Главная страница «Первого сентября»Главная страница газеты «Химия»Содержание №14/2008
Я ИДУ НА УРОК

Биологическое значение
и применение галогенов
и их соединений

9 класс

Цели. Воспитательные. Воспитание коллективизма, экологической культуры, бытовой компетентности учащихся.

Развивающие: развитие умения делать выводы, выявлять существенное, развитие логического мышления.

Образовательные: учащиеся должны знать биологическую роль галогенов, применение галогенов и их соединений.

Урок по программе Габриеляна О.С. комбинированный, с элементами изучения нового материала, в виде беседы, групповой работы.

Оборудование. Образцы зубной пасты, изделия из тефлона, пластмассы, лекарства, фотобумага, карточки с символами галогенов.

Девиз: Человек – творец будущего!

ХОД УРОКА

Организационный момент

Учитель. Какие элементы мы проходили на последних занятиях?

Учащиеся. Галогены.

Учитель. Что мы изучали про галогены?

Учащиеся. Строение, свойства.

Учитель. Что осталось неизученным?

Учащиеся. Применение, история открытия.

Учитель. Тема нашего урока… (учащиеся сами формулируют тему: «Биологическое значение и применение галогенов и их соединений»). Нам понадобятся некоторые ваши знания.

На листочках раздаются вопросы, на которые учащиеся отвечают письменно.

Вопросы для актуализации знаний

1) Перечислите галогены с указанием порядкового номера и относительной атомной массы каждого.

2) Продолжите фразу: «Молекулы галогенов состоят из ...»

3) Какое значение степени окисления характерно для галогенов?

4) Как изменяется радиус атомов в подгруппе галогенов?

5) Как изменяются окислительные свойства от фтора к астату?

Ответы для самооценки знаний учащимися.

1) F – № 9, Ar = 19; Cl – № 17, Ar = 35,5;

Br – № 35, Ar = 80; I – № 53, Ar = 127;

At – № 85, Ar = 210.

2) Двух атомов.

3) –1.

4) Увеличивается от фтора к астату.

5) Уменьшаются.

Учитель. Если вы не знали что-либо, то поправьте себя, запомните.

Мотивация

Учитель (показывает на образцы зубной пасты, изделий из тефлона, лекарств). Как вы думаете, какие элементы «работают» в этих широко применяемых материалах?

Учащиеся. Галогены.

Учитель. Интересно узнать подробнее о применении галогенов и их соединений.

Работа в группах

Учащиеся в рабочих тетрадях делят лист на две графы:

1) Что знаю о значении и применении галогенов и их соединений?

2) Что нового узнал о значении и применении галогенов и их соединений?

Класс делится на группы по характеру мотивации учения, особенностям интеллектуального развития, уровню волевого развития, саморегуляции, внимания, степени работоспособности. Работа в группах с текстами о галогенах: создание буклета о своем представителе семейства галогенов по плану.

1) Титульный лист должен не только отражать название темы, но и заинтересовать.

2) Последняя страница должна содержать фамилии авторов.

3) На четырех страницах буклета отразить биологическое значение галогена и его соединений, экологические проблемы, связанные с данным галогеном, применение галогена и его соединений в промышленности, сельском хозяйстве, медицине, быту.

4) Можно отразить в буклете историю открытия элемента.

5) Буклет может содержать также картинки, рисунки, схемы по вашему усмотрению.

Социализация – обмен информацией, обсуждение, занесение в тетрадь.

Т е к с т ы

Астат

Этот элемент был предсказан Д.И.Менделеевым под названием экайода и стал вторым (после технеция) синтезированным элементом. Его синтез провели американские ученые Д.Корсон, К.Мак-Кензи и Э.Сегре (1940) по ядерной реакции:

В настоящее время известно 24 искусственных изотопа астата. Все они короткоживущие (отсюда и название элемента: по-гречески означает неустойчивый). Самый стабильный изотоп – его период полураспада около 8 ч. По своим свойствам астат похож и на йод, и на полоний, свинец – имеет выраженные металлические свойства.

Атомы всех изотопов самого тяжелого галогена очень неустойчивы. Их ядра претерпевают быстрый радиоактивный распад, поэтому астата в земной коре чрезвычайно мало (по самым оптимистичным оценкам всего ~30 г), и его свойства остаются малоизученными.

