Методичні підходи до формування знань про хімічних реакціях

На третьому етапі (8 клас) формування поняття «хімічна реакція» зазнає якісних змін в темі «Хімічний зв'язок. Будова речовини ». У даній темі хімічна реакція починає трактуватися як руйнування одних зв'язків та освіта інших. Розглядається це на прикладі окислювально-відновних реакцій. Механізм цих реакцій пояснюють з точки зору переходу електронів, піднімаючись тим самим на більш високий теоретичний рівень.
На основі нового поняття «ступінь окиснення» аналізують відомі учням реакції різних типів, доводячи тим самим, що серед реакцій будь-якого типу можна знайти окислювально-відновні.
У темі «Підгрупа Оксигену» вводиться нове поняття алотропія і відповідні їй новий тип реакцій - алотропні перетворення.
Четвертий етап (9 клас). У розділі «Закономірності хімічної реакції» вводиться поняття про швидкість хімічної реакції і про що впливають на неї факторах (температура, концентрація, поверхню дотику). Тут же розглядається питання про оборотності хімічної реакції і про хімічний рівновазі. Необхідно підкреслити динамічний характер хімічної рівноваги, чинники, що викликають зсув хімічної рівноваги. Таким чином, учні знайомляться ще з одним типом хімічної реакції - оборотними.
Етап п'ятий. На даному етапі відбувається знайомство учнів з такою важливою темою як «Теорія електролітичної дисоціації». Вона крім світоглядного значення (ілюстрація єдності і боротьби протилежностей - молярізаціі і дисоціації) вносить багато нового в пояснення механізму реакцій. На базі поняття про оборотних реакціях можна пояснити сутність процесу дисоціації, а також гідролізу солей, розглянутого в іонній формі, щоб не вводити поняття про гідроксосолях.
Далі вивчення хімічної реакції відбувається дедуктивно. Знання, сформовані на базі перерахованих теорій, застосовуються для пояснення фактів і явищ і прогнозування перебігу процесів.
Етап шостий (9 - 10 класи). Подальші розвиток поняття про хімічну реакції здійснюється в курсі органічної хімії. Доповнюються поняття про класифікацію хімічних реакцій, вводяться нові типи реакцій, наприклад реакції ізомеризації, полімеризації, етерифікації та ін У органіці вводиться якісно новий матеріал і в поняття про механізми реакцій. Так, наприклад, розглядається вільнорадикальних механізм на прикладі реакцій заміщення (галогенування алканів), приєднання (полімеризація), відщеплення (крекінг). Розширюється поняття про іонному механізмі хімічної реакції: наводяться приклади приєднання неорганічних сполук до алкенів, реакцій заміщення при гідролізі галогеналканов.
Доповнюється також система понять про закономірності перебігу хімічних реакцій. При розвитку поняття «швидкість хімічної реакції» відзначається вплив енергії зв'язку і її типу. Знання про каталіз та каталізаторах доповнюються в органіці знаннями про ферменти.
Етап сьомий (11 клас). На завершальному етапі навчання підводяться підсумки, узагальнюються знання про хімічні реакції. В кінці навчання учні повинні зуміти охарактеризувати запропоновану їм як приклад хімічну реакцію в світі компонентів її змісту.

