Printre numeroasele clasificări ale tipurilor de reacții, de exemplu, cele care sunt determinate de efectul termic (exoterm și endoterm), de modificarea stărilor de oxidare a substanțelor (redox), de numărul de componente implicate în acestea (descompunere, compuși) și așa mai departe, sunt considerate reacții care au loc în două direcții reciproce, altfel numite reversibil ... O alternativă la reacțiile reversibile sunt reacțiile ireversibil, în procesul căruia se formează produsul final (sediment, substanță gazoasă, apă). Aceste reacții includ următoarele:
Reacții de schimb între soluțiile de sare, în timpul cărora se formează fie un precipitat insolubil - CaCO3:
Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)
sau o substanță gazoasă - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 PO 4 → 2K 3 PO 4 + 3 CO 2 + 3H 2 O (2)
sau se obține o substanță disociabilă - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2O(3)
Dacă luăm în considerare o reacție reversibilă, atunci aceasta se desfășoară nu numai în direcția înainte (în reacțiile 1,2,3 de la stânga la dreapta), ci și în direcția opusă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din substanțe gazoase - hidrogen și azot:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Prin urmare, o reacție chimică se numește reversibilă dacă se desfășoară nu numai în față (→), ci și în direcția opusă (←) și este notat cu simbolul (↔).
Principala caracteristică a acestui tip de reacție este că produsele de reacție sunt formate din substanțele inițiale, dar în același timp, reactivii inițiali sunt formați din aceleași produse. Dacă luăm în considerare reacția (4), atunci într-o unitate relativă de timp, simultan cu formarea a doi moli de amoniac, descompunerea lor va avea loc cu formarea a trei moli de hidrogen și un mol de azot. Să desemnăm viteza reacției directe (4) prin simbolul V 1, atunci expresia acestei viteze va lua forma:
V 1 \u003d kˑ [Н 2] 3 ˑ, (5)
unde valoarea "k" este definită ca constantă de viteză a reacției date, valorile [H 2] 3 și corespund concentrațiilor substanțelor de pornire, crescute la puterea corespunzătoare coeficienților din ecuația reacției. În conformitate cu principiul reversibilității, viteza de reacție va lua expresia:
V 2 \u003d kˑ 2 (6)
În momentul inițial al timpului, viteza reacției directe ia cea mai mare valoare. Dar treptat concentrațiile reactivilor de pornire scad și viteza de reacție încetinește. În același timp, viteza feedback-ului începe să crească. Când viteza reacțiilor înainte și inversă devine aceeași (V 1 \u003d V 2), starea de echilibru , la care nu mai există o modificare a concentrațiilor atât ale reactivilor inițiali, cât și ai reactivilor rezultați.
Trebuie remarcat faptul că unele reacții ireversibile nu ar trebui luate la propriu. Iată un exemplu de reacție cea mai frecvent citată a interacțiunii unui metal cu un acid, în special zincul cu acidul clorhidric:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
De fapt, zincul, dizolvându-se în acid, formează o sare: clorură de zinc și hidrogen gazos, dar după un timp viteza reacției directe încetinește pe măsură ce concentrația de sare din soluție crește. Când reacția se oprește practic, în soluție, împreună cu clorura de zinc, va fi prezentă o anumită cantitate de acid clorhidric, prin urmare, reacția (7) trebuie prezentată sub următoarea formă:
2Zn + 2HCl \u003d 2ZnНCl + H 2 (8)
Sau în cazul formării unui precipitat insolubil obținut prin fuzionarea soluțiilor de Na2S04 și BaCl2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
sare precipitată BaSO 4, deși într-o mică măsură, se va disocia în ioni:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Prin urmare, conceptul de reacții ireversibile și ireversibile este relativ. Dar cu toate acestea, atât în \u200b\u200bnatură, cât și în activitatea practică a oamenilor, aceste reacții sunt de o mare importanță. De exemplu, procesele de ardere a hidrocarburilor sau a substanțelor organice mai complexe, cum ar fi alcoolul:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)
sunt procese absolut ireversibile. Ar fi considerat un vis fericit al umanității dacă reacțiile (11) și (12) ar fi reversibile! Apoi, ar fi posibil să sintetizăm din nou gaz, benzină și alcool din CO 2 și H 2 O! Pe de altă parte, reacțiile reversibile precum (4) sau oxidarea dioxidului de sulf:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
sunt principalele în producția de săruri de amoniu, acid azotic, acid sulfuric și altele, atât compuși anorganici, cât și organici. Dar aceste reacții sunt reversibile! Și pentru a obține produsele finale: NH 3 sau SO 3, este necesar să se utilizeze metode tehnologice precum: schimbarea concentrației reactivilor, schimbarea presiunii, creșterea sau scăderea temperaturii. Dar acesta va fi deja subiectul următorului subiect: „Schimbarea echilibrului chimic”.
