Презентация на тему "Азот и фосфор-р-элементы VA-группы ". Урок химии "Общая характеристика элементов V А группы. Азот, фосфор и их соединения Азот фосфор и их соединения презентация

Слайд 2

В VA-группе периодической системе расположены неметаллы азотN и фосфорP, полуметалл мышьякAs, а также сурьмаSb и висмутBi, которые относят к неметаллам.

Слайд 3

У атомов элементов VA-группы на внешнем электронном слое находится по 5 электронов. Электронная конфигурация их внешнего электронного слоя ns2np3, например: азота – 2s2p3, фосфора – 3s23p3.

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.

Слайд 4

Азот в природе

Азот обозначается символом N (лат. Nitrogenium, т.е. «рождающий селитру). Простое вещество азот (N2) — достаточно инертный при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха. Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 78,084% по объёму (то есть около 3,87·1015 т).

Слайд 5

Азот в космосе

Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот — 4й по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Слайд 6

Фосфор в природе

Фосфор в природе встречается в основном в виде фосфатов. Так, фосфат кальция Са3(PO4)2является основным компонентом минерала апатита. 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. Апатит

Слайд 7

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Энергия тройной связи велика и составляет 946кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов и молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000˚С. Высокая прочность связи в молекулах обуславливает химическую инертность азота.

Слайд 8

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

Слайд 9

В простейшей молекуле Р4 каждый из четырех атомов фосфора связан ковалентной связью с тремя остальными. Из таких молекул, имеющих форму тетраэдра, состоит белый фосфор. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Слайд 10

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 весьма ядовит. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05-0,1 г.

Слайд 11

Красный фосфор имеет атомную полимерную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами ковалентными связями.Красный фосфор не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Он используется в производстве спичек.

На свету и при нагревании до 300˚С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.

Слайд 12

При нагревании под давлением примерно в 1200 раз большим, чем атмосферное давление, белый фосфор переходит в черный фосфор, который имеет атомную слоистую кристаллическую решетку. Черный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит. Внешне весьма похож на графит.Чёрный фосфор - это химически наименее активная форма фосфора.

Слайд 13

В 1830 году французский химик Шарль Сориа изобрёл фосфорные спички, состоявшие из смеси бертолетовой соли, белого фосфора и клея. Эти спички были весьма огнеопасны, поскольку загорались даже от взаимного трения в коробке и при трении о любую твёрдую поверхность, например, подошву сапога. Из-за белого фосфора они были ядовиты.В 1855 году шведский химик Йохан Лундстрем нанёс красный фосфор на поверхность наждачной бумаги и заменил им же белый фосфор в составе головки спички. Такие спички уже не приносили вреда здоровью, легко зажигались о заранее приготовленную поверхность и практически не самовоспламенялись. Йохан Лундстрем патентует первую «шведскую спичку», дошедшую практически до наших дней. В 1855 году спички Лундстрема были удостоены медали на Всемирной выставке в Париже. Позднее фосфор был полностью выведен из состава головок спичек и оставался только в составе намазки (тёрки).С развитием производства «шведских» спичек, производство спичек с использованием белого фосфора было запрещено почти во всех странах.

Слайд 14

Простейшее вещество азот N2 химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах.Окислительные свойстваазота проявляются в реакции с водородом и активными металлами. Так, водород с азотом соединяется в присутствии катализатора при высокой температуре и большом давлении, образуя аммиак:

Из металлов при обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

Слайд 15

Окислительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с наиболее активными металлами:

Восстановительные свойства азота и фосфора проявляются при их взаимодействии с кислородом. Так, азот реагирует с кислородом при температуре около 3000˚С, образуя оксид азота (II):

Слайд 16

Фосфор также окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства. Но у разных модификаций фосфора химическая активность различна. Например, белый фосфор легко окисляется на воздухе при комнатной температуре с образованием оксида фосфора(III):

Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор загораются при поджигании и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма оксида фосфора(IV):

Слайд 17

Горение белого фосфора

Слайд 18

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый фосфор. Потому он очень часто применяется в зажигательных бомбах.К сожалению, фосфорные боеприпасы применяются и в XXI веке!