Глава 2. Основні методи, які застосовуються в розділах про хімічної реакції
2.1 Введення поняття «хімічна реакція»
У самому визначенні хімії дано предмет вивчення - хімічні явища, супроводжувані перетворенням речовин. Учні не повинні просто завчити дане визначення, вони в першу чергу повинні усвідомити предмет і в процесі навчання на нього повинен постійно робитися акцент. При формуванні знання про хімічні явища важливо враховувати такий принцип діалектики як перехід від абстрактного знання до конкретного [6]. Фундаментом такого навчання буде вихідне поняття науки, тобто абстракція. Спиратися на поняття - означає виводити з загального його конкретні, приватні форми.
Спільно з вчителем учні роблять квазіісследовательскую предметну діяльність і відкривають для себе предмет пізнання хімії - хімічне явище. Процес пізнання будується на аналізі, рефлексії та прогнозуванні доступних експериментів, лише частина з яких виконує вчитель, а більшість - самі учні.
Так, за допомогою вчителя вони аналізують те, що відбувається в навколишньому світі, і виявляють протікання різних явищ. Деякі з них учні відтворюють експериментально. Результати дослідів свідчать про зміни речовин - це ознака будь-якого явища. Взявши в якості підстави класифікації характер зміни речовин, явища можна підрозділити на дві групи. До першої відносяться явища, при яких відбувається лише перехід речовин з одного стану в інший, а до другої - перетворення одних речовин в інші. Першу групу явищ називають фізичними (їх школярі вивчають у курсі фізики), другу - хімічними (з ними учні стикаються вперше).
Для більш чіткого диференціювання розглянутих, а також інших, запропонованих самими учнями явищ (поки за основними зовнішніми ознаками) школярі моделюють їх у графічній або знаковій формі (за вибором). Подальший аналіз моделей і осмислення узагальнених явищ за схемою «було-стало» показує учням, що при фізичних явищах що було, те й залишилось, тобто речовини не змінили свою природу, а тільки перейшли в інший стан, тоді як при хімічних явищах було щось одне, а стало щось інше.
Здійснення учнями описаних вище дій дозволяє їм виділити загальний ознака хімічних явищ (у порівнянні з фізичними) - перетворення речовин - і тим самим відкрити для себе предмет хімії. На базі цього ж загального ознаки формулюється поки абстрактне (тобто односторонній) визначення поняття «хімічне явище» на рівні подання: хімічне явище (хімічна реакція) - це процес перетворення одних речовин в інші.
Таким чином, учитель з самого початку навчання хімії вводить учнів у ситуацію відкриття нового для них властивості реальної дійсності - перетворення речовин, що характеризується не пізнаним поки абстрактним поняттям «хімічне явище (хімічна реакція)».
Щоб мотивувати учнів на подальше вивчення хімії вчитель, обговорюючи питання хімічних явищ, пропонує подумати: чи важливі хімічні явища в природі, в промисловому виробництві, в житті людини? Навіщо потрібно їх вивчати? Після їх обговорення, учні приступають до дослідження предмета хімії - перетворенню речовин. Учні легко можуть диференціювати знайомі їм явища на фізичні і хімічні, але якщо їм продемонструвати, наприклад процес розчинення цукру і взаємодія розчинів соляної кислоти і луги, то останній процес вони навряд чи зможуть однозначно віднести до хімічних явищ (немає видимих ​​ознак реакції). Таким чином, вчитель підводить учнів до думки, що тільки зовнішніх ознак недостатньо для того, щоб назвати явище хімічним.
У зв'язку з цим учитель ставить навчальне завдання: виявити внутрішні ознаки перетворення одних речовин в інші.
Починається новий етап квазіісследованія учнів, спрямований на логічне абстрагування, розчленування предмета дослідження на складові. На цьому етапі учні досліджують внутрішню структуру поняття хімічна реакція.
Для цього вчитель пропонує вивчити речовини, що беруть участь у перетвореннях. Спільно з учнями вчитель формулює гіпотезу: можливо сутність реакції полягає у вивченні речовин, що беруть участь в ній. Для вирішення цього завдання необхідно застосовувати абстрагування, тобто уявне витяг моделей хімічних явищ, експериментально дослідити реальні речовини. Навчитися складати нові моделі речовин. Ці дії дозволяють перевести миследействій учнів на абстрактний рівень представлення про речовини, тим самим, конкретизуючи поняття «хімічне явище».
Найбільш доцільним способом вивчення речовини є спостережувані ознаки, якщо ж їх немає, необхідно якимось чином подіяти на речовину. Учні вже знають, що речовини складаються з атомів, пов'язаних в молекули. В одних речовинах зв'язку міцніші, в інших менш міцні. Знову висувається гіпотеза: якщо речовини складаються з мікрочастинок, то перетворення, можливо, полягає у змінах між молекулами і зв'язками. Зі зміною гіпотези формулюється нова навчальна завдання: з'ясувати, що відбувається з мікрочастинками і зв'язками між ними при хімічному перетворенні речовин.
Таким чином, миследействій учнів перекладається на мікрорівень організації матерії.
Відповідно до принципів активності та об'єктивності миследействій учнів повинні бути засновані на результатах експериментів.
Учням демонструють найпростіший досвід: нагрівання води, її подальший випаровування і конденсація. При нагріванні відбувається розрив зв'язків між молекулами води, так як при повідомленні їм енергії збільшується їх рухливість. При конденсації пара знову відбувається утворення зв'язків між молекулами води. Школярі роблять висновок, що в процесі розриву і утворення зв'язків між молекулами змін не відбулося, значить це явище фізичне.
Таким чином, вивчивши явища між речовинами не вивченими залишаються тільки атоми.
Знову висувається гіпотеза: можливо, сутність перетворень речовин полягає у змінах, що відбуваються з атомами і зв'язками між ними. І знову ж таки змінюється навчальне завдання - з'ясувати, що відбувається з атомами різних видів і зі зв'язками між ними при перетвореннях одних речовин в інші, і як це можна встановити. Учитель демонструє електроліз води, в ході якого утворюються кисень і водень. Моделюючи даний процес, учні бачать: розкладання супроводжується розривом зв'язків у молекулі води, а потім утворенням зв'язків між двома атомами кисню і чотирма атомами водорода.ях одних речовин в інші, і як це можна устан
Таким чином, учні усвідомлюють, що хімічні явища відбуваються на рівні розгляду атомів і зв'язків між ними.
Після моделювання інших хімічних процесів і виділенні їх загальних ознак учні роблять висновок: сутність хімічного явища (реакції) полягає у розриві зв'язків у вихідних речовинах і утворенні нових зв'язків між атомами тих же видів у продуктах реакції. Тепер вони можуть сформулювати визначення хімічного явища на рівні абстрактної сутності: хімічне явище - це процес розриву зв'язків між частинками вихідних речовин і утворення нових зв'язків у продуктах реакції між тими ж частинками, але в іншому поєднанні. Дане визначення є для учнів абстрактним вже тому, що учні не можуть відповісти на питання, чому одні зв'язки рвуться, а інші утворюються. Для відповіді на це питання учням потрібно спочатку вивчити атоми, а потім зв'язку між ними.
Після вивчення атомів учні можуть сконструювати хімічні сполуки спочатку на мікро-, а потім на макрорівні організації речовини, і тільки потім, знаючи міцність зв'язків у речовинах, осмислювати і передбачати процеси їх розриву і освіти.
У міру вивчення кожного рівня організації речовини, що пов'язується з хімічними явищами, все більше конкретизується поняття «хімічна реакція».
Спосіб постановки гіпотез і пошук відповідей на них, осмислення які явищ становить етап входження школярів у орієнтовано-мотиваційний процес, що має значення для перекладу учня з позиції об'єкта впливу на позицію суб'єкта, який сам співпрацює з іншими учнями і вчителями. Учні, які вийшли на цей етап усвідомлено можуть відповісти на питання: що вивчає хімія? Для чого її потрібно вивчати? Який шлях її пізнання?
При пошуку відповіді на перше питання учні відкривають предмет хімії; відповідаючи на другий, актуалізують внутрішні мотиви і потреби її вивчення; обговорюючи третій, осмислюють план вивчення хімії (на абстрактному рівні) відповідно до принципу сходження від абстрактного до конкретного.
Як підсумок можна сказати, що якщо учні опановуватимуть діалектично вибудуване зміст навчального матеріалу, відкриваючи для себе принципи і закони діалектики і використовувати їх як засіб орієнтації в світі і пізнанні навколишньої дійсності, то можна, мабуть, констатувати факт формування особистості з розвиненим діалектичним способом мислення .
2.2 Формування знань про типи хімічних реакцій
Вивчення атомно-молекулярного вчення і первинних хімічних понять, а також деяке нагромадження фактів дозволяє більш осмислено підійти до класифікації реакцій.
Перше ознайомлення з класифікацією речовин показує, що в її основу покладено їх склад і властивості: речовини діляться на прості і складні (за складом), а прості речовини на метали і неметали (за властивостями).
Таким чином, всяка класифікація явищ, предметів, речовин пов'язана з вибором якихось суттєвих ознак, які можна покласти в основу розподілу предметів або явищ на групи [12].
Чи можна класифікувати хімічні реакції? Що покласти в основу їх класифікації?
Сутність будь-якої хімічної реакції полягає в зміні складу молекул речовин, узятих для реакції. Тому характер цих змін і потрібно покласти основу класифікації хімічних реакцій. Після роз'яснення поставленої перед учнями проблеми можна запропонувати назвати відомі їм реакції і написати на дошці рівняння цих реакцій.

