Урок химии в 9 классе на тему "Фосфор"

Урок химии в 9 классе.

Тема «Фосфор»

1. Обучающая цель:

Обеспечить усвоение учащимися представлений о фосфоре, о строении его атома, о нахождении в природе, получении, свойствах и применении; продолжить формирование умения давать характеристику элемента, записывать уравнения реакций.

2. Коррекционно-развивающая цель:

Создать условия для развития памяти, внимания, логического мышления (умение сравнивать, делать выводы, анализировать свою деятельность), умения работать в паре, способствовать развитию любознательности, интереса к химической науке, самостоятельности, способствовать развитию умения работать с учебным, раздаточным материалом, умение планировать свою деятельность.

3. Воспитательная цель:

Способствовать воспитанию у учащихся личностных качеств, обеспечивающих успешность исполнительной деятельности (дисциплинированность, ответственность), творческой деятельности (активность, увлечённость, сообразительность).

Тип урока: урок изучения нового материала и первичного закрепления новых знаний.

Ход урока.

Подготовка учащихся к усвоению новых знаний:

Сегодня мы с вами познакомимся ещё с одним неметаллом. Химик А.Е. Ферсман назвал этот элемент «элементом мысли и жизни». Послушайте загадку и отгадайте, о каком элементе идёт речь?

Элементом мысли являюсь я,

Плохо растениям без меня.

Не нужен университет,

Ни Кембридж и ни Оксфорд,

В производстве спичек необходим,

В аллотропные формы вхожу один.

Чтобы узнать: латинской «Р» обозначают…

Итак, тема нашего урока «Фосфор». Запишите себе тему в тетрадь. Цели урока:

- Знать: строение атома фосфора, сходство и различие в строении и свойствах его аллотропных видоизменений, природные соединения фосфора, свойства фосфора и применение;

- Уметь: давать характеристику элемента фосфора, используя ПСХЭ Д.И.Менделеева, сравнивать, подтверждать свойства уравнениями, составлять формулы по валентности.

Изучать эту тему мы будем по плану:

План урока:

1. История открытия фосфора. 2. Характеристика элемента фосфора. 3. Нахождение в природе. 4. Аллотропные видоизменения фосфора. 5. Химические свойства. 6. Применение.

Усвоение новых знаний:

1. История открытия фосфора.

Фосфор впервые получил в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд. Подобно другим алхимикам он пытался получить философский камень. Однажды ему пришло в голову выпаривать воду из мочи. Он смешал полученный сухой остаток с углём и песком, прокалил и в сосуде-реторте оказалось удивительное, светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнём». Свое название фосфор получил за способность светиться в темноте. В переводе с греческого «фосфор» означает «светоносный».

2. Характеристика элемента фосфора.

Фосфор - элемент 3‑го периода, порядковый номер 15. Электронная формула атома [10Ne]3s23p3, устойчивая степень окисления в соединениях +V. Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде. В природе - тринадцатый по химической распространённости элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Фосфор входит в состав многочисленных минералов, руд и горных пород (фосфориты, апатиты). Жизненно важный элемент. В организме человека и животных фосфор содержится в составе белков, липидов (нервное и мозговое вещества), ферментов и ортофосфата кальция (костные ткани, зубы). Сложный органический анион с фосфатной группировкой – аденозинтрифосфат-ион, который синтезируется растениями, играет важную роль в биохимических реакциях и обменных процессах высших организмов. Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений.

3. Нахождение в природе.

Природные соединения фосфора - фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит Ca5(PO4)3OH. Они встречаются в месторождении Каратау. Фосфорные заводы, работающие на основе этого сырья, находятся в Жанатасе, Шымкенте и Таразе.

4. Аллотропия фосфора.

Аллотропия фосфора проявляется в том, что данный химический элемент может существовать сразу в виде нескольких простых веществ - аллотропных модификаций (изменений).
В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен; технический белый фосфор окрашен в желтоватый цвет и по внешнему виду похож на воск. Плотность 1,83 г/см3. На холоду белый фосфор хрупок, но при температуре выше 150 градусов становится мягким и легко режется ножом. На воздухе он легко окисляется, вследствие чего светится в темноте за счёт окисления паров фосфора до низших оксидов. Имеет молекулярную кристаллическую решётку в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы P4. Ядовит.
Красный фосфор состоит из нескольких форм, являющихся полимерными веществами, состав которых до конца не изучен. Медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, неядовит. Плотность 2,0-2,4 г/см3. При нагревании сублимируется. При охлаждении паров красного фосфора получается белый фосфор.
Чёрный фосфор образуется из белого путём его нагревания под высоким давлением при 200-2200 градусов. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь. Плотность - 2,7 г/см3. Полупроводник.

5. Химические свойства фосфора.

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

- Взаимодействие с простыми веществами:

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅,

4P + 3O₂ = 2P₂O₃.

Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами - окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca = Ca₃P₂.

с неметаллами - восстановитель:

2P + 3S = P₂S₃,

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом.

- Взаимодействие с водой:

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

4Р + 6Н₂О = РН₃ + 3Н₃РО₂  (фосфорноватистая кислота).

- Взаимодействие со щелочами:

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

4Р + 3KOH + 3Н₂О = РН₃ + 3KН₂РО₂ .

- Восстановительные свойства:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO;

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO₃ = 5KCl + 3P₂O₅.

6. Применение фосфора.

Белый фосфор: получение красного фосфора, зажигательных и дымообразующих веществ в металлургии; Красный фосфор: в производстве спичек; Соединения фосфора: получение фосфорной кислоты, фосфорных солей и удобрений + соединения используются в качестве фосфорных удобрений в сельском хозяйстве.

А теперь, ребята, давайте проверим, что вы сегодня усвоили на уроке. Тест из 6 вопросов, 8 минут на выполнение.

Подведение итогов