Во время осады Сараево фосфорные снаряды применялись артиллерией боснийских сербов. В 1992 году такими снарядами было сожжено здание Института востоковедения, в результате чего погибло множество исторических документов. - в 2003-2004 годах применялись британскими спецслужбами в окрестностях Басры в Ираке. - в 2004 году применялись США против партизанского подполья в Ираке в сражении за Фаллуджу. летом 2006 года, в ходе Второй Ливанской войны артиллерийские снаряды с белым фосфором применяла израильская армия. в 2009 году в ходе операции «Литой свинец» в секторе Газа израильская армия применяла боеприпасы, содержащие белый фосфор, допускаемые международным законодательством. - с 2009 палестинские террористы заряжали свои ракеты белым фосфором.

Слайд 19

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина PH3 и других соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения».

Слайд 20

Основная область применения азота – производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Кроме того, азотом наполняют электрические лампы накаливания.

Применение простых веществ Производство аммиака Большинство современных ламп наполняются химически инертными газами. Смеси азота N2 с аргоном Ar являются наиболее распространёнными в силу малой себестоимости.

Дым без огня
Щелочные металлы взаимодействуют с аммиаком, образуя амиды:
Щелочноземельные металлы образуют нитриды

Другие водородные соединения азота

Бесцветная жидкость, напоминающая запах аммиака
Получение:
Подобно аммиаку проявляет основные свойства.
Как основание гидразин образует два ряда солей гидразония, например,
N2H6C12 (дихлорид) и N2H5C1 (хлорид), последний может быть получен также
и нагреванием дихлорида:
Это нестабильное вещество, легко разлагающееся при нагревании:
Является более слабым основанием, чем аммиак и гидразин и является
восстановителем, окисляясь до оксида азота (I)

3. С аммиаком происходит взрыв:
4. При контакте с сильными окислителями проявляет себя как восстановитель:

Химические свойства NO

NO – типичный восстановитель, обесцвечивает раствор перманганата калия:
Легко окисляется кислородом воздуха. Реакция происходит очень быстро, так как оксид азота (II)
обладает неспаренным электроном и по сути является радикалом:
Реакция приводит к образованию оксида азота (IV), который имеет характерный рыжевато-бурый
цвет.
Менее характерны окислительные свойства (только с сильными восстановителями):
На родиевом катализаторе окисляет угарный газ до углекислого. Такие катализаторы ставят в
выхлопные трубы автомобилей во избежание загрязнения угарным газом.
Биологическая роль:
NO способен проникать через мембраны клеток,. Эта молекула играет важную роль в регуляции кровяного
давления, мышечной релаксации и участвует в неспецифическом иммунном ответе. Действие ряда препаратов,
например, нитроглицерина, основано на образовании именно этой молекулы.
В то же время NO токсичен, так как способен связываться с гемоглобином подобно угарному газу и препятствовать
переносу кислорода и углекислого газа.

Химические свойства оксида азота (IV)

Существует в виде равновесной смеси:
Оксид азота (IV) – это оксид двух кислот: азотистой и азотной. В воде диспропорционирует:
Так как последняя кислота устойчива только на холоде, то при комнатной и более высоких
температурах реакция происходит по-другому:
Однако если через воду пропускать смесь оксида азота (IV) и воздуха, то образуется только азотная
кислота:
Аналогично реакции происходят со щелочами: при пропускании оксида азота образуется смесь
солей, а если пропускать оксид вместе с воздухом, то только одна соль.
Оксид азота (IV) – сильный окислитель, в нем горят сера, углерод и металлы.
В газовой фазе окисляет даже хлорид-ион:
Существуют и другие оксиды азота (III и V), но они не устойчивы.

Азотная кислота является очень сильным окислителем,
при определенных условиях реагирует с большинством
неорганических и органических соединений

Взаимодействие с металлами

Химические свойства солей азотной кислоты: I.Разложение солей-нитратов

1. Металлы IА группы (кроме нитрата лития)
2. Нитрат лития и нитраты остальных металлов (кроме нитратов ртути и
серебра)
3. Нитраты ртути и серебра разлагаются до чистого металла, так как их
оксид не устойчив
4. Разложение металлов в низших степенях окисления протекает с
окислением этого металла
4Fe(NO3)2 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
II.Окислительные свойства солей-нитратов
5. Нитраты входят в состав пороха:
6. В растворе реагируют с металлами:

Химические свойства фосфора

Качественные задачи (Доронькин, Бережная)