Fe + S = FeS Cu + O 2 = CuO

Mg + O 2 = MgO H 2 O = H 2 + O 2

Після написання рівнянь вчитель спільно з учнями з'ясовує, які з них схожі за характером зміни складу молекул.
В одних випадках з молекул однієї речовини виходить 2 молекули інших речовин - це реакції розкладу, в інших, навпаки, з молекул двох речовин утворюється одна молекула нової речовини - це реакції з'єднання. Учитель разом з учнями, аналізуючи дані висновки, з'ясовує, чи завжди з молекул одного складного речовини утворюються молекули простої речовини. Для відповіді на дане питання вчитель проводить реакцію розкладання, наприклад малахіту або перманганату калію.
Таким чином, учні усвідомлюють, що в ході розкладання складних речовин можуть утворитися як складні, так і прості речовини (або їх суміш). У висновку учні замальовують схему даного досвіду, роблять необхідні позначки до креслення і записують рівняння реакції.
Далі при формуванні в учнів поняття про типи реакцій, вчитель знову висуває проблему: чи можуть під час перебігу хімічної реакції відбуватися будь-які інші перегрупування атомів крім тих, які відбуваються при хімічних реакціях приєднання та розкладання?
Для відповіді на це питання вчитель демонструє учням досвід між розчином CuCl ₂ і залізом (залізним цвяхом). У ході процесу залізний цвях покривається нальотом міді. Учитель задає питання: чи можна цю реакцію віднести до реакцій з'єднання або розкладання? Для відповіді на це питання вчитель записує на дошці рівняння реакції (пов'язуючи тим самим модель процесу з реальним, тільки що проведеним досвідом) і пояснює, що ні до того, ні до іншого типу дану реакцію віднести не можна, оскільки в ході процесу з молекул двох речовин утворюється також дві молекули нових речовин. А значить, є підстави виділити ще один тип реакції. Це третій тип хімічної реакції, який називається заміщенням (витісненням). Необхідно підкреслити, що в реакцію заміщення вступає одне просте і одне складне речовина.
На завершення уроку учні виконують ряд вправ по даній темі, здобуваючи і закріплюючи тим самим навички роботи з новим матеріалом. Крім того, на цю тему учням задається завдання додому.
Як видно з перерахованого вище, в ході уроку вчитель при поясненні цього матеріалу використовує методи бесіди, розповіді, пояснення. Завдяки навідним питань, учні включаються до розумового процесу. Тут раціонально використовувати наочність, у якості якої провідну роль відводять хімічному експерименту. Важливо провести зв'язку типів реакцій з процесами, що відбуваються в житті (наприклад, процес виділення міді на залізному цвяху свідчить про його руйнуванні, даний процес руйнування металу присутній повсюдно).
Після знайомства з реакціями обміну вчитель знову пропонує обговорити дві реакції. Такими можуть бути, наприклад, такі:
Mg + H ₂ SO ₄ = MgSO ₄ + H ₂ і MgO + H ₂ SO ₄ = MgSO ₄ + H ₂ O.
У чому полягають подібності та відмінності даних реакцій? Обговорюючи разом з учителем дані моделі процесів, учні повинні прийти до наступних висновків [9]:
1. схожість виявляється в тому, що кількість вихідних речовин і продуктів реакції однаково; одним з продуктів в обох випадках є сіль MgSO _4;
2. відмінність: вихідними речовинами однієї з реакції є складні речовини, в іншій - просте і складне;
3. реакції відносяться до різних типів.
Отримавши ці відповіді, або навідними питаннями підвівши учнів до них, вчитель пропонує розглянути ще дві реакції:
FeO + H ₂ SO ₄ = FeSO ₄ + H ₂ O і FeCl ₂ + H ₂ SO ₄ = FeSO ₄ + 2HCl.
Знову в ході обговорення учні приходять до наступних висновків:
1. беруть участь у реакціях речовини відносяться до різних класів неорганічних сполук (FeO - основний оксид і кислота, FeCl ₂ - сіль і кислота);
2. за даних реакціях складні речовини обмінюються складовими частинами (атомами або групами атомів);
3. реакції відносяться до одного типу.
Реакції між складними хімічними речовинами, в результаті яких відбувається обмін між атомами або групами атомів, називаються реакціями обміну.
Як про окремий випадок реакцій обміну вчителю необхідно розповісти учням про реакції нейтралізації [3]. Після ознайомлення та запису наступних правил, які свідчать про можливість протікання реакції:
1. в ході реакції утворюється вода;
2. випадає осад;
3. виділяється газ;
учні викладають характерні ознаки реакцій обміну:
CuSO ₄ + NaOH, HCl + K ₂ CO _3, NaOH + HCl.
Вивчення проводиться наступним чином:
1. запис рівнянь реакції,
2. робота з таблицею розчинності,
3. висновок про можливість протікання реакції,
4. експериментальна перевірка.
Провівши експериментальну перевірку, учні відзначають відсутність видимих ​​ознак останньої реакції. Вчитель пояснює, що дана реакція є реакцією нейтралізації, а реакції такого типу необхідно проводити в присутності індикаторів, по зміні забарвлення яких і треба судити, що реакція пройшла.
Таким чином, учні отримують на основі атомно-молекулярного вчення перше уявлення про класифікацію реакцій. Надалі, сформоване на цьому рівні уявлення про класифікацію зазнає ряд якісних і кількісних змін і доповнень. Так спостерігається посилення вивчення кількісної сторони процесів (вивчається закон збереження маси, закон Авогадро та наслідки з нього та ін). У кількісному описі хімічних реакцій, в прогностику можливостей їх перебігу вносить внесок вивчення елементів термохімії: тепловий ефект, термохімічні рівняння. Їх пізнання спирається на первинні енергетичні подання.
Узагальнюючи знання про енергетичні залежностях, що розкриваються на основі експериментів, треба виділити найважливішу з них - взаємозв'язок між утворенням нових речовин і енергетичним ефектом реакції, так як енергетичні зміни, на думку Д. І. Менделєєва є внутрішній зміст хімічних реакцій. Важливо підвести учнів до висновку, що доповнює попередні: процес утворення нових речовин пов'язаний з енергетичними змінами. Їх важливою характеристикою є тепловий ефект реакції.
Ці знання - основа класифікації з енергетичного ознакою, поділу реакцій на екзо-і ендотермічні реакції.
На основі електронної теорії будови речовини вивчається один з найбільш складних та інформаційно ємних видів реакцій - окислювально-відновні. Тут найважливішими поняттями будуть наступні:
1. ступінь окислення;
2. процеси окислення / відновлення;
3. окислювач і відновник;
4. власне окислювально-відновна реакція.
Сформований поняття про окисно-відновної реакції необхідно вести в загальну систему знань про хімічний процесі. Необхідність оперування учнями поняттям «окислювально-відновна реакція» вимагає формування у них умінь використовувати хімічний мову. Узагальненим умінням учнів при вивченні окислювально-відновних реакцій буде вміння складати рівняння конкретних реакцій.
При вивченні різних класів неорганічних сполук та систематизації хімічних елементів знання про окисно-відновних реакціях доповнюються, поглиблюються і удосконалюються (відбувається ознайомлення з конкретними окислювачами і відновниками). Якісно новим етапом у вивченні окислювально-відновних реакцій буде теорія електролітів, в якій вчитель знайомить учнів з новим видом окислювачів і відновників - іонами, виявляє і розкриває закономірності протікання таких реакцій у водних розчинах. При вивченні азоту і фосфору знання учнів поповнюються новими конкретними прикладами окислення і відновлення. Аналізується реакції азотної кислоти з металами, удосконалюються навички складання рівнянь. Далі вивчається електроліз, корозія металів як різновид окислювально-відновних процесів.
Після закінчення навчання учнів загальна класифікація хімічних реакцій повинна виглядати наступним чином:

Оборотні.

Екзотермічні.

Ендотермічна.

Хімічні реакції.

Обміну.

Розкладання.

Незворотні.

Проходять без зміни ступеня окиснення.

Проходив зі зміною ступеня окислення (окислювально-відновні).

Заміщення.

Злуки.

