優秀作文|化學反應原理學期教學計劃(匯總18篇)

化學反應原理學期教學計劃(匯總18篇)。

[1] 化學反應原理學期教學計劃

教學目標

知識目標

使學生了解化學反應中的能量變化，理解放熱反應和吸熱反應；

介紹燃料充分燃燒的條件，培養學生節約能源和保護環境意識；

通過學習和查閱資料，使學生了解我國及世界能源儲備和開發；

通過布置研究性課題，進一步認識化學與生產、科學研究及生活的緊密聯系，化學教案－化學反應中的能量變化。

能力目標

通過對化學反應中的能量變化的學習，培養學生綜合運用知識發現問題及解決問題的能力，提高自學能力和創新能力。

情感目標

在人類對能源的需求量越來越大的現在，開發利用新能源具有重要的意義，借此培養學生學會知識的遷移、擴展是很難得的。注意科學開發與保護環境的關系。

教學建議

教材分析

本節是第一章第三節《化學反應中的能量變化》。可以講是高中化學理論聯系實際的開篇，它起著連接初高中化學的紐帶作用。本節教學介紹的理論主要用于聯系實際，分別從氧化還原反應、離子反應和能量變化等不同反應類型、不同反應過程及實質加以聯系和理解，使學生在感性認識中對知識深化和總結，同時提高自身的綜合能力。

教法建議

以探究學習為主。教師是組織者、學習上的服務者、探究學習的引導者和問題的提出者。建議教材安排的兩個演示實驗改為課上的分組實驗，內容不多，準備方便。這樣做既能充分體現以學生為主體和調動學生探究學習的積極性，又能培養學生的實際操作技能。教師不能用化學課件代替化學實驗，學生親身實驗所得實驗現象最具說服力。教學思路：影像遠古人用火引入課題→化學反應中的能量變化→學生實驗驗證和探討理論依據→確定吸熱反應和放熱反應的概念→討論燃料充分燃燒的條件和保護環境→能源的展望和人類的進步→布置研究學習和自學內容。

教學設計方案

課題：化學反應中的能量變化

教學重點：化學反應中的能量變化，吸熱反應和放熱反應。

教學難點：化學反應中的能量變化的觀點的建立。能量的“儲存”和“釋放”。

教學過程：

[引入新課] 影像：《遠古人用火》01/07

[過渡]北京猿人遺址中發現用火后的炭層，表明人類使用能源的歷史已非常久遠。

[板書] 化學反應中的能量變化

一、化學反應中的能量變化

[過渡] 化學反應中能量是怎樣變化的？

[學生分組實驗]請學生注意①操作方法；②仔細觀察實驗現象；③總結實驗結論；④寫出化學方程式。

（1）反應產生大量氣泡，同時試管溫度升高，說明反應過程中有熱量放出。化學反應方程式：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

（2）混合攪拌后，玻璃片和小燒杯粘在一起，說明該反應吸收了大量的熱，使水溫降低結成冰，化學教案《化學教案－化學反應中的能量變化》?；瘜W反應方程式：Ba(OH)28H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

[結論]

放熱反應：化學上把有能量放出的化學反應叫做放熱反應。

如 CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)

吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應叫做吸熱反應。

如 C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)

[討論] 現代人怎樣利用化學反應？

結論：現代人利用化學反應主要是①利用化學反應中釋放出的能量；②利用化學反應制取或合成新物質。

[板書]二、燃料燃燒的條件和環境保護

[學生分組討論]（1）燃料充分燃燒條件？（2）大量使用化石燃料的缺點？

[結論]

（1）使燃料充分燃燒需要考慮兩點：①燃燒時要有足夠多的空氣；②燃料與空氣要有足夠大的接觸面。

空氣不足：①浪費資源；②產生大量一氧化碳污染空氣，危害人體健康。

空氣過量：過量空氣會帶走部分熱量，浪費能源。

增大接觸面：改變燃料的狀態。如固體燃料粉碎、將液體燃料以霧狀噴出、固體燃料液化等。

（2）大量使用化石燃料：①能引起溫室效應；②會造成化石燃料蘊藏量的枯竭；③煤燃燒排放二氧化硫，導致酸雨；④煤燃燒會產生大量的煙塵。

[板書]三、現代能源結構和新能源展望

[討論] 現代人怎樣利用化學反應中釋放出的能量？

結論：人類所需要能量，絕大部分是通過化學反應產生。主要是煤、石油和天然氣等化石燃料或它們的制品燃燒所產生的。

[講述]現代能源結構。

1999年我國化石燃料和水電能源的消耗結構:

能源

煤

石油

天然氣

水電

比例

76.2%

16.6%

2.1%

5.1%

[講述]我國化石燃料與世界主要國家或地區對比。

石油儲量/1×1010t

天然氣儲量/1×1010m3

煤炭/1×1010t

北美

5.6

8.4

262.9

西歐

3.4

6.1

99.3

日本

1.0

前蘇聯

8.3

42.5

241.0

中東

54

24.2

中國

2.4

0.8

99.0

[討論]我國能源結構的缺點和新能源展望（環保、防止能源危機）。學生發表自己的想法。

[結論]得出以下結構。

[閱讀]能源與人類進步。

請學生閱讀教材22——23頁。

[本節課的總結和評價]——根據實際完成的情況和教學效果而定。

[尾聲]《太陽能》05/34

教學手段：

設計思想：教師應從課堂的知識傳輸者和灌輸者，變為組織者、學習上的服務者、探究學習的引導者和問題的提出者。

[2] 化學反應原理學期教學計劃

專題2化學反應速率和化學平衡 第一單元化學反應速率

1．化學反應速率的表示方法

1.C2.（1）A（2）C（3）B3.C4.D5.C6.單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增大mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1 7.0.1mol·L-1·min-10.2mol·L-1·min-10.3mol·L-1·min-1A+2B3C 8.D9.A10.（1）A、BC（2）3mol·L-1·min-12mol·L-1·min-13mol·L-1·min-1（3）3A+2B3C 2.影響化學反應速率的因素

（一）1.C2.A3.A4.C5.C6.（1）增大增大H2的濃度，反應速率增大（2）不變容器容積不變，H2、I2和HI的濃度都不變（3）減小容器容積增大，H2、I2和HI的濃度均減小7.A8.B9.C10.（1）025mol·L-1·min-1（2）025mol·L-1·min-1（3）前2min比較快。因為前2min內溶液中的H+濃度比后4min內溶液中的H+濃度大 3.影響化學反應速率的因素

（二）1.D2.C3.B4.D5.C6.D7.增大減小增大增大增大

8.A使用催化劑能增大反應速率，而汽車排氣管的壓強無法改變，溫度也已經很高9.A10.B 第二單元化學反應的方向和限度 1.化學反應的方向

1.D2.B3.C4.C5.C6.（1）吸熱，體系混亂度增大（2）放熱，體系混亂度減?。?）放熱，體系混亂度增大7.前者是熵減小的反應，而后者是熵增大的反應8.B 9.D10.A 2.判斷化學反應方向的依據 1.C2.C3.D4.A5.C6.B7.D8.B9.略 3.化學平衡狀態

1.A2.C3.D4.D5.A6.D7.A8.正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發生變化9.可逆反應都有一定的限度，1molN2和3molH2混合反應時，生成的NH3總是少于2mol，因此放出的熱量總是小于924kJ10.C11.A 4.化學平衡常數

1.D2.C3.A4.C5.B6.（1）K=c2(CO)c(CO2)(2)K=c2(HI)c(H2)·c(I2)(3)K=c(CO2)c(CO)7.C8.C9.K=7.32×10-3，N2:5mol·L-1，H2:15mol·L-1 第三單元化學平衡的移動 1.濃度變化對化學平衡的影響 2.壓強變化對化學平衡的影響

1.D2.C3.C4.C5.（1）m+n＜p（2）固或液（3）逆反應方向6.A 7.D8.A9.加水稀釋加入AgNO3溶液

3.溫度變化對化學平衡的影響

1.B2.B3.B4.B5.B6.A7.（1）加深（2）逆反應方向

8.增大正反應方向減小正反應方向增大不移動減小正反應方向增大逆反應方向減小正反應方向增大不移動9.C10.(1)放(2)＜ 4.化學平衡移動原理的應用

1.C2.B3.（1）B（2）C（3）D4.B5.A6.升高溫度增大SO2或O2濃度，同時減小SO3濃度7.（1）能。增大反應物濃度，減小生成物濃度，均能使化學平衡向正反應方向移動（2）不能。催化劑只能縮短達到平衡所需的時間，不影響化學平衡（3）能。增大壓強能使合成氨反應平衡正向移動（4）不能。溫度升高不利于合成氨反應平衡正向移動8.C 9.（1）a（2）吸（3）b 專題2檢測題

1.B2.D3.C4.D5.C6.D7.C8.B9.A10.B 11.B12.A13.C14.C15.B16.2mol·L-1·min-11mol·L-1·min-1 2mol·L-117.（1）①8②-196③008④22895%（2）＞

18.（1）0.05mol·L-1（2）③⑤④19.（1）0002（2）K=c2(NO2)c(N2O4)（3）吸熱（4）略20.(1)固體反應物的表面積表面積越大1和2（或4和5）（2）1、3、4、6、8（或2和5）（3）反應溫度6和7,8和9（4）可能是硫酸過量，金屬全部反應，放出的熱量相等，所以使等體積溶液的溫度升高值相近21.30% 專題3溶液中的離子反應

第一單元弱電解質的電離平衡

1.強電解質和弱電解質

1.A2.D3.B4.B5.B6.B7.B8.C9.A10.②①③ ④11.電離程度有差異取等體積、等濃度的氫氧化鈉溶液與氨水分別做導電性實驗前者燈泡的亮度比后者的亮相同濃度的氫氧化鈉溶液與氨水，前者電離程度大 2.弱電解質的電離平衡

1.B2.B3.A4.C5.A6.C7.C8.C9.B10.A 11.平衡移動H+數目c（H+）c（CH3COO-）電離平衡常數電離度溶液的導電能力加NaOH(s)右移減少減小增大不變增大增大通HCl(g)左移增多增大減小不變減小增大加NaAc(s)左移減少減小增大不變減小增大加Na2CO3(s)右移減少減小增大不變增大增大微熱右移增多增大增大增大增大增大加冰醋酸右移增多增大增大不變減小增大加水右移增多減小減小不變增大減小12.（1）0001mol·L-1（2）小于因為氨水為弱電解質,濃度越大,電離程度越小,所以1mol·L-1氨水與01mol·L-1氨水中c（OH-）之比小于1013.（1）NH3+H2ONH3·H2OH2O、NH3、NH3·H2O（2）NH3·H2ONH+4+OH-，H2OOH-+H+NH+

4、OH-、H+（3）向右移動NH3、NH3·H2O、OH-濃度減小,NH+

4、H+濃度增大（4）取少量氨水，滴加酚酞，溶液顯紅色。再加少量氯化銨晶體，如果顏色變淡，說明氨水中存在電離平衡 3.常見的弱電解質

1.D2.D3.A4.D5.C6.B7.B8.A 9.采取措施電離常數平衡移動電離程度n(OH-)c(OH-)微熱增大向右增大增大增大加少量同濃度稀氨水不變不移動不變增大不變加少量同濃度鹽酸不變向右增大減小減小加水不變向右增大增大減小通入少量氨氣不變向右減小增大增大10.10%11.1.33×10-3mol·L-1，0.75×10-11mol·L-1 第二單元溶液的酸堿性 1.溶液的酸堿性

