Методика изучения темы "Металлы" в курсе химии средней школы

Методика изучения темы «Металлы» в курсе химии средней школы

Образовательно-воспитательное значение темы «Металлы» определяется спецификой свойств металлов, их распространением и огромной ролью в развитии народного хозяйства страны. Содержание темы, ее положение в общей структуре курса неорганической химии предоставляет учителю возможность широкого использования дедуктивного подхода в обучении, активизации познавательной деятельности учащихся посредством создания проблемных ситуаций, развития у учащихся умения выдвигать гипотезы, обосновывать и доказывать их.

Изучение металлов позволяет развивать у учащихся материалистические представления о познаваемости строения и свойств веществ, о возможности научного предвидения, обусловленности свойств веществ строением составляющих их атомов, кристаллов. Огромно значение темы и в воспитательном отношении: изучение истории отечественной металлургии, успехов современной металлургической промышленности СССР формирует у учащихся чувство гордости за свою страну, способствует развитию интереса к предмету, профориентации учащихся.

К изучению темы «Металлы» учащиеся приходят с определенным запасом теоретических и фактических знаний. В курсе физики они знакомились с кристаллическим строением, физическими свойствами металлов, механизмом проводимости электрического тока в металлах и электролитах, с механизмом возникновения электрического тока в гальванических элементах и аккумуляторах. В курсе химии VIII -- IX классов учащиеся получили необходимый запас знаний о строении атомов, механизме образования химической связи между атомами металлов и неметаллов, о поведении электролитов в растворах, некоторый запас энергетических представлений. Все эти знания и служат основой для изучения металлов, что позволяет организовать активную познавательную деятельность, использовать проблемное изложение, беседу, самостоятельную работу учащихся.

Учебный материал темы состоит из следующих частей: общие свойства металлов, металлы главных и побочных подгрупп периодической системы химических элементов, металлургия.

В первой части раскрываются общие и специфические физические и химические свойства металлов, обусловленные особым типом химической связи в них. С позиций электронной теории и теории электролитической диссоциации изучают электрохимический ряд напряжений, а на его основе -- электролиз солей и коррозию металлов и сплавы.

Конкретные подгруппы металлов рассматривают в соответствии _с их положением в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Для изучения избраны наиболее типичные и важные в народнохозяйственном отношении металлы: металлы главных подгрупп I, II и Ш групп, металлы побочных подгрупп.

Третья часть -- «Металлургия» -- знакомит учащихся с применением металлов и сплавов в народном хозяйстве, общими способами их получения, а также с конкретными производствами (алюминия и сплавов железа).

Главная задача учителя при изучении общих свойств металлов состоит в том, чтобы, используя имеющиеся у учащихся теоретические и фактические знания, подвести их к пониманию причин наличия этих общих свойств у большого числа простых веществ. Поэтому ознакомление с общими свойствами целесообразно начать с освещения положения металлических элементов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Учащиеся отмечают, что металлические элементы начинают каждый период, кроме первого: это все s-элементы (кроме Н и Не), d- и /-элементы, большое число р-элементов. В воспитательном отношении важно подчеркнуть, что металлов гораздо больше, чем неметаллов, указать на огромное народнохозяйственное значение этих веществ.

С положением металлов в периодической системе тесно связаны особенности строения их атомов. Рассматривая схемы строения атомов различных металлов, учащиеся без труда вычленяют эти особенности: небольшое число электронов на внешнем слое, сравнительно большой радиус. Далее учитель отмечает, что особенности строения атомов металлов обусловливают совершенно отличный от известных учащимся тип химической связи -- металлический. При этом сообщает, что в процессе конденсации паров металла (в парообразном состоянии) некоторые металлы образуют молекулы с ковалентной связью --Li: Li, Na: Na, атомы и молекулы их сближаются и электроны, внешнего энергетического уровня переходят в общее пользованием всех атомов, составляющих кристаллическую решетку. Вследствие малых значений энергий ионизации ядра металлов плохо удерживают электроны и последние свободно движутся по решетке («электронный газ»), то, присоединяясь к ионам, то вновь отрываясь от них и присоединяясь к другим. Поэтому в металле устанавливается динамическое равновесие между ионным и атомным состоянием, которое можно выразить схемой:

Так вводят понятие об «ион-атомах», находящихся в узлах кристаллической решетки металла. Затем схема помогает учащимся понять строение этого типа решетки (рис. 13). Полезно сравнить только что изученный тип химической связи с уже известными учащимся и подвести их к выводам о сходстве и различии.