Рис 2. Класифікація хімічних реакцій.
2.3 Формування знань про реакції іонного обміну
Вивчення теорії електролітичної дисоціації дозволяє поглибити і розширити знання про реакції, диференціювати особливості протікання обмінних і окислювально-відновних реакцій. Учні набувають уміння складати іонні та іонно-електронні рівняння реакцій, розпізнавати реакції обміну електролітів. Особливу увагу приділяється на проблемне вивчення цих реакцій, механізмів і закономірностей їх перебігу. У центрі вивчення реакцій електролітів - обмінні реакції.
Реакції іонного обміну є ще більш абстрактними в порівнянні зі звичними молекулярними. Внаслідок цього шлях їх пізнання повинен бути наступним: короткий іонне рівняння, повне іонне рівняння - рівняння в молекулярній формі - досвід.
Розглянемо, наприклад, методи формування знань про реакції іонного обміну в світлі теорії про кислотно-основних взаємодіях [7].
Більшість реакцій іонного обміну у водних розчинах можуть бути розглянуті в світлі уявлень про кислотно-основних взаємодіях.
З позиції теорії протолітичну кислоти являють собою частинки (іони, молекули), здатні віддавати протон (донори протонів), а підстави - частинки, здатні приєднувати протон (акцептори протонів). Наприклад, оцтова кислота СН ₃ СООН у водному розчині віддає протони основи, роль якого виконує молекула води. При цьому утворюються іони гідрозону Н ₃ О ⁺ і нова підстава СН ₃ СОО ^-. У такій системі слабкою кислоті відповідає серйозна причина СН ₃ СОО ^-. Вони називаються відповідно сполученими кислотою і підставою. У сполученої системі сильній кислоті відповідає слабка основа, і навпаки, слабкою кислоті - серйозна причина. У таких системах різні іони завжди конкурують між собою у зв'язуванні протона, наприклад у системі:
NO ₂ ^- + HSO ₄ ^- = HNO ₂ + SO ₄ ^{2 -.}
Конкурують іони NO ₂ ^- та SO ₄ ^{2 -.} Нітрит іони сильніше пов'язують протони, так як HNO ₂ більш слабка кислота, ніж HSO ₄ ^-.
Для навчання школярів умінню аналізувати хід реакцій необхідно застосовувати найбільш зрозумілі їм емпіричні правила:
1. Реакції обміну в водних розчинах протікають у напрямку освіти слабкого електроліту, нерозчинного або малорозчинної речовини, газоподібного продукту.
2. Сильні кислоти витісняють слабкі із розчинів з розчинів солей. Більш важкі і менш леткі кислоти витісняють з розчинів солей менш важкі і більше летючі. Рівновага у цих випадках усунута з посади в бік утворення більш слабкої або більш летючої кислоти.
3. Сильні підстави витісняють з розчинів солей більш слабкі підстави.
4. Сильні електроліти в розведених розчинах мають практично однаковий ступінь дисоціації і дисоціюють необоротно. Середні та слабкі відрізняються ступенем дисоціації і дисоціюють оборотно.
Реакції іонного обміну в водних середовищах, по суті, оборотні. Необхідна умова незворотності - видалення хоча б одного з продуктів реакції. У випадку, коли до складу вихідних речовин і продуктів реакції входять слабкі електроліти, реакції обміну завжди оборотні і можна говорити лише про зміщення рівноваги в бік більш слабкого електроліту.
Для ефективності закріплення правил при аналізі іонних рівнянь можна запропонувати учням використовувати таблиці містять ряди кислот, розташованих в порядку убування значень констант дисоціації (див. додаток). Сильні кислоти показані як електроліти приблизно однакової сили. Дана таблиця застосовується разом з виконанням відповідних вправ.
Можна умовно прийняти, що рівновага реакцій, в яких вихідна і що настає кислоти відрізняються за константам іонізації хоча б на один порядок, практично зміщена в бік більш слабкого електроліту. При вирішенні завдань можна також використовувати витіснювальний таблицю кислот (див. додаток), в якій формули кислот в рядку і стовпці розташовані в порядку убування константи дисоціації. Напрям стрілки на перетині рядка і стовпця вказує на витісняються кислоту або на зміщення рівноваги в бік відповідної кислоти. Подвійні стрілки вказують на встановлення рівноваги при приблизно рівних концентраціях кислот. Пропонована таблиця може бути також частиною комплекту довідкових матеріалів на контрольних роботах та іспитах.

2.4 Формування знань про кінетику хімічних реакцій
Питання кінетики хімічних процесів і хімічна рівновага є найбільш складними не лише для учнів, а й для вчителів. При вивченні цього матеріалу досить вигідною і перспективною є методика, заснована на власній пізнавальної активності учнів [1]. За даною методикою вчитель не пояснює новий матеріал, а організовує пізнавальну діяльність учнів, які спостерігають опти, ведуть розрахунки, моделюють, знаходять відповіді на питання, поставлені вчителем, осмислюють результати власної діяльності. Правильно організована пізнавальна діяльність призводить школярів до певних висновків, самостійного творення знань.
Весь навчальний матеріал розбитий на 6 уроків:
1. Швидкість хімічної реакції.
2. залежність швидкості хімічної реакції від зовнішніх факторів.
3. Вплив температури на швидкість хімічної реакції.
4. Каталіз.
5-6. Хімічна рівновага і його зсув.
Отже, розглянемо докладніше кожний етап формування знань з даної теми.
Урок 1. Швидкість хімічної реакції
Обговорення нового матеріалу починається з демонстрації наступного експерименту: взаємодія соляної кислоти з магнієм і залізом. Учні бачать, що ці дві реакції протікають по-різному: із залізом реакція йде набагато повільніше, ніж з магнієм. Таким чином, вчитель підводить учнів до висновку, що хімічні реакції можуть бути охарактеризовані певними швидкостями.
Перш ніж учні прийдуть до розуміння швидкості хімічної реакції, необхідно обговорити спільне «поняття швидкість». Для цього учням задають питання:
· Що собою являє механічний рух? (Це довжина шляху, пройденого фізичним тілом за одиницю часу).
· Що змінюється в часі при прокручуванні кіноплівки? (Змінюється число прокручувалися кадрів).
Кожного разу вчитель підкреслює, що швидкість будь-якого процесу - це зміна будь-якої величини за одиницю часу.
Тепер потрібно знайти величину, яка змінюється в часі з плином хімічної реакції. Учитель нагадує, що хімічна реакція здійснюється при зіткненні частинок. Зрозуміло, що чим частіше відбуваються ці зіткнення, тим швидкість реакції буде вище. Виходячи з цього, учням пропонується сформулювати визначення швидкості хімічної реакції. Вислуховуючи припущення, вчитель підводить учнів до більш точного визначення: швидкість хімічної реакції - це число зіткнень або число елементарних актів реакції в одиницю часу. Але число зіткнень підрахувати неможливо, тому необхідно знайти іншу величину, яка також змінюється в часі при протіканні хімічної реакції. Вихідні речовини перетворюються на продукти реакції, а отже, змінюється кількість речовини.
Зміна будь-якої величини знаходять як різниця між початковим і кінцевим значеннями і позначають грецькою буквою Δ (дельта). Так як початкова кількість вихідної речовини більше кінцевого, то:
Δ n = n ₁ - n _2.
Щоб виміряти швидкості реакції треба обчислити, як змінюється кількість речовини за одиницю часу:
W =
Якщо реакція відбувається в розчині або газовому середовищі, то при порівнянні швидкостей різних реакцій потрібно враховувати не просто кількість речовини, а кількість речовини в одиниці об'єму, тобто молярну концентрацію, яку обчислюють за формулою:
С = і вимірюють у моль / л.
Отже, швидкість реакції в розчині - це зміна концентрації речовини в одиницю часу:
ΔС = С ₁ - С _2; W =
Знову починається обговорення питання про вимірювання швидкості по зміні концентрації продуктів реакції і виведення формули швидкості для такого випадку. При виведенні даної формули виявляється, що вона ідентична попередньої. Потім учні виводять з формули одиниці виміру швидкості хімічної реакції: [W] =
Вчитель робить загальний висновок: швидкість реакції - це зміна кількості чи концентрації вихідних речовин або продуктів реакції в одиницю часу.
Далі вчитель навчає учнів обчислення швидкості в досвіді: до 10 мл. 0,1 М розчину соляної кислоти додають такий же об'єм 0,1 М розчину тіосульфату натрію. Відраховуємо по метроному або секундоміром час від початку зливання розчинів до закінчення реакції (помутніння), швидкість виходить рівної близько 7с. Визначити швидкість можна по концентрації одного з вихідних речовин, причому кінцеву реакцію слід вважати рівною 0. Тоді отримаємо:

