Фосфор (Р) - типичный неметалл с относительной атомной массой 31. Строение атома фосфора определяет его активность. Фосфор легко вступает в реакции с другими веществами и элементами.

Строение

Строение атома элемента фосфора отражено в периодической таблице Менделеева. Фосфор расположен под 15 номером в пятой группе, третьем периоде. Следовательно, атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15) и трёх электронных оболочек, на которых находится 15 электронов.

Рис. 1. Положение в таблице Менделеева.

Графически расположение строение атома выглядит следующим образом:

• +15 P) 2) 8) 5 ;
• 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Фосфор относится к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне в возбуждённом состоянии располагается пять электронов, которые определяют валентность элемента. В обычном состоянии внешний уровень остаётся незавершённым. Три неспаренных электрона указывают на степень окисления (+3) и третью валентность. Фосфор легко переходит из обычного в возбуждённое состояние.

Рис. 2. Строение фосфора.

Ядро состоит из 15 протонов и 16 нейронов. Чтобы посчитать количество нейронов, необходимо вычесть из относительной атомной массы порядковый номер элемента - 31-15=16.

Аллотропия

Фосфор имеет несколько аллотропических модификаций, отличающихся строением кристаллической решётки:

• белый - ядовитое вещество, напоминающее воск, светится в темноте, т.к. окисляется при низких температурах;
• жёлтый - неочищенный белый фосфор (имеет примеси);
• красный - менее ядовитое вещество, чем белый или жёлтый фосфор, не воспламеняется и не светится;
• чёрный - похожее на графит вещество с металлическим блеском, проводит электрический ток, может переходить в металлический фосфор.

Рис. 3. Виды фосфора.

Белый фосфор - наиболее активная модификация элемента, которая быстро окисляется на воздухе, поэтому белый фосфор хранят под водой.

Свойства

Фосфор образует:

• фосфорную кислоту (H 3 PO 4);
• оксиды P 2 O 5 и P 2 O 3 ;
• фосфин - летучее ядовитое соединение с водородом (PH 3).

Фосфор реагирует c простыми веществами - металлами и неметаллами, проявляя окислительно-восстановительные свойства. Основные реакции с фосфором описаны в таблице.

Фосфор образует около 200 минералов, один из которых - апатит. Фосфор входит в состав жизненно важных соединений - фосфолипидов, которые составляют все клеточные мембраны.

Что мы узнали?

Рассмотрели схему строения атома фосфора. Формула атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Элемент может переходить в возбуждённое состояние с валентностью V. Известно несколько модификаций фосфора - белый, жёлтый, красный, чёрный. Самый активный - белый фосфор - способен самовоспламеняться в присутствии кислорода. Элемент реагирует со многими металлами и неметаллами, а также с кислотами, основаниями и водой.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 3.9 . Всего получено оценок: 104.

Фосфор (Р) - элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре - примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns 2 np 3 . В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

• Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора - ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

• Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

• Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240-250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

• Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P - вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

• горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй - при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

• взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

• взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение - фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) - гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Фосфор, строение атома, аллотропия, химические свойства фосфора. Оксид фосфора(V)

2 слайд

Описание слайда:

3 слайд

Описание слайда:

1. Изучить физические и химические свойства фосфора, оксида фосфора. Закрепить понятие аллотропии на примере аллотропных модификаций фосфора. 3. Развивать интерес к предмету, формирование диалектико-материалистического мировоззрения учащихся, рассматривая круговорот фосфора в природе. 2. Способствовать развитию у учащихся умения анализировать, обобщать, систематизировать полученные знания.

4 слайд

Описание слайда:

1 Открытие фосфора(1669год –немецкий химик Х. Бранд). 2. Строение атома фосфора. 3. Нахождение в природе. 4. Физические свойства. Аллотропные модификации фосфора. 5. Химические свойства фосфора. Окислительно-восстановительная двойственность. 6. Оксид фосфора(V), физические и химические свойства. 7. Биологическое значение фосфора. Круговорот фосфора в природе. Применение фосфора и его соединений.