Сходство металлической связи с ковалентной проявляется в том, что валентные электроны находятся во взаимном пользовании атомов. Различие -- в том, что электроны связывают не пару атомов, а принадлежат одновременно всем атомам данного металлического тела.

Сходство с ионной связью -- в ее природе. Частицы удерживаются электростатическими силами, но вместо ионов роль отрицательных частиц играют электроны.

Далее необходимо рассмотреть наиболее распространенные типы кристаллических решеток металлов:

1) объемно-центрированная кубическая (эту решетку образуют щелочные металлы, вольфрам, хром и другие металлы);

2) гранецентрированная кубическая решетка (алюминий, свинец, медь, серебро, золото, платина и др.);

3) гексагональная решетка (ее образуют магний, бериллий, цинк и другие металлы).

Можно сообщить учащимся, что отдельные металлы (олово, железо и др.) могут существовать в разных кристаллических формах в зависимости от условий (явление полиморфизма). Целесообразно использовать модели кристаллических решеток, как выпускаемые промышленностью, так и самодельные.

Физические свойства металлов. При изучении физических свойств прежде всего следует рассмотреть те, которые обусловлены наличием металлической связи: металлический блеск и непрозрачность, вызванные способностью металлов отражать своей поверхностью световые лучи, электрическую проводимость и теплопроводность, пластичность, механическую прочность. Выяснив причины электрической проводимости у всех металлов, следует указать на зависимость ее от температуры и предложить учащимся объяснить характер этой зависимости. При объяснении пластичности необходимо рассмотреть причину ее: при деформации металлического тела происходит лишь некоторое перераспределение «электронного газа», связывающего «ион-атомы», а не разрыв химических связей, как в кристаллах с другими типами структуры. Из специфичных свойств металлов нужно остановиться еще на их взаимной растворимости (образовании сплавов), также связанной с наличием общего типа связи.

В процессе обобщения необходимо отметить, что, несмотря на одинаковый тип связи у всех металлов, природа металла, строение его атомов, зарядность и размеры «ион-атомов», плотность их упаковки в кристаллической решетке влияют на свойства и определяют их изменение в довольно широких пределах.

Из неспецифических свойств металлов на уроке разбирают важнейшие: плотность, температуру плавления, твердость. Интересно проследить их изменение в зависимости от положения металлов в периодической системе и отметить некоторые закономерности. Так, плотность слева направо по периодам вначале возрастает (максимум ее приходится во всех периодах на металлы VII--VIII групп), а затем снижается. Наибольшая плотность у металлов VI периода (влияние лантаноидного сжатия). Температуры плавления изменяются аналогично. Они зависят от количества электронов, затрачиваемых атомами различных металлов на образование металлической связи.

Для иллюстрации можно сравнить по свойствам щелочной металл натрий и металл побочной подгруппы VI группы хром. Металлы имеют один и тот же тип кристаллической решетки, но различные радиусы и заряды ионов, атомные массы. Эти различия обусловливают разную плотность упаковки «ион-атомов» в решетках, что сказывается на физических свойствах металлов: натрий мягок, легкоплавок, плотность его невелика; хром же отличается высокими твердостью, плотностью и температурой плавления. В процессе изучения свойств металлов необходимо показывать, в каких отраслях народного хозяйства они находят применение.