Йод

Йод красой своей гордился,
Твердым был, но испарился.
Фиолетовый, как ночь,
Далеко умчался прочь.

Йод был открыт французским химиком Б.Куртуа в 1811 г. Ученый наблюдал появление фиолетовых паров с запахом, похожим на запах хлора, при действии концентрированной серной кислоты на золу морских водорослей.

Название йод образовано от греческого – цвет фиалки, фиолетовый.

Содержание йода – 4•10–5% от массы земной коры. 61-е место по распространенности. Источником йода служат подземные воды, сопутствующие залежам каменного угля и нефти.

Йод плохо растворяется в воде, значительно лучше – в спирте и многих других органических растворителях. Спиртовой раствор йода широко применяют для дезинфекции небольших ран на коже.

Йод в нашем организме играет выдающуюся роль. Он обеспечивает нормальное функционирование щитовидной железы, от которой зависит, в частности, и способность человека к умственной работе. Микроколичества йода поступают в организм с пищей, питьевой водой, некоторыми продуктами питания (особенно морского происхождения). В Нижегородской области люди страдают от дефицита йода – его слишком мало в питьевой воде. Для того чтобы компенсировать дефицит йода, используют йодированную соль – поваренную соль, к которой в заводских условиях добавлены микроколичества йодида натрия или калия.

Для того чтобы обезопасить щитовидную железу от накопления в ней атомов радионуклида 131I, которые образуются при работе ядерного реактора и в результате аварии могут попасть в атмосферу, врачи рекомендуют выпить стакан молока, в который добавлена одна капля медицинской йодной настойки. Объем щитовидной железы очень мал, и этого количества йода достаточно, чтобы насытить ее и на неделю лишить способности дополнительно поглощать поступающий в организм йод. После взрыва на Чернобыльской АЭС в нашей стране, к счастью, ни одной аварии, сопровождающейся выбросом в окружающую среду 131I, не было.

Йод применяют при глубокой очистке металлов, синтезе лекарств.

Бром

Бром разлился океаном,
Хоть зловонным, но румяным.
Бил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»

Бром от греческого – зловоние.

В 1825 г. французский химик А.Ж.Балар выделил бром из золы морских водорослей, действуя на них концентрированной серной кислотой и пиролюзитом (MnO2).

Бром – тяжелая темно-красная жидкость* ( = 3,1055 г/см3), образующая желто-бурые пары с резким запахом, способные вызвать поражение дыхательных путей. При попадании жидкого брома на кожу образуются очень болезненные ожоги и трудно заживающие язвы.

Бром хранят в склянках с притертыми стеклянными пробками. Работать с бромом можно только под тягой в маске (очках) и резиновых перчатках. При попадании брома на кожу следует быстро промыть пораженное место спиртом, большим количеством воды, а затем многократно 2%-м раствором пищевой соды. При случайном вдыхании паров брома необходимо вдыхать пары 2%-го раствора аммиака, а затем кислород или свежий воздух.

Содержание брома в земной коре невелико. На долю брома приходится 1,6•10–4% от массы земной коры. Своих минералов практически не образует. В небольших количествах содержится в морской воде.

Источником брома в промышленности служат воды некоторых озер.

Физиологическая роль брома в организме незначительна. Все слышали, что врачи назначают «бром» как успокоительное средство. Понятно, что речь идет не о простом веществе бром (бром очень ядовит). Больным прописывают раствор бромида натрия или калия.

Бромом богаты чечевица, фасоль, стручки гороха. У животных бром обнаружен в крови, спинномозговой жидкости, гипофизе, надпочечниках.

Бромид серебра применяют в фотографии. Бромид натрия добавляют в дубильные растворы для получения более твердой кожи. Из прозрачных кристаллов KBr делают линзы, которые великолепно пропускают инфракрасные лучи и применяются в приборах ночного видения.

Бромид лития предотвращает коррозию в холодильных установках, обезвоживает минеральные масла, помогает кондиционировать воздух.

В текстильной отрасли промышленности широко используют броминдиго, с помощью которого получают целую гамму ярких и чистых цветов от синего до красного.