Продолжение

Расчетные задачи Задачи на азот

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Медную пластинку массой 1,28 г опустили в 63% раствор азотной кислоты массой 10 г. Найдите массу
10% раствора гидроксида натрия, который бы полностью нейтрализовал полученный раствор. (Ответ:
24г).
Смесь нитрата меди (II) и нитрата натрия массой 46,1г прокалили, в результате чего выделилась смесь
газов, которую пропустили через раствор гидроксида бария. В результате получили соль массой 52,2 г.
Определите массовые доли солей в исходной смеси (81,56% и 18,44% соответственно).
Смесь углерода и кремния массой 8г добавили к 63% раствору азотной кислоты. Выделившийся бурый
газ пропустили через раствор гидроксида кали, получив при этом раствор массой 484,8г с массовой
долей соли 8,33%. Определите массовые доли простых веществ в исходной смеси (30% и 70%
соответственно).
Кусочек магния массой 4,8 г растворили в 630 г 6% раствора азотной кислоты, при этом газообразных
продуктов не выделялось. Найти массу 40% раствора гидроксида натрия, способного полностью
прореагировать с полученным раствором. (55г).
Смесь порошков алюминия и меди добавили к 61% раствора азотной кислоты при комнатной
температуре, и наблюдали выделение цветного газа объемом 26,88л. Затем к полученной смеси
добавили избыток раствора гидроксида натрия, в результате чего выделились газ и осадок в молярном
соотношении 1:2. Определите массовые доли металлов в исходной смеси. (Ответ: 12,3% и 87,7%
соответственно.)
Кристаллическую соду массой 14,3г добавили к 42 г раствора азотной кислоты. К полученному
раствору добавили медную проволоку, при этом выделился бесцветный газ объемом 560 мл и в
растворе не осталось ионов водорода. Определите массовую долю кислоты в исходном растворе.
(Ответ: 30%).
Двухводный кристаллогидрат нитрата цинка растворили в 100г воды, в результате чего получили 3,62%
раствор соли. Затем туда добавили 100г 40% раствора гидроксида натрия и получили раствора с
массовой долей щелочи 18%. Определите массу кристаллогидрата. (4,5 г)

Задачи на фосфор

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Белый фосфор массой 9,3г сожгли, и полученное белое вещество растворили в воде и нагрели.
Найдите объем 10% раствора гидроксида натрия (плотность 1,2 г/мл), необходимого для получения
двух кислых солей в равных молярных соотношениях. (Ответ: 150 мл).
Найти массу белого фосфора, при растворении которого в 100г 40% горячего рас вора гидроксида
натрия, чтобы массовая доля щелочи в растворе стала равна 25,69%. (Ответ: 12,4г)
Смешали 340 г 5% раствора нитрата серебра и 164г 10% раствора. Найти минимальный объем 15%
раствора (плотность 1,14г/мл), который необходим для растворения полученного осадка. (Ответ:
19,1мл).
К ортофосфату кальция массой 31г добавили 392г 10% раствора серной кислоты. Найдите объем
20% раствора гидроксида калия (плотность 1,12 г/мл), который необходим для полной
нейтрализации полученного раствора. (Ответ: 200мл).
Фосфор сожгли в избытке кислорода, и полученный продукт добавили в 110г 2% раствора
гидроксида натрия, получив при этом кислую и среднюю соли в соотношении 1:3. (Ответ: 0,62г)
Йодид фосфора массой 66,6 г растворили в избытке воды. Определите массу 20% раствора нитрата
серебра, способного полностью прореагировать с полученным раствором и суммарную массу
осадка, который при этом образуется. (Ответ: 680г раствора и 159,4г осадка).
Фосфин массой 3,4г сожгли, продукт его сгорания осушили и добавили к 160г 10% раствора
гидроксида натрия. Определите массу 16% раствора нитрата серебра, который может полностью
прореагировать с полученным раствором. (Ответ: 425г).

Слайд 1

Уважаемые гости!!! Вас приветствуют учащиеся 9 «М»класса и учитель химии Баймашкина Татьяна Александровна

Слайд 2

Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества представляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных имен.
- «ядовитый воздух» - «дефлогистированный воздух» - «испорченный воздух» - «удушливый воздух» - «безжизненный воздух»
В 1772 году шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд
В 1772 году английский химик Джозеф Пристли
В 1773 году шведский химик- аптекарь Карл Шееле
В 1774 году английский химик Генри Кавендиш
В 1776 году французский химик Антуан Лавуазье
О каком неметалле идет речь?