В плане профориентации, подготовки учащихся к труду в народном хозяйстве большое значение имеет тема «Сплавы». Сплавы -- это двух- или многокомпонентные дисперсные системы, которые образуются как различными металлами, так и сочетанием металлов с некоторыми неметаллами (углеродом, кремнием и др.). Можно ознакомиться с многообразием сплавов, применяемых в народном хозяйстве СССР. При освещении этого вопроса учитель знакомит учеников с широким диапазоном свойств металлических материалов (отечественная металлургия в настоящее время производит свыше двух тысяч различных сплавов), на конкретных примерах показывает отличие свойств сплавов от свойств составляющих их компонентов. Сплавы могут представлять следующие системы:

твердые растворы, образующиеся из компонентов с одинаковым типом кристаллической решетки, близких по свойствам. При очень близких размерах частиц компонентов получаются твердые растворы замещения: Au--Ag; Fe--Мп; при различающихся-- твердые растворы внедрения;

механические смеси кристалликов исходных компонентов с разными типами кристаллических решеток, так называемые эвтектики: Pb--Sn; Cd--Bi и др.;

химические соединения. Эти сплавы образуются при достаточно различающихся свойствах компонентов. При этом могут образоваться соединения как в соответствии с валентностью элементов (Mg₂Pb; Mg₂Si; А1₄С₃), так и соединения бертоллидного типа (интерметаллические соединения -- AuZn; AuZn₃; AuZn₆). От типа структуры сплава зависят их свойства. Так, твердые растворы значительно отличаются по свойствам от исходных веществ, свойства механических смесей находятся в линейной зависимости от содержания компонентов, от индивидуальных свойств металлов. Свойства сплавов -- химических соединений, как и их структура (тип кристаллической решетки), резко отличаются от свойств исходных веществ. Способы получения сплавов: а) сплавление; б) спекание (смеси порошкообразных материалов нагревают под давлением, не доводя до температуры плавления, -- получение металлокера-мических сплавов); в) диффузия частиц одного компонента в поверхностный слой другого (химико-термическая обработка металлов -- алитирование, азотирование и др.). При рассмотрении этих вопросов необходимо подчеркнуть роль отечественных ученых в разработке теории сплавов (Н. С. Курнаков и его школа).

Лучшему усвоению материала о сплавах помогает применение наглядности (образцы сплавов, таблицы с изображением структуры их, опыты по получению легкоплавких сплавов). Изучение химических свойств металлов рекомендуется вести по следующему плану:

Взаимодействие металлов с неметаллами.

Взаимодействие металлов с водой.

Взаимодействие металлов с кислотами и солями.

Все перечисленные свойства металлов известны учащимся, и задача учителя состоит в том, чтобы систематизировать разрозненные знания. Наиболее целесообразным методом для этого может быть беседа с использованием демонстрационного и лабораторного эксперимента (исследовательские формы сочетаний слова учителя и наглядности), а одно из условий эффективности такой беседы -- предварительное повторение соответствующих разделов, содержащих опорные знания.

Химический эксперимент в процессе беседы будет играть двоякую роль: источника познания и средства доказательства выдвинутых учащимися предположений. Программой рекомендованы для этого опыты: демонстрационные (горение металлов в кислороде и хлоре, реакции соединения металлов с серой, реакции взаимодействия металлов с водой) и лабораторные (реакции взаимодействия металлов с кислотами и солями).

Наблюдая эксперименты, составляя электронные схемы проведенных реакций, учащиеся легко делают вывод о том, что все эти реакции относятся к окислительно-восстановительным. При этом атомы металлов во всех реакциях отдают свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (во всех своих соединениях металлы проявляют положительную степень окисления). Металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Поведение атомов металлов во всех рассмотренных реакциях может быть выражено схемой:

Вследствие того, что большую часть опытов учащиеся наблюдали ранее, для экономии времени их можно проводить параллельно. Например, при изучении взаимодействия металлов с водой ставят несколько стаканчиков с водой, в которые одновременно вносят металлы различной активности. После выяснения, какие металлы реагируют при обычных условиях, проводят параллельно опыты (взаимодействия магния и цинка с водяным паром и т. д.).