5 слайд

Описание слайда:

Фосфор (Phosphorus, от греч. Phoros – несущий свет). Бывший немецкий солдат, а затем алхимик Хёниг Бранд решил разбогатеть. Он бродил по городу Гамбургу в поисках способа поправить свои дела, и в пивной познакомился с алхимиком, который поведал ему, что существует некий "философский камень", превращающий железо и свинец в золото. А искать этот камень надо в человеческом теле и в том, что из него исходит, например в моче... Потрясенный услышанным, Бранд тайно собирал в солдатских казармах этот "человеческий продукт" и порциями его выпаривал. Сухие остатки он объединил и, прокаливая их с углем, внезапно увидел в сосуде белый дым, светящийся в темноте. Так в 1669 году был получен белый фосфор - первый неметалл, открытие которого задокументировано и имеет определенную дату.

6 слайд

Описание слайда:

7 слайд

Описание слайда:

Фосфор - один из наиболее распространённых элементов в земной коре (0,093% по массе).В свободном состоянии в природе фосфор не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде он входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов Ca3(PO4)2*CaCl2 (хлорапатит), Ca3(PO4)2*CaF2 (фторапатит), а также фосфоритов Ca3(PO4)2. Большие запасы апатитов находятся на Кольском полуострове. Фосфор входит в состав растительных и животных белков. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах 0,27%. фторапатит фосфорит хлорапатит

8 слайд

Описание слайда:

Черный фосфор Красный фосфор Белый фосфор Фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Главные из них: белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор –кристаллический порошок, имеет молекулярную кристаллическую решетку. Он не растворяется в воде, но растворяется в органических растворителях, летуч. Белый фосфор – сильный яд. При обычных условиях окисляется кислородом воздуха, окисление фосфора сопровождается свечением, которое хорошо заметно в темноте. Красный фосфор- порошок темно – красного цвета, он не ядовит, нелетуч. Взаимодействует с кислородом только при поджигании. Имеет атомную кристаллическую решетку. При давлении12∙108 Па переходит в черный фосфор. Черный фосфор образуется из белого при высоком давлении. По внешнему виду он похож на графит, имеет атомную кристаллическую решетку, обладает полупроводниковыми свойствами.

9 слайд

Описание слайда:

Химические свойства фосфора В химических реакциях фосфор проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Фосфор взаимодействует с металлами, галогенами, серой, кислородом. (Данные уравнения реакций будут предложены к выполнению учащимися в домашнем задании) С солями –окислителями фосфор реагирует с сильным взрывом, что может привести к несчастному случаю, его нельзя смешивать с бертолетовой солью: 6Р +5KCIO3→ 3 P2O5 +5KCI Эта реакция используется в производстве спичек. Составить схемы электронного баланса данных реакций. 2P0+3Ca0=Ca3+2P2–3 окислитель восстановитель 4P0+5O20=2P2+5O5–2 восстановитель окислитель окислитель восстановитель Р+Са→Ca3P2 Р+О2→P2O5 окислитель восстановитель Р+Са→Ca3P2 Р+О2→P2O5 P+3e–®P–3 2 Ca-2e–®Ca+2 3 P0-5e–®P+5 4 O20+4e–®2O–2 5

10 слайд

Описание слайда:

Оксид фосфора (V) Р2О5 –белое кристаллическое веществ. Он не может быть получен дегидратацией фосфорной кислоты из-за высокой экзотермичности его реакции с водой. На этом основано его практическое применение как осушителя. Взаимодействует с водой при нагревании,образуя ортофосфорную кислоту. Оксид фосфора (V) Р2О5 Сделайте сами вывод о характере этого оксида,выберите уравнения возможных реакций, характерных для него: Оксид фосфора (V) реагирует с: а)водой, б)гидрооксидом калия в)оксидом углерода(ΙV) г)железом д)оксидом бария Уравнения возможных реакций составьте в тетради.

11 слайд

Описание слайда:

Соединения фосфора- обязательная составляющая растений, животных, человека. В растениях фосфор содержится главным образом в семенах, плодах: В организме человека и животных- в скелете,мышечной,нервной ткани.