Слайд 3

Азот и его соединения

Слайд 4

Цель урока:
Обобщить свойства азота и его соединений, выявить характерные свойства этих соединений, обусловленные наличием в их составе азота в различных степенях окисления.

Слайд 5

Парадоксы названия
Что означает в переводе с греческого «азот»? Каково латинское название азота? Что оно означает в переводе на русский язык? Каково содержание азота в атмосфере? Почему же азот называют «безжизненным»?

Слайд 6

Какие соединения азота вы знаете?
Определите степени окисления азота в соединениях.
N2
NH3
N2O
N2O3
NO2
HNO2
NO
N2O5
MeN
HNO3

Слайд 7

Каковы физические свойства азота? Почему азот химически инертен при обычных условиях? При каких условиях и с какими веществами он взаимодействует?

Азот как простое вещество
N2

Слайд 8

NH3 «летучая щелочь», «щелочной воздух»
Раствор аммиака в воде – нашатырный спирт, 10% раствор аммиака. Но почему спирт? Латинское spiritus означает «дух», «душа». Очевидно химик растворивший в воде аммиак, полученный из нашатыря (NH4Cl), назвал осторо пахнущую жидкость «душой нашатыря».
В 1774 г. Английский химик Джозеф Пристли получил газообразный аммиак смешав порошки хлорида аммония и гидроксида кальция. Напишите уравнение реакции. Когда ученый попытался собрать аммиак путем вытеснения жидкости из перевернутого сосуда, то газ растворялся в воде. Как Пристли удалось собрать газ?

Слайд 9

Растворение аммиака в воде.
Окисление аммиака.
Свойства аммиака

Слайд 10

Применение

Слайд 11

Оксидов у азота – пять. И нам давно пора уж знать, Их нравы, вкусы, настроенье, Манеру жизни, поведенье.

Слайд 12

Этот оксид был известен еще в XIX веке. Его действие зависит от возраста человека, концентрации газа и принятой дозы. Американский химик Джеймс Вудхауз в 1800 г. изучал взаимодействие серы с нагретым раствором нитрита натрия в формамиде. Внезапно началась бурная реакция с выделением какого-то газа со слабым приятным запахом. Ученому вдруг стало весело, и он пустился в пляс, распевая песни. Почти в то же самое время английский химик Гемфри Дэви проводил термическое разложение нитрата аммония. Как потом он вспоминал, помощник слишком близко наклонился к установке и несколько раз вдохнул газ с приятным запахом, выходивший из реторты. Вдруг помощник разразился беспричинным смехом, стал судорожно двигаться, опрокидывая стулья, а потом свалился в углу комнаты и тут же уснул. Какой газ получили Вудхауз и Дэви?

Слайд 13

Оксид азота (I) монооксид диазота «веселящий газ»
Бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым привкусом. В смеси с воздухом он действует на людей по-разному – кого «веселит», а кого погружает в сон. Применяют в медицине, обеспечивая безопасный наркоз.
Несолеобразующий оксид. Можно получить термическим разложением нитрата аммония. Данный оксид неустойчив и легко разлагается на азот и кислород.
N2O
Напишите уравнения упомянутых реакций

Слайд 14

Оксид азота (II) – монооксид азота
Легко окисляется кислородом воздуха до оксида азота (IV)
Восстанавливается водородом до свободного азота.
NO
Напишите уравнения упомянутых реакций

Слайд 15

Знаете ли вы, что NO образуется также при грозовом разряде в атмосфере. Статистика утверждает, что в атмосфере нашей планеты ежегодно вспыхивают три с лишним миллиарда молний. Мощность отдельных разрядов достигает 200 млн. киловатт, а воздух разогревается при этом (локально) до 20 000 К, хотя разряд молнии длится десятитысячную долю секунды. При такой чудовищной температуре молекулы азота и кислорода разрываются на атомы, которые активно и легко соединяются друг с другом, образуя молекулы оксида азота (II). Молекулы NO быстро окисляются на воздухе до более стабильных молекул оксида азота (IV). Этот атмосферный процесс во многом помогает решать проблему связывания свободного азота.