site-ul, cu copierea completă sau parțială a materialului, este necesar un link către sursă.
Printre numeroasele clasificări ale tipurilor de reacții, de exemplu, cele care sunt determinate de efectul termic (exoterm și endoterm), de modificarea stărilor de oxidare a substanțelor (redox), de numărul de componente implicate în acestea (descompunere, compuși) și așa mai departe, sunt considerate reacții care au loc în două direcții reciproce, altfel numite reversibil ... O alternativă la reacțiile reversibile sunt reacțiile ireversibil, în procesul căruia se formează produsul final (sediment, substanță gazoasă, apă). Aceste reacții includ următoarele:
Reacții de schimb între soluțiile de sare, în timpul cărora se formează fie un precipitat insolubil - CaCO3:
Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)
sau o substanță gazoasă - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 PO 4 → 2K 3 PO 4 + 3 CO 2 + 3H 2 O (2)
sau se obține o substanță disociabilă - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2O(3)
Dacă luăm în considerare o reacție reversibilă, atunci aceasta se desfășoară nu numai în direcția înainte (în reacțiile 1,2,3 de la stânga la dreapta), ci și în direcția opusă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din substanțe gazoase - hidrogen și azot:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Prin urmare, o reacție chimică se numește reversibilă dacă se desfășoară nu numai în față (→), ci și în direcția opusă (←) și este notat cu simbolul (↔).
Principala caracteristică a acestui tip de reacție este că produsele de reacție sunt formate din substanțele inițiale, dar în același timp, reactivii inițiali sunt formați din aceleași produse. Dacă luăm în considerare reacția (4), atunci într-o unitate relativă de timp, simultan cu formarea a doi moli de amoniac, descompunerea lor va avea loc cu formarea a trei moli de hidrogen și un mol de azot. Să desemnăm viteza reacției directe (4) prin simbolul V 1, atunci expresia acestei viteze va lua forma:
V 1 \u003d kˑ [Н 2] 3 ˑ, (5)
unde valoarea "k" este definită ca constantă de viteză a reacției date, valorile [H 2] 3 și corespund concentrațiilor substanțelor de pornire, crescute la puterea corespunzătoare coeficienților din ecuația reacției. În conformitate cu principiul reversibilității, viteza de reacție va lua expresia:
V 2 \u003d kˑ 2 (6)
În momentul inițial al timpului, viteza reacției directe ia cea mai mare valoare. Dar treptat concentrațiile reactivilor de pornire scad și viteza de reacție încetinește. În același timp, viteza feedback-ului începe să crească. Când viteza reacțiilor înainte și inversă devine aceeași (V 1 \u003d V 2), starea de echilibru , la care nu mai există o modificare a concentrațiilor atât ale reactivilor inițiali, cât și ai reactivilor rezultați.
