Кейс-задания на уроках химии

Модуль 2 . Подпрограмма «Формирование и развитие компетенций обучающихся в области использования информационно-коммуникационных технологий»

Задание 2. 3 «Кейс заданий (не менее 3) на развитие познавательных УУД.

ФИО СЛУШАТЕЛЯ Ладыгина Г.В

МОУ СОШ № 42

Ссылка на задание 2.2., модуль 2 http://ippk.ru/

КЕЙС

…….

«Свойства фосфора и его соединения» (метод инциндентов)

Кейс №1 «фосфор, его химические свойства» Химические свойства. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. При горении фосфора в избытке кислорода получается P₂O₅. При недостатке кислорода получается P₂O₃. Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется. 
Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО₃)_n. При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н₃РО₄: 
Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ 

Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. Галогенами образует тригалогениды и пентагалогениды. Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н₃РО₄, фосфористой Н₃РО₃ и галогеноводородной кислот: 
РСl₅ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 5НСl

PI₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HI 

С серой фосфор образует сульфиды. С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН₃: 
4Р + 3КОН +3Н₂О = 3КН₂РО₂ + РН₃ 

Фосфин  имеют характерный запах тухлой рыбы. 

Фосфин РН₃ по химическим свойствам напоминает аммиак NH₃, но менее устойчив. 
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М₃Р₂,разлагающиеся при контакте с водой: 
Mg₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂+ 2PH₃, 

Са₃Р₂ + 6Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2РН₃

Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н₃РО₄ (ее соли — ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты, Са(Н₂РО₄)₂); метафосфорная кислота (НРО₃)_n (ее соли — метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н₃РО₂ (ее соли — гипофосфиты, NaН₂РО₂), двухосновная фосфористая кислота Н₃РО₃ (ее соли — фосфиты, Na₂HPO₃). Применение: Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н₃РО₄ (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.

Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов. Физиологическое действие: Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2—3 суток развивается желтуха. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Кейс №2 «фосфор, аллотропия, физические свойства». «Содержание кейса: Материал из Википедии

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды., лат. «чудотворный носитель света»). Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в. То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

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

Физические свойства. 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.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P₄. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он 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 не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он 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 Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии - тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. 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). При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом.  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.  Имеет атомную кристаллическую решетку. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С.

Кейс №3 «Оксиды и гидроксиды фосфора

(www.alnam.ru/book_chem.php?id=148)

36. Оксиды фосфора и фосфорные кислоты

Элемент фосфор образует ряд оксидов, наиболее важными из них являются оксид фосфора (III) P₂O₃ и оксид фосфора (V) P₂O₅.

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид (P₂O₃) получают при медленном окислении фосфора, сжигая его в недостатке кислорода. Представляет собой воскообразную кристаллическую белую массу с температурой плавления 22,5 °C. Ядовит.

Химические свойства:

1) вступает в реакцию с холодной водой, образуя при этом фосфористую кислоту H₃PO₃;

2) взаимодействуя со щелочами, образует соли – фосфиты;

3) является сильным восстановителем.

Взаимодействуя с кислородом, окисляется до оксида фосфора (V) P₂O₅.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид (P₂O₅) получают при горении фосфора на воздухе или в кислороде. Представляет собой белый кристаллический порошок, с температурой плавления 36 °C.

Химические свойства:

1) взаимодействуя с водой, образует орто-фосфорную кислоту H3PO4;

2) имея свойства кислотного оксида, вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами;

3) способен к поглощению паров воды.

Фосфорные кислоты.

Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них – ортофосфорная кислота H3PO4. Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристаллов, имеющих температуру плавления 42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.

Образует три вида солей:

1) средние соли – ортофосфаты;

2) кислые соли с одним атомом водорода;

3) кислые соли с двумя атомами водорода.

Получение фосфорной кислоты:

1) в лаборатории: 3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ +5NO;

2) в промышленности: а) термический метод; б) экстракционный метод: Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = CaSO₄ + 2 H₃PO₄.

Природные фосфаты восстанавливают до свободного фосфора, который сжигают на воздухе, либо в кислороде. Продукт реакции растворяют в воде.

Применение: ортофосфорную кислоту используют при производстве удобрений, химических реактивов, органических соединений, для приготовления защитных покрытий на металлах. Фосфаты используют в производстве эмалей и фармацевтике. Метафосфаты входят в состав моющих средств.

Кейс 4 Таинственный свет http://www.xenoid.ru

 Люминесце́нция (от лат. lumen, род. падеж luminis — свет и -escent — суффикс, означающий слабое действие) — нетепловое свечение вещества, происходящее после поглощения им энергии возбуждения. Впервые люминесценция была описана в XVIII веке.

Первоначально явление люминесценции использовалось при изготовлении светящихся красок и световых составов на основе так называемых фосфóров, для нанесения на шкалы приборов, предназначенных для использования в темноте.

Хемилюминесценция — люминесценция (свечение) тел, вызванная химическим воздействием (например, свечение фосфора при медленном окислении). Хемилюминесценция связана с экзотермическими химическими процессами.