W = .
Потім обговорюється питання: чи зберігається швидкість реакції незмінною протягом усього хімічного процесу або змінюється? Щоб учні прийшли до правильного висновку, вчитель задає навідні запитання:
· Чи змінюється кількість вихідних речовин у ході реакції?
· Як змінюється число зіткнень частинок при зменшенні концентрації?
Школярі роблять висновок, що швидкість хімічної реакції з часом зменшується. Для підтвердження цього факту учням пропонують таке завдання: для реакції, що протікає відповідно до рівняння
C ₄ H ₉ OH + HCl = C ₄ H ₉ Cl + HOH
Експериментально визначена концентрація однієї з речовин у різні проміжки часу.

t, c	0	79	158	316	632
C, моль / л		1,67	1,52	1,30	1,00

Як зміниться швидкість цієї реакції з часом?
Учні вираховують швидкість хімічної реакції в першому проміжку часу, потім в другому і так далі:
W ₁ = = 0,0023 моль / л • з W ₂ = = 0,0019 моль / л • з
W ₃ = = 0,0014 моль / л • з W ₄ = = 0,0009 моль / л • з

\ S Рис 3. Залежність швидкості реакції від часу.
За розрахованими значеннями швидкості будують графік залежності швидкості реакції від часу. Використання настільки малих величин викликає утруднення в учнів, тому швидкість для зручності побудови множать на 10 ^3.

Важливо звернути увагу учнів на те, що швидкості є усередненими, а для більш точних розрахунків необхідно скорочення тимчасового інтервалу. Точки в зв'язку з цим ставляться в середині відрізків часу.
Аналізуючи графік. Учитель ще раз формулює головний висновок уроку: з плином часу швидкість хімічної реакції зменшується.
Урок 2. Залежність швидкості хімічної реакції від зовнішніх факторів
На початку уроку йде перевірка домашнього завдання подібного до того, що вирішували на попередньому уроці. Паралельно цьому обговорюється, чому з плином часу швидкість хімічної реакції зменшується (зменшується кількість вихідних речовин, а якщо реакція йде в розчині, то їх концентрації). Зменшення кількості вихідних речовин веде до того, що частки рідше зіштовхуються один з одним, тому і зменшується швидкість хімічної реакції. Виходить, що швидкість хімічної реакції залежить від концентрації вихідних речовин.
Даний висновок необхідно підтвердити експериментально: розглянемо реакцію взаємодії розчинів тіосульфату натрію різних концентрацій і соляної кислоти (0,1 М). Заздалегідь приготовлений розчин 0,1 М тіосульфату натрію розбавляємо: у першому склянці 2,5 мл. розчину Na ₂ S ₂ O ₃ + 5 мл. води; у другому 5 мл. розчину Na ₂ S ₂ O ₃ + 2,5 мл. води, третього наливаємо 7,5 мл. нерозбавленого розчину Na ₂ S ₂ O _3.
При проведенні досвіду один з учнів асистує вчителю. Метроном запускають одночасно з пріліваніем в кожен стаканчик 2,5 мл. соляної кислоти. Момент зливання розчинів вважають нульовим, далі відраховують час від початку реакції до помутніння. Асистент записує на дошці час протікання реакції в кожному стаканчику.
1-й стакан - 23с.
2-й стакан - 15с.
Третій стакан - 7с.
По зміні концентрації соляної кислоти обчислюємо швидкості реакції і креслимо графік:
W ₁ = 0,043 моль / л • з W ₂ = 0,067 моль / л • з W ₄ = 0,143 моль / л • з

\ S Рис. 4. Залежність швидкості реакції від концентрації.
Викреслювання графіка забирає час, але зате дає незамінні навички наукового дослідження, а значить, розвиває мислення учащіхся.Такім чином, учні, аналізуючи графік, роблять висновок, що швидкість хімічної реакції залежить від концентрації

реагуючих речовин. Після цього вчитель задає питання: чи буде впливати на швидкість реакції газоподібних і твердих речовин концентрація? Концентрація газу пропорційна тиску, тому зміна тиску (а значить і концентрації) змінює швидкість реакції. Тверді речовини під цю залежність не потрапляють, тому що тиск на них істотного впливу не надає (за винятком дуже великих). Таким чином, учні починають усвідомлювати, що швидкістю хімічних процесів можна керувати. Вчитель повинен зробити акцент на те, що це особливо важливо для хімічних виробництв (найбільш рентабельні ті виробництва, в основі яких лежать реакції протікають найбільш швидко). У той же час деякі реакції небажані і їх швидкість необхідно уповільнити (наприклад, процеси корозії металів). Тому так важливо знати від чого залежить швидкість хімічної реакції.
Далі обговорюється, як впливає природа речовини (його склад, вид, міцність зв'язків) на швидкість хімічної реакції. Учням пропонується розглянути приклад: взаємодія кисню і водню відбувається моментально, а взаємодія азоту і водню дуже повільно. Учитель наводить такі дані: для руйнування зв'язків у молекулах азоту потрібна енергія 942 кДж / моль, а в молекулах кисню - 494 кДж / моль. Тепер учням зрозуміло, що більш міцні молекули азоту важче вступають в реакцію і швидкість такої реакції дуже мала. Тобто, учні підводяться до висновку, що швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин.
Потім обговорюється вплив агрегатного стану речовини на швидкість реакції. Учні самостійно проводять реакцію взаємодії PbNO ₃ та KJ в кристалічному вигляді і в розчині і роблять висновок, що швидкість хімічної реакції залежить від агрегатного стану речовини. Слід додати, що реакції між газоподібними речовинами йдуть ще швидше і часто супроводжуються вибухом. Зіткнення між частинками газів і в розчині відбуваються у всьому обсязі, а реакції з участю твердих речовин тільки на поверхні.
Тоді як же можна збільшити швидкість хімічних реакцій за участю твердих речовин? Учитель наводить учнів на думку, що необхідно збільшити поверхню дотику, тобто роздрібнити речовина. Вплив цього фактора учні досліджують на прикладі взаємодії шматка мармуру з соляною кислотою та мармурової крихти з соляною кислотою. Знову формулюється висновок: швидкість реакції залежить від ступеня подрібнення твердої речовини.
Урок 3. Вплив температури на швидкість реакції
Обговорення нового матеріалу починається з демонстрації взаємодії 0,1 М розчинів тіосульфату натрію і соляної кислоти. При кімнатній температурі і при температурі на 10 ˚ С вище кімнатної. Для цього розчини нагрівають на водяній бані при постійному помішуванні. Досвід показує, що при кімнатній температурі помутніння розчину з'являється через 11с., А при підвищеній - через 5с. Учні самостійно розраховують швидкості обох процесів:
W ₁ = = 0,009 моль / л • з W ₂ = = 0,02 моль / л • з
Таким чином, швидкість реакції прямо пропорційна температурі. Далі учні спільно з учителем обчислюють, у скільки разів зросла швидкість реакції при підвищенні температури на 10 ˚ С
γ = .
Число γ - це температурний коефіцієнт швидкості даної реакції. Температурний коефіцієнт показує, у скільки разів зростає швидкість реакції при підвищенні температури на 10 ˚ С.
Для закріплення поняття про температурному коефіцієнті швидкості реакції учні вирішують ряд завдань за зростанням складності. Прикладом завдання більш складного рівня може бути наступна: температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3, у скільки разів зростає швидкість реакції при підвищенні температури від 20 до 50 ˚ С? Для вирішення цього завдання можна дати готову формулу, але тоді учні не вловлять сутності. Тому краще вивести формулу логічним шляхом. Припустимо, що первісна швидкість хімічної реакції дорівнює 1моль / л ּ с, тобто при температурі 30 ˚ С швидкість реакції дорівнює:
Тепер обчислимо швидкість реакції при 40 ˚ С
(W ₃₎ і при 50 ˚ С (W _4):
W ₃ = W ₂ • γ = 9 моль / л • з
W ₄ = W ₃ • γ = 27 моль / л • з
За цими даними видно, що можна вивести формулу для обчислення швидкості реакції при підвищенні температури на кілька десятків градусів. З розрахунків видно, що температурний коефіцієнт повинен бути зведений до степеня рівну різниці між початковою і кінцевою температури поділену на 10:
, Тобто разів.
Ця формула є математичним виразом правила Вант-Гоффа. Можна розповісти учням, що відомий нідерландський вчений Я. Вант-Гофф прийшов до висновку, що швидкість більшості реакцій при підвищенні температури на кожні 10 ˚ С підвищується в 2-4 рази на основі експериментальних досліджень.
W ₂ = W ₁ • γ = 3 моль / л • з
Тепер необхідно розібратися, чому температура впливає на швидкість реакції. Учитель підводить учнів до думки про те, що енергія, що повідомляється речовини при нагріванні, витрачається на руйнування хімічних зв'язків вихідних речовин.
Демонструючи наступний малюнок, вчитель показує, як змінюється електронна щільність хімічних зв'язків при взаємодії йоду з воднем:
SHAPE \ * MERGEFORMAT