Для лучшего запоминания можно полученные данные оформлять в виде своеобразных опорных схем. Так, результаты наблюдений взаимодействия металлов с водой могут быть представлены следующей опорной схемой:

При рассмотрении взаимодействий металлов с кислотами необходимо обязательно напомнить учащимся особенности азотной кислоты, составить несколько уравнений реакций взаимодействий ее с различными металлами, вспомнить закономерности окислительно-восстановительных реакций, проявляющихся при этом.

Электрохимический ряд напряжений металлов. Уже в процессе изучения химических свойств металлов учащиеся наблюдали неодинаковую восстановительную активность различных металлов и, естественно, у них возникает вопрос, от чего зависит эта активность. Этот вопрос может стать центральной проблемой следующего урока, посвященного изучению электрохимического ряда напряжений металлов. Как правило, учащиеся при ответе на этот вопрос высказывают предположение о строении атома как о главном факторе и о связи восстановительной функции металла с его положением в периодической системе. Учитель может подтвердить это предположение иллюстрацией таблицы ионизационных потенциалов, в которой явно прослеживается периодичность изменения их в периодах.

Однако далее нужно показать, что свойства металлов как простых веществ можно определить и другими признаками. При обычных условиях металлы -- твердые тела, имеющие кристаллическую решетку, прочность которой оказывает влияние на взаимодействие их с другими веществами. Прочность же решетки уже не так явно зависит от положения металлов в периодической системе, как другие свойства. Существенное влияние на это оказывает природа того окислителя, с которым металл взаимодействует. Для иллюстрации можно воспользоваться энергетическими характеристиками (теплоты образования хлоридов, оксидов, фторидов нескольких металлов), что дает возможность показать неодинаковое изменение активности в ряду металлов по отношению к различным окислителям. На реакции в водных растворах оказывает влияние значение энергии гидратации образующихся ионов, которая зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса, следовательно, не является строго периодической функцией заряда ядра элементов.

Из рассмотренных признаков лишь один (энергия ионизации) строго определяется положением элемента в периодической системе. Восстановительная же способность металлов как простых веществ не всегда определяется положением элементов в периодической системе (для примера можно сопоставить медь и цинк, серебро и кадмий и др.). Такое обсуждение проблемы предупреждает абсолютизацию уже известного учащимся ряда активности металлов, убедительно показывает, что этот ряд может быть применен в строго определенных условиях: водные растворы определенной концентрации (1 моль/л), температура 298К, давление (для газов) -- 101,325 кПа (эти условия стандартные).

Программой предусмотрено объяснение ряда активности как электрохимического ряда напряжений. Очевидно, нужно помочь учащимся разобраться в механизме процессов, происходящих при погружении металла в воду или водный раствор соли, кислоты. Можно провести аналогию с уже известным им механизмом диссоциации ионных соединений, показав, что и в этом случае может быть «вытягивание» ионов из кристаллической решетки полярными молекулами воды. Ионы переходят в раствор, гидратируются, а эквивалентное число электронов, оставшихся на пластине металла, обусловливает возникновение электродного потенциала, значение которого зависит от ряда условий. Но при равных, например, стандартных условиях электроны могут служить мерой восстановительной активности металла.

Лучшему пониманию этого вопроса способствует использование знаний учащихся по физике об источниках электрического тока и демонстрация гальванических пар: медно-цинкового и медно-свинцового элементов. Электродвижущая сила этих элементов в стандартных условиях равна соответственно +0,5 и +0,47 В. В процессе демонстрации опытов учащиеся убеждаются в том, что чем более разнятся по восстановительной активности металлы, составляющие гальваническую пару, тем большее напряжение возникает в цепи (отсюда происходит название ряда -- электрохимический ряд напряжений).

При наличии в кабинете набора металлических пластин можно продемонстрировать опыт, описанный в учебнике.

Следует показать ограниченность электрохимического ряда напряжений, чтобы предупредить ошибочное его использование. В частности, учащиеся часто составляют уравнения реакций замещения металлов из растворов солей щелочными металлами. Демонстрация опыта, в ходе которого в стакан с раствором соли менее активного металла помещают кусочки натрия (размером не более горошины), помогает преодолеть ошибку, так как учащиеся ясно видят, что натрий реагирует прежде всего с водой, образуя щелочь, которая с солью дает осадок гидроксида.