Trebuie remarcat faptul că unele reacții ireversibile nu ar trebui luate la propriu. Iată un exemplu de reacție cea mai frecvent citată a interacțiunii unui metal cu un acid, în special zincul cu acidul clorhidric:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
De fapt, zincul, dizolvându-se în acid, formează o sare: clorură de zinc și hidrogen gazos, dar după un timp viteza reacției directe încetinește pe măsură ce concentrația de sare din soluție crește. Când reacția se oprește practic, în soluție, împreună cu clorura de zinc, va fi prezentă o anumită cantitate de acid clorhidric, prin urmare, reacția (7) trebuie prezentată sub următoarea formă:
2Zn + 2HCl \u003d 2ZnНCl + H 2 (8)
Sau în cazul formării unui precipitat insolubil obținut prin fuzionarea soluțiilor de Na2S04 și BaCl2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
sare precipitată BaSO 4, deși într-o mică măsură, se va disocia în ioni:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Prin urmare, conceptul de reacții ireversibile și ireversibile este relativ. Dar cu toate acestea, atât în \u200b\u200bnatură, cât și în activitatea practică a oamenilor, aceste reacții sunt de o mare importanță. De exemplu, procesele de ardere a hidrocarburilor sau a substanțelor organice mai complexe, cum ar fi alcoolul:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)
sunt procese absolut ireversibile. Ar fi considerat un vis fericit al umanității dacă reacțiile (11) și (12) ar fi reversibile! Apoi, ar fi posibil să sintetizăm din nou gaz, benzină și alcool din CO 2 și H 2 O! Pe de altă parte, reacțiile reversibile precum (4) sau oxidarea dioxidului de sulf:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
sunt principalele în producția de săruri de amoniu, acid azotic, acid sulfuric și altele, atât compuși anorganici, cât și organici. Dar aceste reacții sunt reversibile! Și pentru a obține produsele finale: NH 3 sau SO 3, este necesar să se utilizeze metode tehnologice precum: schimbarea concentrației reactivilor, schimbarea presiunii, creșterea sau scăderea temperaturii. Dar acesta va fi deja subiectul următorului subiect: „Schimbarea echilibrului chimic”.
site-ul blogului, cu copierea completă sau parțială a materialului, este necesar un link către sursă.
Foarte des, reacțiile chimice au loc astfel încât reactanții primari să fie transformați complet în produse de reacție. De exemplu, dacă puneți o granulă de zinc în acid clorhidric, atunci cu o anumită cantitate (suficientă) de acid, reacția va continua până când zincul se dizolvă complet conform ecuației: 2HCL + ZN \u003d ZnCl 2 + H 2.
Dacă această reacție se desfășoară în direcția opusă, cu alte cuvinte - pentru a trece hidrogenul printr-o soluție de clorură de zinc, atunci se formează zinc metalic - această reacție nu poate continua în direcția opusă, prin urmare este ireversibilă.
O reacție chimică, în urma căreia substanțele primare sunt aproape complet transformate în produse finale, se numește ireversibilă.
Atât reacțiile eterogene, cât și cele omogene sunt legate de astfel de reacții. De exemplu, reacțiile de ardere a substanțelor simple - metan CH4, disulfură de carbon CS2. După cum știm deja, reacțiile de ardere sunt reacții exoterme. În majoritatea cazurilor, reacțiile exoterme includ reacții compuse, de exemplu, reacția varului care se stinge: CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (căldura este eliberată).
Ar fi logic să presupunem că reacțiile inverse aparțin reacțiilor endotermice, adică reacție de descompunere. De exemplu, reacția arderii calcarului: CaCo 3 \u003d CaO + CO 2 - Q (căldura este absorbită).
Trebuie amintit că numărul reacțiilor ireversibile nu este atât de mare.
Reacțiile omogene (între soluțiile de substanțe) sunt ireversibile dacă au loc cu formarea unui produs gazos insolubil sau a apei. Această regulă se numește „regula lui Berthollet”. Să facem un experiment. Luați trei eprubete și turnați 2 ml soluție de acid clorhidric în ele. Adăugați 1 ml dintr-o soluție alcalină de zmeură colorată cu fenolftaleină în primul vas, aceasta va pierde culoarea ca urmare a reacției: HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O.