Слайд 16

Оксид азота (III)
Жидкость темно-синего цвета. Кислотный оксид. Получают охлаждением смеси оксидов азота (II) и (IV).
При взаимодействии с водой образуются азотистая и азотная кислоты. Оксид взаимодействует со щелочью.
N2O3
Составьте уравнения реакций

Слайд 17

Оксид азота (IV) – диоксид азота, «бурый газ», «лисий хвост»
Газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. !!! Токсичен. Получают окислением NO и взаимодействием концентрирован-ной азотной кислоты с медью.
Если это кислотный оксид, то с какими веществами он будет взаимодействовать? Напишите уравнения реакций.
NO2

Слайд 18

Знаете ли вы, что «лисий хвост» - жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота на химических предприятиях (иногда - из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.

Слайд 19

Оксид азота (V)
Кислотный оксид. Белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Получают осторожным обезвоживанием азотной кислоты с помощью оксида фосфора (V) или действием озона на оксид азота (IV).
Взаимодействует с водой и щелочами. Очень неустойчив, разлагается со взрывом на кислород и оксид азота (IV). Напишите уравнения реакций.
N2O5

Слайд 20

Опыты Каблукова
Российский химик Иван Каблуков славился своими чудачествами. Например, он подписывался не иначе как «Каблук Иван». В 1882-1888 г.г. он преподавал на Высших женских курсах в Москве, а с 1884г. - в Московском университете. Однажды он показал своим студентам удивительный опыт с четырьмя газометрами, наполненными ртутью, где хранились четыре газа – два бесцветных, а два другие – красно-бурого цвета. Каблуков пропускал поочередно эти газы над раскаленной медной стружкой и показывал, что вне зависимости от состава исходного газа получаются одни и те же продукты: оксид меди (I) Cu2O и азот N2. Студенты терялись в догадках – как такое стало возможно? Помогите найти объяснение опытам Каблукова.

Слайд 21

N2 O + 2Сu = Cu2O + N2 ; 2NO + 4Сu = 2Cu2O + N2; 2N O2 + 8Сu =4Cu2O + N2; N2 O3 + 6Сu = 3Cu2O + N2.
Газометры были наполнены оксидами азота состава N2O (бесцветный), NO (бесцветный), NO2 (бурый), N2O3 (при комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NO2, поэтому тоже приобретает бурый цвет). Все эти газы реагируют с медью, превращая ее в Cu2O.

Слайд 22

HNO3 Азотная кислота
Какую степень окисления имеет азот в азотной кислоте? Окислителем или восстановителем может быть кислота? Почему? В чем заключается особая опасность азотной кислоты?

Слайд 23

Из-за своих окислительных свойств азотная кислота требует большой осторожности в обращении. При соприкосновении с нею многие органические вещества окисляются с выделением большого количества теплоты и поэтому воспламеняются и взрываются. Например, скипидар вспыхивает, тлеющая лучинка начинает гореть, на одежде образуются дыры, а на коже – язвы. При этом кожа окрашивается в желтый цвет (качественная реакция на белок). Попавшую на кожу серную кислоту можно успеть смыть большим количеством воды, а азотная кислота действует практически мгновенно).

Слайд 24

Промышленный способ получения азотной кислоты был открыт в 1916 году инженером-химиком И.И. Андреевым.
На какие три этапа можно разделить данный процесс? По технологии И. И. Андреева работают сейчас все заводы мира.

Слайд 25

Знаете ли вы, что азотная кислота была упомянута арабским химиком Джабиром ибн Хайяном (Гебером) в VIII в. в его трудах, а для производственных целей её стали получать лишь в XV в. В одной старинной русской книге, датированной 1675г., было сказано, что на изготовление «крепкой водки» было дано полпуда железного купороса и десять фунтов селитры. Позднее в работах М.В. Ломоносова мы встречаем название «селитряная дымистая водка». «Крепкой водкой», «селитряной дымистой водкой», «зияющей красным газом кислотой» называли в России XVII и XVIII в.в. азотную кислоту. Название «крепкая водка» произошло от алхимического «аква фортис» - «крепкая, сильная вода». С 1720 г. для производства азотной кислоты вместо железного купороса стали применять серную кислоту: 2KNO3 + H2SO4 = 2 HNO3 + K2SO4 Если применять концентрированную серную кислоту и чистую селитру, то «водка» получалась «крепкой» – 96-98%.