В заключение необходимо сделать вывод об изменении в электрохимическом ряду напряжений восстановительной функции металлов (слева направо она убывает) и окислительной функции ионов (возрастает в этом направлении). Дальнейшее развитие понятий об окислении-восстановлении осуществляется при изучении электролиза солей и коррозии металлов и сплавов.

Электролиз солей. Программой предусмотрено ознакомление с двумя случаями электролиза растворимых солей на примере электролиза хлорида меди и иодида калия. Целесообразно предварительно повторить закономерности окислительно-восстановительных реакций, электрохимический ряд напряжений, тогда учащимся; будет понятно, почему в первом случае восстанавливается металл (медь), а во втором -- водород (из нескольких окислителей первым восстанавливается более сильный). Учащиеся уже имеют представления об электролизе, полученные в процессе изучения физики, поэтому задача учителя состоит в углублении этих представлений, в освещении электролиза с позиций теории электролитической диссоциации, закономерностей химических реакций. Поэтому на данном уроке можно применить проблемный подход.

Поставив перед учащимися проблему -- разобраться в сущности процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через растворы солей, учитель предлагает вспомнить, какие ионы образуются в растворах хлорида меди (катионы меди и гидроксония, анионы хлора и гидроксид-анионы) и иодида калия (катионы калия и гидроксония, иодид- и гидроксид-анионы). Затем предлагает обсудить, какие из пар катионов будут восстанавливаться в первую очередь. Учащиеся, опираясь на известные им закономерности (глава V), высказывают предположение о том, что в первом случае должны восстанавливаться ионы меди, во втором -- водорода (гидроксония). Параллельная демонстрация электролиза данных растворов служит хорошим подтверждением высказанной гипотезы. Одновременно в ходе опыта решается вопрос о поведении анионов (опыт как источник познания). После определения продуктов окисления на аноде следует сообщить, что анионы также можно расположить в ряд, аналогичный ряду металлов, по их восстановительной способности:

Анионы, стоящие до гидроксид-аниона, разряжаются в водных растворах; анионы, стоящие после, -- нет, поэтому при электролизе растворов кислородсодержащих солей на аноде разряжаются (окисляются) гидроксид-анионы:

Чтобы у учащихся не сложилось неправильное представление об электролизе солей металлов средней активности, а также для подготовки к восприятию материала о практическом применении электролиза, следует сообщить об особенностях электролиза солей металлов от Zn до РЬ. Демонстрация опыта (электролиз соли цинка) убеждает учащихся, что ионы этих металлов разряжаются на катоде и в присутствии воды. Можно отметить как одну из причин этого -- сложность разрядки ионов гидроксония, вследствие которой восстановление водорода как бы задерживается. На восстановление водорода влияют также материал катода (каталитическая активность металлов по отношению к этому процессу неодинакова), кислотность раствора. Меняя условия, добиваются восстановления многих металлов из растворов, что дает немалый экономический эффект и находит широкое практическое применение (гальваностегия, гальванопластика).

Коррозия металлов и сплавов. При изучении коррозионных процессов прежде всего следует объяснить учащимся сущность коррозии в свете электронных представлений -- окисление металла при воздействии на него окружающей среды (агрессивных газов, растворов). Далее нужно показать огромный вред, наносимый коррозией народному хозяйству (потери металла в мире составляют более 20 млн. т в год, затраты на ремонт испорченной техники в несколько раз превышают ее стоимость), чтобы помочь учащимся представить борьбу с коррозией как важную народнохозяйственную проблему. Для выяснения влияния различных факторов на коррозию заранее (примерно за сутки) ставят опыты. В цилиндры или пробирки с отверстием на дне, опущенные в воду и растворы соли, щелочи, помещают железные или стальные изделия (гвозди, скрепки и др.), создавая различные условия: контакт с водой, с водой и кислородом, с растворами соли, щелочи, контакт с менее активным (медь) и более активным (цинк) металлами.