1.A2.A3.C4.D5.C6.C7.B8.A9.B10.B 11.C12.D13.A14.C15.（1）不正確。先用蒸餾水潤濕pH試紙，相當于將待測液稀釋。如果測定的是中性溶液，則不會產生誤差（2）兩者的pH均偏大，且后者誤差較大 2.酸堿中和滴定

（一）1.C2.C3.D4.A5.A6.B7.C8.A9.（1）3.2（2）D 10.01233mol·L-111.（1）BDCEAF（2）減小誤差（3）錐形瓶內溶液變為無色,且半分鐘后仍為無色（4）錐形瓶內溶液顏色的變化12.C 3.酸堿中和滴定

（二）1.B2.C3.B4.B5.（1）偏高（2）偏低（3）偏高（4）偏低（5）偏低（6）偏低（7）偏低（8）偏高（9）偏高（10）偏高6.（1）天平、小燒杯、藥匙（2）小燒杯、玻璃棒、250mL容量瓶、膠頭滴管（3）堿式滴定管(或移液管)（4）左酸右錐形瓶中溶液顏色的變化（5）0.4020mol·L-1（6）98.05％7.D8.D 第三單元鹽類的水解

1.鹽類的水解規律

（一）1.B2.D3.D4.B5.D6.B7.A8.D9.B10.D 11.C12.B13.B14.（1）堿性，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（2）酸性，NH+4+H2ONH3·H2O＋H+（3）中性（4）酸性，Cu2++2H2OCu（OH）2+2H+（5）堿性，CO2-3+H2OHCO-3+OH-（6）堿性，HCO-3+H2OH2CO3+OH-15.酸性

堿性中性16.(1)H2OH++OH-CH3COOHH++CH3COO-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-(2)7(3)Na+Cl-(4)CH3COOH、CH3COO-2.鹽類的水解規律

（二）1.D2.C3.A4.B5.C6.C7.C8.C9.B10.A 11.②①③⑧⑦⑥⑤④12.滴有酚酞的碳酸氫鈉溶液加熱后顏色加深，是因為加熱促進水解，使c（OH-）增大；停止加熱后溫度降低，水解程度減弱。而乙同學加熱碳酸氫鈉溶液時，碳酸氫鈉分解為碳酸鈉，溶液堿性增強13.（1）A++H2OAOH+H+(2)HB-+H2OH2B+OH-14.(1)BmAn(2)Am-Am-+H2OHA（m-1)-+OH-3.影響鹽類水解的因素

（一）1.B2.A3.C4.A5.A6.D7.B8.B9.B10.C 11.D12.D13.⑤④②③①①③②⑤④14.（1）DF（2）CE（3）A（4）B15.從左至右，從上至下依次為：向右、增大、增大；向右、減小、減?。幌蛴?、減小、增大；向右、減小、減??；向左、增大、增大；向左、增大、減?。幌蛴?、減小、減小16.紅CO2-3+H2OHCO-3+OH-,HCO-3+H2OH2CO3+OH-溶液紅色加深加熱促進水解，OH-濃度增大 4.影響鹽類水解的因素

（二）1.B2.B3.A4.B5.D6.A7.D8.B9.少量稀鹽酸防止Fe2+被氧化10.ClO-+H2OHClO+OH-，溶液中酸性增強，使平衡向正方向移動，c（HClO）增大，漂白效果增強11.（1）NH4Cl①（2）NH4Cl、NH3·H2ONH4Cl、HCl（3）小于大于12.草木灰水溶液呈堿性,使一部分銨態氮肥變成氨氣因揮發而損失 第四單元沉淀溶解平衡

1.沉淀溶解平衡

1.B2.B3.A4.C5.Ｃ6.Ｃ7.C8.Ｂ9.Ｄ10.C 11.AgCl(s)溶解沉淀Cl-(aq)+Ag+(aq)Ksp=c（Ag+）·c（Cl-）；Mg（OH）2Mg2++2OH-Ksp=c（Mg2+）·c2（OH-）12.Mg（OH）2Mg2++2OH-，加入醋酸鈉時，醋酸鈉水解呈堿性，使溶解平衡向左移動，所以氫氧化鎂的質量略有增加；加入氯化銨時，氯化銨水解呈酸性，使溶解平衡向右移動，所以氫氧化鎂的質量減少13.有。取上層清液滴加Na2S溶液，又產生黑色沉淀14.白色淡黃色黃色AgCl、AgBr、AgI的溶解度依次減小15.③④①②16.（1）飽和動態平衡（2）不飽和繼續溶解（3）過飽和有沉淀析出

2.沉淀溶解平衡的應用

（一）1.C2.B3.C4.D5.（1）錯（2）對（3）錯6.（1）氫氧化鋁具有兩性，其電離方程式如下：H2O+AlO-2+H+Al(OH)3Al3++3OH-。由于其電離程度相當微弱，絕大多數Al(OH)3在水中并不溶解。當加入強酸時，H+中和了堿式電離中產生的OH-，從而破壞了氫氧化鋁的電離平衡，使平衡向生成OH-的方向移動，這樣氫氧化鋁就在強酸中溶解了。同理，當加入強堿溶液時，OH-中和了酸式電離中產生的H+，使平衡向酸式電離方向移動，這樣氫氧化鋁在強堿中也溶解了（2）因為CO2在水中的溶解度不大，溶于水的CO2有少量與水反應，生成碳酸，碳酸只有微弱的電離。碳酸鈣在水中存在溶解平衡。向未加氨水的氯化鈣溶液中通入CO2，在溶液中形成的CO2-3濃度很小，不足以和Ca2-結合生成沉淀。但向滴有氨水的氯化鈣溶液中通入CO2時，形成的碳酸電離出的H+和NH3結合生成NH+4，使碳酸的電離平衡向正反應方向移動，溶液中的CO2-3濃度增大，使碳酸鈣在水中的溶解平衡向逆反應方向移動，因而會看到大量的白色沉淀7.D8.（1）CaSO4Ca2++SO2-4,Na2CO3CO2-3+2Na+,Ca2++CO2-3CaCO3↓（2）CaSO4+CO2-3CaCO3↓+SO2-4（3）CaSO4的Ksp（1.96×10-4）大于CaCO3的Ksp（8.7×10-9）（4）BaSO4在CO2-3濃度較大的溶液中能生成BaCO3，達到平衡后，移走上層清液，再加飽和碳酸鈉溶液。如此反復處理，BaSO4即可大部分轉化為BaCO3 3.沉淀溶解平衡的應用

（二）1.（1）FeSFe2++S2-，2H++S2-H2S↑,加入鹽酸后，S2-與H+結合生成硫化氫氣體，使溶解平衡向右移動，FeS不斷溶解（2）CaCO3Ca2++CO2-3,CH3COOHCH3COO-+H+,CO2-3+2H+CO2↑+H2O,使溶解平衡不斷向右移動（3）Mg（OH）2Mg2++2OH-，NH+4+H2ONH3·H2O+H+,H++OH-H2O,NH4Cl水解呈酸性,H+與OH-結合成難電離的H2O，促使Mg（OH）2不斷溶解2.（1）2SO2+O2+2CaCO3+4H2O2(CaSO4·2H2O)+2CO22SO2+O2+2Ca(OH)2+2H2O2(CaSO4·2H2O)（2）Ca(OH)2微溶于水，澄清石灰水中Ca(OH)2濃度小，不利于吸收SO23.PbS可溶性的硫化物 專題3檢測題

1.C2.B3.D4.C5.B6.A7.C8.D9.B10.B 11.A12.A13.A14.C15.B16.B17.C18.B19.A 20.C21.（1）酸性＜Ag＋+H2OAgOH+H+抑制（2）酸性Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H+Al2O3（3）NaOH22.（1）堿性＞（2）酸性＜（3）中性＞（4）＜＞23.ADE24.（1）10－1410－12（2）2∶9（3）000425.（1）D（2）C（3）①NH3·H2ONH+4②NH+4H+ 總復習題

1.D2.C3.B4.A5.C6.D7.A8.B9.D10.D 11.A12.D13.B14.B15.B16.A17.C18.C19.C 20.B21.D22.B23.B24.A25.B26.D27.D28.B 29.C30.C31.B32.A33.A34.B35.AD36.D37.＜適宜的溫度和較高的壓強38.（1）4AgNO3+2H2O通電4Ag+O2↑+4HNO3(2)Ag2.16g(3)O2112mL39.(1)O2、SO2（2）0.55mol·L-1·s-1（3）5mol·L-1 40.(1)23.1%（2）c(SO3)2c(SO2)2·c(O2)(3)16p1341.（1）NH3·H2O+H+NH+4+H2O（2）酸c（NH+4）＜c（Cl-）（3）a＞bc（NH+4）=c（Cl-）42.（1）V1=V2＜V3（2）V1＜V2＜V343.①1∶1015②1∶114③1∶1010∶1④n∶m14-lgnm44.(1)pH＞1(2)pH的變化小于2(3)pH＞7(4)紅色加深(5)溶液由橙色變為黃色(6)反應過程中產生H2的速率較快的為CH3COOH溶液45.①缺環形玻璃攪拌棒②量氣裝置應“短進長出”③堿式滴定管不能盛酸性KMnO4溶液④長頸漏斗應換成分液漏斗46.(1)004mol·L-1(2)0025mol·L-1(3)4%

[3] 化學反應原理學期教學計劃

【學習目標】

1．認識電流的熱效應；

2．知道一般電熱器的發熱原理, 能舉出利用和防止電熱的實例；

3．理解焦耳定律、公式并能應用解決一些簡單問題；

【學習過程】

1．回憶我們是如何探究影響電流做功因素的？根據什么現象來判斷電流做功的大??？

2．電功的公式w= ，推導式有 、。

活動1：觀察電熱器

1、電流通過導體時會發熱，將電能直接轉化為內能的現象稱為 ，主要利用電流熱效應工作的裝置成為 。

2、電熱器的主要組成部分_______

3、舉例家庭中常見的電熱器:__________、________

活動2： 電流通過電熱器所產生的熱量的多少和哪些因素有關？

1．實驗方法：

2．實驗過程中需要解決的幾個問題：

（1）如何反映出通電導體產生熱量的多少？

（2）如何研究電熱的多少與導體電阻的關系？

（3）如何研究電熱的多少與導體中電流的關系？

3．根據以上分析，需要選擇哪些實驗器材？

畫出設計的實驗電路圖。

4、進行探究：

（1）我們看到：兩瓶中溫度計上升的示數△t1 △t2，此時1、2兩錐形瓶中的兩根電阻絲，它們之間相同的物理量是 ，不同的物理量是 。

這說明：

（2）．我們看到：電流增大后，相同時間內2錐形瓶中溫度計上升的示數△t2′ △t2，此時2錐形瓶中的電阻絲，前后兩次實驗中相同的物理量是 。不同的物理量是

這說明：

（3）實驗中，若通電時間越長，瓶中煤油溫度上升得將會 。

歸納結論

電流通過電阻絲產生的熱量與導體本身的 、通過導體的 以及通電時間有關。導體的 越大、通過導體的 越大、通電時間越長，電流通過導體時產生的熱量越多。

1840年英國物理學家焦耳通過大量的實驗研究，總結出電流產生的熱量與電流的大小、電阻的大小和通電時間的關系，我們把這個規律叫做焦耳定律。

[4] 化學反應原理學期教學計劃

閑暇時，隨便從書架上拿了本書來看看。翻開便再見到管寧割席的故事?？赐旰笊钌钕肓讼?，不禁深思，管寧割席值得表揚？

魏國時，兩位齊名的杰出青年：管寧、華歆。兩人本來是很好的好朋友，卻因一些事鬧翻了臉。他們本是同學，一起讀書，一起勞動。某天，兩人讀書累了，就拿起鋤頭除草?？淳昧藭饋韯趧觿趧?，感覺棒棒滴。忽然，兩個人鋤著鋤著發現了地里有塊黃金。管寧卻當作沒看見，用鋤頭把金子和其它石頭一起鋤到了一邊，但是華歆撿起金子看了看又扔到一邊。后來，兩個人坐在一張席子上看書，接著門外有輛高大華麗的馬車經過。管寧也裝作沒看見仍舊埋頭看書，可華歆卻放下書跑出去看。然后管寧就拿出一把小刀，用小刀把席子從中間割開，對華歆說：“以后你坐你的席子，我坐我的席子，還有，從此以后你不再是我的朋友了！”因為管寧割席這件事，人們都認為管寧的德行比華歆要高，人們自古以來都是：看重清高，蔑視權貴。