(I 2)

(H 2)

ПАК

HJ

HJ

Рис. 5 Схема освіти ПАК на прикладі взаємодії йоду та водню.
Коли молекули стикаються, утворюється загальне для 4-х атомів електронне хмара. Воно нестійкий: електронна щільність з області між атомами вихідних речовин як би перетікає в область між атомами йоду та водню.
Таке проміжне з'єднання утворене двома молекулами називається проміжним активованим комплексом (ПАК). Він існує короткий час і розпадається на дві молекули (в даному випадку HJ). Для утворення ПАК необхідна енергія, яка б руйнувала хімічні зв'язки всередині зіткнулися молекул. Цю енергію називають енергією активації.
Енергія активації - ця енергія, необхідна часткам в кількості 1 моль для утворення активованого комплексу.

ПАК

H 2 + J 2

2HJ

перебіг реакції.

Е

Рис. 6. Зміна енергії при взаємодії йоду з воднем.

Графічно цей процес виглядає наступним чином:
Таким чином, енергія активації - це енергетичний бар'єр, який повинні подолати вихідні речовини, щоб перетворитися на продукти реакції: чим менше енергія активації, тим вище швидкість хімічної реакції.
Підводячи підсумок уроку, вчитель формулює висновок: при нагріванні швидкість хімічної реакції зростає, тому що збільшується число молекул здатних подолати енергетичний бар'єр.
Урок 4. Каталіз
Поняття «каталіз» формується також на основі експерименту. Учням показують склянку з пероксидом водню. Вони бачать, що ніяких ознак перебігу реакції немає. Але учням відомо, що з часом пероксид водню розкладається. Тоді вчитель запитує: як можна прискорити процес розкладання. Швидше за все, підуть відповіді про збільшення температури до тієї, при якій розкладання буде помітно. Учитель демонструє досвід нагрівання пероксиду водню. При піднесенні тліючої лучинки, учні бачать, що вона гасне (значить виділяється кисню явно недостатньо для підтримки горіння). Тобто нагрівання мало збільшує швидкість хімічної реакції. Потім у склянку з пероксидом водню учитель вносить діоксид марганцю MnO _2. Навіть без тліючої лучинки учні спостерігають миттєве виділення газу. Потім замість MnO ₂ учитель вносить оксид кобальту (II) CoO (реакція йде ще більш бурхливо), а після проводить той же досвід з CuO (в даному випадку реакція йде дуже повільно).
Учитель повідомляє, що речовини, здатні збільшувати швидкість хімічної реакції називаються каталізаторами.
На досвіді школярі переконалися, що не кожна речовина може бути каталізатором і прискорювати хімічний процес. Звідси висновок - дія каталізаторів вибірково.
Потім вчитель звертає увагу учнів на такий факт, що речовини, які прискорювали хід реакції, самі не витрачалися. Якщо їх відфільтрувати і висушити, то виявиться, що маса їх не змінилася [7]. Для пояснення цього факту вчитель схематично показує процес каталітичної реакції:
А + В = АВ.
1 стадія. А + К = АК
2 стадія. АК + В = АВ + К.
Таким чином, речовина До залишається кількісно без зміни.
Тепер необхідно розібратися в причині збільшення каталізаторами швидкості хімічної реакції. Збільшення швидкості реакції під дією каталізатора пояснюється тим, що кожна з двох стадій з каталізатором має менший енергетичний бар'єр у порівнянні з безпосередньою реакцією взаємодії вихідних речовин.
Урок 5-6. Хімічна рівновага та його зміщення
Урок починається з актуалізації знань отриманих на минулих уроках, зокрема про енергетичне бар'єрі та освіті ПАК.
Переходячи до нової теми, вчитель з'ясовує, у що перетворюється ПАК: в продукти реакції або вихідні речовини. Школярі приходять до висновку, що насправді можливі обидва процеси.
Учням демонструють схему:

Рис. 7.Обратімость реакції.

SHAPE \ * MERGEFORMAT

(I 2)

ПАК

HJ

HJ

(H 2)

+

Перетворення вихідних речовин у продукти реакції називають прямою реакцією, а продуктів у вихідні речовини - зворотною. Учитель повідомляє учням, що взяте в якості прикладу взаємодія йоду з воднем - оборотний процес, і насправді більшість реакцій оборотні.

t равн

υпр

υобр

W

Рис. 8 Зміна швидкостей прямої і зворотної реакції з часом.

