений.

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

Слайд #19

Фосфорные удобрения


Фосфор – элемент важнейшего органического соединения для любого организма аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ.
Эта кислота служит аккумулятором энергии
в живой клетке. Фосфор входит в состав
нуклеиновых кислот – ДНК и РНК, а без
них невозможно хранение и воспроизведение генетической информации, содержащейся
в клетке. Фосфор принимает активное
участие в восстановлении и распаде углеводов, оказывая большое влияние на рост растения, его цветение и плодоношение.

Слайд #20

Растения усваивают фосфор из почвы главным образом в виде фосфат – иона (РО4-3). Как известно, фосфорная кислота образует три типа солей: орто-, гидро- и дигидрофосфаты. Для усвоения растением удобрение должно быть растворимо в воде, из средних фосфатов растворимы только соли щелочных металлов, гидрофосфаты растворимы лучше, зато дигидрофосфаты растворимы все без исключения.

Однако, и нерастворимая фосфоритная мука Са3(РО4)2 и труднорастворимый преципитат СаНРО4 прекрасно усваиваются некоторыми культурами (люпин, горох, горчица, гречиха…). Дело в том, что корневые волоски этих растений выделяют органические кислоты, растворяющие неподатливые в воде соли.

Слайд #21

Одно из первых фосфорных удобрений – это простой суперфосфат CaSO4. Ca(H2PO4)2. Массовая доля оксида фосфора в нем не превышает 20% (это немного), кроме того, большую часть этого удобрения составляет балласт – сульфат кальция. Однако, пользоваться им будут еще долго, из-за легкости его получения:

Са3(РО4)2 + 2Н2SO4 = 2Ca SO4 + Ca(H2PO4)2

Слайд #22

В другом фосфорном удобрении – двойном суперфосфате Са(Н2РО4)∙Н2О - в отличие от простого нет балласта – неусваиваемого растениями гипса. Производство этого удобрения связано с применением фосфорной кислоты вместо серной, сырьем может служить как фосфорит (ортофосфат кальция), так и известняк (карбонат кальция):

Са3(РО4)2 + 4Н3РО4+ 3Н2О = 3Са (Н2РО4)2∙Н2О

СаСО3 + 2Н3РО4 = Са(Н2РО4)2∙Н2О + СО2

Слайд #23

На основе фосфорной кислоты также можно получить еще одно фосфорное удобрение – преципитат СаНРО4, содержащий 27–42 % фосфорного ангидрида:

2Н3РО4 + Са(ОН)2 = Са(Н2РО4)2 + 2Н2О

Са(Н2РО4)2+ Са(ОН)2 = 2СаНРО4 + 2Н2О

Слайд #24

А если заменить в этих удобрениях довольно безразличный для растений кальций на ион аммония? Нейтрализацией фосфорной кислоты газообразным аммиаком получают высокоэффективные удобрения - аммофосы:

NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

или

2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4