管寧就認為追求富貴是可恥的，但是《論語》中有：富而可求也，雖執鞭之士，吾亦為之；如不可求，則從吾所好。這有什么不好。后來，華歆做了高官，他向文帝曹丕推薦管寧，希望讓管寧擔任自己的職務，認為自己的才華遠不如管寧。可管寧聽后諷刺的笑了笑，說，“他華歆不是喜歡做官嗎？還把當官看成榮幸的事讓給我！”人家管寧才不把這高官職位放眼里，認為丟臉呢。于是管寧卻更加高大形象起來，人們都這么崇拜他品德高尚。雖然是如此，管寧淡泊名利，而華歆看重名利?？晌也贿@么認為，管寧淡泊名利，卻有意去回避名利，這也叫淡泊？華歆看重名利，他勇于追求自己的目標，沒什么不可，相反卻有嘉。管寧也許才華是比華歆好，但是我們可以仔細想想，管寧道德高尚，淡泊名利，似乎也沒做些什么，而華歆當了官卻也為百姓帶來福利。

所以說，歷史就這樣，不過后來的說法缺由人們來評論，我們可以用用自己的思維想想問題，歷史是死的，人是活的，說法也就可以變的。歷史不變，人在變！

[5] 化學反應原理學期教學計劃

三維目標的和諧統一，是每一位教師都應該努力實踐和研究的教學主題。在本節教學過程中，教師通過問題串的巧妙設置，引導學生積極主動參與到知識構建過程中。使學生的被動學習變為主動參與，讓學生真正成為學習的主人，提高學生的學習效率。

了解化學反應速率能幫助學生定量地了解化學反應的快慢，了解影響反應速率的因素，可以幫助學生更全面地了解反應物的本性和外界因素對化學反應的影響?；瘜W反應速率的知識也是學習化學平衡必要的知識準備。

課程標準要求學生提高學習能夠分辨、識別化學反應速率，即要求學生知道如何判斷反應的快與慢，了解與反應速率相關的觀察與測量方法。同時，強調通過實驗探究進行學習，提高科學探究能力。

溫度、催化劑對過氧化氫分解反應速率的影響在初中化學已初步涉及。學生已經知道溫度、催化劑是影響化學反應速率的因素。但要幫助學生深刻認識化學反應速率，還必須學習影響化學反應速率的因素。本節課一開始就給學生創造了一個輕松的環境，讓學生對化學反應速率的理解，特別是與物理學中的速度、速率的對比，大家相互交流，課堂氣氛馬上變得很活躍。在之后的比較“溫度的高低、是否加入催化劑、反應物濃度的大小、壓強的變化等因素對反應速率的影響”，采取由學生提問，學生回答的方式，讓學生真正成為課堂的主角，激發學生主動獲取知識的積極性。老師適時的對學生的表現予以肯定和鼓勵，并做適當的總結，使他們對所學知識有了更深更全面的認識。反饋表明，這種師生互動、生生互動的教學場景，收到了很好的教學效果。

這是一種新的課堂教學模式，教師由知識的傳播者轉為學生知識體系的建構者，變為學生自主學習的引導者；由教學的管理者變為師生互動的協調者，成為學生學習的合作者。這要求教師準確地把握住自己在課堂教學的定位，提高自己的綜合素質，更新教育觀念，適應新課改要求。

[6] 化學反應原理學期教學計劃

【主題一】各類方程式的規范書寫及有關反應規律。

目的是熟練掌握各類反應原理及反應規律，強化鞏固化學用語。

1.熱化學方程式的規范書寫與蓋斯定律。

熱化學方程式的書寫除了遵循書寫普通化學方程式的原則外，還應注意：物質的聚集狀態（同素異形體還要注明物質的名稱）、ΔH的正負號與單位、化學計量數（可整數也可分數）與ΔH的對應關系、當反應逆向進行時的ΔH與正反應的ΔH數值相等符號相反。蓋斯定律可用于計算熱化學方程式中的焓變，一般用加減法處理。例略。

2.電極方程式的規范書寫與電池反應規律。

電極方程式與電池總反應式的書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原

則外，還應注意：原電池的正、負極分別發生還原、氧化反應并注明電子得失；兩電極反應（半反應）相加，消去電子后得總反應式；識別好電解質溶液或熔融電解質或固體電解質中的微粒是否參與電極反應。（以下例略）

①僅有一電極材料參與反應的。一般是參與反應的金屬電極作負極，另一電極為正極，正極反應規律一般為析氫、吸氧、析金屬等。

②兩電極材料均參與反應的。如鉛蓄電池等各種二次電池。兩電極材料通常由金屬和金屬化合物構成，一般規律是參與反應的金屬電極作負極，另一電極為正極，其反應視題設信息確定。

③兩電極材料均不參與反應的，電極僅作導電載體。如各種燃料電池?？扇嘉锸щ娮訛樨摌O，氧化劑如氧氣等得電子為正極。在書寫電極反應式時，應考慮各種不同電解質對電極反應的影響。

3.電解方程式的規范書寫與電解反應規律。

電解方程式的規范書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原則外，還應注意：電解池的陰、陽極分別發生還原、氧化反應并注明電子得失；陽極是非惰性電極時，陽極金屬參與反應，不是溶液中的陰離子放電；H2O在電解池的電極方程式中可拆成H+與OH-，但在總的電解方程式中必須寫成H2O的形式，這與書寫離子方程式的要求一樣；電解方程式要注明“通電”的反應條件。

用惰性電極的電解反應規律：（例解略）

①電解水：如電解含氧酸、強堿、活潑金屬的含氧酸鹽等溶液。

②電解電解質：如電解無氧酸 （氫氟酸除外）、不活潑金屬無氧酸鹽等溶液。

③放氧生酸型：如電解不活潑金屬含氧酸鹽等溶液。

④放氫生堿型：如電解活潑金屬無氧酸鹽溶液等溶液。

4.水解方程式的規范書寫與水解反應規律。

水解方程式的規范書寫除了遵循書寫化學方程式、離子方程式的原則外，還應注意：單水解微弱，其水解方程式中一般不寫“==”、不標“↓、↑”，通常用“ ”表示；多元弱酸鹽的水解是分步進行的，以第一步水解為主；多元弱堿鹽也是分步水解，但可以一步完成；陰、陽離子都發生水解時，相互促進，水解趨于完全，書寫沉淀與氣體的生成物時可用“↓、↑”，中間可用“==”相連。

水解反應規律：

①誰弱誰水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性。越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。（例略）

②相互促進水解（雙水解）：如Al3+、Fe3+等與CO32-、HCO3-、SiO32-、[Al(OH)4]-等；Al3+與S2-、HS-;NH4+與SiO32-、[Al(OH)4]-等。但不能絕對化，如：Cu2+與S2-、HS-等發生沉淀(CuS)反應；Fe3+與 S2-、HS-等發生氧化還原反應；NH4+與CO32-、HCO3-、CH3COO-等相互促進程度較小，可以大量共存。

5.離子方程式的規范書寫與離子反應規律。

規范書寫離子方程式的基本原則：只有易溶于水和易電離的物質才寫成離子形式。難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質等仍用化學式表示。要符合電荷守恒。其余要求與規范書寫化學方程式的要求相同。

離子反應規律：（例解略）

①復分解反應，如生成難溶物或微溶物、生成氣體、生成弱電解質等反應。

②氧化還原反應，如溶液中的置換反應、強氧化性的微粒與強還原性的微粒間反應、某些歧化反應或歸中反應等。

③雙水解反應（見上述第4點）。

④絡合反應，如Fe3+與SCN-反應等。

⑤沉淀轉化反應，如FeS與Cu2+反應等。

【主題二】各種概念性的判據匯集。

目的是熟練掌握各種概念性的判據，強化相關概念的正確判斷。

1.吸熱反應與放熱反應的判據。

①微觀判據：斷鍵吸收總能量>成鍵放出總能量，則吸熱，反之放熱。

②宏觀判據：反應物總能量>生成物總能量，則放熱，反之吸熱。

③能量圖判據：圖中能量表現出“上坡”的為吸熱；圖中能量表現出“下坡”的為放熱。

④經驗判據：常見放熱反應：酸堿中和反應、燃燒反應、物質的緩慢氧化、活潑金屬跟水或酸的反應、鋁熱反應；一般的化合反應是放熱反應：如合成氨、SO2與O2等（C與CO2反應等除外）。常見吸熱反應：鹽的水解、銨鹽與堿的反應、一般的分解反應、C、CO、H2為還原劑的反應等。弱電解質的電離也是吸熱。

2.原電池與電解池的判據。

有外加直流電源的裝置是電解池，無外加電源的裝置是原電池。多池組合且無外加電源時，一般是含有最活潑金屬的池為原電池，其余的都是電解池。若多池組合中，最活潑的電極相同時，兩極間活潑性差別較大的是原電池，其余的是電解池。電解池中，陽極金屬、鍍層金屬、電解液的金屬離子為同一元素時為電鍍池；陽極為粗銅、陰極為精銅，電解液含銅離子的為精煉池。

3.正負極與陰陽極的判據。

①原電池正負極的判據（認真判斷一極，另一極相反）：電極材料相對較活潑金屬是負極；電極反應中元素化合價上升、失電子、發生氧化反應的為負極；電子流出或電流流入的一極是負極；陰離子流向的一極為負極；反之，為正極。溶解的一極為負極，質量增加或放出氣體的一極為正極。例外：Mg、Al與NaOH溶液構成原電池，Al為負極。Cu、Al（或Fe）與濃硝酸構成原電池，Cu為負極。

②電解池陰陽極的判據（認真判斷一極，另一極相反）：與電源正極（電流流入的）相連的是陽極；發生氧化反應（電子流出的）的'是陽極；陰離子流向的一極為陽極；陰離子放電、金屬失重、有水參加的電解液pH減小的一極為陽極；反之，為陰極。

4.化學平衡的判據。

①速率判據：對同一物質而言，v（正)=v(逆），反應達平衡；對不同物質而言，某兩種物質的速率比（其速率必須是異向的，能體現一正一逆）與平衡方程式的化學計量數比相等，反應達平衡。