Далі учням повідомляється, що з часом швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції спочатку дорівнює 0, а потім зростає. Для більш наочної ілюстрації сказаного вчитель демонструє учням графік, який вони переносять в зошит.
Аналізуючи графік, учні приходять до висновку, що в якийсь момент часу швидкість прямої і зворотної реакції вирівнюються. Цей факт свідчить про настання рівноваги. Учням ставиться запитання: чи припиняються при настанні хімічної рівноваги обидві реакції?.
Якщо реакції припиняються, то при зміні умов впливають на швидкість прямої або зворотної реакції нічого не відбудеться.
Щоб перевірити цей факт, учням демонструють наступний досвід: дві пробірки, закриті пробками і з'єднані скляною трубкою, заповнені діоксидом азоту. NO ₂ при охолодженні дімерізуется, а при нагріванні відбувається зворотна реакція:

NO ₂ (бурий) N ₂ O ₄ (безбарвний)
Одну пробірку опускаємо в гарячу воду, іншу в склянку з шматочками льоду. При охолодженні посилюється димеризація, і забарвлення суміші стає менш інтенсивною. При нагріванні відбувається розкладання N ₂ O ₄ і забарвлення суміші посилюється. Зміна забарвлення газу при зміні умов свідчить про те, що реакції продовжують протікати. Якщо вийняти пробірки зі склянки, то через деякий час фарбування в них вирівняється. Настає рівновага. Учням знову задається питання: чи йдуть при цьому реакції, і чому не спостерігається видимих ​​змін (реакції йдуть, т.к їх швидкості можна змінити, видимих ​​змін немає, бо настав рівновагу).
Таким чином, учні усвідомлюють, що рівновага можна змінювати (зміщувати) змінюючи умови протікання процесу.
Після цього приступають до вивчення принципу Ле-Шательє. Як епіграф до вивчення вчитель наводить слова французького вченого: «Зміна будь-якого фактора, що може впливати на стан хімічної рівноваги системи викликає в ній реакцію, яка прагне протидіяти зробленому зміни». Тобто, змінюючи будь-яку характеристику системи, рівновага зміщується так, щоб зменшити цю зміну.
Учитель пропонує подумати, які фактори впливають на зміщення рівноваги. У відповідях учнів виділяють концентрацію, температуру і тиск. Причому вплив температури вони вже спостерігали в досліді з оксидом азоту. Вивчення впливу концентрації проводять у досвіді взаємодії роданида калію з хлоридом заліза (III):
KCNS + FeCl ₃ = Fe (CNS) ₃ + KCl
Збільшуючи концентрацію вихідних речовин, забарвлення розчину стає більш інтенсивною, а при додаванні до прореагованою розчину KCl забарвлення стає менш насиченим. Таким чином, учні бачать, що збільшення концентрації вихідних речовин веде до більшого утворення продуктів реакції (збільшення швидкості прямої реакції), а значить до зміщення рівноваги вправо і навпаки.
Вплив наступного чинника - тиску учні вже вивчають не досвідченим шляхом, а за допомогою моделювання процесу реакції. Учні вже знають, що тиск в першу чергу впливає на реакції між газами. Учитель формулює загальний принцип Ле-Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, подіяти, змінюючи концентрацію, тиск, температуру, то рівновага зміститься в напрямку тієї реакції, яка зменшить цей вплив.
Вплив тиску зазвичай розглядають на прикладі реакції синтезу аміаку:
N ₂ + 3H ₂ = 2NH _3.
Учням нагадують про залежність тиску від температури. Так як залежність прямо пропорційна, то збільшення тиску, а значить і обсягу вихідних газових компонентів зміщує рівновагу в бік утворення аміаку (у бік зменшення обсягу). Також обговорюється питання зміщення рівноваги в умовах пониження тиску. Схематично обидва висновку можна записати так:
N ₂ + 3H ₂ = 2NH _3.
Зменшення р.
Збільшення р. .
Учитель формулює висновок: підвищення тиску викликає зміщення рівноваги в бік тієї реакції, яка призводить до утворення меншої кількості газів, отже, до зниження тиску. Зниження тиску викликає зміщення рівноваги в бік тієї реакції, яка призводить до утворення більшої кількості газів, отже, до підвищення тиску.
Потім учні виконують ряд вправ за цими правилами.
Вплив температури ще раз пропонується розглянути на прикладі наступній реакції:
CaCO _{3 (тв)} = CaO _(тв) + CO _{2 (г)} - Q.
Самостійно аналізуючи дане рівняння, учні усвідомлюють, що якщо пряма реакція ендотермічну, то зворотна їй екзотермічну. Учні можуть зазнавати труднощів з виконанням цих реакцій, тому вчитель може задавати навідні питання: як змінюється температура системи, якщо тепло поглинається (знижується), і як вона змінюється при виділенні тепла (підвищується). Прийшовши до таких висновків, учні вже самі формулюють висновок: рівновага при підвищенні температури зміщується у бік ендотермічної (прямий), а при зниженні - у бік екзотермічної (у даному разі зворотної).
Повнота пропонованого матеріалу в даному методі відповідає освітнім стандартам. Даний метод дозволяє активізувати мислення учнів.

Висновок
У висновку хотілося б ще раз відзначити ті методи і прийоми, які використовуються при формуванні основних розділів поняття хімічна реакція.
Головна роль при вивченні кожної складової поняття «хімічна реакція» відводиться хімічному експерименту. Він найбільш наочно відображає зовнішні ознаки та явища, що відбуваються при взаємодії, а також відображає вплив зовнішніх чинників впливу на реагуючі речовини. Він вирішує різноманітні завдання виховання (трудового, культурологічного, етичного, світоглядного, екологічного); розвитку (пам'яті, мислення, уяви, творчої самостійності); навчання. У процесі навчання вона є джерелом пізнання [5], виконує функцію методу (пізнання хімічних об'єктів, перевірки навчальних гіпотез, вирішення навчальних проблем), а також функцію засобу навчання (доказовості істинності суджень, ілюстрації, застосування знань і вмінь), засоби виховання та розвитку учнів. При вивченні багатьох тем хімічний експеримент застосовується паралельно з моделюванням: написання хімічних формул речовин, складання з них моделей процесів, викреслювання графічних ілюстрацій процесів. Моделювання дозволяє більш повно відобразити ті зміни, які відбуваються в ході хімічних реакцій. Використовувати моделювання, зокрема складаючи рівняння хімічних реакцій, потрібно так, щоб максимально уникнути формалізму знань учнів [14]: складаючи формули речовин, моделюючи процеси, що відбуваються з ними вони чітко повинні розуміти, що за хімічними формулами стоять конкретні речовини (в реакцію вступає не формула, а речовина). У зв'язку з цим і тлумачення рівнянь реакцій має бути грамотним. Наприклад, в реакції: 2H ₂ + O ₂ = 2H ₂ O формулювання процесу повинна бути наступною: 2моль водню реагують з 1моль кисню і утворюється 2моль води (а не два аш-два плюс о-два дорівнює два аш-два-о).
Застосування різних схем-конспектів полегшує учням запам'ятовування об'ємного матеріалу. Наприклад, використання схеми «Швидкість хімічної реакції та її залежність від різних чинників» [8] (див. додаток) допомагає засвоєнню, запам'ятовування і відтворення накопичених знань з даної теми. Такі схеми можуть складатися з декількох блоків і складатися поетапно в міру вивченні, кожного блоку.
При вивченні різних класів простих і складних сполук вчитель може використовувати колекції мінералів [15]. Так, наприклад, при вивченні теми «Сірка та її сполуки» необхідно ознайомити учнів з самим мінералом для вивчення його фізичних властивостей, що дозволяє також подолати формалізм знань. Крім того, з цією ж метою провести екскурсію для учнів, в ході якої вони можуть спостерігати утворення плівки сірки на калюжах, каменях, траві після дощу поблизу сірководневих джерел. На прикладі сірковмісних мінералів (сульфатів, сульфідів) можна доповнити знання учнів про окисно-відновних процесах, що відбуваються в природі.
Особлива увага приділяється методам дозволяє активізувати самостійну діяльність учнів. Відомо, що час початку вивчення хімії в школі (8 клас) відповідає підліткового періоду розвитку особистості учнів (11-12 - 14-15 років). У цьому віці для підлітка найбільш привабливими стають форми проведення занять, дозволяють проявити самостійність та ініціативу. Він легше освоює способи дії, коли вчитель лише допомагає йому [4]. Приклади занять активно використовують даний принцип більш детально розглянуті в параграфах «Введення поняття про хімічну реакції», «Формування знань про кінетику хімічних реакцій».
Отже, в розглянутих методичних підходах застосовуються такі методи:
1. общелогическими: абстрагування, індуктивний підхід виведення понять, узагальнення, конкретизація та інші.
2. загальнопедагогічні: розповідь, міркування, розмова та інші.
3. специфічні: хімічний експеримент, спостереження і пояснення хімічних об'єктів.
Дані методи застосовуються в сукупності, так як часто застосування якоїсь однієї групи методів не призводить до ефективних позитивних результатів. Інтеграція цих методів у певному поєднанні призводить до появи методу навчання хімії.
Інтерес до навчального предмета багато в чому залежить від того, в якій саме формі вчитель подасть досліджуваний матеріал, наскільки цікаво та дохідливо пояснить його. Саме ці якості і необхідно враховувати при виборі методів навчання, адже тільки правильно вибраний метод дозволить активізувати інтерес до навчання, посилить мотивацію навчання.

