Характеристика фосфора

1. Положение в периодической системе химических элементов и строение атома.

Р – фосфор –

2. Фосфор как простое вещество.

t охлаждение

а) получение: 1. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор)

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный.

б) физические свойства аллотропных модификаций:

Свойства	Рбелый	Ркрасный	Рчерный
Строение	Р4	Р n	Рх
Внешний вид
Растворимость			не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде
tплавления
Плотность
Химическая активность
Ядовитость	сильно ядовит	не ядовиты

в) химические свойства:

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl));

В растительности – в белках семян;

В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са3(РО4)2 · Ca(OH)2 и 3Са3(РО4)2 · CaСO3 · Н2О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).

д) применение фосфора и его соединений: спички; изготовление полупроводников (GaP, InP), удобрения, фосфорорганические соединения (дихлофос, карбофос, гербициды, нервно-паралитические газы и т. д.), смягчения воды, средство для снятия известкового налета (антинакипин).

е) меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями:

Избегать употребления молока и жиров;

При отравлении используют атропин , раствор марганцовки, кофе.

ОТКРЫТЫЙ УРОК ХИМИИ по теме:

"ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Цели урока: 1. Рассмотреть строение и свойства фосфора.

2. Определить роль фосфора в природе, в жизни людей и народном хозяйстве.

3. Проверить знания учащихся по неорганической химии .

4. Раскрыть межпредметные связи (химии, биологии, истории, литературы).

5. Способствовать развитию интереса к химической науке.

Оборудование и реактивы: пробирки, стеклянная палочка, ложечки для сжигания веществ, стеклянные цилиндры, стаканчики, спиртовка, вата, колбы, красный фосфор, кислород, вода, нитрат серебра, индикатор.

Учитель: Тема сегодняшнего урока "ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Все вы наверняка смотрели фильм или читали произведение Конан Дойля "Собака Баскервилей", где вы могли услышать об этом элементе. (включаем отрывок фильма).

Мы должны с вами сегодня выяснить, действительно ли это был фосфор, можно ли его использовать для свечения? Какими полезными и вредными свойствами он еще обладает, и где мы встречаемся с ним или его соединениями в быту. Кроме этого, мы повторим свойства неметаллов применительно к фосфору. Перед вами находятся листы с которыми мы будем работать в ходе этого урока.

Для начала, с помощью периодической системы химических элементов определим, строение его атомов и положение в системе.

Ответ ученика: фосфор находится в третьем периоде, в пятой группе, главной подгруппы.

Вывод: фосфор может проявлять окислительные и восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления -3+3+5.

Давайте теперь дадим характеристику фосфору как простому веществу.

Фосфор как простое вещество

Учитель: Образует множество аллотропных модификаций. Из них мы рассмотрим фосфор белый, черный и красный. Как их получают? Фосфор – это следующий за азотом элемент пятой группы. Но открыт он был на несколько столетий раньше своего предшественника. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причем всякий раз получали его из мочи. Право первооткрывателя принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хённигу Бранду. В 1669 году Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото. Видно с реактивами (как и в наше время) было плохо, и он получал ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. Обработав ее, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Фосфор в переводе с греческого означает "светоносец". "Рецепт приготовления" фосфора хранился в строжайшей тайне. Даже в 1680 году независимо от Бранда английский физик и химик Роберт Бойль выделил фосфор, но открыто не опубликовал, как это делается. Но ни Бранду, ни Бойлю это богатство не принесло. Это удалось только ловким мошенникам, сумевшим выведать у них секрет получения фосфора. В 1774 году шведский химик и аптекарь Карл-Вильгельм Шееле разработал получение фосфора из рога и костей животных. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфат кальция углем в присутствии кремнезема. Посмотрим на эту реакцию и уравняем ее.

t =1600° охлаждение

1. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор) [коэффициенты расставляет ученик ]

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный (черный фосфор на уроке не увидим, но свойства его похожи на красный)

Физические свойства фосфора

Проведем сравнительную характеристику физических свойств фосфора и посмотрим, как эти свойства связаны со строением.