②濃度判據：反應體系中各組分的濃度保持不變，反應一定達到平衡。可以是各組分的質量、質量分數、物質的量、物質的量分數、分子數、氣體體積、氣體的體積分數、轉化率、產率保持不變，則反應達平衡。

③各種物理量的總量判據：混合氣體的總物質的量n（總)、總分子數N（總）、總體積V（總）、總壓強P(總）等保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，則反應一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，則反應不一定達平衡。

④混合氣體的平均摩爾質量或平均相對分子質量的判據：混合氣體的平均摩爾質量或平均相對分子質量(M=m/n)保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，M一定，則反應一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，M一定，則反應不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。

⑤混合氣體密度的判據：混合氣體的密度（ρ=m/V）保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，在體積固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。若反應為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在壓強固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。

⑥顏色判據：有顏色物質參與反應的平衡，若顏色不變，反應一定達平衡。

⑦絕熱體系的溫度判據：絕熱條件下，體系內部的溫度不隨時間的改變而改變時，則反應已達平衡。

⑧濃度商與平衡常數判據：在一定溫度下，任意可逆反應在某一時刻的濃度商Q與該反應的化學平衡常數K進行比較，若Q=K，則反應達平衡；若Q≠K，則反應未達平衡。若QK，則反應逆向進行。

5.強弱電解質的判據。

①微觀判據：部分電離、溶質分子與離子間存在電離平衡的是弱電解質；否則，是強電解質。

②宏觀判據：強酸、強堿、絕大多數鹽屬于強電解質；弱酸、弱堿、水屬于弱電解質。

③符號判據：電離式為HA==H++A-是強電解質；電離式為HA H++A-是弱電解質。

④現象判據：測得0.1mol·L-1某酸HA溶液的pH>1，則HA為弱電解質；測得0.1mol·L-1某鹽NaA溶液的pH>7，則HA為弱電解質；若將pH=3的某酸HA溶液稀釋100倍，pH<5，則HA為弱電解質；在某酸HA溶液中加入NaA固體，測得某酸HA溶液pH增大，則HA為弱電解質。

⑤比較判據：同濃度的鹽酸與某酸HA進行導電性比較，導電能力弱的是弱電解質。同體積同濃度的鹽酸與某酸HA分別與顆粒大小相同的Zn、Na2CO3等反應，某酸HA放出氣體的速率小于鹽酸，則HA為弱電解質。同體積同pH的鹽酸與某酸HA分別與足量的Zn、Na2CO3、NaOH等反應，消耗Zn、Na2CO3、NaOH的量，某酸HA多于鹽酸，則HA為弱電解質。

【主題三】各種排序性知識的比較匯集。

目的是熟練掌握各種排序性知識的比較方法，提高定性比較的思維能力。

1.焓變大小的比較及熱量大小的比較。

比較反應熱（ΔH）大小的原則，應將ΔH的正負號與數值看做一個整體比較，即帶符號比較。對于放熱反應，放出的熱量越多，ΔH反而越小。吸熱反應的ΔH肯定比放熱反應的大。而比較熱量大小時不必帶符號比較。（以下例解略）

① 利用物質聚集狀態比較反應熱的大?。寒敺磻餇顟B相同，生成物狀態不同時，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。當反應物狀態不同，生成物狀態相同時，固體反應放熱最少，氣體反應放熱最多。

②利用熱化學方程式比較：當化學計量系數加倍或減半時，反應熱也要隨之加倍或減半?；榭赡娴臒峄瘜W反應，其反應熱數值相等，符號相反。

③利用反應物和生成物的性質比較：若反應物性質越穩定，則放出熱量越少；若生成物性質越穩定，則放出熱量越多。如：對互為同素異形體的單質來說，由不穩定狀態單質轉化為穩定狀態的單質要放熱，因為能量越低越穩定。對于同一主族的不同元素的單質來說，與同一物質反應時，生成物越穩定或反應越易進行，放出的熱量越多。而有些物質在溶于水或電離時吸收熱量（如弱酸或弱堿電離吸熱）或放出熱量（如濃硫酸溶于水放熱），在比較總反應熱時，不要忽視這部分熱量。

④利用反應進行的程度比較：對于分步進行的反應來說，反應進行的越徹底，其熱效應越大。如果是放熱反應，放出的熱量越多；如果是吸熱反應，吸收的熱量越多。如：等量的碳燃燒生成一氧化碳放出的熱量少于生成二氧化碳時放出的熱量。對于可逆反應來說，反應進行的程度越大，反應物的轉化率越高，吸收或放出的熱量也越多。

⑤利用蓋斯定律比較。

2.金屬腐蝕快慢的比較。

①金屬活性差別越大，氧化還原反應速率越快，金屬腐蝕就越快。

②對同一金屬在不同介質中：強電解質>弱電解質>非電解質

③對同一金屬來說：電解池的陽極>原電池的負極化學腐蝕>原電池的正極>電解池的負極。（以上例略）

3.金屬還原性強弱與金屬離子氧化性強弱的比較。

①利用金屬活動順序比較：排在前面的金屬元素原子的還原性強，排在后面的金屬元素陽離子的氧化性強。

②利用元素周期表比較：同主族從上往下的金屬還原性增強，相應金屬離子氧化性減弱；同周期從左往右的金屬還原性減弱，相應金屬離子氧化性增強。

③利用氧化還原反應規律比較：在自發的氧化還原反應中，氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物，氧化性：氧化劑>氧化產物，還原性：還原劑>還原產物。

④利用原電池反應原理比較：兩種不同金屬構成原電池的兩極時，還原性強弱一般是負極金屬>正極金屬。

⑤利用電解原理比較：電解池中，氧化性越強的金屬陽離子優先在陰極放電。

⑥利用金屬反應的劇烈程度比較：金屬反應越劇烈的還原性越強。如Na、Mg、Al與水反應；Mg、Zn、Fe與同濃度的稀硫酸反應等。

⑦利用金屬反應放出的熱量大小比較：金屬反應放出熱量越多的還原性越強。

⑧利用相應堿的堿性強弱比較：最高價氧化物對應水化物的堿性越強，相應金屬的金屬性越強，其還原性也就越強。

4.反應速率大小的比較。

利用化學反應速率比較反應進行的快慢，不能只看反應速率的數值大小，要注意：

①用同一物質的反應速率比較反應快慢時，必須要換算為在速率單位一致的前提下再進行比較。

②若用不同物質的反應速率比較反應進行的快慢時，除要保證單位一致外，還要根據反應速率之比等于化學計量數之比換算為同一物質的速率后再比較。

③一般來說，隨著反應時間的延長，反應物濃度減小，反應速率也隨著減小。

5.酸或堿強弱的比較及鹽水解程度大小的比較。

①根據電離常數大小比較：Ka越大，酸性越強；相應酸根離子的水解程度越小。Kb越大，堿性越強；相應金屬離子的水解程度越小。

②根據元素的非金屬性、金屬性強弱比較：成酸元素的非金屬性越強，最高價氧化物對應的水化物（最高價含氧酸）的酸性越強。成堿元素的金屬性越強，最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）的堿性越強。

如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3;堿性LiOH

③根據“強制弱”的反應原理比較：酸+鹽→新鹽+新酸，則酸性：酸>新酸；堿+鹽→新鹽+新堿，則堿性：堿>新堿。

④根據不同價態比較：在同種元素的含氧酸中，元素的化合價越高，酸性越強。如酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。

⑤根據原子半徑大小比較：同主族元素組成的無氧酸中，成酸元素的原子半徑越大，無氧酸酸性越強。如HI>HBr>HCl >HF。

⑥根據記憶比較：非同一主族元素的無氧酸酸性：HCl>HF>H2S。

6.水的電離程度大小的比較。

分組法：酸或堿<中性溶液<水解鹽。凡是酸、堿組的，均是抑制水的電離，故水的電離程度均變?。环彩撬恹}組的，均是促進水的電離，故水的電離程度均變大。酸或堿溶液的酸性或堿性越大，水的電離程度就越小。水解鹽的水解程度越大，水的電離程度就越大。

7.溶液pH大小的比較。

分組法：pH（酸性溶液）

如酸性組：①同濃度強酸，元數越大，[H+]越大，pH越小。②同濃度強酸與弱酸，強酸溶液中[H+]大，pH小。③同濃度同元弱酸，酸越弱，[H+]越小，pH越大。④同濃度強酸弱堿鹽，水解程度越大，酸性越強，pH越小。⑤同濃度強酸與強酸弱堿鹽，強酸pH小。⑥同濃度弱酸與強酸弱堿鹽，視題設信息具體分析。如CH3COOH4Cl。堿性組類似。

8.粒子濃度大小的比較。

比較思路：一看有無反應；二看有無電離與水解；三看是否定量計算還是定性比較；四看屬于何種守恒。注意所有溶液中均有水的電離，不可忽視。

①單一溶質的溶液，只電離的：由電離式分析。如強電解質H2SO4，[H+]>[SO42-]>[OH-]。如弱電解質H3PO4，注意多步電離，[H+]>[H2PO4-]>[HPO42-]> [PO43-]>[OH-]。

②單一溶質的溶液，只水解的：由水解式分析。如NH4Cl，[Cl-]>[NH4+]>[H+] > [OH-]。又如Na2SO3，注意多步水解，[Na+]>[SO32-]>[OH-]>[HSO3-] >[H+]。

③單一溶質的溶液，既有電離又有水解的：由電離式與水解式共同分析。注意NaHSO3、NaH2PO4等溶液，電離程度大于水解程度。NaHCO3、NaHS等溶液，水解程度大于電離程度。如NaHCO3，[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32-]。又如NaHSO3，[Na+]>[HSO3-]>[H+]>[OH-]>[SO32-]。

④混合溶液，不反應的：由電離式與水解式共同分析。注意電離程度與水解程度的相對強弱。如等物質的量的CH3COOH與CH3COONa混合溶液或等物質的量的NH3·H2O與NH4Cl混合溶液，均為弱酸或弱堿的電離程度大于相應鹽的水解程度，故有[CH3COO-]>[Na+]>[CH3COOH]>[H+]>[OH-]或[NH4+]>[Cl-]> [NH3·H2O]>[OH-]>[H+]。又如等物質的量的HCN與NaCN混合溶液或HClO與NaClO的混合溶液，均為鹽的水解程度大于相應酸的電離程度，故有[HCN]>[Na+]>[CN-]>[OH-]>[H+]或[HClO] >[Na+]> [ClO-]>[OH-]>[H+]。

⑤混合溶液，會反應的：先按照給定量確定反應后余下的溶質。若恰好完全反應，生成的是酸或堿則考慮電離；生成的是鹽則考慮水解。若反應物過量，則根據過量程度考慮電離或水解。其他分析比較同上。（例略）

⑥溶液中有離子互相影響的：由電離式與水解式共同分析。如物質的量濃度相等的A. （NH4)2CO3、B.NH4Cl、C. (NH4)2SO4、D. (NH4)2Fe(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六種溶液中c(NH4+）的大小。[NH4+]由大到小的順序為：D> C>A> E> B >F。又如NH4HSO4溶液中各離子濃度大小順序為：[H+]>[SO42-]> [NH4+] > [OH-] 。