Adăugați 1 ml soluție de carbonat de sodiu în a doua eprubetă - vom vedea o reacție violentă de fierbere, care este cauzată de eliberarea de dioxid de carbon: Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Adăugați câteva picături de azotat de argint în a treia eprubetă și vedeți cum s-a format în el un precipitat albicios de clorură de argint: HCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + HNO 3.
Majoritatea reacțiilor sunt reversibile. Nu există foarte multe reacții ireversibile.
Reacțiile chimice care pot avea loc simultan în două direcții opuse - înainte și înapoi - se numesc reversibile.
Se toarnă 3 ml de apă într-o eprubetă și se adaugă câteva bucăți de turnesol, iar apoi începem să trecem prin ea cu ajutorul unui tub de evacuare a gazului dioxid de carbon care iese dintr-un alt vas, care se formează datorită interacțiunii marmurei și acid clorhidric. După un timp, vom vedea cum tornasul mov devine roșu, ceea ce indică prezența acidului. Am obținut un acid carbonic fragil, care s-a format prin legătura dintre dioxidul de carbon și apă: CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3.
Să lăsăm această soluție în trepied. După un timp, vom observa că soluția a devenit din nou mov. Acidul s-a descompus în componentele sale originale: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2.
Acest proces va avea loc mult mai repede dacă încălzim soluția de acid carbonic. Astfel, am aflat că reacția de obținere a acidului carbonic poate continua atât în \u200b\u200bdirecția inversă, cât și în direcția opusă, ceea ce înseamnă că este reversibil. Reversibilitatea reacției este indicată în scrisoare de două săgeți direcționate opus: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.
Dintre reacțiile reversibile care stau la baza producerii unor produse chimice importante, să dăm ca exemplu reacția pentru sinteza oxidului de sulf (VI) din oxidul de sulf (IV) și oxigen: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
site-ul, cu copierea completă sau parțială a materialului, este necesar un link către sursă.
Reacții reversibile - reacții chimice, în aceste condiții, care se desfășoară simultan în două direcții opuse (înainte și înapoi), lucrurile originale nu sunt complet transformate în produse. de exemplu: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Direcția reacțiilor reversibile depinde de concentrațiile substanțelor care participă la reacție. La finalizarea reacției reversibile, adică la atingere echilibru chimic, sistemul conține atât materiile prime cât și produsele de reacție.
O reacție reversibilă simplă (într-o etapă) constă din două reacții elementare care apar simultan, care diferă între ele numai în direcția transformării chimice. Direcția reacției finale accesibile observației directe este determinată de care dintre aceste reacții reciproce are cea mai mare viteză. De exemplu, o reacție simplă
N2O4 ⇆ 2NO2
constă din reacții elementare
N2O 4 ⇆ 2NO 2 și 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Pentru reversibilitatea unei reacții complexe (cu mai multe etape), este necesar ca toate etapele sale constitutive să fie reversibile.
Pentru reacții reversibileecuația este de obicei scrisă astfel: A + B AB.
Două săgeți direcționate opus indică faptul că în aceleași condiții, atât reacțiile directe cât și cele inversă apar simultan
Ireversibilse numesc astfel de procese chimice, ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele cu formarea substanțelor inițiale. Din punctul de vedere. Termodinamica - lucrurile inițiale sunt complet transformate în produse. Exemple de reacții ireversibile sunt descompunerea sării de dantelă la încălzirea 2KSlO3\u003e 2KSl + 302,
Astfel de reacții sunt numite ireversibile, în cursul cărora:
1) produsele rezultate părăsesc sfera de reacție - precipită, sunt eliberate sub formă de gaz, de exemplu, BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) se formează un compus slab disociat, de exemplu apă: HCI + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) reacția este însoțită de o eliberare mare de energie, de exemplu, arderea magneziului
Mg + 1/2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Echilibrul chimic este o stare a unui sistem de reacție în care ratele reacțiilor înainte și invers sunt egale.