Хлор

На долю хлора приходится 0,017% от массы земной коры. Хлор входит в состав минерала галита (NаCl), сильвина (KCl), сильвинита (NaCl•KCl) и других.

Хлор хвалился:

«Нет мне равных!
Галоген я самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Все на свете отбелю!»

Хлор от греческого – желто-зеленый.

В 1774 г. шведский химик К.Шееле при нагревании с концентрированной соляной кислотой минерала пиролюзита MnО2 получил хлор.

Карл Вильгельм Шееле (1742–1786)
Карл Вильгельм Шееле (1742–1786)

Хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

Получать хлор электролизом расплавов хлоридов экономически невыгодно. В лаборатории для получения хлора используют окисление концентрированной соляной кислоты сильными окислителями:

14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O.

Температура кипения хлора –33,97 °C; хлор – зеленовато-желтый газ с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха; при повышенном давлении переходит в жидкое состояние (желтая жидкость) уже при комнатной температуре, поэтому его удобно транспортировать и хранить в жидком виде в баллонах. Баллоны с хлором выкрашены в зеленый цвет.

Растворимость хлора в воде мала.

Раствор, полученный при поглощении 2,5 объемов Cl2 одним объемом воды, называется хлорной водой.

При незначительном содержании газа в воздухе, когда ощущается лишь слабый запах, хлор оказывает обеззараживающее воздействие. Однако длительное вдыхание воздуха с содержанием хлора выше 0,01 мг/л вызывает сильное раздражение слизистых оболочек дыхательных путей, жжение во рту и кашель, а порой приводит к смерти от удушья.

Хлор относится к группе удушающих веществ. Он был первым боевым отравляющим веществом, примененным немцами во время Первой мировой войны. Действие отравляющих веществ на организм различно. Одни, как хлор, поражают главным образом органы дыхания, другие, как хлорпикрин Cl3CNO2, преимущественно поражают глаза и вызывают сильное слезотечение (слезоточивые отравляющие вещества), некоторые, как иприт (С2Н4Cl)2S и люизит СНCl=СНAsCl2, вызывают нарывы на коже (нарывные отравляющие вещества). Вредное действие может также заключаться в отравлении организма веществом, например фосгеном СОCl2, проникающим в кровь через слизистые оболочки (ядовитые отравляющие вещества).

Сложные отравляющие вещества, наряду с хлором, находят применение в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Для уничтожения, например, сусликов хлор из баллона пропускают в норку в течение 1–2 с; затем норку выдерживают закрытой около минуты.

Впервые хлор был использован в медицине. Раствор CaCl(OCl) в воде – хлорная известь – рекомендовался как дезинфицирующее средство врачам и студентам-медикам при работе в моргах.

С помощью соединений, содержащих хлор, легко и быстро отбеливают хлопчатобумажные, льняные ткани и целлюлозу (соответственно в текстильной и бумажной отраслях промышленности). Ведь до появления этих соединений в некоторых европейских, особенно северных, странах весенней порой поля и луга устилали льняными тканями, которые под воздействием солнечных лучей и других природных факторов приобретали необходимую белизну. Для лугового отбеливания ткани из Англии отправляли даже в Голландию, а купцы из французского города Бордо вывозили ткани на африканские побережья.

Хлором обеззараживают воду.

В цветной металлургии хлорированием руд извлекают из них некоторые металлы (титан, ниобий, тантал).

Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2–4 г) обеспечивается за счет пищевых продуктов.

Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме хлор играет большую роль, хлорид-ионы способствуют удержанию тканями воды при водно-солевом обмене.

Максимальная массовая доля HCl в растворе соляной кислоты при комнатной температуре составляет ~36%. Попадание паров HCl в атмосферу приводит к сильной коррозии стальных изделий, однако стеклянная аппаратура устойчива. Техническая соляная кислота часто окрашена в желтый цвет из-за наличия в ней примеси соединений железа. Концентрированную HCl иногда используют в быту для чистки раковин, удаления ржавчины.

Важное практическое значение имеют гипохлориты – соли хлорноватистой кислоты НОCl, содержащей атом хлора в степени окисления +1. Особенно важны гипохлориты натрия NaOCl и калия KОCl, которые входят в состав многих чистящих и отбеливающих паст и порошков, а также хлорная известь СаCl(ОCl) – хлорка. Отбеливающее и дезинфицирующее действие гипохлоритов и хлорной извести объясняется очень сильными окислительными свойствами гипохлорит-иона OCl и оксида Cl2О, содержащих атом хлора в степени окисления +1.