【主題四】各類化學計算的有效模式。

目的是熟練掌握各種化學計算方法與模式，提高定量計算的思維能力。

1.焓變計算。

模式之一：根據物質的總能量計算。ΔH=生成物總能量-反應物總能量

模式之二：根據物質的總鍵能計算。ΔH=反應物總鍵能-生成物總鍵能

模式之三：蓋斯定律計算。此類計算純屬數學運算，其運算模式就可定位為“加減乘除”?！凹訙p”的目的是解決目標方程式中各物質不同邊的問題?？蓪⒛繕朔匠淌脚c已知方程式相比較，若物質同邊的則把相應的已知方程式相加，若物質異邊的則相減。因為減后該物質掉個方向進入異邊，與目標方程式中的物質相一致。“乘除”的目的是解決目標方程式中各物質系數不同的問題。若已知方程式中物質的系數比目標方程式中物質的系數小，則乘上相應的倍數，若已知方程式中物質的系數比目標方程式中物質的系數大，則除以相應的倍數。依此模式，快速列式，帶好符號，認真運算。

模式之四：根據熱化學方程式計算。將ΔH看作是熱化學方程式中的一項，按普通化學方程式列比例進行計算，得出有關數據。（以上例解略）

2.電化學計算。

模式之一：根據電子守恒法計算。如串聯電池各電極常見產物的關系：

4e-~4H+~4OH-~4Cl-~4Ag+~2Cu2+~2H2~ O2~2Cl2~4Ag ~2Cu ~2H2O

模式之二：根據電荷守恒法計算。電解質溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等。

模式之三：根據方程式計算：電極反應式、電池反應總化學方程式、電解反應的總化學方程式中有許多定量關系可列比例式計算。（以上例解略）

3.反應速率計算。

模式之一：根據定義式計算。注意用物質的轉化量（濃度）計算。

模式之二：根據化學方程式式計算。同一個化學反應mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g)，當用不同物質表示同一化學反應的反應速率時，反應速率之比等于化學計量數之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)：v(D)=m∶n：p：q。（以上例解略）

4、有關平衡常數（含K、Kw、Ka、Kb、Ksp）及轉化率等計算。

模式：“三段式”。對于計算反應物的轉化率、各組分的轉化濃度、轉化的物質的量、平衡濃度、平衡時的物質的量以及平衡時的各組分體積分數等，“三段式”有助于溝通已知與未知的關系，形式直觀明確，各量清楚直白，可以快速列式解題。各種平衡方程式決定了各種平衡常數的表達式。Kw、Ka、Kb、Ksp等只要模仿K平衡常數計算即可。（例解略）

5.有關[H+]、[OH-]、pH以及各種微粒濃度的計算。

①強酸或強堿的單一溶液：計算原則“遇酸則酸，遇堿則堿”，注意物質的組成即酸或堿的元數。如同濃度的HCl與H2SO4的[H+]不同。又如NaOH溶液先求出溶液的[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。

②弱酸或弱堿的單一溶液：計算依據是電離式與電離平衡常數，注意難溶電解質要依據溶度積計算。

③強酸或強堿的稀釋：強酸中的[H+]每稀釋10n倍，pH增大n個單位。強堿中的[OH-]每稀釋10n倍，pH減小n個單位。注意：常溫下無限稀釋強酸或強堿，溶液的pH只能接近于7，不能跨越7，即稀釋后強酸液的pH不能大于7，稀釋后強堿液的pH不能小于7。

④弱酸或弱堿的稀釋：弱酸或弱堿稀釋促進電離，只做定性分析，不作計算。但稀釋10倍以后pH靠近不到一個單位。如將pH=3的醋酸溶液稀釋10倍后，溶液的pH為：4>pH>3。

⑤兩強酸混合：兩強酸溶液等體積混合后pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合后，pH=3.3。若非等體積混合，則先求兩酸中H+的物質的量，再由混合后溶液的總體積求[H+]，最后求pH。

⑥兩強堿混合：兩強堿溶液等體積混合后pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=10和pH=12的兩種燒堿溶液等體積混合后，pH=11.7。若非等體積混合，則先求兩堿中OH-的物質的量，再由混合后溶液的總體積求[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。

⑦強酸與強堿中和（含中和滴定計算）：計算依據是H++OH-==H2O。注意先判斷過量與混合溶液的體積變化。若恰好完全中和，pH=7;若酸過量，求過量酸的[H+]。若堿過量，求過量堿的[OH-]。注意中和滴定的平行實驗所需溶液的體積應取平均值計算。

⑧其他電解質溶液中各種微粒濃度的計算：注意依據化學式或化學方程式或各種守恒式中的定量關系求解。（以上例解略）

[7] 化學反應原理學期教學計劃

一 說教材

1、教材的內容地位及其作用

“硫酸”來自人民教育出版社化學室編著的全日制普通高級中學教科書《化學》第一冊第六章第三節的內容。本節內容主要劃分為兩部分：第一部分為濃硫酸的性質，涉及到濃硫酸的吸水性、脫水性、氧化性;第二部分為硫酸根離子的檢驗，涉及到碳酸鋇和硫酸鋇的區別。硫酸作為三大強酸之一，是高中化學的一個重要組成部分，也是每年會考、高考的重要考點。硫酸在我們日常生活中的應用是極其廣泛的，學習好該節課是十分有必要的。教材的編排注重了新舊知識的內在聯系，本節是在學習和了解有關硫酸的基本性質和氧化還原概念、物質的結構、元素周期律等基礎上編排的。因此通過本節的學習可以加深和鞏固這些知識，銅和濃硫酸反應產生的二氧化硫污染物為下一節的環境保護作出了鋪墊。

2、教學目標

(1)知識目標：使學生了解和掌握濃硫酸的性質和怎樣檢驗硫酸根離子。

(2)能力目標：通過實驗培養學生觀察探究能力，通過本節的學習讓學生設計幾種辨別濃硫酸與稀硫酸的方法。

(3)情感目標：通過一些具體事例，讓學生學有所用，更加的熱愛科學從而更加認真的學習科學。

3、教學的重點和難點

(1) 教學重點：濃硫酸的反應和根據實驗分析濃硫酸的氧化性和硫酸根離子的檢驗

(2) 教學難點：用氧化還原的概念解釋濃硫酸的氧化性，由宏觀現象轉入微觀分析

二、學生現狀分析

本節課的教學對象是高一的學生，他們具備了一定的分析能力和探究意識，他們有強烈的好奇心和求知欲將會帶著問題去上課。在初中時他們已經學了硫酸的基本性質，對濃硫酸的特性和稀硫酸的性質有了一定的了解。在高中他們學了氧化還原反應、物質結構、元素周期律。為此這節課是對以往知識的鞏固應用和進一步的闡述和完善。

三、說教法和學法

教學的方法是為了完成教學任務而采取的手段，它要求符合學科特點符合教材的內容和目的。本節課堅持體現“以學生為主”和“教與學的統一”的原則。結合課本采用實驗演示和課件展示的方法。體現以下特點：

1、 采用多媒體獨特的教學方法為學生創造良好的思維情景。利用多媒體教學使得教學容量更大，速度更快而且效果更好。比如本節課采取一則實際材料導入，由學生找出其中的關鍵字并說明體現了硫酸的哪些性質。如果采用傳統的教學方法，則須教師讀材料或發放材料，顯得浪費時間和資源。

2、 通過演示實驗的教學方法，并且利用實物投影，將實驗加以放大，使得實驗更加清晰地展現給每個學生。通過實驗探究濃硫酸的的特性引出該節的重點和難點，因此作好實驗演示是十分重要的，要盡可能地使實驗直觀清晰，利于學生觀察，培養學生的實驗探究能力。而后對實驗的現象進行討論，分析概括總結，難點得以突破。

3、 結合本節內容，采用探索分析討論的教學法。通過給學生提出問題，共同討論，解決問題，層層推進，使學生沿著由易到難，由表及里的認識規律來思考，推理判斷和概括總結的程序進行學習。如濃硫酸和銅反應的實驗時，學生觀察到反應后試管的溶液顯藍色，品紅溶液褪色等現象?？捎蓪W生大膽猜測藍色的溶液是什么呢 ?為什么品紅會褪色呢?然后通過分析可知藍色溶液是硫酸銅，使品紅溶液褪色的是因為生成了二氧化硫氣體。然后可由學生自己寫出化學方程式。這樣學生的心里就會產生一種成功的喜悅，對學習產生濃厚的興趣，。又利于培養學生的邏輯思維能力。

四、說教學過程

本節課將運用現代化的教學媒體、實驗、課本創設情景，激發學生的積極性。教學過程如下：

1、 由一則實際材料導入新課，簡潔明了。由于剛上課學生的注意力還不是很集中，這樣可以引起學生的注意激起動機。用幻燈片播放一則實際材料，請學生找由關體現硫酸性質的關鍵字，積極思考，運用已學過的知識來說明材料中體現了哪些濃硫酸的性質。借此復習已學過的知識。

2、 歸納硫酸的物理性質：展示一瓶純硫酸，并提問大家仔細觀察有哪些特征。結合課本，探究出硫酸的物理特性。

3、 演示實驗，觀察分析實驗現象，歸納總結濃硫酸的性質。實驗一：往三支試管里分別加入紙片、蔗糖、木屑，滴加幾滴濃硫酸請學生觀察實驗并回答問題得出濃硫酸具有脫水性，引出重點。實驗二：濃硫酸和銅的反應，觀察實驗，分析討論，寫出化學方程式。通過啟示的方法：反應中的物質化合價發生了怎樣變化呢，引出濃硫酸氧化性的難點?；貞洸⒗醚趸€原的概念進行解釋突破難點。指導學生舉一反三，寫出碳和濃硫酸的反應方程式。

4、 演示實驗，觀察實驗現象，掌握硫酸根離子的檢驗。學生已知鋇離子可以檢驗硫酸根離子，所以重點放在碳酸鋇和硫酸鋇的區別。在兩支試管里分別加入硫酸鈉和碳酸鈉滴入氯化鋇觀察實驗現象，再滴加鹽酸，學生可發現碳酸鈉的試管生成沉淀而后沉淀溶解。使學生明白硫酸根的檢驗需加入酸化的氯化鋇以去除碳酸根的影響。

5、 教師進行小節

6、 教師布置作業，使知識得以應用訓練

[8] 化學反應原理學期教學計劃

1、反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量。

2、焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應。

3、焓變單位：kJ/mol。

4、焓變產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱?放出熱量的化學反應。

5、常見的放熱反應：所有的燃燒反應、酸堿中和反應、大多數的化合反應、金屬與酸的反應、生石灰和水反應、濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等。

6、常見的吸熱反應：晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl、大多數的分解反應、以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應。

7、書寫化學方程式注意要點：熱化學方程式必須標出能量變化。熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態。熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數。各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。

8、燃燒熱概念：25?℃，101?kPa時，1?mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

9、燃燒熱研究條件：101?kPa反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

10、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol?H2O，這時的反應熱叫中和熱。

[9] 化學反應原理學期教學計劃

5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O

氧化還原反應的實質是????????????????????????????????????? ???????????，

判斷氧化還原反應的依據是???????????????????????????????????? 。

小結：氧化還原反應發生規律和有關概念可用如下式子表示：

練習：練習1中是氧化還原反應的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產物，還原產物，標出電子轉移的方向和數目。

[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。如Cu2++2e→Cu遠比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,還原性Na> Cu