12 слайд

Описание слайда:

Растения поглощают необходимый им фосфор из почвы. Животные получают его с растительной пищей.После отмирания растений и животных органические фосфоросодержащие соединения превращаются в неорганические –фосфаты под воздействием фосфоробактерий. Недостаток фосфора в почве не восполняется естественным путем, поэтому необходимо вносить фосфоросодержащие удобрения в почву.

13 слайд

Описание слайда:

14 слайд

Описание слайда:

А1 Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P6 соответствует частице: 1) Р+3 2) Р-3 3) Р+5 4) N-3

15 слайд

Описание слайда:

А2 С какими из перечисленных веществ не реагирует оксид фосфора (V): вода оксид кальция гидроксид натрия 4) оксид серы (VΙ)

16 слайд

Описание слайда:

А3 Какие из приведенных суждений верны: А Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный Б Все аллотропные модификации фосфора имеют атомные кристаллические решетки 2) Верно только Б 3) Верны оба утверждения 4) Оба утверждения неверны Верно только А

17 слайд

Тема урока: Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение. Основные соединения: оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и фосфаты. Фосфорные удобрения.

ДОШ № 112, Трубчанинова Н. И.,

урок химии 9 класс

• Изучить свойства фосфора, особенности строения его атома, аллотропию, физические и химические свойства простого вещества, познакомиться с основными соединениями фосфора, их свойствами и применением.
• Развивать умения анализировать, выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, исходя из строения и свойств, умение владеть химической терминологией, четко формулировать и высказывать мысли.
• Привить интерес к предмету. Показать важность знания химии в повседневной жизни.

Опорные понятия

Перед началом урока проверьте себя!

Что означают следующие понятия?

Если вы не знаете, то найдите определения и выпишите в тетрадь.

• Аллотропия.
• Аллотропные модификации.
• Неметаллические свойства.
• Окислитель.
• Восстановитель.
• Кислотный оксид.

Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.

Положение в ПСХЭ

N = 15, A r (P) = 31

3 период, V-А группа.

р -элемент, неметалл

15 Р) 2) 8) 5 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

P 4 Тетраэдрическое строение.

Желтый фосфор

ρ = 1, 83 г/см 3

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

Белое мягкое вещество.

Черный фосфор

Имеет молекулярную кристаллическую решетку

P n – полимер со сложной структурой.

Кристаллическое вещество пурпурно-красного цвета, имеет металлический блеск.

Т пл = 43,1 °С

Черное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

Более термодинамически стабильная модификация, чем белый Р. Активность ниже, чем у белого Р.

Т кип = 280 °С

Наиболее стабильная аллотропная модификация.

Ядовит, огнеопасен.

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Плохо растворим в воде, легко – в органических растворителях.

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

ρ = 1, 823 г/см 3

Окисляется кислородом воздуха и светится (бледно-зеленое свечение) – явление хемилюминесценции. (см. Приложение 2)

Плохо растворим в воде и в органических растворителях.

Черный фосфор

Не растворим в воде и в органических растворителях.

Т пл = 44,1 °С

См. Приложение 1, 3

Очень хорошо проводит электрический ток.

Т пл = 1000 °С (при повышенном давлении)

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Ядовит, вызывает ожоги кожи

(неочищенный белый фосфор)

Под действием света, при повышении температуры переходит в красный фосфор.

Красный фосфор

Черный фосфор

Не самовоспламеняется.

Менее ядовит.

При повышении давлении переходит в металлическую фазу.

Нахождение в природе

• В земной коре ~ 0,08 % фосфора.
• В составе минералов – апатитов 3Са 3 (PO 4) 2 ∙CaF 2 , фосфатов Са 3 (PO 4) 2 , фосфоритов.
• В организме человека – в составе белков.
• Кости человека и зубная эмаль состоят из гидроксиапатита кальция.
• Фосфор – биогенный элемент, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, ферментов, коферментов и др.

Токсичность

• Красный фосфор – практически нетоксичен.
• Белый фосфор – очень ядовит, растворим в липидах, вызывает ожоги кожи. Смертельная доза – 50 – 150 мг.

Получение

1. Восстановление апатитов и фосфоритов.