Свойства	Рбелый	Ркрасный	Рчерный
Строение	Р4 молекулярная кристаллическая решетка, молекула Р4 имеет форму тетраэдра	Р n атомное строение, тетраэдры Р4 соединены между собой ковалентными связями в бесконечные цепи	Рх атомная кристаллическая решетка, объемные шестиугольники с атомами фосфора связаны друг с другом в слои, похож на графит
Внешний вид	воскообразное вещество бледно-желтого цвета	темно-малиновый порошок	черный порошок, жирный на ощупь
Растворимость	не растворяется в воде, растворяется в сероуглероде	не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде	не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде
tплавления
Плотность
Химическая активность	самый активный, светится бледно-голубым светом из-за медленного окисления, самовоспламеняется на воздухе	менее химически активны, не светятся, температура самовоспламенения больше 200°С
Ядовитость	сильно ядовит (смертельная доза 0.1г примерно такая же и у цианистого калия)	не ядовиты

Ответ ученика: У белого фосфора непрочная кристаллическая решетка по сравнению с красным и черным, поэтому у него самые низкие значения физических величин и наиболее высокая химическая активность.

Учитель: Действительно, посмотрим в таблице на температуру плавления и плотность. У белого фосфора эти показатели самые низкие, кроме того, белый фосфор растворяется в сероуглероде, а остальные не в чем не растворяются.

Для доказательства высокой реакционной способности проведем опыт: из красного фосфора получим белый и вынимая стеклянную палочку, на которую осел белый фосфор, мы видим, что он самовоспламеняется. Запишем в таблицу внешний вид красного и белого фосфора, а так же их химическую активность. Какой фосфор может светиться, и каким светом? Могли ли собаку намазать белым фосфором, если он обладает такими свойствами?

Ответ ученика: Белый фосфор, бледно-голубым. Нет.

Учитель: Рассмотрев физические свойства, давайте перейдем к химическим.

Химические свойства фосфора.

как восстановитель	как окислитель
Взаимодействует с неметаллами 4Р + 5О2 → 2Р2О5 Р2О5 → Н3РО4 → Ag3PO4	Взаимодействует с металлами, образуя фосфиды 3Na + P → Na3P
Взаимодействует со сложными веществами – окислителями 6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl 2Р - 10ē → 2Р 3 Cl + 6ē → Cl 5

Светимость и самовоспламенение фосфора происходит из-за его взаимодействия с кислородом. Проводим опыт: сжигаем фосфор в чистом кислороде, затем в этот сосуд добавляем воды, закрываем крышкой и встряхиваем до полного растворения дыма, полученный раствор делим на две пробирки, к одной добавляем индикатор, к другой – раствор нитрата серебра. Какие реакции вы наблюдали?

Ответ ученика: Фосфор при сжигании образует оксид фосфора (V), который при растворении в воде дает фосфорную кислоту. В первом случае она изменяет окраску индикатора, во втором – она взаимодействует с нитратом серебра, образуя фосфат серебра.

Учитель: Вернемся к таблице с уравнениями, разберем первую реакцию. В таблице написана данная цепочка превращений, для которой вы должны написать уравнения реакций дома. Именно ион серебра является качественным реактивом на фосфорную кислоту и его соли.

Вы видели, что оксид фосфора (V) образуется в виде густого белого дыма. Во время Великой Отечественной войны данную реакцию использовали для создания дымовых завес. В первые годы войны было поручено организовать производство фосфорсодержащих веществ и на их основе зажигательных средств для противотанкового оружия. На опытном заводе НИИ удобрений и инсектофунгицидов, директором которого в годы войны был крупнейший советский химик-технолог Семен Исаакович Вольфкович, было налажено производство сплавов фосфора с серой, которые заливались в стеклянные бутылки и служили зажигательными противотанковыми "бомбами". Но изготовление и метание таких бомб было опасно. Уже в 1942 году Вольфкович с сотрудниками разработал условия, исключающие опасность изготовления, транспортировки и применение этих бомб. Им было разработано и организовано на металлургических заводах Урала получение фосфора в доменных печах. Для борьбы с многочисленными пожарами, возникающих от сброшенных вражескими самолетами бомб, по предложению Вольфковича были созданы специальные растворы солей фосфорной кислоты. Взаимодействие фосфора с серой и фосфора с хлором, вы допишите дома.

Кроме того, фосфор реагирует со сложными веществами-окислителями. Уравняйте ее с помощью электронного баланса. Предложенная в таблице реакция происходит при зажигании спичек. Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и других веществ (порошка стекла, сульфида сурьмы (III), оксида железа (III) (который придает цвет), карбоната кальция). Спичечная головка состоит из окислителей, например бертолетовой соли и других (оксида марганца (IV), бихромата калия) и горючих веществ (серы, сульфида фосфора (III) и различных животных и растительных клеев, стеклянного порошка и оксида железа (III)). Постарайтесь узнать, какие еще вещества входят в состав современных спичек.