Слайд 26

Свойства азотной кислоты

Слайд 27

Какой металл растворяется только в «царской водке»? Mg Zn Fe Au
Являются ли винным спиртом вещества, которые 100 – 200 лет тому назад называли «вторичной водой», «царской водкой», «королевской водкой»? Под такими названиями известен один и тот же реактив - смесь концентрированных кислот: одного объёма азотной кислоты с тремя объёмами хлороводородной кислоты. М.В. Ломоносов называл этот реактив «королевской водкой», но чаще в литературе встречается термин «царская водка», причём первые упоминания на этот счёт были уже в сочинениях арабских алхимиков VIIIв. Своё название «царская водка» получила благодаря способности взаимодействовать с золотом – «царём металлов». Полагают, что эту способность впервые обнаружил в 1270 г. итальянский монах-францисканец, философ, алхимик и кардинал Джованни Фиданци – «Бонавентура».

N2 O + NaOH NO + NaOH 2N O2 + 2NaOH = 2NaNO2 +H2O N2 O3 + 2NaOH = NaNO3 +NaNO2 + H2O N2 O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + Н2О

Слайд 31

Ошибка властителя Лахора.
Властитель индийского города Лахора по имени Ранжит – Сингх в 1811г. хвастался перед другими владыками Индии, Персии и Афганистана, что его голубой алмаз не подвержен действию никаких жидких веществ. Афганский шах Шуджа сказал, что готов поспорить (а ставка в споре – сам голубой алмаз), что его придворный факир – алхимик может за сутки уменьшить массу алмаза, погрузив его в жидкий «алкагест» (мифический универсальный растворитель). Предложение было принято, и придворные двух властителей уселись вокруг сосуда с «алкагестом», куда был погружен алмаз. Вскоре стало заметно, что камень покрылся пузырьками, а жидкость стала жёлтой. По истечении суток алмаз снова взвесили, и оказалось, что он потерял в весе около одного карата (0,2г). К огорчению Ранжит – Сингха, алмаз пришлось отдать шаху Шудже. Правда, через два года силой оружия алмаз был возвращён в Лахор, но это уже другая история… Какой состав имел «алкагест»?
«Жизнь – есть способ существования белковых тел» Ф. Энгельс
Без азота → нет белка →без белка →нет жизни.

«Соединения фосфора» - Оксид фосфора. Взаимодействие фосфорной кислоты с солями. Фосфорная кислота (H3РO4). Химические свойства оксида фосфора (V). Взаимодействие фосфорной кислоты со щелочами. Химические свойства. Состав. Взаимодействие фосфорной кислоты с металлами. Соединения фосфора. Физические свойства оксида фосфора (V).

«Урок Фосфор» - Мотивационно-ориентационный этап. История открытия фосфора. Первичное закрепление полученных знаний. Фосфор как элемент. Видеоролик «Сгорание фосфора в хлоре». 1682г- Р.Бойль в химической лаборатории при работе с фосфором. Черный. Попытайте определить, где правда, а где вымысел автора? Аллотропия фосфора.

«Урок Соединения фосфора» - 1.Ориентировачно-мотивационный. 2.Операционно-исполнительский. 3.Рефлексивно-оценочный. Реактивы – красный фосфор. Этап 2.Операционно исполнительский. Оборудование и дидактический материал. Положение фосфора в Периодической системе Д.И.Менделеева. Учитель мотивирует учащихся, зачитывая отрывок из романа А. Конан-Дойля.

«Фосфор и его соединения» - Выводы. Фосфор и его соединения. Аммофос. Преципитат. Фосфорные удобрения. При недостатке фосфора развиваются болезни растений. Соединения фосфора в растительной клетке. Цель: исследовать влияние фосфора на рост и развитие растений. Простой суперфосфат. Снабжение растения фосфором особенно необходимо в молодом возрасте.

«Характеристика элемента фосфор» - Свечение белого фосфора. Сравнение строения атома азота и фосфора. Белый фосфор. Получение фосфора. Окислитель. Открыт немецким алхимиком X. Брэндом. Горение красного фосфора. Фосфор сгорает бледно-зеленым пламенем. Аллотропные модификации фосфора. Неметалл. Применение фосфора. Фосфиды энергично разлагаются водой.

«Элемент фосфор» - Взаимодействие с металлами. Черный фосфор. Для связывания соединений кальция добавляют кварцевый песок. Фосфор. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует. Взаимодействие со щелочами. Белый фосфор. Фосфор занимает 12-е место по распространенности элементов в природе. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами.