Са 3 (PO 4) 2 + 10С + 6SiO 2 → P 4 + 10CO +6CaSiO 3

2. Восстановление других соединений, содержащих фосфор.

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO

Химические свойства

I. P – окислитель.

1.1. Реакции с металлами – образование фосфидов.

2P + 3Ca → Ca 3 P 2 – фосфид кальция (см.Приложение 4)

2P + 3Mg → Mg 3 P 2 – фосфид магния

Фосфиды разлагаются с образованием газа фосфина – PH 3 (см.Приложение 5) :

Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4(р) → 2PH 3 + 3 MgSO 4

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.1. С кислородом – образование оксидов (см.Приложение 6).

4P + 3О 2 → 2P 2 O 3

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

2.2. С другими неметаллами – образование сульфидов, галогенидов.

2P + 3S → P 2 S 3

2P + Сl 2 → 2PCl 3

Не взаимодействует с водородом.

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.3. Реакции с сильными окислителями – окисляется до H 3 PO 4

2P + 5H 2 SО 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Реакция с бертолетовой солью KClO 3 – происходит при поджигании спичек:

6P + 5 KClO 3 → 5 KCl + 3P 2 O 5

Применение фосфора

Основное свойство – горючесть.

• Производство спичек (находится на боковой поверхности коробка, при трении головки, в состав которой входит KClO 3 и S, происходит воспламенение.
• Производство взрывчатых веществ, зажигательных смесей, топлив
• Производство удобрений

P 2 O 5 , реальная формула – P 4 H 10

Физические свойства

Белый гигроскопичный порошок.

Получение

1. Горение фосфора в избытке воздуха или кислорода.

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

Химические свойства

Кислотный оксид – свойства типичные для кислотного оксида: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями с образованием солей – фосфатов.

Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид

1.1. Особо реагирует с водой

На холоду: P 2 O 5 + H 2 O → 2HPO 3 метафосфорная кислота.

При нагревании: P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ортофосфорная кислота.

При дальнейшем нагревании: 2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 пирофосфорная кислота

Применение

• Осушитель газов и жидкостей.
• Промежуточной продукт в получении ортофосфорной кислоты.
• В органическом синтезе – в реакциях дегидратации и конденсации.

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4

Физические свойства

Бесцветное гигроскопичное твердое вещество,

Хорошо растворимо в воде.

Получение

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

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

2. Взаимодействие ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании.

Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 → 3CaSO 4 + 2 H 3 PO 4

3. Взаимодействие фосфора с концентрированной азотной кислотой.

3P + 5HNО 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO

Ортофосфорная кислота

Химические свойства

I. Общие свойства кислот

1.1. Диссоциация.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация протекает в 3 стадии.

H 3 PO 4 ⇄ H + + H 2 PO 4 - - дигидрофосфат-ион

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2- - гидрофосфат-ион

HPO 4 2- ⇄ H + + PO 4 3- - - ортофосфат-ион

1.2. С металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

3Mg + 2H 3 PO 4 →Mg 3 (PO4) 2 + 3H 2

1.3. C основаниями и аммиаком

Если кислота взята в избытке – образуются кислые соли:

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

H 3 PO 4 + 2NH 3 →(NH4) 2 HPO 4

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O

1.4. C основными оксидами

3CaO + H 3 PO 4 → Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

1.5. C cолями слабых кислот

2H 3 PO 4 + 3Na 2 СO 3 → 2 Na 3 PO 4 + 3СО 2 + 3H 2 O

II. Cпецифические свойства

2.1. Переход в метафосфорную кислоту при нагревании.

2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 – пирофосфорная кислота

H 4 P 2 O 7 → 2HPO 3 + H 2 O – метафосфорная кислота

Ортофосфорная кислота

2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион – PO 4 3-

Реакция с раствором нитрата серебра(І), образует фосфат серебра - появляется желтый осадок (см. Приложение 7).

H 3 PO 4 + 3AgNO 3 → Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3

желтый осадок

Применение

• Производство минеральных удобрений.
• При пайке для удаления ржавчины.
• Входит в состав фреонов-хладоагентов в промышленных морозильных установках.
• Пищевая добавка E338, регулятор кислотности в напитках.