氧化還原反應發生規律可用如下式子表示：

由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，綜合①②結論，可知氧化性Cl2>Fe3+

2KMn04十16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02

C12可把Cu氧化到Cu(+2價)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1價)，這說明氧化性Cl2>S

①對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。

②對同主族的金屬和非金屬可按上述方法分析。

當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態時只具有氧化性，處于最低價態時只具有原性，處于中間價態時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的`S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質S既具有氧化性又具有還原性。

在氧化還原反應中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產物)+弱還原劑(還原產物)，即氧化劑的氧化性比氧化產物強，還原劑的還原性比還原產物強。如由反應2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。

一般來說，含有同種元素不同價態的物質，價態越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性： H2S>S>SO2。

在金屬活動性順序表中，從左到右單質的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。

同一氧化劑與含多種還原劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較強的物質；同一還原劑與含多種氧化劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是氧化性較強的物質。如：將Cl2通人物質的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先與Fe3+反應。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2

含不同價態同種元素的物質問發生氧化還原反應時，該元素價態的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現交錯現象。

-5e-

+5e-

-6e-

+6e-

KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O

發生在同一物質分子內、同一價態的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規律是：所得產物中，該元素一部分價態升高，一部分價態降低，即“中間價→高價+低價”。具有多種價態的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發生歧化反應，如：

在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑得失電子數相等。這是進行氧化還原反應計算的基本依據。

舉例：

1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反應后，有 的Br-被氧化，則原FeBr2 的濃度是多少mol?L-1? （分別用電子得失相等和電解質溶液電荷守恒來解題）

2、物質的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，結果有 的Br-被氧化，求HBr的物質的量？

(1)得氧或失氫被氧化，每得1個O原子或失去2個H原子，化合價升高2。

(2)失氧或得氫被還原，每失去1個O原子或得2個H原子，化合價降低2。

1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl-

A．2Fe3+ + SO2 +2 H2O ＝ 2Fe2+ + SO42- + 4H+

C．H2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O

D．2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I-

2．下列反應中，不屬于氧化還原反應的是(??? )。

A．2CO + O2? 點燃? 2CO2???????? B．CH4 + 2O2? 點燃?? CO2 + 2H2O

C．2KClO3 ?加熱?? 2KCl + 3O2↑?? D．2Fe(OH)3? 加熱? Fe2O3 +3H2O

3．關于C + CO2 點燃?? 2CO的反應，下列說法正確的是(?? )。

4．R、X、Y和Z是四種元素，其常見化合價均為+2價，且X2＋與單質R不反應；

X2＋＋ Z＝X ＋ Z2＋；Y ＋ Z2＋＝Y2＋ ＋Z。這四種離子被還原成0價時表現的氧化性大小符合(??? )。

A．? R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋??? B． X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋

C．? Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋??? D． Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋

5．化合物BrFx與水按物質的量之比3U5 發生反應，其產物為溴酸、氫氟酸、單質溴和氧氣。

（1）BrFx中，x＝???? 。

（2）該反應的化學方程式是：?????????? ????????????????????????????。

（3）此反應中的氧化劑和還原劑各是什么?

[10] 化學反應原理學期教學計劃

二、電能轉化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。

總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極：2Cl-→Cl2+2e-

陰極：2H++e-→H2↑

總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應：Cu2++2e-→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-

陰極反應： Cu2++2e-→Cu

高二化學化學反應原理3

[11] 化學反應原理學期教學計劃

學習目標

1． 了解化學反應中的能量變化

2． 了解反應熱和焓變的涵義，并能用蓋斯定律進行有關反應熱的簡單計算

3． 能用熱化學方程式表示化學能與熱能的的相互轉化關系，理解熱化學反應方程式的意義。

*4.了解標準摩爾生成焓的定義

知識梳理

1． 通常情況下，化學反應中能量的變化主要是__________和__________之間的轉化，幾乎所有化學反應都伴隨著________的釋放和吸收。

2． 反應熱是指_____________________________________________________________。通常用_______表示。反應吸熱時，表示為__________;反應放熱時，則表示為_____________。

3． 反應熱通常用___________來測量，其計算公式Q= –C(T1 – T2)中，C表示_____________，T1、T2分別表示_______________________________________。

4． 各取1.0 molL-1的鹽酸100mL,并分別加入100mL1.0molL-1的NaOH溶液、KOH溶液，測得的反應熱_______(填“相同”或“不同”)，原因是______________________________。在實際操作中往往讓酸或堿略過量，這樣做的目的是______________________________。

5． 化學反應的反應熱是因反應前后_______________不同而產生的。用符號______的變化來描述與反應熱有關的能量變化。對于在等壓條件下的化學反應，如果反應中物質的能量變化只轉化成熱能，而沒有轉化為電能、光能等其他形式的能，則該反應的反應熱就等于__________________________。反應完成時，反應產物的總焓_____（填“大于”或“小于”）反應物的總焓，該反應就是放熱反應，否則就是吸熱反應。

6． 在熱化學中，常用熱化學方程式把一個化學反應中_____________的變化和____________的變化同時表示出來。H2(g) + 1/2O2(g) == H2O(l)；△H(298K)= －285.8KJmol-1表示__________________________，若將方程式改為2H2(g) + O2(g) == 2H2O(l)；△H(298K)= －571.6KJmol-1則表示___________________________________,兩者的意義______(填“相同”或“不同”)

7． 蓋斯定律是指________________________________________________________________。

*8.標準摩爾生成焓是指_____________________________________________,對于任意反應aA+bB== Cc+dD，

其△H== _______________________________________________________。

學習導航

方法指導：化學方程式是學習熱化學的重要工具，化學反應所釋放的能量是當今世界上重要的`能源之一。國防上用的火箭燃料、高能電池等，都是利用化學反應所釋放的能量的。而化學反應中的能量變化通常表現為熱能的變化。所以從能量的角度考慮化學變化的問題，認識并掌握熱化學方程式可以幫助我們較全面地認識化學反應的本質。

（1）反應熱

放熱反應：反應過程中有熱量放出的化學反應。其反應物的總焓大于反應產物的總焓。如酸堿中和反應，煤、石油等化石燃料的燃燒等。

吸熱反應：反應過程中吸收熱量的化學反應。其反應物的總焓小于反應產物的總焓。如：電解質的電離，灼熱的碳與CO2的反應等。

（2）蓋斯定律及反應熱的簡單計算：

蓋斯定律是計算反應熱的重要依據，在生產和科學研究中有重要意義。它表示：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與反應進行的具體途徑無關。例如：△H== △H1 + △H2 或△H1 == △H --△H2，所以熱化學方程間可進行“+”“–”等數學運算，△H也同樣可以。

（3）熱化學方程式：

① 熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化，而能量變化與外界的溫度和壓強都有關，故應指明外界條件，若不指明，一般指101KPa和298K的外界條件。

② 不同狀態的同種物質參加化學反應時，其能量變化不相同，因此書寫熱化學方程式時

一定要標明反應物或生成物的聚集狀態。

③ 熱化學方程式中的化學計量數可以用整數，也可以用分數，因為它只表示物質的量。當計量數改變時，△H也應隨之改變。

④ △H的“+”“—”一定要標明，其單位是KJmol-1。mol-1不是指1mol某反應物或生成物，而是指1mol這樣的反應。

*（4）標準摩爾生成焓

① 穩定單質的標準摩爾生成焓為0。

② 生成焓是指由穩定單質生成化合物時的熱效應（焓變），生成的化合物常以1mol為基準。

③ 生成焓與反應的條件有關。

④ 標準摩爾生成焓的計算是生成物的標準摩爾生成焓之和減去反應物的標準摩爾生成焓之和，二者不可顛倒。且計算時不要遺漏化學方程式中的化學計量數。

[12] 化學反應原理學期教學計劃

化學反應速率是指化學反應中物質消耗或生成的速度。對于化學反應速率的理解對于學生來說非常重要，因為它是化學反應動力學的基礎。本教案的目標是通過生動并具體的實驗和講解，幫助學生全面理解化學反應速率及其影響因素。

實驗一：酸堿反應速率實驗

實驗目的：通過測量酸堿反應速率，探究濃度對反應速率的影響。

實驗器材：酸堿溶液、集氣裝置、計時器、燒杯、試管等。

實驗步驟：

1. 準備四個裝有酸堿溶液的試管，濃度分別為0.5mol/L、0.4mol/L、0.3mol/L和0.2mol/L。

2. 每個試管中加入適量的指示劑。

3. 將集氣裝置接在試管上方，使酸堿反應后產生的氣體能被收集。

4. 同時開始計時，記錄反應開始后每隔10秒的氣體體積。

5. 計算每個時間間隔內的反應速率，即單位時間內的氣體產生量。

6. 對比不同濃度反應物的反應速率，探究濃度對反應速率的影響。

實驗結果與討論：

通過實驗發現隨著濃度的增加，酸堿反應速率也增加。這是因為濃度的增加導致反應物的有效碰撞頻率增加，從而增加了反應速率。

實驗二：溫度對氫氧化鈉與鹽酸反應速率的影響

實驗目的：通過改變反應溫度，探究溫度對反應速率的影響。

實驗器材：氫氧化鈉溶液、鹽酸溶液、容量瓶、燒杯、玻璃棒等。

實驗步驟：

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1. 分別準備兩個燒杯，一個加入適量的氫氧化鈉溶液，另一個加入適量的鹽酸溶液。

2. 在容量瓶中加入氫氧化鈉溶液，并使用玻璃棒攪拌溶液。

3. 在另一個容量瓶中加入鹽酸溶液，并控制溫度。

4. 同時將兩個容量瓶中的溶液倒入同一個燒杯中。

5. 記錄反應開始后每隔一定時間的顏色變化。

6. 運用比色法，根據顏色的變化來定量地測量反應速率。

實驗結果與討論：

通過實驗發現隨著溫度的升高，反應速率也隨之增加。這是因為溫度的升高使分子的平均動能增加，從而使反應物分子更容易克服活化能形成中間過渡態，加速反應進程。

：

通過本教案的兩個實驗，可以得出：濃度和溫度是影響化學反應速率的重要因素。濃度的增加會增加反應物的有效碰撞頻率，從而加快反應速率；溫度的升高也使分子動能增加，從而使反應物更容易克服活化能，加速反應進程。

同時，本教案設計了生動實驗和詳細講解，幫助學生更好地理解和掌握化學反應速率的概念和影響因素。通過實際操作，學生不僅可以親身感受到反應速率的變化，還能增加對化學實驗的興趣和理解能力。

[13] 化學反應原理學期教學計劃

一、說教材

（一）教材的地位和作用

“化學反應速率”是人教版普通高中課程標準實驗教課書選修模塊《化學反應原理》第2章第1節的教學內容。在高中化學必修2中已經初步學習過化學反應速率和限度，從化學反應速率和限度兩個方面來幫助學生更加深入的認識化學反應，使學生在解決一些簡單的化工生產問題時，體會理論學習的重要性。在此基礎上，本節內容將進一步理解鞏固化學反應速率的含義，學習化學反應速率的定量表示方法以及化學反應速率的測量方法。是對必修二中化學反應速率的延伸和總結，同時進一步介紹了化學反應速率的本質。本節內容也為后面學習影響化學反應速率的因素、化學平衡、化學反應進行的方向打下了基礎，對后續學習有著深遠的影響。