Фосфоресценция 

- Многие тела обладают свойством делаться временно самосветящимися, если они были подвергнуты освещению каким-либо источником света. Если эта способность светиться прекращается немедленно по прекращении доступа света от постороннего источника, то подобные тела называются флюоресцирующими, а само явление - флюоресценцией . Если же тело продолжает светиться некоторое время и по прекращении освещения его, то тело называют фосфоресцирующим, а само явление - Ф. (от "фосфора", обладающего свойством светиться при медленном окислении его на воздухе). Под словом Ф. понимают обыкновенно свечения, вызванные не только предварительным освещением, но и целым рядом различных других причин. Э. Видеман, введший новую терминологию в эту область физики, назвал все явления свечения, не вызванные повышением температуры до степени накаливания, явлениями люминесценции. В зависимости от причины, вызвавшей свечение, явления люминесценции разделяются на 1) фотолюминесценцию, вызванную освещением и подразделяющуюся, смотря по длительности вызванного самосвечения, на флюоресценцию и Ф.; 2) термолюминесценцию, вызываемую слабым нагреванием; 3) электролюминесценцию, вызываемую электрическими процессами, в особенности прохождением электрических разрядов; 4) триболюминесценцию, возникающую при трении тел; 5) кристаллолюминесценцию, возникающую при выделении кристаллов, и 6) хемилюминесценцию, вызываемую химическими процессами. К этой группе явлений должно быть отнесено свечение фосфора, свечение некоторых животных и свечение гниющих веществ растительного и животного происхождения. Все эти явления свечения сопровождают, вероятно, процесс медленного окисления фосфоресцирующего вещества. Это несомненно доказано для фосфора (светится даже только в присутствия озона), гниющих органических веществ (не светятся в атмосфере водорода, в очень разреженном воздухе); иногда свечение гниющих веществ вызывается также присутствием на веществе светящихся бактерий.

 В 1669 г. гамбургский алхимик Хеннинг Бранд в поисках философского камня решил выпарить досуха мочу и дистиллировать оставшийся осадок в реторте. Перегоняя дистиллят и часть оставшейся в реторте обуглившейся массы вторично, он заметил в сборнике желтовато-белое вещество, которое в темноте светилось загадочным зеленым светом, а на воздухе самовозгоралось. Мы не знаем, почему Бранд пришел к мысли провести именно этот опыт. По-видимому, о проведенных еще в XII веке арабским алхимиком Альхидом Бехилем аналогичных опытах Бранд не знал, но, возможно, ему был известен рецепт Парацельса, в котором содержатся некоторые указания по перегонке мочи.

В удивительном веществе, которое ему удалось получить и которое он назвал "холодным огнем" или просто "мой огонь", Бранд увидел средство для обретения денег, требующихся ему для ведения дальнейших опытов. Поэтому он известил коллег и прочих заинтересованных лиц о своем открытии и предложил поделиться с ними рецептом производства нового вещества за соответствующую мзду. Дело в том, что еще в 1603 г. сапожник Винченцо Касциороло из Болоньи открыл вещество, которое могло светиться в темноте после облучения ярким светом. Теперь мы знаем, что этот "литеофосфорус" (светящийся камень) был неочищенным сульфидом бария — предком современных светящихся красок. С тех пор светящиеся вещества часто демонстрировали при дворах многочисленных государей и в ученых обществах как научные курьезы. Поэтому Бранд «мог рассчитывать на прибыль от открытия.

Первым "клиентом" Бранда был торговый советник из Дрездена врач и алхимик Адам Краффт, который продемонстрировал новый "удивительный материал" при дворе брандербург-ского курфюрста Фриндриха-Вильгельма II 24 апреля 1676 г. Лейб-медик курфюрста И.С. Айс-хольц назвал новое вещество "фосфорус мирабилис" (удивительный светонос), а придворный алхимик Иоганн Кункель (1630-1703 гг.) в скором времени так научился обращаться с этим "фосфорусом" что его начали считать чуть ли не его открывателем. Кункель утверждал, что может извлекать фосфор из животных, рыб, птиц,

трав, деревьев и т.д. Наличие фосфора в животных и растениях было доказано в действительности несколько позже.

Еще одним "клиентом" Бранда был великий английский химик Роберт Бойль. Его особенно интересовало свойство фосфора самовоспламеняться на воздухе с образованием белой массы. Бойль первым установил, что водный раствор этой массы обладает кислотными свойствами. Воспламенение материала протекает по реакции

2Р + 50₂ = 2P₂O₅.

Такая реакция поддается количественному расчету, так как все реагенты, кроме кислорода, находятся в твердом состоянии. Сгорание фосфора было одной из реакций, на основе которых впоследствии Лавуазье создал теорию горения. Позже на основе этой теории он разработал понятие элемента, согласно которому фосфор также был химическим элементом. Легкая воспламенимость фосфора приводила к многочисленным несчастным случаям, и даже Кункель позже сообщил, что он поэтому перестал на некоторое время получать фосфор. В качестве добавки к самовоспламеняющимся массам фосфор применяли в годы второй мировой войны, во время войн, которые США вели в Корее и Вьетнаме, с помощью фосфора было убито множество людей, разрушено много материальных ценностей, что принесло фосфору печальную "славу". Применение такого оружия особенно бесчеловечно, так как оно поражает и мирное население, а те, кто выживает, впоследствии страдают от ран.