В середине XIX века были изобретены фосфорные спички, которые состояли из белого фосфора, бертолетовой соли и клея. Они загорались при трении о любую шероховатую поверхность. Это приводило к пожарам, а также регистрировали случаи отравления при их производстве. Этими спичками пользовались и самоубийцы, т. к. достаточно было съесть несколько головок для получения смертельной дозы, и от этих спичек отказались.

Как окислитель фосфор взаимодействует с металлами, образуя фосфиды? Эти реакции используют для получения полупроводниковых материалов. Одно уравнение мы разберем с вами в классе, а другое – допишите дома.

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl)). Кроме этих минералов в природе встречается очень красивый минерал – бирюза (водный фосфат меди и алюминия).Про него сложены красивые легенды. (Фильм)

Посмотрите в таблицу, где фосфор содержится в растениях и животных?

Ученик: В растениях содержится фосфор в белках семян.

В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са3(РО4)2 · Ca(OH)2 и 3Са3(РО4)2 · CaСO3 · Н2О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).

Учитель: Более подробную информацию о ДНК, РНК и АТФ можете прочитать в учебнике в §27. Наиболее богатые фосфором рыба (180 мг в 100 г), фасоль (540 мг на 100 г), некоторые виды сыра, особенно плавленого (до 600 мг на 100г). Мы должны соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальция: оптимальное соотношение этих элементов в пище составляет 1,5 к 1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Где же применяют Фосфор и его соединения?

Применение фосфора и его соединений.

Ученик: Фосфор применяется при изготовлении спичек, полупроводников. Так же его соединения используют как фосфорные удобрения.

Учитель: Удобрения способствуют плодоношению растений. Т. к. большинство фосфорных соединений не растворимо, то удобрения лучше применять под зиму, когда происходит гниение и вырабатывается глутаминовая кислота, которая переводит нерастворимые фосфаты в растворимые дигидрофосфаты (растения могут усваивать только растворы). Соединения фосфора применяют для смягчения воды, а так же для снятия известкового налета. Фосфорорганические вещества, а именно карбофос, хлорофос, дихлофос …, применяются для борьбы с вредными насекомыми, гербициды – для уничтожения сорной растительности. Фосфорорганические вещества – это также группа "нервных ядов" (зарин, табун, VX-газ) имеется на вооружении многих армий. Механизм воздействия заключается в уничтожении фермента, который отвечает за нервную проводимость в центральной и периферической нервной системе. Эти газы были получены во время Великой Отечественной войны. При возгорании магазина бытовой химии есть опасность образования нервнопаралитических газов, содержащих фосфор, поэтому необходимо знать меры предосторожности.

Меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями.

Необходимо избегать употребления молока и жиров. При попадании расплавленного фосфора на тело образуются ожоги. При ожогах это место промывают спиртом, медным купоросом, слабым раствором марганцовки. При отравлении фосфором может помочь кофе, при сильном отравлении необходимо вызвать рвоту, выпить слабый раствор марганцовки, проводить курс лечения атропином.

ВЫВОД: Итак, мы рассмотрели фосфор, его свойства и значение. Для закрепления проведем игру. Делимся на три команды по рядам. Каждой команде задается по 3 вопроса. За каждый правильный ответ присуждается 1 балл. Команда победитель получит на один балл больше в предстоящей самостоятельной работе на следующем уроке.

В О П Р О С Ы

1. Какой фосфор ядовит и светится?

2. Как называются соединения фосфора с металлом?

3. Каким реактивом можно распознать фосфорную кислоту и ее соли?

4. Как получить красный фосфор?

5. Чего нужно избегать при работе с фосфором?

6. Какие степени окисления может иметь фосфор в соединениях?

7. Когда лучше использовать фосфорные удобрения?

8. Где фосфор использовался во время ВОВ?

9. Какой фосфор похож на графит?

Фосфор - жизненно важный элемент из пятой группы периодической таблицы Менделеева. Химические свойства фосфора зависят от его модификации. Наиболее активным веществом является белый фосфор, окисляющийся на воздухе. Фосфор имеет две валентности (III и V) и три степени окисления - +5, +3, -3.

Фосфор и соединения

Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:

• белый;
• красный;
• чёрный.

Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P 4). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.