（二）教學內容

本節教材介紹化學反應速率的定量表示方法，在回顧完物理現象速率的示方法后，進而引出化學反應速率的表示方法，最后通過化學實驗進一步加深學生對化學反應速率定量表示方法的基本原理和思路的理解。教材內容由表及里，由淺深入，循序漸進，符合學生的認知心理和認識規律。

【過渡】接下來說一說我所面對的學生。

二、說學情

（1）學生起點能力分析：學生在高中化學必修二中已經初步學習了化學反應速率和限度，知道化學反應速率的表示方法。理解掌握本節知識難度不大。

（2）學生“生活現象”的分析：本節內容重在由表及里，由現象到本質的學習，在生產生活中有著廣泛的應用，學生在學習本節課之前已經接觸過很多關于化學反應速率的生活現象，有一定的生活基礎。

（3）學生“認知方式”分析：學生理解能力基本沒有問題，已具備一定的提出問題、分析問題、解決問題的能力。但學生習慣于被動接受的學習方式，不能主動參與到知識獲得的過程中，因此在教學中要調動學生主動學習的積極性。

【過渡】結合對教材分析和學情分析，我制定了如下教學目標：

三、說教學目標

根據《課程標準》的要求、教材的編排意圖及高一學生的特點，本課時確定如下教學目標：

【知識與技能】

1、了解化學反應速率的含義

2、掌握化學反應速率的表達式及其簡單計算

3、通過實驗探究，掌握化學反應速率的測量方法，知道化學反應速率是通過實驗測量的

【過程與方法】

1、運用實驗、觀察等手段，培養學生的觀察、分析、歸納、描述能力，提高分析問題、解決問題的能力。

2、通過實驗探究化學反應速率的測量，培養學生合作學習的精神

3、掌握化學反應速率的定量表示方法。

【情感態度價值觀】

1、重視實驗的規范操作，培養學生良好的實驗習慣。

2、通過實驗探究，培養學生的比較分析思維品質，體驗化學實驗的喜悅，培養對化學研究的興趣。

3、通過學習化學反應速率，認識到化學與生活的密切聯系，提高學生的化

學價值觀。

四、說教學重點和難點

重點：1、化學反應速率的含義

2、化學反應速率的定量表示方法

難點：1、化學反應速率的計算

2、化學反應速率的測量

【過渡】根基新課標倡導的學生觀及教師觀，為了尊重學生的學習主體地位以及教師教學的主導地位我將本節課的教育教學方法做了如下設計：

五、說教法、學法

本節課主要體現“教學并重”的教學理念，教師的主導作用和學生的主體作用相結合，同時根據課本的教學目標、教材特點以及學生的認知心理和認知規律，聯系生活實際，在生活中學習化學，讓學生思考、討論、歸納并逐步將學生的認識引向深入。本節課結合教材特點，指導學生從已有的知識開展知識活動，運用實驗，層層導入，讓學生掌握化學反應速率的本質。

運用講授、引導、探究、實驗、多媒體輔助教學等形式的教學方法。首先，展示幾幅運動的圖片，以物理現象速率的表示方法，引出化學反應速率的表示方法，最后通過化學實驗進一步加深學生對化學反應速率定量表示方法的基本原理和思路的理解，激發學生學習化學的興趣和熱情。

六、說學法

化學是一門以實驗為基礎的學科，學生通過直觀生動的實驗來學習，才能留下深刻的印象。學生聯系生活中的現象，結合高中化學必修二所學有關化學反應速率的相關知識，理解并掌握化學反應速率的定量表示方法，通過實驗展示，觀察實驗現象，進一步理解其基本原理和思路。

[14] 化學反應原理學期教學計劃

本節課由淺入深，從學生已有的日常經驗和化學常識中抽象出有關概念和原理。形成由簡單到復雜、由宏觀到微觀、由感性到理性的科學探究過程。

通過對濃度和催化劑對化學反應速率影響的探究，加強學生實驗探究能力，培養學生實驗操作能力和語言表達能力。同時通過催化劑的教學，激發學生學習化學的興趣。

學生自己動手對自己的推測進行驗證，提高了學生的學習興趣，而且掌握了知識，非常好。對于實驗，考慮到時間的關系，每個小組真正能做的實驗最多兩個，所以很多結論所依據的實驗現象學生并不能親眼看到，也只能相信別人的結論，而少了自主論證的過程，如何來解決這一矛盾呢？這值得我們思考，在今后的教學中再不斷的改進，爭取更好的教學效果。

對拓展的“同一化學反應中各反應物和生成物的化學反應速率之比與化學計量數的關系”這一知識點，我們這樣認為，并不一定要在課堂上來完成，完全可以以一道練習的形式拋給學生讓他們在課下進行思考，有興趣的同學應該很快找出規律，這樣既讓拓展了他們的知識，有培養了他們獨立思考的能力，用探究實驗的方法得出結論可能對學生學習這部分知識效果會更好。

[15] 化學反應原理學期教學計劃

[16] 化學反應原理學期教學計劃

教材分析

鈉的化合物很多，本節教材在初中已介紹過的氫氧化鈉和氯化鈉等的基礎上，主要介紹過氧化鈉、碳酸鈉和碳酸氫鈉。

對于過氧化鈉，重點介紹它與水的反應，及與二氧化碳的反應。同時，還簡單介紹了過氧化鈉的用途。其中過氧化鈉與二氧化碳的反應是本節的難點。

對于碳酸鈉和碳酸氫鈉，重點介紹它們與鹽酸的反應，以及它們的熱穩定性。同時，通過對它們的熱穩定性不同的介紹，使學生進一步了解碳酸鈉和碳酸氫鈉的鑒別方法。碳酸鈉和碳酸氫鈉的性質及其鑒別方法，同時也是本節的重點。

本節教材與第一節教材相類似，本節教材也很重視實驗教學。例如，教材中對過氧化鈉、碳酸鈉和碳酸氫鈉的介紹，都是先通過實驗給學生以感性知識，然后再通過對實驗現象的觀察和分析，引導學生共同得出有關結論。這樣編寫方式有利于學生參與教學過程，使他們能主動學習。教材最后的家庭小實驗，具有探索和設計實驗的性質，有利于激發學生的學習興趣和培養能力。

在介紹碳酸鈉和碳酸氫鈉與鹽酸的反應及它們的熱穩定性時，采用了對比的方法，這樣編寫，可使學生在比較中學習，對所學知識留下深刻的印象，有利于理解、記憶知識，也有利于他們掌握正確的學習方法。

教材也重視知識在實際中的運用及化學史的教育。引導學生運用所學知識來解決一些簡單的化學問題。對學生進行化學史方面的教育及愛國主義教育。

教法建議

1.加強實驗教學?？蓪⒁恍┭菔緦嶒炞鲞m當的改進，如〔實驗2-5〕可改為邊講邊做實驗。可補充Na2O2與CO2反應的實驗，把蘸有Na2O2的棉團放入盛有CO2的燒杯中，觀察棉團的燃燒，使學生更好地理解這一反應及其應用。

還可以補充Na2O2漂白織物的實驗，以說明Na2O2的強氧化性。

Na2O2 的性質也可運用滴水著火這一引人入勝的實驗來引入。

2.運用對比的方法。對于Na2CO3和NaHCO3的性質，可在學生觀察和實驗的基礎上，讓學生填寫表格。充分發揮學生的主動性，使他們積極參與。在活動中培養學生的自學能力及訓練學生科學的方法。

3.緊密聯系實際。

教學要盡可能地把性質和用途自然地聯系起來。對NaHCO3的一些用途所依據的化學原理(如制玻璃、制皂)，可向學生說明在后面的課程里將會學到。

4.閱讀材料“侯氏制堿法”是進行愛國主義教育的好素材。指導學生認真閱讀，或參考有關我國純堿工業發展的史料，宣揚侯德榜先生的愛國主義精神。也可指導學生查閱相關資料，利用綜合實踐活動課進行侯氏制堿法講座。

教學設計示例

課題：鈉的化合物

重點：碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質及其鑒別方法

難點：過氧化鈉與二氧化碳的反應

教學過程

[提問]鈉與非金屬反應，如Cl2、S、O2等分別生成什么物質?而引入新課

1.鈉的氧化物

(1)展示Na2O、Na2O2樣品，讓學生觀察后總結出二者的物理性質。

(2)演示課本第32頁[實驗2一5]把水滴入盛有Na2O2、Na2O固體的兩只試管中，用帶火星的木條放在試管口，檢驗生成氣體(圖2-6)。

演示[實驗 2-6]用棉花包住約0.2g Na2O2粉末，放在石棉網上，在棉花上滴加幾滴水(圖2-7)。觀察發生的現象。讓學生通過觀察現象分析出鈉的氧化物的化學性質。

①Na2O、Na2O2與水反應

2Na2O2+2H2O=4NaOH + O2↑(放出氧氣)

Na2O+H2O=2NaOH(不放出氧氣)

②Na2O2、Na2O與CO2作用

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3 + O2↑(放出氧氣)

Na2O+CO2=Na2CO3(不放出氧氣)

[討論]

①Na2O2是否是堿性氧化物

②Na2O2是否是強氧化劑

學生根據所學知識可得出結論：

Na2O2與水作用除生成NaOH還有氧氣生成，與二氧化碳反應除生成Na2CO3外也還有氧氣，所以Na2O2不是堿性氧化物，由于與某些物質作用產生氧氣，所以是強氧化劑。

[補充實驗]Na2O2溶于水后

①作有色織物的漂白實驗，有色織物褪色。

②將酚酞試液滴入該溶液，酚酞開始變紅，又很快褪色。

[結論]過氧化鈉有漂白作用，本質是發生了氧化還原反應。

(3)指導學生閱讀課文了解Na2O2的用途

授課過程中始終要求對比的形式進行比較氧化物的聯系與區別

2.鈉的其他重要化合物

碳酸鈉和碳酸氫鈉

①展示Na2CO3 、NaHCO3樣品，做溶解性實驗。

演示實驗第32頁[實驗2-7][實驗2-8]

a.Na2CO3 、NaHCO3與鹽酸反應，比較反應速率快慢

b.Na2CO3 、NaHCO3、CO的熱穩定性實驗

通過觀察到的現象，將二者的性質總結列表。

②讓學生回憶將過量CO2通入澄清石灰水時的反應現象及有關化學方程式：

CO2+CaCO3+H2O= Ca(HCO3)2

[提問]：當碳酸鈉和碳酸氫鈉外因條件變化時，二者可否相互轉化?

提示Na2CO3也具有和CaCO3相似的性質：

Na2CO3+CO2+H2O= 2NaHCO3

碳酸氫鈉也具有Ca(HCO3)2相似的性質：

③“侯氏制堿法”及碳酸鈉、碳酸氫鈉存在、制取用途等可由學生閱讀課文后總結得出。

總結、擴展：

(1)總結

通過列表對比學習：鈉的氧化物;碳酸鈉和碳酸氫鈉;以及連線法表示鈉及其重要化合物的相互轉化，可使學生更直觀地掌握元素、化合物知識，及用對立統一的辯證唯物主義觀點掌握物質之間的相互轉化關系。

(2)擴展

根據Na2O2的性質可知Na2O2與CO2 、H2O反應，則可增加可燃燒氣體(如CH4、 H2、 CO……)與Na2O2共存于密閉容器，電火花點燃時反應以及酸式碳酸鹽與Na2O2共熱時的反應，培養學生的發散思維能力。

根據Na2CO3和NaHCO3的相互轉化，不僅可掌握碳酸鹽、碳酸氫鹽相互轉化的一般規律，同時要指出Na2CO3和NaHCO3在固態時和溶液中要用不同的檢驗方法，在固態時，可用加熱法，在溶液中則需選用BaCl2溶液和CaCl2溶液，而決不能用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液。

布置作業：

1.補充作業

(1)向飽和Na2CO3溶液中通過量的CO2的現象及原因是什么?