Опыты чрезвычайно наглядны, обсуждение результатов их приводит учащихся к выводу, что более всего ржавеет металл при одновременном воздействии воды и кислорода, а также в контакте с менее активным металлом, об отрицательном действии хлорид-анионов. Для объяснения полученных данных необходимо привлечь знания об окислительно-восстановительных процессах, о гальванических элементах.

Результаты обсуждения помогают учащимся понять и усвоить способы борьбы с коррозией металлов и сплавов;

1. Создание и применение специальных антикоррозионных сплавов.

2. Изоляция металлов от среды (смазка, лакокрасочные, металлические покрытия, нанесение на поверхность полимерных материалов).

3. Изменение состава окружающей среды (например, сварка в атмосфере инертного газа, применение ингибиторов).

4. Электрохимическая защита (использование протекторов, катодная защита).

Подробно рассмотреть способы защиты металлических материалов от коррозии можно на следующих уроках (доклады учащихся), на факультативных занятиях, на кружке, а также в процессе экскурсии на завод, в колхоз, ремонтные мастерские.

Методика изучения металлов главных подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева. В процессе изучения неметаллов учащиеся накопили опыт характеристики элементов главных подгрупп по их положению в периодической системе. Поэтому естественно при рассмотрении металлов главных подгрупп можно применить проблемный подход, самостоятельную работу учащихся. При этом более рационален дедуктивный путь: начинать с характеристики свойств подгруппы в целом, а затем переходить к свойствам отдельных элементов.

Группу щелочных металлов уже изучали ранее, поэтому уроки, посвященные ей, могут быть проведены методом обобщающей беседы. Знания учащихся можно дополнить сведениями о применении этих металлов и их соединений в народном хозяйстве. Более подробно учитель разбирает главную подгруппу II группы и алюминий.

Характеристику главной подгруппы II группы рассматривают в соответствии с принятым ранее планом. Учащиеся могут также предсказать изменение свойств атомов и простых веществ в подгруппе с возрастанием зарядов атомных ядер, их предположения можно подтвердить демонстрацией свойств магния и кальция (взаимодействие с водой и кислородом воздуха) и их оксидов. Следует сопоставить свойства изучаемой подгруппы со свойствами щелочных металлов. Свойства кальция и его важнейших соединений также известны учащимся, здесь важно рассмотреть их с позиций теории электролитической диссоциации.

Новый и наиболее трудный для учащихся материал о жесткости воды. Основным методом его изучения должно быть объяснение с элементами беседы и с применением химического эксперимента. Источником познания может быть опыт, имитирующий природный процесс образования жесткой воды (с карбонатной жесткостью). Это опыт получения карбоната кальция и последующего его растворения в избытке оксида углерода (IV) с образованием гидрокарбоната:

В результате обсуждения возникает известное противоречие между предсказанной восстановительной активностью и наблюдаемой пассивностью алюминия. Противоречие это разрешается на основе опыта бурного взаимодействия амальгамированного алюминия с кислородом воздуха, водой и растворами щелочей.

Особо следует отметить отношение алюминия к концентрированной азотной кислоте. На примере взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) учащиеся знакомятся с алюминотермией. При обсуждении опыта надо подчеркнуть, что на реакции этого типа оказывает влияние не взаимное расположение металлов в электрохимическом ряду напряжений, а теплота образования соответствующих оксидов. Алюминий может восстановить не только железо, хром, но и барий, калий, рубидий. В заключение можно порекомендовать учащимся составить таблицу, в которой были бы показаны области применения алюминия и его сплавов в соответствии со свойствами.

В процессе изучения соединений алюминия развиваются понятия об амфотерности, о гидролизе солей. Реакции, подтверждающие амфотерность оксида и гидроксида алюминия, должны быть рассмотрены с позиций теории электролитической диссоциации. Гидроксид алюминия в воде практически нерастворим и, следовательно, диссоциации не подвергается, но при химических реакциях может отщеплять как гидроксид-анионы (в кислой среде),так и ионы водорода (в щелочной среде). Такое поведение гидроксида объясняется легко, если вспомнить изменение свойств гидроксидов в периоде с возрастанием заряда иона металла. Для наглядности поведение гидроксида алюминия можно представить схемой:

Литература

1. Александров Ю.Н. Подготовка и проведение экскурсии. М., Педагогика, 1974.