Хлорид-ионы входят в состав желудочного сока, участвуют в различных внутриклеточных процессах. Эти ионы в достаточном количестве поступают в наш организм с пищей. Поваренная соль служит вкусовой добавкой и для нормального функционирования организма не нужна. Более того, врачи считают, что избыток соли в пище способствует развитию многих заболеваний (прежде всего сердечно-сосудистых), и часто назначают больным бессолевые диеты. Поваренные книги рекомендуют при варке, например, бульона подсаливать его из расчета одна чайная ложка соли на один литр воды.

Хлору в степени окисления +3 соответствует неустойчивая хлористая кислота HClO2, соли которой называются хлориты. Хлориты проявляют довольно сильные окислительные свойства. Наибольшее значение имеет хлорит натрия NaClO2. Его используют в дорожном хозяйстве – посыпают им трещины в асфальтовом покрытии для того, чтобы предотвратить рост в этих трещинах различных сорняков, корни которых быстро разрушают асфальт.

Степени окисления хлора +5 соответствует сильная хлорноватая кислота НClO3 и ее соли – хлораты. Известная бертолетова соль – хлорат калия KClO3 – устойчива при хранении, но ее смеси со многими органическими материалами взрывоопасны. В домашних условиях недопустимо работать с взрывчатыми веществами, взрыв может произойти при простом перемешивании смеси.

В степени окисления +7 хлор образует очень сильную хлорную кислоту HClO4 и ее соли – перхлораты. Устойчивые, например, перхлорат магния Mg(ClО4)2, иногда используют как осушитель газов; перхлорат аммония NН4ClО4 применяют как окислитель в твердом ракетном топливе.

Хлороформ (трихлорметан) СНСl3 – бесцветная, прозрачная, тяжелая, подвижная, летучая жидкость с характерным сладковатым запахом и жгучим вкусом. Трудно растворяется в воде. Смешивается во всех соотношениях со спиртом, бензином и эфирными маслами. Впервые хлороформ был синтезирован Ю.Либихом в 1831 г. Однако наркотическое действие хлороформа еще несколько лет оставалось неизвестным. Лишь в 1848 г. в Англии хлороформ был применен для общего наркоза при хирургических операциях, а в России для этой цели хлороформ был впервые использован Н.И.Пироговым. Хлороформ – сильное наркотическое вещество, обладающее к тому же сравнительно высокой токсичностью. Частое вдыхание в больших концентрациях паров хлороформа может вызвать нарушение сердечного ритма, дистрофические изменения в миокарде, жировое перерождение, цирроз и атрофию печени, нарушение углеводного обмена, оказать канцерогенное воздействие на организм.

На высоте 15–25 км над землей находится озоновый слой атмосферы, защищающий живые объекты от жесткого ультрафиолетового излучения. При попадании в атмосферу хлорсодержащие соединения диссоциируют под действием УФ-света с образованием атомов хлора, которые реагируют с озоном:

• Cl + O3 = • ClO + O2.

В 1987 г. 36 государств подписали Монреальский протокол о снижении производства фреонов как самых опасных разрушителей озона. Запуски космических челноков также сильно разрушают озоновый слой. При одном старте «Шаттла» в атмосферу попадает около 200 т хлора.

Один атом хлора в состоянии уничтожить около 100 тыс. молекул озона:

• Cl + O3 —> • ClO + O2,

O3 —> O2 + О •,

• ClO + O • —> • Cl + O2.

Фтор

В земной коре наиболее распространен фтор – 0,065% по массе, 13-е место, в основном встречается в составе двух минералов – плавикового шпата СаF2 и фторапатита 3Са3(PO2)2•CaF2.

В периодической системе под № 9 находится элемент, образующий простое вещество с экстремальными свойствами. В мире он известен под двумя именами. За рубежом его называют флюором, что в переводе с латинского означает «текучий». Это название берет начало от слова «флюорит», т.е. плавиковый шпат. (Этот минерал способен снижать температуру плавления руды.) Флюорит – первое из соединений фтора, которое использовал человек. В России его называют фтором. Значение фтора в современном мире трудно переоценить, но за ним тянется слава агрессивного, опасного, ядовитого разрушителя. Фтор – от греческого phthoros – разрушение.

