методика формування поняття хымычна реакцыя

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 учнізамальовують 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 

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 

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