2. Ахметов Н.С, Кузнецова Л.М. Неорганическая химия. Пробный учебник для 7 класса. М., Просвещение, 1983.

3. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. Пробный учебник для 8 класса. М., Просвещение, 1984.

4. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. Пробный учебник для 9 класса. М., Просвещение, 1985.

5. Бабанский Ю.К. Оптимизация процесса обучения. М., Педагогика, 1977.

6. Бутлеров А.М. Введение к полному изучению органической химии. М., Изд-во АН СССР, 1953.

7. Верховский В.Н., Смирнов А.Д. Техника химического эксперимента. Т. I, И. М., Просвещение, 1973, 1975.

8. Вечерняя школа. /Под ред. проф. Даринского А.В. М., Просвещение, 1978.

9. Вопросы профессиональной направленности преподавания общеобразовательных предметов в средних профтехучилищах. М., Высшая школа, 1977.

10. Воскресенский П.И., Неймарк А.М. Основы химического анализа. Пособие для учащихся. М., Просвещение, 1971.

11. Вяэовкин В.С. Материалистическая философия и химия. М., Мысль, 1980.

12. Выбор методов обучения в средней школе. Под ред. Ю.К. Бабанского. М., Просвещение, 1981.

13. Гузик Н. П. Учить учиться. М., Педагогика, 1981.

14. Гуторов Г.С, Гаркунов В.П., Бадуева П.М. Методические рекомендации по преподаванию химии в средних ПТУ. М., Высшая школа, 1978.

15. Дидактика средней школы. Под ред. М.А. Данилова и М.Н. Скаткина. М., Просвещение, 1975..

16. Додонов Ю.В. К методике проведения занятий по новому факультативному курсу химии. Органическая химия в X классе. Химия в школе 1980, № 5.

17. Дьякович С.В., Князева Р. Н. Профориентация учащихся при обучении химии. М., Просвещение, 1982.

18. Евсеева И.И., Сударкина А.А. Практикум по агрохимии. М., Просвещение.

19. 3орина Л.Я- Дидактические основы формирования системности знаний старшеклассников. М., Педагогика, 1978.

20. 3уева М.В. Развитие учащихся при обучении химии. М., Просвещение, 1978.

21. Иванова Р.Г., Черкасова А.М. Изучение химии в 7--8 классах. М., Просвещение, 1982.

22. Иванова Р.Г., Осокина Г.Н. Изучение химии в 9--10 классах. М., Просвещение, 1983.

23. Кириллова Г. Д. Теория и практика урока в условиях развивающего обучения. М., Просвещение, 1980.

24. Кирюшин Д.М., Полосин В.С. и др. Методика обучения неорганической химии в вечерней школе. Пособие для учителей. М., Просвещение, 1975.

25. Князева Р.Н., Сударкина А.А. Особенности преподавания химии в сельской школе и подготовка учащихся к труду в сельскохозяйственном производстве. Сб. «Проблемы методики преподавания химии в средней школе». М., Педагогика, 1973.

26. Копнин П.В. Диалектика как логика и теория познания. Наука, М., 1973.

27. Кружки по химии в школе. Сост. А.X. Гусакова, А. А. Лазаренко, М., Просвещение, 1978.

28. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. М., Высшая школа, 1979.

29. Кузнецова Н.Е., Самородницкая Ж- Л. Система проф-ориентационной работы по химии в средней школе. Л., 1976.

30. Махмутов М.И. Организация проблемного обучения в школе. М., Просвещение, 1977.

31. Программа средней школы. Химия. М., Просвещение, 1981.

32. Программы факультативных курсов для восьмилетних и средних школ. М., Просвещение, 1975.

33. Программы факультативных курсов по химии. Химия в школе., 1980. № 4.

34. Психологические основы формирования личности в педагогическом процессе. М., Педагогика, 1981.