Список літератури
1. Кузнєцова Л. М., Дронова Н. Ю., Євстигнєєва Т. А. До методики вивчення хімічної кінетики та хімічного рівноваги / / Хімія в школі. - 2001. - № 9. - С.7.
2. Кузнєцова Н. Є. Методика викладання хімії: Учеб. посібник для студентів пед. ин-тов за хім. і біол. спец. - М.: Просвещение, 1984. -415 С., Іл.
3. Кузнєцова Н. Є. Формування систем понять при навчанні хімії. - М.: Просвещение, 1989. - 144 с.
4. Мухіна В. С. Вікова психологія: феноменологія розвитку, дитинство, отроцтво: Підручник для студ. вузів. - 9-е изд., Стереотип. -М.: Видавничий центр «Академія», 2004. - 456 с.
5. Пак М. С. Основи дидактики хімії: навчальний посібник. - СПб.: Вид-во РГПУ ім. А. І. Герцена, 2004. -307 С.
6. Стабалдіна С. Т. Принципи і закони діалектики в навчанні хімії / / Хімія в школі. - 2003. - № 7. - С.16.
7. Трофімова І. В. Реакції іонного обміну в водних розчинах / / Хімія в школі. - 2005. - № 10. - С.10-16.
8. Турлакова Є. В. Використання схем-конспектів при вивченні закономірностей хімічних реакцій. / / Хімія в школі. - 1997. - № 1. - С.6.
9. Хімія. 8 клас: Поурочні плани (за підручником Л. С. Гузьо та ін.) I півріччя / Авт. - Упоряд. С. Ю. Дібленко. - Волгоград: Учителю, 2004. - 144 с.
10. Хімія. 8 клас: Поурочні плани (за підручником Л. С. Гузьо та ін.) II півріччя / Авт. - Упоряд. С. Ю. Дібленко. - Волгоград: Учителю, 2004. - 168 с.
11. Хімія. 9 клас: Поурочні плани (за підручником Л. С. Гузьо та ін.) I півріччя / Авт. - Упоряд. С. Ю. Дібленко, Є. А. Смирнова, С. М. КОЛМИКОВА. - Волгоград: Учителю, 2005. - 169 с.
12. Ходаков Ю. В., Епштейн Д. А., Глоріоза П. О. та ін Викладання хімії у 7-8 класах: Метод. посібник для вчителів. - М.: Просвещение, 1969. - 318 с.
13. Чернобельская Г. М. Методика навчання хімії в середній школі: Учеб. для студ. вищ. навч. закладів. - М.:.: Гуманит. вид. центр ВЛАДОС, 2000. - 336 с.
14. Шелінскій Г. І. Нагальні питання формування найважливіших хімічних понять хімії на початковому етапі навчання / / Хімія в школі. - 2001. - № 5. - С.17.
15. Шилов В. І. Використання мінералів при формуванні хімічних понять / / Хімія в школі. - 2006. - № 3. - С.32.
Додаток

Ряди кислот	Порядок константи дисоціації
1. НСЮ 4, HI, HBr, HCI, НМП 0 4, H 2 S0 4, H 2 Se0 4, H 2 Cr 2 0 7, HN0 3
2. Н 4 Р 2 0 7 <Н 2 Сг0 4 = НЮ 3 = НВг0 3 ≈ H 2 S 2 0 3	10 -1
3. НСГ 2 О 7 - = НСЮ 2 = HSe 0 4 - ≈ H 2 S 0 3 = Н S О - 4 ≈ HS 2 0 3 <НЮ 4 = Н 3 Р0 3	10 -2
4. Н 2 Ті = H 2 Se 0 3 = Н 2 Те0 3 <H 3 As 0 4 <Н 3 Р0 4 = Н 3 Р 2 О 4	10 -3
5. H 2 Se <НСООН = Н 2 В 4 0 7 <HF = Н N 0 2	10 -4
6. СН 3 СООН	10 -5
7. Н 2 Р0 3 = H 2 As0 4 <НСг0 4 = Н 2 С0 3	10 -6
8. НТеОз <Н 6 Те0 6 = НСЮ = H 2 S = HS 0 3 = Н 2 Р0 4	10 -8
9. НВЮ = HSe0 3 -	10 -9
10. H 2 Si0 3 = H 4 Si0 4 <HCN = H 3 As0 3 = H 3 B0 3 <NH +	10 -10
11. HSe "= НЮ <НСОЗ <НМп0 4	10 -11
12. H 3 Si0 4 <Н 2 0 2 = HAs О 2 -	10 -12
13. HS - = наю 2 = НТЕ -   ≈ HPO 4 2 -	10 -13
14 H 2 SiO 4 2 -	10 -14
15. Н 2 О	10 -16

Витіснювальний таблиця кислот.

HClO 4

HJ

HBr

HCl

HMnO 4

H 2 SO 4

HNO 3

H 2 CrO 4

H 2 SO 3

HSO 4 -

H 3 PO 4

HF

HNO 2

HCrO 4

H 2 CO 3

H 2 S

HSO 3

H 2 PO 4

H 2 SiO 3

NH 4 +

HCO 3 -

HS -

HPO 4 2 -

HClO 4

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HJ

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HBr

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HCl

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HM 4

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 SO 4

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HNO 3

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 C 4

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 O 3

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HSO 4 -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 3 PO 4

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HF

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HNO 2

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

HCr -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 CO 3

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 S

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

HSO 3 -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 PO 4 -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

▲

H 2 SiO 3

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

▲

NH 4 +

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

▲

HCO 3 -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

▲

▲

HS -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

HPO 4 2 -

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

◄

Ряди кислот, розташованих в порядку убування значень констант дисоціації.