Concentrația de echilibru a substanțelor Este concentrația substanțelor din amestecul de reacție într-o stare de echilibru chimic. Concentrația de echilibru este indicată de formula chimică a substanței, între paranteze drepte.
De exemplu, următoarea intrare indică faptul că concentrația de echilibru a hidrogenului în sistemul de echilibru este de 1 mol / L.
Echilibru chimic diferă de conceptul obișnuit pentru noi de „echilibru”. Echilibrul chimic este dinamic. Într-un sistem într-o stare de echilibru chimic, au loc atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt egale și, prin urmare, concentrațiile substanțelor implicate nu se modifică. Echilibrul chimic se caracterizează printr-o constantă de echilibru egală cu raportul dintre constantele de viteză ale reacțiilor înainte și inversă.
Constantele de viteză ale reacțiilor directe și inversă sunt ratele unei reacții date la concentrațiile substanțelor inițiale pentru fiecare dintre ele în unități egale. De asemenea, constanta de echilibru este egală cu raportul dintre concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție directă în puteri ale coeficienților stoichiometrici și produsul concentrațiilor de echilibru ale reactanților.
H2 + I2 \u003d 2HI
În cazul în care un 
, atunci există mai multe substanțe inițiale în sistem. În cazul în care un 
, atunci există mai mulți produse de reacție în sistem. Dacă constanta de echilibru este semnificativ mai mare de 1, această reacție se numește ireversibilă.
Poziția echilibrului chimic depinde de următorii parametri de reacție: temperatura, presiunea și concentrația substanțelor. Influența pe care acești factori o au asupra unei reacții chimice se supune unui model care a fost exprimat în general în 1884 de către fizicianul francez Le Chatelier și confirmat în același an de către fizicianul olandez Van't Hoff. Formularea modernă a principiului lui Le Chatelier este după cum urmează : dacă sistemul se află într-o stare de echilibru, atunci orice efect care se exprimă printr-o schimbare a unuia dintre factorii care determină echilibrul determină o modificare a acestuia care tinde să slăbească acest efect.
În principiul lui Le Chatelier, vorbim despre o schimbare a stării de echilibru chimic dinamic, acest principiu este numit și principiul echilibrului mobil sau principiul deplasării echilibrului.
Să luăm în considerare utilizarea acestui principiu pentru diferite cazuri:
Influența temperaturii. Când temperatura se schimbă, schimbarea echilibrului chimic este determinată de semnul efectului termic al reacției chimice. În cazul unei reacții endoterme, adică a unei reacții care are loc prin absorbția căldurii, o creștere a temperaturii favorizează apariția acesteia, deoarece temperatura scade în timpul reacției. Ca rezultat, echilibrul se deplasează spre dreapta, concentrația produselor crește și randamentul lor crește. Dacă temperatura scade, atunci se observă imaginea opusă: echilibrul se deplasează spre stânga (în direcția reacției inverse care procedează cu eliberarea căldurii), concentrația și randamentul produselor scad.
Pentru o reacție exotermă, dimpotrivă, o creștere a temperaturii duce la o schimbare a echilibrului spre stânga, iar o scădere a temperaturii duce la o schimbare a echilibrului spre dreapta.
Modificările concentrației de produse și reactivi sunt asociate cu faptul că atunci când temperatura se schimbă, constanta de echilibru a reacției se schimbă. O creștere a constantei de echilibru duce la o creștere a randamentului produselor, o scădere - la o scădere.
De exemplu, o creștere a temperaturii în cazul unei descompuneri endoterme a carbonatului de calciu CaCO3 (t) Û CaO (t) + CO2 (g) - Q determină o deplasare a echilibrului spre dreapta și, în cazul unei reacții exoterme de descompunere a monoxidului de azot în substanțe simple
2NO Û N 2 + O 2 + Q o creștere a temperaturii deplasează echilibrul spre stânga, adică favorizează formarea NO.