Всего в теме 12 презентаций

Класс: 9

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Учебник. Г.Е, Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия. 9 класс

Количество часов: 1 урок

Тип урока: комбинированный

Методы обучения: информационно-иллюстративный, частично-поисковый.

Формы обучения: фронтальная работа, самостоятельная работа в парах и индивидуальная, самоконтроль.

Технологии: составление опорного конспекта, использование ЦОР, тестовый контроль знаний.

Цель урока: На основании строения сравнить свойства простых веществ – азота и фосфора. Исходя из свойств, охарактеризовать области применения азота и фосфора, способы их промышленного получения.

Задачи урока:

Образовательные :
- рассмотреть строение и физические свойства простых веществ – азота и аллотропных модификаций фосфора;
- на основании строения спрогнозировать реакционную способность азота и фосфора, рассмотреть характерные химические свойства;
- формировать умение составлять уравнения химических реакций, рассматривать их с позиции окислительно-восстановительных свойств;
- рассмотреть области применения и промышленные способы получения азота и фосфора.
Развивающие :
- развивать умения сравнивать, устанавливать причинно-следственные связи между строением веществ и их свойствами, применением, делать выводы;
- совершенствовать умения применять полученные знания для объяснения различных фактов, явлений.
Воспитательные :
- воспитывать активность, самостоятельность, интерес к предмету;
- воспитывать умение работать в парах, способность к самооценке результатов деятельности.