Рис. 1. Светящийся белый фосфор.

Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:

• фосфин;
• фосфорную кислоту;
• фосфиды;
• оксиды.

Фосфин (РН 3) - плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества - фосфор и водород.

Рис. 2. Фосфин.

Фосфорная или ортофосфорная кислота (H 3 PO 4) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.

Фосфиды - соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.

Фосфор может образовывать два оксида - P 2 O 3 и P 2 O 5 .

H 3 PO 4 - кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.

Химические свойства

Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.

Вещество	Реакция	Особенности	Уравнение
		При избытке O 2 образует оксид фосфора (V)	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
	С металлом	Является окислителем	3Mg + 2P → Mg 3 P 2
	С галогенами и неметаллами	Не реагирует с водородом	2P + 3S → P 2 S 3
			8Р + 12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 2
	С кислотами		2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
	Со щелочами		P 4 + 3NaOH + 3H 2 O → PH 3 + 3NaH 2 PO 2
		Воспламеняется на воздухе	РН 3 + 2O 2 → H 3 PO 4
	С галогенами и неметаллами		РН 3 + 2I 2 + 2H 2 O → H(PH 2 O 2) + 4HI
	С кислотами	Проявляет свойства восстановителя	РН 3 + 3H 2 SO 4 → H 2 (PHO 2) + 3SO 2 + 3H 2 O
	С металлами	С активными металлами	2H 3 PO 4 + 3Ca → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2
		Подвергается диссоциации	H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H2PO 4 –
	Со щелочами	Образует кислые или щелочные фосфаты	H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
	С оксидами		2H 3 PO 4 + 3K 2 O → 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
			2H 3 PO 4 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O + 3CO 2
	С аммиаком		H 3 PO 4 + 3NH 3 → (NH 4) 3 PO 4
	С галогенами и неметаллами		2P 2 O 3 + 6Cl 2 → 4PCl 3 O + O 2 ; 2P 2 O 3 + 9S → P 4 S 6 + 3SO 2
		Медленно реагирует с холодной водой и быстро - с горячей	P 2 O 3 + 3H 2 O → 2H 3 PO 3
	Со щелочами		P 2 O 3 + 4NaOH → 2Na 2 HPO 3 + H 2 O
		Реагирует с взрывом	2P 2 O 5 + 6H 2 O → 4H 3 PO 4
	С кислотами	Реакция замещения	4HNO 3 + 2P 2 O 5 → 4HPO 3 + 2N 2 O 5
		Образуют гидроксиды металлов и фосфин	Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
	С кислотами	Реакция замещения	Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P 2 O 3 образует красный фосфор, а P 2 O 5 - оксид фосфора (III) и кислород.

Рис. 3. Красный фосфор.

Использование

Широкое применение имеют соединения фосфора:

• из фосфатов получают удобрения и моющие средства;
• фосфорная кислота используется для окрашивания ткани;
• оксид фосфора (V) осушает жидкости и газы.

Красный фосфор используется в производстве спичек и взрывчатых веществ.

Что мы узнали?

Фосфор - активный неметалл, реагирующий с простыми и сложными веществами. В результате реакций образует оксиды (III) и (V), фосфин, фосфорную кислоту и фосфиды. Соединения фосфора вступают в реакцию с металлами, неметаллами, кислотами, щелочами, водой. Фосфор и его соединения используются в промышленности и сельском хозяйстве.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.8 . Всего получено оценок: 265.

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека. Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

1. Пятая группа, главная подгруппа.
2. Третий малый период.
3. Порядковый номер - 15.
4. Атомная масса - 30,974.
5. Электронная конфигурация атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
7. Химический символ - Р, произношение в формулах "пэ". Название элемента - фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного "светящегося" вещества. Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем. Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

• И. Кункелем;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграфом;
• К. Шееле;
• А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества - восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах. Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

1. Белый. Это соединение, формула которого Р 4 . Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму - красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 44 0 С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р 4 О 10 .
3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 250 0 С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора - металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

• металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
• неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
• сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
• с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
• с водой при очень высокой температуре;
• с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

• зеленая часть растений, их семена и плоды;
• животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
• земная кора;
• почва;
• горные породы и минералы;
• морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

• инглишит;
• фторапаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

• белки;
• фосфолипиды;
• фосфопротеиды;
• ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

1. Бинарные соединения - оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р 2 О 5 , PCL 3 , P 2 S 3 , PH 3 и прочие.
2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н 3 РО 4 , Na 3 PO 4 , H 4 P 2 O 6 , Ca(H 2 PO 4) 2 , (NH 4) 2 HPO 4 и другие.
3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

• белый фосфор;
• фосфин.