Influența presiunii. Presiunea are un efect vizibil asupra stării de echilibru chimic numai în cazurile în care cel puțin unul dintre participanții la reacția chimică este un gaz. O creștere a presiunii în astfel de sisteme este însoțită de o scădere a volumului și o creștere a concentrației tuturor participanților gazoși la reacție.
Dacă în cursul unei reacții directe cantitatea de substanțe gazoase crește, atunci o creștere a presiunii duce la o deplasare a echilibrului spre stânga (cantitatea de gaze scade cu o reacție inversă). Dacă cantitatea de substanțe gazoase scade în timpul reacției, echilibrul se deplasează spre dreapta odată cu creșterea presiunii. Dacă cantitățile de reactivi gazoși și produse sunt egale una cu cealaltă, o modificare a presiunii nu duce la o schimbare a echilibrului chimic.
Trebuie remarcat faptul că o modificare a presiunii nu are niciun efect asupra constantei de echilibru.
Efectul concentrării.Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a concentrației unuia dintre participanții la reacție ar trebui să ducă la consumul acesteia. Astfel, dacă un reactiv este adăugat la sistem la V \u003d const, echilibrul se va deplasa la dreapta, iar dacă produsul de reacție - la stânga. Eliminarea uneia sau altei substanțe din sistem (scăderea concentrației sale) are efectul opus.
Toate cele de mai sus se aplică atât soluțiilor lichide, cât și celor gazoase (amestecuri de gaze)
\u003e\u003e Chimie: Reacții reversibile și ireversibile
CO2 + H2O \u003d H2CO3
Lăsați soluția acidă rezultată în suport. După un timp, vom vedea că soluția devine din nou violet, deoarece acidul s-a descompus în substanțele originale.
Acest proces poate fi realizat mult mai rapid dacă se folosește o treime din soluția de acid carbonic. În consecință, reacția pentru producerea acidului carbonic se desfășoară atât în \u200b\u200bdirecția înainte, cât și în direcția opusă, adică este reversibilă. Reversibilitatea reacției este indicată de două săgeți direcționate opus:
Dintre reacțiile reversibile care stau la baza preparării celor mai importante produse chimice, să numim, ca exemplu, reacția de sinteză (compus) a oxidului de sulf (VI) din oxidul de sulf (IV) și oxigen.
1. Reacții reversibile și ireversibile.
2. Regula lui Berthollet.
Scrieți ecuațiile reacțiilor de ardere, care au fost menționate în textul paragrafului, făcând diferența că, ca urmare a acestor reacții, se formează oxizi ai acelor elemente din care sunt construiți substanțele inițiale.
Oferiți caracteristicile ultimelor trei reacții efectuate la sfârșitul paragrafului, conform planului: a) natura și numărul de reactivi și produse; b) starea de agregare; c) direcție: d) prezența unui catalizator; e) eliberarea sau absorbția căldurii
Ce inexactitate este permisă la intrarea ecuației pentru reacția de ardere a calcarului propusă în textul paragrafului?
Cât de adevărată este afirmația că reacțiile compuse vor fi, de regulă, reacții exoterme? Justificați-vă punctul de vedere folosind faptele date în textul manualului.
Conținutul lecției schița lecției suport cadru prezentare lecție metode accelerative tehnologii interactive Practică sarcini și exerciții ateliere de auto-testare, instruiri, cazuri, căutări teme discuții întrebări retorice de la elevi Ilustrații audio, clipuri video și multimedia fotografii, imagini, diagrame, tabele, scheme umor, anecdote, distracție, pilde de benzi desenate, zicători, cuvinte încrucișate, citate Suplimente rezumate articole jetoane pentru fișele de trucuri curioase manuale de bază vocabularul de bază și suplimentar al termenilor altele Îmbunătățirea manualelor și a lecțiilor remedieri de erori în tutorial actualizarea unui fragment din manual elemente de inovație în lecția înlocuirea cunoștințelor învechite cu noi Numai pentru profesori lecții perfecte plan calendaristic pentru anul recomandări metodologice ale programului de discuții Lecții integrate