(2)有一部分被氧化的鈉塊(氧化部分生成Na2O和Na2O2)5g，與水完全反應，生成氣體1.12L(標準狀況)，將這些氣體引燃后冷卻到標準狀況，剩余氣體為0.0336L，求鈉塊中單質鈉、氧化鈉、過氧化鈉各多少克?

(3)由Na2CO3·nH2O與NaHCO3組成的混合物28.2g，放入坩堝中充分加熱至質量不變時，將殘留固體用足量的鹽酸溶解可產生標準狀況的氣體3.36L;若將28.2g原混合物與鹽酸反應則放出標準狀況下氣體4.48L，由此計算：①殘留固體質量，②n值，③NaHCO3質量

(4)今向100g 8%的NaOH溶液中通入CO2，生成的鹽的質量為13.7g時，通入多少克CO2?

(5)200℃時，11.6g CO2和H2O的混合氣體與足量Na2O2充分反應后，固體質量增加3.6g，求混合氣體的平均分子量。

[17] 化學反應原理學期教學計劃

化學反應速率的概念及計算依然是重點內容，而影響化學反應速率的因素在新教材中只介紹了催化劑和溫度的影響，對于濃度的影響則在習題中讓學生自己得出結論。對于新課程標準和要求，只是讓學生初步的理解這些事影響因素，而并不要求他們明白影響的原因，所以用實驗引起學生的興趣是讓學生腦海中有初步印象的最佳方法。下面我就本節課的教學反思幾點。

一、教學設計。這節課的內容主要了解化學反應速率的概念及影響因素。根據學生的知識水平與生活經驗，結合教學內容特點及地位作用，我將教學內容分為兩方面：一是知識內容，包括有概念教學，了解其影響因素等；二是學習方法，如對照實驗，成果分享，感受研究化學問題的一般程序與方法等。以此為教學目標，使我在教學設計方面會更具有目的性。

二、教學內容的實施。（1）概念教學。概念教學要注重概念的形成/生成。結合學生已熟悉的描述物體運動快慢物理量——速度/速率，引出描述化學反應進程快慢的物理量——化學反應速率。再引導學生對照速度定義，歸納、形成化學反應的概念，然后通過一個簡單練習加深鞏固。通過常見的、反應快慢不同的幾張圖片引導發現——提出問題：如何定量地描述化學反應的快慢？引出課題。使學生明確一堂課的學習目標也很重要，因此，我在幻燈片上將其展示了出來。對于

化學反應速率的概念形成，先對比速度的定義導出問題串：速度是指單位時間內物體通過的位移，是位移的變化；在化學反應中會是什么的變化？反應物的量與生成物的量如何變化？這個“量”會是什么等，實現概念形成。反思這部分教學，沒有留給學生更多的時間與空間，學生的參與度不是很高。（2）探究教學。這部分主要對影響化學反應的因素進行實驗探究。既然是實驗探究，我認為應該注重學生的體驗過程和方法養成，培養學生一定的科學素養和合作意識。理論來源于生活又應用于生活。所以我的思路這樣設計：提出問題——生活生產實際應用中，化學反應速率有些需要加快，有些需減慢，如何有效控制？引出課題——影響化學反應速率的因素。根據探究過程的一般程序與方法引導：提出假設（可能因素）——方案設計（明確目的與方法）——驗證假設（實驗探究）——得出結論（交流結果）。過程同時滲透方法教學。有些實驗是讓學生自己做，從中得出結論，但效果不是很好。反思有如下幾點：①課堂組織過程忽視了學生的個體差異，實驗匯報時，學生不夠集中，這樣會造成成果不能及時共享。②應該充分策動學生積極發言，產生知識沖突或達成共識，形成互評的局面。若能做好相應調整，我想可能教學效果會更好一些。

三、總體反思。課堂教學是一項教育目的性很強的活動。在這堂課乃至今后的教學過程中我應該努力提高以下幾點：（1）教學設計中每個問題、每個活動都要具有一定的目的性和價值性。（2）關注學生個體差異，發現與挖掘課堂教學資源。（3）課堂實施過程中學會傾聽、欣賞、微笑、等待。（4）注意課堂組織，自己的語言簡練、藝術些，學生的表達機會多些，活動豐富些。

[18] 化學反應原理學期教學計劃

1、三維教學目標

知識與技能：

1.加深對化學反應速率的概念的理解。

2.了解影響化學反應速率的因素。

3.掌握各個因素對化學反應速率的具體影響。

過程與方法：

1.通過分組實驗培養觀察能力與分析思維能力。

2.通過在化學實驗和日常生活中的現象，理解反應速率的概念及其表示方法，培養實驗觀察能力及分析探究能力。

3.通過體驗科學探究的過程和化學研究的基本方法，培養自主學習的能力。

情感態度與價值觀：

1.通過對實驗現象的觀察和原因探究，培養學生嚴謹細致的科學態度和質疑精神。

2.體驗科學探究的艱辛與愉悅，增強為人類的文明進步學習化學的責任感和使命感。

2、教材分析

本節內容是人教版高中化學必修二第二章《化學反應與能量》第三節《化學反應速率與限度》第2課時的教學內容，在化學反應速率的概念的基礎上，主要學習影響化學反應速率的因素，了解控制反應條件在生產生活和科學研究中的作用。本節內容是對前兩節內容的拓展和延伸。通過學習使學生對化學反應特征的認識更深入、更全面，在頭腦中建立起一個有關化學反應與能量的完整而又合理的知識體系，是后面學習化學反應限度概念的基礎。

本節教學內容在化學反應速率的基礎上，從日常生活中大家熟悉的大量化學現象和化學實驗入手，引出化學反應速率的快慢的影響因素，例如冬天和夏天食物腐敗的速率明顯不同等，展開對各個影響因素的分析討論，最后得出結論，總結。

3、教學策略

1.充分調動學生已有的生活經驗，以及部分化學反應等的知識，建立在學生已有背景知識上的教學設計，能更好地體現課程的完整性和教材編排體系的層次性，也符合認識規律。

2.選擇實驗探究的教學方法。通過課堂內的實驗探究，使學生認識和體會到化學反應的快慢，以及化學反應速率快慢的影響因素，并能形象直觀的觀察到各個因素化學反應速率的具體影響，加深學生理解。

4、重點難點

重點：化學反應速率快慢的影響因素。

難點：壓強對化學反應速率的影響與濃度的關系。

5、教學過程

5.1第二學時教學活動

活動1【導入】新課導入

同學們，我們在生活中都有這樣的體會，就是夏天的食物變質的速度比冬天的快，大家知道原因嗎？對，就是因為夏天溫度高。這個現象可以說明什么問題呢？對，很好，這個現象就說明，溫度對化學反應速率有一定的影響。那么溫度具體是怎么影響化學反應速率的呢？還有其他因素影響化學反應速率嗎？這就是我們今天要學習的內容。

活動2【講授】過渡講解

化學反應速率受到很多因素的影響，那么影響化學反應速率的因素都有哪些呢？我們可以從內因和外因兩個方面分析。

活動3【活動】回憶與交流

我們在第一章學習了元素周期律，其中包括堿金屬元素性質的遞變，下面大家回憶一下，金屬Na和金屬K分別與水反應，誰的速率更快？這是什么原因？對，很好，是因為Na與K的`金屬性不同，這就是我們所說的內因：反應物本身的性質。

活動4【講授】過渡講解

反應物本身的性質是影響化學反應速率的主要因素，但是反應物確定后，外因對化學反應速率又有什么影響呢？這就是今天我們主要來探究的問題。下面我們一起來看幾組實驗。

活動5【活動】科學探究一

1、溫度對化學反應速率的影響：

實驗1：在兩支大小相同的試管中，分別加入2~3 ml H2O2溶液，分別滴入1~2滴1mol/L的FeCl3溶液。待試管中均有適量氣泡出現時將其中一支試管放入盛有冷水的燒杯中；另一支試管放入盛有熱水的燒杯中，觀察現象，進行對比，完成下表：

條件現象結論：

常溫

冷水中

熱水中

結論一：溫度對化學反應速率的影響：在其他條件不變時：升高溫度，反應速率_____________，降低溫度，反應速率_____________。

活動6【活動】科學探究二

2、濃度對化學反應速率的影響：

實驗2：在兩支大小相同的試管中，分別加入2~3 ml 0.1mol/L的HCl溶液和1.0mol/L的HCl溶液，再加入一段鎂帶，觀察現象，進行對比，完成下表：

HCl濃度現象結論

0.1 mol/L

1.0 mol/L

結論二：濃度對化學反應速率的影響：在其他條件不變時：增大反應物濃度，反應速率_____________，減小反應物濃度，反應速率_____________。

活動7【活動】科學探究三

3、催化劑對化學反應速率的影響：

實驗3：在三支大小相同的試管中各加入2~3 ml H2O2溶液，再向其中兩支試管分別加入少量MnO2、1~2滴1mol/L的FeCl3溶液，觀察現象，進行對比，完成下表：

操作現象結論

加入MnO2

加入FeCl3

不加其他試劑

結論三：催化劑對化學反應速率的影響：在其他條件不變時：加入催化劑，反應速率____________。

活動8【活動】科學探究四

4、壓強對化學反應速率的影響：

例1：現在有一個體積為2L的密閉容器，里面加入H2和N2發生反應?，F在向該容器中通入H2（或N2）使容器中壓強增大，這時該反應的速率如何變化？

例2：現在有一個體積可變的密閉容器，里面加入H2和N2發生反應?，F在壓縮該容器體積，使容器中壓強增大，這時該反應的速率如何變化？

____________________________________________________

結論四：壓強對化學反應速率的影響：在其他條件不變時：增大_______反應物壓強，反應速率_____________，減小_______反應物壓強，反應速率_____________。

活動9【導入】難點突破

大家注意，氣態反應物的壓強對反應速率的影響歸根到底還是濃度對反應速率的影響，增大反應物的壓強其實就是增大了反應物的濃度。

活動10【練習】隨學隨練

1.如下反應條件的控制中，不恰當的是（ ）

A.為了防止鐵生銹，在其表面涂一層防銹油漆

B.為防止食物變質，將食物放入冰箱

C.為加快KClO3的分解而加入MnO2

D.為加快H2O2的分解而把反應容器放到冷水中冷卻

2.許多外界條件都可以影響化學反應速率，我們可以通過這些因素來調控反應速率。實驗室用2.0mol·L—1的硫酸溶液與鋅粒反應制取氫氣。下列措施中能加大反應速率的是（ ）

A.加入少量NaOH溶液

B.將反應裝置放入沸水浴中

C.將所用硫酸加少量水

D.加入少量0.5mol·L—1的鹽酸溶液

活動11【講授】課堂小結

化學反應速率的影響因素：

（1）溫度的影響：__________________

（2）濃度的影響：__________________

（3）催化劑的影響：________________

（4）壓強的影響：_______________

活動12【作業】布置作業

完成課后習題

第三節化學反應的速率和限度

課時設計課堂實錄

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