Оборудование : компьютер, проектор, мультимедийная презентация

ХОД УРОКА

Описание слайда и пояснения по управлению презентацией	Деятельность учителя	Деятельность учащихся
Организационный этап. (1 мин.)
	Приветствие учащихся, проверка готовности к уроку	Учащиеся готовятся к уроку (тетради, учебники, ПСХЭ)
Актуализация знаний. Постановка цели.(4 мин.)
Слайд 1. Сравнительная характеристика элементов. Прием педагогической техники: вставка пропущенных слов в тексте (при нажатии на курсор - появляются пропущенные слова).	Предлагает учащимся дать сравнительную характеристику элементам – азоту и фосфору.	Устный ответ учащегося: дает сравнительную характеристику элементам азоту и фосфору, используя шаблон на слайде, вставляя пропущенное.
Слайд 2. Историческая справка Иллюстрация портретов ученых, открывших вещества. Нажатием на курсор выводится этимология названий.	Мотивирование на изучение темы:учащимся предлагается информация об истории открытия азота и фосфора, этимологии их названий. – Какие свойства азота и фосфора отражены в их названиях?	Слушают информацию. Фронтальная работа: Перечисляют известные свойства азота и фосфора.
Слайд 3. Тема урока Слайд 4. План изучения	Постановка учебной проблемы: – Чем обусловлены эти свойства, какие ещё свойства проявляют азот и фосфор? – Тема урока: «Простые вещества – азот и фосфор»	Записывают тему, готовят таблицу.
Изучение нового материала. (25 минут)
Слайд 5. Строение и физические свойства азота и аллотропных модификаций фосфора Гиперссылка 1 – слайд 6 «Строение и физические свойства белого фосфора» Демонстрация иллюстраций Гиперссылка 2 – слайд 7 «Строение и физические свойства красного фосфора» Демонстрация иллюстраций. Видеодемонстрация опыта «Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора» (2 мин)	Учитель предлагает охарактеризовать строение молекулы азота и сделать вывод о прочности связи в ней. – Какой тип связи реализуется в молекуле азота? Сколько общих электронных пар образуется в молекуле азота? – Составьте схему образования ковалентной связи в молекуле азота. Далее рассматриваются физические свойства азота. В отличие от азота фосфор может существовать в виде большого числа аллотропных модификаций, в настоящее время их насчитывается 11, но все многообразие видов можно свести к трем: белый, красный и черный фосфор. Учитель объясняет явление аллотропии у фосфора, демонстрирует строение кристаллических решеток белого и красного фосфора, характеризует физические свойства. (гиперссылки1, 2)	Фронтальная работа: учащиеся отвечают на вопросы Самостоятельная работа: записывают в тетради схему образования связи в молекуле азота, его физические свойства. Рассматривают иллюстрации на экране, знакомятся с характеристикой строения и свойств каждой модификации, делают краткую запись. Наблюдают за химической реакцией. Делают вывод об активности разных модификаций фосфора.
Слайд 8. Контрольное задание Видеофрагмент из фильма «Фосфор» – о собаке Баскервилей. (45 сек)	Учитель предлагает учащимся просмотреть видеофрагмент и ответить на вопрос: – Как вы считаете, реальны ли данные события? Какую химическую ошибку допустил автор? Аргументируйте свой ответ.	Фронтальная работа. Учащиеся комментируют химические ошибки в предложенном видеофрагменте, привлекая знания о физических свойствах белого фосфора.
Слайд 9. Прогнозирование реакционной способности азота и фосфора. При нажатии курсора выводы появляются на экране	Учащимся предлагается на основании строения веществ спрогнозировать реакционную способность азота и фосфора: – Что можно сказать о химической активности азота? Почему? – Какова химическая активность фосфора в сравнении с азотом? Почему? – Одинаковую ли реакционную способность проявляют разные модификации фосфора? – Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляют азот и фосфор в химических реакциях?	Фронтальная работа. На основании строения, учащиеся делают выводы о низкой активности азота и высокой реакционной способности белого фосфора. Отмечают снижение химической активности от белого фосфора к черному. Делают заключение об окислительно-восстановительной двойственности свойств.
Слайд 10. Окислительные свойства азота и фосфора На слайде схемы реакций.	Предлагается составить уравнения реакций, характеризующих окислительные свойства азота и фосфора: с литием, кальцием, водородом. (схемы на слайде) Осуществляется проверка нажатием на кнопку мыши: на слайде появляются уравнения реакций
Слайд 11. Восстановительные свойства азота и фосфора На слайде схемы реакций. Вывод записи уравнений для проверки осуществляется нажатием на курсор	Предлагается составить уравнения реакций, характеризующих восстановительные свойства азота и фосфора: с кислородом, хлором. (схемы на слайде) Учитель консультирует слабых учащихся. Осуществляется проверка нажатием на кнопку мыши: на слайде появляются уравнения реакций	Самостоятельная работа в парах: Делают в тетради запись уравнений реакции, показывают переход электронов, определяют окислитель и восстановитель. Проверяют, задают вопросы, если они возникают.
Слайд 12. Взаимодействие красного фосфора с бертолетовой солью. На слайде иллюстрации, схема реакции. Вывод записи уравнения и электронного баланса для проверки осуществляется нажатием на курсор	Учитель рассказывает о взаимодействии красного фосфора с хлоратом калия, предлагает записать уравнение реакции и расставить коэффициенты методом электронного баланса. Осуществляет проверку составления уравнения реакции, электронного баланса.	Самостоятельная работа в парах: Делают в тетради запись уравнения реакции, составляют электронный баланс, определяют процессы окисления, восстановления, окислитель и восстановитель. Индивидуально выполняют контрольное задание.
Слайд 13. Получение азота и фосфора Иллюстрации.	– Азот встречается в природе в соединениях и в свободном состоянии, а фосфор – только в соединениях. Чем это объясняется? – Какое сырье используют в промышленности для получения азота, фосфора? Далее учитель рассказывает о промышленных способах получения азота и фосфора.	Отвечают на вопросы. Слушают информацию, делают записи в тетрадях.
Слайды 14, 15. Применение азота и фосфора. Иллюстрации.	Предлагает обсудить области применения азота и фосфора, опираясь на свойства.	Фронтальная работа: обсуждение областей применения азота и фосфора. Кратко записывают области применения азота и фосфора.
Контроль усвоения знаний. (8 минут)
Слайд 16. Контроль знаний Интерактивный тест: нажатием на кнопку «вопрос» открывается формулировка; нажимается выбранный ответ; зажигается красный значок в случае неверного ответа, зеленый – в случае верного.	Учащимся предлагается тестовое задание (*Приложение 1* ) Проверка с использованием интерактивной модели теста.	Индивидуальная работа по вариантам . Выполняют тест (6 вопросов – 5 минут). Проверка выполнения работы, оценивание.
Домашнее задание (2 мин)
Слайд 17. Домашнее задание §15,16,21 стр.52, №2, стр. 70 №2,4,5 Задача: Вычислите массу фосфора, образующегося из 1 кг фосфата кальция, содержащего 5% примесей.	Учитель комментирует домашнее задание.	Запись Д/З