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник - водород. Формула водородного соединения фосфора - РН 3 , название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

1. Летучий бесцветный газ.
2. Очень ядовитый.
3. Обладает запахом гнилой рыбы.
4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
5. При обычных условиях очень химически активен.
6. Самовоспламеняется на воздухе.
7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название - фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди. Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться. Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора - ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

• соединение фосфора и серы - сульфид фосфора P 2 S 3 ;
• хлорид фосфора III, V;
• оксиды и ангидрид;
• бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший - Р 2 О 5 . Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом. Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом. Это с фосфором. К ним относятся:

• коферменты - НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
• белки;
• нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
• фосфолипиды и фосфопротеиды;
• ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий - РО 4 3- , то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК - главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
3. Для защиты металлов от коррозии.
4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
5. Как средство для умягчения воды.
6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

Р 2 О 3 - оксид фосфора (III)

При обычной температуре - белая воскообразная масса с т. пл. 23,5"С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р 4 О 6 .

Способ получения

Р 2 О 3 образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О 2 = 2Р 2 О 3

Химические свойства

Р 2 О 3 - кислотный оксид

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р 2 О 3 + ЗН 2 О =2H 3 PO 3

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р 2 О 3:

2Р 2 О 3 + 6Н 2 О = РН 3 + ЗH 3 PO 4

Взаимодействие Р 2 О 3 со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + Н 2 О

Р 2 О 3 - очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5

2. Окисление галогенами:

Р 2 О 3 + 2Cl 2 + 5Н 2 О = 4HCl + 2H 3 PO 4

Р 2 О 5 - оксид фосфора (V)

При обычной температуре - белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р 4 О 10 . При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO 3). Р 2 О 5 - самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5

Химические свойства

Р 2 О 5 - типичный кислотный оксид

Как кислотный оксид Р 2 О 5 взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р 2 О 5 + Н 2 О = 2HPO 3 метафосфорная

Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 пирофосфориая (дифосфорная)

Р 2 О 5 + ЗН 2 О = 2H 3 PO 4 ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р 2 О 5 + ЗВаО = Ва 3 (PO 4) 2

Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ЗН 2 О

Р 2 О 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 - водоотнимающий агент

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р 2 О 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 О 5

Р 2 О 5 + 2НСlО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 О 7

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

H 3 PO 4 - фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н 2 [НРО 3 ]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р 2 О 3 в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl 3 + ЗН 2 О = Н 2 [НРО 3 ] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl 2 + 6Н 2 О = 2Н 2 [НРО 3 ] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H 3 PO 3 - бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства

Кислотные функции

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н 2 ; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно - и двухзамещенные фосфиты, например:

Н 2 [НРО 3 ] + NaOH = NaH + Н 2 О

Н 2 [НРО 3 ] + 2NaOH = Na 2 + 2Н 2 О

Восстановительные свойства

Кислота и ее соли - очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H 2 SО 4 конц., К 2 Сr 2 O 2), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2Ag↓ + 2HNO 3

H 3 PO 3 + Cl 2 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2HCl

При нагревании в воде Н 3 РO 3 окисляется до H 3 PO 4 с выделением водорода:

H 3 PO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + Н 2

Восстановительные свойства

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н 3 РO 3 = ЗН 3 РO 4 + РН 3

Фосфиты - соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: NaH 2 PO 3 , Са(H 2 PO 3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO 3 .

Примеры: Na 2 HPO 3 , СаHPO 3 .

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н 3 РO 4 - ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н 3 РO 4 → Н + + Н 2 РO 4 -

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Н 2 РO 4 - → Н + + НРO 4 2-

НРO 4 2- → Н + + РO 4 3-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н 3 РO 4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°"С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н 3 РO 4 служит природный фосфат Са 3 (РO 4) 2:

I. 3-стадийный синтез:

Са 3 (РO 4) 2 → Р → Р 2 O 5 → Н 3 РO 4

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са 3 (РO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2Н 3 РO 4 + 3CaSO 4 ↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO

Химические свойства

Н 3 РO 4 проявляет все общие свойства кислот - взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Кислотные функции

Примеры реакций:

2Н 3 РO 4 + 6Na = 2Na 3 РO 4 + 3H2t

2Н 3 РO 4 + ЗСаО = Са 3 (РO 4) 2 + ЗН 2 О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н 3 РO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + ЗН 2 О

Н 3 РO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2Н 2 О

Н 3 РO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Н 3 РO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4

Н 3 РO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 HPO 4

В отличие от аниона NO 3 - в азотной кислоте, анион РO 4 3- окисляющим действием не обладает.