• 1. Прочитать параграфы 29, 30.
• 2. Выполнить задание письменно: 1, 2, 3 (с.110)

Приложение 1 Сравнение температуры воспламенения белого и красного фосфора

Приложение 2 Свечение белого фосфора

Приложение 3 Превращение красного фосфора в белый

Приложение 4 Получение фосфида кальция из простых веществ

Приложение 5 Гидролиз фосфида кальция

Приложение 6 Горение белого фосфора под водой

Приложение 7 Качественная реакция на ортофосфат-ион

"Химия. 8 класс". О.С. Габриелян

Вопрос 1 (1).

а) - схема строения атома алюминия; б) - схема строения атома фосфора; в) - схема строения атома кислорода.

Вопрос 2 (2).
а) сравним строение атомов азота и фосфора.

Строение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат по 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора - 3.
б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Одним из используемых легирующих материалов является фосфор. Фосфор имеет пять электронов в своей внешней оболочке. То, что происходит, когда атом фосфора соединяется с кристаллической структурой с кремнием, заключается в том, что один электрон в своей внешней оболочке не может соединяться с атомом кремния и поэтому свободен.

Этот элемент имеет только три электрона в своей внешней оболочке. Когда эта добавка добавляется во время производства, появляется свободное пространство или отверстие, где «электрон» может входить в кристаллическую решетку кремния. Отверстия считаются положительными носителями заряда, хотя они не содержат физического заряда. Способность атома кремния принять другой электрон в его внешней оболочке делает отверстие, по-видимому, положительным зарядом. Отверстия делают проводящий кристалл кремния.

Вопрос 3 (3).
Атом кремни я содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Вопрос 4 (4).
Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n 2 , где n - номер периода. Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 . 1 2 = 2), а во втором периоде 8 элементов (2 . 2 2 = 8).

К одному, смотрящему на прыжки электронов, кажется, что дырки в кремнии движутся в противоположном направлении к потоку электронов. Выделено происхождение сегнетоэлектричества. Увеличение и перегруппировка ковалентности химических связей связаны с изменением валентной зоны при переходе от параэлектрической фазы к сегнетоэлектрической. Ключевые слова: сегнетоэлектричество, фазовый переход, химическое связывание.

Строение атомов. Строение электронной оболочки атома

Если понижение энергии, связанное с гибридизационным взаимодействием, больше, чем интерсиональное отталкивание, противоположное ионному сдвигу, то возникает сегнетоэлектрическое искажение. Эта «стереохимическая активность одиночной пары» является движущей силой нецентрального искажения в сегнетоэлектриках. Этот эффект определяется балансом положительного и отрицательного вклада в общую энергию. Первый описывает короткодействующие силы отталкивания и связан с жесткими сдвигами ионов от исходных положений с высокой симметрией.

Вопрос 5 (5).
В астрономии - Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.
В географии - Смена сезонов с периодом 1 год, а также морские приливы и отливы.
В физике - Периодические колебания маятника, движение поршня в двигателе внутреннего сгорания.
В биологии - Деление клеток микроорганизмов при оптимальных условиях через каждые 20 мин.

Второй отрицательный вклад описывает релаксацию электронной конфигурации в ответ на смещения ионов за счет образования ковалентных связей . Этот термин благоприятствует сегнетоэлектрическому искажению. Здесь появляется противоположная картина по сравнению с перовскитами, где единственная решетчатая мода может определять динамическую неустойчивость, связанную с сегнетоэлектрическим фазовым переходом. Рентгеновская фотоэлектронная спектроскопия подтверждает рост ковалентности химических связей в сегнетоэлектрической фазе.

На их сегнетоэлектрические свойства эффективно влияет состояние электронной подсистемы. Сравнение экспериментальных и расчетных релаксированных значений констант решетки демонстрирует разницу порядка 3% по порядку величины. Видно, что для кластеров уровень энергии около -15 эВ в основном определяется гибридизацией орбиталей фосфора.

Вопрос 6 (6).
Электроны и строение атома были открыты в начале ХХ века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также В. Брюсов допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых учёные ещё не изучили.