Природа обезопасила все живое, заключив природный фтор в состав малорастворимых и нереакционноспособных соединений – плавикового шпата, апатита и фосфорита.

Фтор не зря называют неукротимым. Он образует соединения со всеми химическими элементами. В токе фтора воспламеняются древесина, резина и даже… вода. Такая активность обусловлена особенностями строения атома и молекулы фтора. Фтор единственный непосредственно реагирует и образует соединения с благородными металлами (золото, платина и др.), а также с инертными газами (кроме гелия, неона и аргона).

Пластмассу тефлон называют органической платиной, перед ней бессильны «царская водка» и расплавленные щелочи, высокие и низкие температуры. В таких соединениях нуждается ракетная, атомная, авиационная техника.

Фтор – самый сильный окислитель, это свойство позволяет использовать его в качестве окислителя ракетного топлива. Фтор – верный слуга человека во многих отраслях промышленности. Его соединения применяют в оптической и лазерной технике, при изготовлении полупроводниковых приборов и космической аппаратуры, в современных вычислительных устройствах и ядерной энергетике.

Фтор считают главным элементом научно-технического прогресса. Создание новых способов получения энергии, легких и прочных пластмасс, нового поколения вычислительной техники, безотходных производств и многого другого возможно благодаря соединениям фтора.

Первым известным соединением фтора был плавиковый шпат СаF2, который в средние века металлурги использовали для понижения температуры плавления руды и шлака. Минерал был описан в конце XV в. Василием Валентином, а затем в 1529 г. основоположником прикладной химии Георгием Агриколой. В 1771 г. Карл Шееле получил плавиковую кислоту. Над получением фтора многие ученые работали почти 100 лет! Это – Э.Б.Дюма, А.Л.Лавуазье, Г.Дэви, А.М.Ампер, М.Фарадей, Г.Нокс и Т.Нокс, Э.Ферми, Г.Гор, А.П.Бородин… И, наконец, Анри Муассан 26 июня 1886 г. получил фтор. Отчет о работе А.Муассана: фтор был получен электролизом безводного фтороводорода, сжиженного при температуре ниже 0 °С с платиново-иридиевыми электродами. Для уменьшения активности фтора весь аппарат был погружен в охладительную смесь, которая позволяла снизить температуру до –23 °С.

Анри Муассан (1852–1907)
Анри Муассан (1852–1907)

В 1906 г. за выделение, изучение фтора и его соединений Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии.

Фтороводородная кислота слабая. Но это единственная кислота, способная реагировать со стеклом:

4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O.

Особенность плавиковой кислоты в том, что она может существовать (так же, как и вода) в виде олигомеров (HF)n. Средняя степень ассоциации в жидкости n = 6.

HF широко применяется в авиационной, химической, целлюлозно-бумажной отраслях промышленности; с ее помощью делают надписи и рисунки на стекле.

Фтор в составе фторапатита входит в состав зубной эмали, которая обеспечивает твердость наших зубов.

При недостатке фтора защитный слой фторапатита разрушается, и появляется кариес. При избытке фтора наблюдается повышенная хрупкость костей.

Фтор получают только электролизом расплава гидрофторида калия KHF2, в котором растворен фтороводород. Транспортируют фтор обычно в сжиженном виде в специальных охлаждаемых емкостях (так называемых танках). Небольшие количества фтора в лаборатории можно получить по реакции:

2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2.

Фреоны, например СF2Cl2 – дифтордихлорметан, используются в холодильниках и кондиционерах в качестве «рабочего вещества».

Фтор входит в состав полимеров, лекарств, моющих средств, ядохимикатов, красителей, компонентов искусственной крови.

Еще во время Второй мировой войны были созданы боевые отравляющие вещества нервно-паралитического действия – зарин, зоман, содержащие в своем составе фтор.

Фториды используются в медицине, растениеводстве и животноводстве. С ними связывают перспективу лечения рака и регулирования наследственности, создание мощных психотропных средств, транквилизаторов, антибиотиков.