Качественная реакция на анион РO 4 3-

Реактивом для обнаружения анионов РO 4 3- (а также НРO 4 2- , Н 2 РO 4 -) является раствор AgNO 3 , при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg + + РO 4 3- = Аg 3 РO 4 ↓

Образование сложных эфиров

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров - нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н 3 РO 4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

1. Фосфоритная мука - тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са 3 (РO 4) 2

2. Простой суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Са(Н 2 РO 4) 2 + 2CaSO 4

3. Двойной суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = ЗСа(Н 2 РO 4) 2

4. Преципитат - Са(ОН) 2 + Н 3 РO 4 = СаНРO 4 + 2Н 2 О

5. Аммофос - NH 3 + Н 3 РO 4 = NH 4 Н 2 РO 4 ;

2NH 3 + Н 3 РO 4 = (NH 4) 2 HРO 4

6. Аммофоска - Аммофос + KNO 3

>> Химия: Фосфор и его соединения

Строение и свойства атомов . Следующий после азота представитель главной подгруппы V группы Периодической системы - элемент-неметалл фосфор Р. Атомы по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства. Соединения со степенью окисления -3 атома фосфора встречаются реже, чем у азота (только в фосфидах - соединениях фосфора с металлами, например Са3Р2, Nа3Р). Чаще фосфор проявляет в соединениях степень окисления +5. А вот его соединение с водородом - фосфин РН3 - тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярна в силу того, что электроотрицательности фосфора и водорода имеют почти одинаковые значения.

Фосфор - простое вещество. Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Из них вы уже знаете два простых вещества: белый фосфор и красный фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.

Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством его является способность светиться в темноте вследствие его окисления. Хранят его под водой.

Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте.

При нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор (концентрированные пары), и если выдернуть тампон, белый фосфор вспыхнет на воздухе (рис. 35). Этот опыт показывает огнеопасность белого фосфора.

Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они, как и положено неметаллам, взаимодействуют с металлами , образуя фосфиды:

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора^), выделяющийся в виде густого белого дыма:

4Р + 502 = 2Р205

Рис. 35. Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый

С водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН3 можно получить косвенно, например из фосфидов:

Са3Р2 + 6НСl = ЗСаСl2 + 2РН3

Фосфин - очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.

Соединения фосфора . При горении фосфина или фосфора образуется, как вы уже знаете, оксид фосфора Р205 - белый гигроскопичный порошок. Это типичный кислотный оксид , обладающий всеми свойствами кислотных оксидов.

Оксиду фосфора соответствует фосфорная кислота Н3Р04. Она представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трехосновная кислота, Н3Р04 образует три ряда солей:

средние соли, или фосфаты, например Са3(Р04)2, которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;

кислые соли - дигидрофосфаты, например Са(Н2Р04)2, большинство из которых хорошо растворимы в воде;

кислые соли - гидрофосфаты, например СаНР04, которые мало растворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и гидрофосфатами по растворимости.

В природе фосфор в свободном виде не встречается - только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са3(Р04)2, из которого и получают в промышленности фосфор.

Биологическое значение фосфора. Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных , фосфор входит в состав белков.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени , мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».

Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 36).

Применение фосфора и его соединений . Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.).

Открытие фосфора . Фосфор был открыт немецким алхимиком Г. Брандом в 1669 г. и получил свое название за его способность светиться в темноте (греч. фосфор - светоносный).

1. Аллотропия фосфора: белый фосфор, красный фосфор.

2. Свойства фосфора: образование фосфидов, фосфина, оксида фосфора(V).

3. Фосфорная кислота и три ряда ее солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты.

4. Биологическое значение фосфора (фосфат кальция, АТФ, ДНК и РНК).

5. Применение фосфора и его соединений.

Напишите формулы трех видов солей натрия и фосфорной кислоты, назовите их и запишите уравнения их диссоциации.

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Р -> Мg3P2 -> РН3 -> Р205 -> Н3Р04 -> Са3(Р04)2

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки