Усвоение нового материала облегчается, если он изучается в определенной последовательности. Кроме того, приучает учащихся к системности и планомерности, как при изучении свойств вещества, так и при построении ответа на собеседовании или на экзамене. Данный прием формирует и развивает логическое мышление, речь и умение высказывать монологические суждения. Предлагаемый план – это не догма или шаблон. В зависимости от возраста и глубины изучаемого вещества план может быть расширен или сокращен.

Примерный план (вопросник) излагается на листе ватмана и является постоянным дидактическим пособием в химическом кабинете школы. По этому плану учащиеся готовят рефераты и доклады по свойствам того или иного вещества или химического элемента. Определенного плана следует придерживаться учителю постоянно, независимо от того, как изложен материал в учебнике. Использование плана дает возможность проводить опрос по вопросам и в определенной последовательности. В рамках каждого вопроса также должна соблюдаться логическая последовательность изложения материала.

Примерный план изучения химического элемента

или неорганического соединения

1. Историческая справка. Кем, когда и как было открыто соединение или химический элемент. Происхождение названия, его значение и краткий комментарий.

2. Нахождение в природе. Общее содержание в массовых процентах в земной коре. Изотопный состав. Распределение по сферам (масс. %%; состояние): литосфера; гидросфера; атмосфера; биосфера. Для водорода и гелия приводятся содержание их во Вселенной.

3. Физические свойства при обычных условиях. Агрегатное состояние. Внешние признаки (вкус, цвет, запах, тактильные ощущения и т.д.). Растворимость в воде. Физические константы (плотность, температура плавления и др.)

4. Положение в периодической системе (для химического элемента) или в общей классификации веществ (для соединения). Строение атома или молекулы. Кристаллическая решетка.

5. Химические свойства. Электролитическая диссоциация. Взаимодействие с индикаторами. Взаимодействие с кислородом, водородом, другими неметаллами в последовательности их расположения в периодической системе (галогены, халькогены и т.д.). Взаимодействие с металлами  в последовательности их расположения в периодической системе (щелочные металлы, щелочноземельные металлы). Взаимодействие с водой, оксидами, кислотами, основаниями и солями. Отношение к нагреванию. Особые свойства. Идентификация. Правила обращения. Генетические связи. "Родственные" соединения. Все свойства, которые можно показать с применением натуральных объектов, нужно обязательно показать экспериментально.

6. Биологические (физиологические) свойства. Значение как биогенного элемента или вещества; механизм действия.

7. Применение в различных отраслях деятельности человека (в определенной последовательности).

8. Получение: а) в лаборатории; б) в промышленности.

9.  Краеведческий материал.

10 Обобщение и заключение.

Изучение органического соединения

План изучения органического соединения в основном аналогичен приведенному выше плану с учетом классификации и генетических связей органических соединений. В план необходимо дополнительно включать и рассматривать некоторые вопросы иначе.

1. Номенклатура соединения.

2. Гомологический ряд и важнейшие представители.

3. Электронное строение вещества. Изомерия.

4. Химические свойства необходимо рассматривать с учетом механизмов реакций.

5. Генетические связи с другими классами органических веществ.

Изучение закона, теории или учения

Изучение теоретического материала также предполагает определенную логическую последовательность.

1. Состояние науки или раздела науки (проблемы и нерешенные вопросы) до открытия. Необходимо показать, что развитие науки зашло в тупик.

2. Кто, когда, где и как сделал открытие, сформулировал теорию или закон. Оригинальная формулировка.

3. Решение проблем, стоящих перед наукой в результате открытия или формулировки теории, закона.

4. Развитие теории, учения или закона в процессе дальнейшего формирования науки. Современная трактовка закона, учения или теории.

5. Значение закона, теории или учения для развития науки в целом и для практики.

6. Жизнь и деятельность ученого, открывшего или сформулировавшего закон, теорию или учение.

В качестве примера рассмотрения свойств химического вещества привожу текст "БРОМ"

Бром

Общая характеристика

Бром относится к галогенам. Галогены – химические элементы главной подгруппы 7 группы. Поскольку к концу периода неметаллические свойства усиливаются,  то галогены, расположенные в конце периодов (за ними только инертные газы), являются типичными неметаллами. На их внешней электронной оболочке, близкой к завершению, находится семь электронов. Недостающий до завершения оболочки один электрон галогены присоединяют в химических реакциях, проявляя степень окисления –1. У хлора, брома, иода может  происходить распаривание двух пар р–электронов  и одной пары  s- электронов за счет энергии, сообщаемой извне, тогда степень их окисления повышается до +7. Наличие неспаренного электрона  приводит к соединению атомов галогенов между собой с образованием двух атомных молекул.

Таким образом, галогены в виде простых веществ имеют молекулярное строение (Hal₂). Связи между молекулами усиливаются с увеличением их молекулярной массы. Поэтому сверху вниз в группе повышаются температуры кипения и плавления. Так   как  размеры атомов уменьшаются в периодах слева направо, то радиусы атомов галогенов оказываются наименьшими. Это значит, что атомы галогенов  сильнее других элементов притягивают электроны. Поэтому каждый  галоген – самый сильный окислитель в своём периоде.

Сверху вниз в группе размеры атомов возрастают, и в этом направлении ослабевает окислительная способность электронов. Самым сильным окислителем оказывается фтор.

     Названы от греческих hals — соль и genes — рождающий (при соединении с металлами образуют соли).

История открытия

В 1826 году в одном из французских журналов появилась статья “Мемуары о специфическом веществе, содержащемся в морской воде”. Она была подписана неким Ж. Бонаром, препаратором в фармацевтической школе в городе Монпелье, на юге Франции.  Исследуя флору соляных болот, он обратил внимание на осадок каких-то солей, выкристаллизовывающихся из маточных растворов после добычи из них поваренной соли. Этот осадок он растворил и, обрабатывая раствором хлора, получил красно-бурое вещество. Ещё интересней был опыт со щёлоком, т.е. щелочным раствором, полученным путём обработки водой золы одной из водорослей (Fucus). Обрабатывая этот  щелок хлором и крахмалом, он  получил два слоя: нижний  – синий и верхний – тёмно-жёлтого  цвета. Из наблюдаемого А. Болар сделал  правильный вывод, что нижний слой содержит соединения иода с крахмалом. А что же содержится в верхнем слое? После долгих и тщательных исследований А. Болар убедительно показал, что в верхнем слое содержится неизвестный ещё элемент, который он назвал “ муридом” (от лат.”мурия”- рассол). Сообщение о своём открытии А. Болар послал в Парижскую академию наук 30 ноября 1825года. В июне 1826 года оно было заслушано. Комиссия Академии наук проверила все опыты А. Болара и признала выводы из них  правильными. Не согласилась она лишь с названием элемента; поскольку соляная кислота называлась тогда муриевой, отсюда могли возникнуть недоразумения. Комиссия предложила назвать элемент бромом (от греческого “бромос”- зловонный).

За открытие брома А. Болару была присуждена медаль Лондонского Королевского общества, которая давалась лишь за крупные научные заслуги. Но А. Балар был не единственным, кому удалось выделить бром. В 1825 году студент Гейдельбергского  университета К. Лёвиг, работавший в лаборатории известного профессора химии и медицины  Л. Гмелина, во время каникул  изучал состав воды из минерального источника в немецком городе Крейцнахе. При действии хлора на раствор, полученный после кристаллизации солей из этой воды, К. Лёвиг наблюдал красно-бурое окрашивание. Произведя экстракцию этого раствора эфиром, К. Лёвиг выделил жидкость, которую показал своему учителю. Заинтересовавшись работой К. Лёвига, Л. Гмелин посоветовал ему получить побольше  нового вещества, чтобы детально изучить его свойства. Но пока К. Лёвиг готовил значительные количества красно–бурой жидкости, научный мир узнал об открытии А. Болара.

А. Болар “отнял” открытие брома не только у К. Лёвига, тогда ещё никому не известного студента,  но и у крупного немецкого химика Ю. Либиха. Незадолго до открытия брома Ю. Либих получил для анализа бутыль с жидкостью, окрашенной в тёмно-красный цвет. Не производя  химического анализа, на основании внешнего вида и запаха, Ю. Либих заключил, что жидкость является соединением хлора с иодом. Узнав об открытии А. Балара, он немедленно подверг анализу содержимое бутыли и убедился, что он упустил из рук открытие брома. Досадуя на себя, Ю. Либих с раздражением высказался: “Не Болар открыл бром, а бром открыл Болара.”

В 1824 году немецкие химики Д. Джосс и В. Мейснер также были очень близки к открытию брома, однако первый принял его за селен, а второй за хлорид иода. Лишь после публикации Болара они получили возможность убедиться  в своей ошибке.

Нахождение в природе

            Содержание брома составляет 1,6  10^-4 % от общего числа атомов  земной коры. Подобно другим галогенам он встречается только в форме соединений, из которых наиболее обычны бромиды. Основным источником брома является морская вода, 1м³ которой в среднем содержит 66г брома. При испарении внутренних морей образуются залежи поваренной соли, вслед за которыми осаждаются более растворимые бромиды калия, натрия и магния. Таким образом, бромиды встречаются в верхних слоях залежей поваренной соли. Другим источником соединений брома являются воды соляных озёр и нефтяных буровых скважин. Бром – постоянный спутник хлора. Так, в сильвине и карналлите содержится до 3 масcовых долей брома в виде твёрдого раствора замещения. 

Физические свойства

Бром тёмно-красная жидкость, а его пары – желто-бурого цвета с резким раздражающим запахом. Красно-коричневые игольчатые кристаллы брома обладают слабым металлическим блеском. Бром растворим в воде (3,35г в 100г воды при комнатной температуре), во многих органических растворителях, обладает высокой упругостью паров.

Энергия диссоциации молекулы Br₂= 193,2 кдж/моль.

Плотность брома равна 3,1 г/см³. При  + 59 ⁰С бром кипит, при –7 ⁰С затвердевает.

Химические свойства

Как и другие галогены, бром непосредственно соединяется со многими химическими элементами, причём активность брома, хотя и уступает хлору, всё же близка к нему. Бром соединяется с водородом лишь при нагревании:

H₂ + Br₂ = 2HBr

Наиболее энергично бром реагирует с металлами. Например, раскалённая медная проволока сгорает в парах брома:

Cu + Br₂ = CuBr₂

В парах брома сгорают также оловянная фольга и порошок сурьмы:

Sn + 2Br₂ = SnBr₄

2Sb + 3Br₂ = 2SbBr₃

Очень легко бромом окисляется аммиак:

2NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6HBr

Реагирует с некоторыми неметаллами. Так кусочек фосфора воспламеняется в броме и сгорает, образуя бромид фосфора (III)

2P + 3Br₂ = 2PBr₃

Взаимодействует с водой:

Br₂  + H₂O HBr + HOBr

Применение

Области применения брома очень разнообразны. Его соединения используются  в медицине как успокаивающие средства, антисептики, антибиотики. Соединения брома добавляют в этилированные бензины с целью удаления из двигателя свинца, образующегося при разложении антидетонатора – тетраэтилсвинца. В органическом синтезе с помощью брома и его соединений получают целый ряд веществ (броминдиго, бромбензол).

Бром применяется в  фото- и кинопромышленности. Без фотоплёнок, светочувствительный слой которых содержит бромид серебра, невозможной  была бы фотография.

Фотографирование основано на светочувствительности бромида серебра, т.е. на его свойстве разлагаться под действием света:

2AgBr + hv = 2Ag + Br₂

Получение

Основным методом получения брома является окисление бромидов. В качестве окислителей обычно пользуются хлором или смесью оксида марганца (IV) с серной кислотой. При этом протекают реакции, например:

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

2NaBr + MnO₂ + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Br₂ + MnSO₄ + 2H₂O

В нашей стране сырьём для промышленного получения брома является озёрная (а также морская) рапа, т.е. насыщенная солью вода, и буровые воды нефтяных скважин. После выделения хлорида натрия рапу подкисляют серной кислотой и обрабатывают хлором, выделяется бром:

MgBr₂ + Cl₂ = MgCl₂ + Br₂

Раствор, содержащий бром, поступает в башню, заполненную небольшими кольцами из керамики. Навстречу этому раствору движется поток воздуха, который извлекает бром из жидкости. Выделяющийся бром током воздуха направляется в раствор карбоната натрия, который по насыщении его бромом подкисляют серной кислотой. При этом протекают реакции:

3Br₂ + 3Na₂CO₃ = 5NaBr + NaBrO₃ + 3CO₂

5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3Na₂SO₄ + 3H₂O

Физиологическое действие

Бром, как и хлор, имеет удушливый запах и токсичен. Первая помощь при отравлении бромом – покой, тепло, вдыхание распылённого тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и раствора гидрокарбоната натрия. Жидкий бром вызывает тяжёлые, долго не заживающие  ожоги кожи. Поэтому, если, например, на руки попал бром, его необходимо сразу же смыть разбавленным раствором аммиака (или раствором серы), а затем смазать поражённое место мазью, содержащей гидрокарбонат натрия.

Бромиды натрия и калия издавна применяли в медицине в качестве средства, способствующего успокоению нервной системы и вызывающего сон. Следует помнить, что при длительном применении бромистых препаратов могут возникнуть побочные явления: насморк, кашель, кожные сыпи.

 Краеведческий материал

Бром в Саратовской области не вырабатывается. Применяются лишь его соединения, как описано выше.

Дополнительный материал по свойствам брома

1.  2Br_2(р) + 2H₂O = 4HBr + O₂                                                       (на свету или кип.)

2.  3Br₂ + NaOH_(конц.) = 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O                                         (50-80⁰С)

      Br₂ + 2NaOH_(разб.) = NaBr + NaBrO + H₂O                                                  (0-5⁰С)

     3Br₂ + 3Na₂CO_{3(конц., горяч.)}= 5NaBr + NaBrO₃ + 3CO₂

3.  Br₂ + 3F₂ = 2BrF₃                                                                  (-40⁰С, в жидк. CCl₃F)

     Br₂  + F₂  = 2BrF                                                                                           (до 0⁰С)

     Br₂  + 5F₂  = 2BrF₅                                                                                         (200⁰С)

4.  Br₂  + Cl₂ = 2BrCl                                                                                              (0⁰С)

     Br₂ + 5Cl₂  + 6H₂O=2HBrO₃ + 10HCl

5.  Br₂ + I₂= 2IBr

6.  3Br₂ + S + 4H ₂O = H ₂SO₄ + 6HBr                                                       (100-150⁰С)

7.  Br_2(р)+ H ₂S_{(насыщ.)}= 2HBr + S

8.  Br₂ + 2NaI = 2NaBr + I₂

9.  4Br₂ + 4H ₂O + BaS =BaSO₄ + 8HBr

     Br₂ + SO₂+ 2H ₂O = 2HBr + H ₂SO4

10. 2Br₂ + H ₂O + HgO = 2HbrO + HgBr₂                                                         (0-5⁰С)

        3Br + 5AgBrO + 3HO = 5AgBr + 6HbrO

11.  Br₂ + Na₂SO₃ + 2NaOH = 2NaBr + Na₂ SO₄ + H₂O

     4Br₂ + Na₂SO₃ + 10NaOH = 2Na₂SO₄ + 8NaBr + 5H₂O

12.  Br₂ + H ₂O + KNO₂ = 2HBr + KNO₃

      Br₂ + Cl₂ + 2CsCl_(конц.)= 2Cs[BrCl₂]

13. Br₂ + CsBr_(конц.)= Cs[Br(Br)₂ ]

14. Br₂ + 4O₃= Br ₂O_4(жёлт.)+ 4O₂                                                                       (-50⁰С, в жидк. CCl₃F)

Краткая характеристика термина Бром (словарный вариант)

Бром - Br, химический элемент (галоген) главной подгруппы VII  группы периодической системы химических элементов, атомный номер 35, средняя относительная атомная масса 79,904, электронная формула [Ar]3d¹⁰4s²4p⁵, относится к р-элементам. Природный Б. состоит из двух стабильных изотопов ⁷⁹Brи  ⁸¹Br, общее содержание в земной коре 0,00016% по массе, в свободном виде не встречается. В природе не образует самостоятельных месторождений, в основном сопутствует природным соединениям хлора. Соли Б. в малых количествах содержатся в морской воде, в некоторых подземных водах и в рассолах соляных озер. При обычных условиях – летучая темная красно-бурая жидкость, желто-бурые пары имеют сильный неприятный запах. Т. пл. -7,25 ^оС, т. кип. 59,2 ^оС. В воде Б. малорастворим (см. Вода бромная), в органических растворителях – растворяется хорошо. Молекула двухатомна – Br₂, проявляет неметаллические свойства, характерные для галогенов. В соединениях проявляет степени окисления -1 (бромиды) , +1 (гипобромиты), +3 (бромиты), +5 (броматы), +7 (перброматы). Несмотря на высокую химическую активность непосредственно с кислородом, углеродом и азотом не взаимодействует. С серой, селеном, иодом и другими неметаллами образует бромиды (S₂Br₂,  SeBr₄, PBr₃, IВrи др.). С водородом образует бромоводород. Взаимодействует с большинством металлов, особенно энергично идут реакции в присутствии воды, при этом также образуются бромиды. С хлором и фтором дает соответствующие галогениды (BrF₅, BrCl и др.). Как и другие галогены, Б. – сильный окислитель. В водных растворах окисляет иодиды до I₂, сульфиты – до сульфатов, аммиак – до свободного азота. Бромид-ион окисляется сильными окислителями (Cl₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇) до Br₂. С органическими соединениями вступает в реакции присоединения (по месту кратных связей), а также при определенных условиях замещает водород  в насыщенных соединениях. Название получил от греческого – "зловонный". Получают Б. из рассолов калийных солей, воды озер и подземных источников. Применяют для получения многочисленных неорганических и органических соединений.