* * *

После изучения текстов учащиеся обмениваются информацией в группе, записывают в тетрадь, что они узнали нового. Далее каждая группа создает рукописный буклет с описанием одного из галогенов и представляет его всему классу. Один учащийся защищает творческую работу всей группы. Во время защиты буклета идет презентация по галогенам.

Учитель. Вы потрудились на славу. Есть простор для вашего творчества. Вы будете работать и примените полученные знания.

Закрепление материала

Викторина «Угадай галоген»

(Ответ – карточка с символом элемента.)

1. Какой галоген входит в состав зубной эмали?

2. Какой галоген даже в твердом состоянии со взрывом соединяется с водородом?

3. Без него не обходится ни одна хорошая зубная паста.

4. Парадокс? Противоречье?
Разрушитель зубы лечит!
Подсказал науке слон:
«Кариесу ... заслон!»

(О т в е т. Фтор.)

1. В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей, охлаждая в смеси поваренной соли со льдом.

2. В переводе с греческого его название означает «желто-зеленый».

3. Он был использован в качестве первого боевого отравляющего вещества.

4. Хлорофилл не любит…
Это ведь отнюдь не вздор.
Слов стечение роковое,
В ... гибнет все живое.

(О т в е т. Хлор.)

1. Единственный жидкий неметалл.

2. Мурид – так назвал его первооткрыватель Антуан Балар.

3. Мне сегодня … помог:
Я спокоен, словно йог.

(О т в е т. Бром.)

1. Академик А.Е.Ферсман назвал его «вездесущим».

2. Отсутствие какого элемента в организме человека вызывает заболевание щитовидной железы?

3. Помни, боевой народ:
Первый лекарь – это ...
Раны мажь, не ойкай,
... настойкой.

(О т в е т. Йод.)

1. Самый неустойчивый галоген.

2. Галоген, которого практически нет в природе.

3. Мечта познать его пуста.
Он сам – сплошная тайна.
Секунды счет ведет ...
И, исчезая, тает.

(О т в е т. Астат.)

Кроссворд «Галогены»

По вертикали: 1. Агрегатное состояние первых двух представителей галогенов при нормальных условиях. 2. Самый тяжелый галоген, полученный искусственно в 1940 г. с помощью ядерной реакции. Обнаружен в природе в 1943 г. По свойствам близок к йоду. 3. Наиболее характерное свойство галогенов – присоединение электрона, отдаваемого металлами, поэтому о них говорят: «Галогены – сильные ...» 4. Самый химически активный галоген. Впервые получен в 1886 г. А.Муассаном (Франция). 5. Переход из твердого состояния непосредственно в пар, способный превращаться в твердое тело, минуя стадию жидкого состояния. Легко осуществляется для йода. Используется для очистки веществ. 6. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне в атомах галогенов. 7. Значение слова «бром» в переводе с греческого языка на русский. 8. Название солей, которые получаются в результате взаимодействия хлора с металлами; соли хлороводородной кислоты.

Ответы на кроссворд «галогены»
По вертикали: 1. Газы. 2. Астат. 3. Окислители. 4. Фтор. 5. Возгонка. 6. Семь. 7. Зловоние.
8. Хлориды.

Заключение

Учащийся.

Группы семь аборигены:
Солероды – галогены.
Окислительный народ –
Эти
F, Cl, Br и I!

В клетках 9 и 17
Два преступника томятся.
Главный электронный вор,
Разрушитель Фтор – Флюор,
С водородом заодно
Влезет запросто в окно.

Ядовит зеленый Хлор,
Замышляет страшный ор.
Он побег готовит в роли
Самой безобидной соли.

Жидкий и зловонный Бром
Притаился за бугром.
Вот сейчас петлю накинет
На Алкены и Алкины…

И хитер в разбойный род
Фиолетовый Йод.
Твердый только до поры,
На глазах уйдет в пары.
Посмотри, каков нахал:
Перепортил весь крахмал!


* Темно-красный цвет жидкого брома виден в проходящем свете, в отраженном свете он темно-фиолетовый, почти черный. – Прим. ред.

Г.И.МАЛЫШЕВА,
учитель химии
Новинской средней школы
(п. Новинки, Нижегородская обл.)

TopList