高中化学全套精品教学案人教版选修4

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第一章 化学反应与能量

一、教学目标：

1、理解焓变（△H ） 反应热、热化学方程式、燃烧热、中和热及化学反应热的计算 教学重点：理解概念

教学难点：化学反应热的计算 二、问题导学

1、焓变（△H ） 反应热

放热反应 △H 0 吸热反应 △H 0 焓变（△H ）单位：KJ/mol 2、热化学方程式

3、、燃烧热焓变（△H ） 反应热 注意点：1． 2． 3．

书写燃烧热化学方程式应以燃烧1mol 纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。 4、中和热

三、问题探究：

1.环形玻璃棒的作用

2.烧杯间填满碎泡沫塑料的作用

3.大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”、“偏小”或“无影响”） →S ，△H ﹥0

4、书写焓变（△H ） 反应热时应注意：

1）． 2）．

3）． 4）． 5）． 5、化学反应热的计算

盖斯定律：化学反应速率

假设反应体系的始态为S ，终态为L ，若S →L ，△H ﹤0；则L

四、课堂练习 见课本 五、自主小结

第二章化学反应速率和化学平衡

一、教学目标

1、理解化学反应速率、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）、等效平衡；

2、知道化学平衡常数并会计算

3、能对化学反应自发进行的方向的判断

教学重点：对概念理解。

二、问题导学

1、化学反应速率

（1）概念：

（2）表示方法：

（用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。）

2、影响化学反应速率的因素

（1）内因（主要因素）。

（2）

1）浓度：。

有关解释：在其他条件不变时，对某一反应，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大，单位体积内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率增大。

2）压强：

有关解释：当温度一定时，一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成反比。若气体的压强增大到原来的2倍，体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍。故增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，反应速率相应增大；相反，减小压强，气体的体积就扩大，反应物浓度减小，反应速率随之减小。

说明：①若参加反应的物质为固体、液体或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

②与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响，要分情况而定。在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应N2(g)+3H2(g)

2 NH

3 (g)：

a、充入He并保持容器的容积不变时，虽容器内气体的总压增大，但由于气体的容积不变，反应物气体的物质的量浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动。

b、充入He并保持容器内的总压不变时，必然是容器的容积增大。而气体容积的增大，引起反应物浓度的减小，化学反应速率减小，平衡左移。

3）温度：。

经验规律：一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。

有关解释：在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。

说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。

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4）催化剂： 。 5）

向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。 三、问题探究

1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）： 1）、浓度： 。 2）、压强： 3）、温度： 。

2、等效平衡： 。 （1）定温、定容：

①反应前后气体体积改变： 值相同。 ②反应前后气体体积不变： 比值相同。 （2）定温、定压： 与原平衡比值相同。 3、化学平衡常数

1）、定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K 表示。 如：mA(g) + nB(g)

pC(g) + qD(g)

（注意：①对于有固体或纯液体参加的反应，它们的浓度不列入K 的表达式。 ②K 值与浓度无关，只受温度影响。不指明温度，K 值无意义。 ③对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数。）

应用：①判断反应进行的程度：K 值越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高。 ②判断反应热效应：T 升高，K 值增大，则正反应为吸热反应。 T 降低，K 值减小，则正反应为放热反应。 4、化学反应自发进行的方向的判断

根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律，由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即

ΔG=ΔH －TΔS <0， 反应能自发进行 ΔG=ΔH －TΔS ＝0，反应处于平衡状态 ΔG=ΔH －TΔS <0，反应不能自发进行

反应热ΔH 混乱度ΔS ΔG=ΔH －TΔS

自发性

>0 >0 低温>0，高温<0 较高温度能自发 >0 <0 >0 任何温度都不能自发 <0 >0 <0

任何温度都能自发 <0 <0

高温>0，低温<0 较低温度能自发

四、课堂练习 五、自主小结

K=

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第三章 电离平衡

第一节 弱电解质的电离

一、教学目标

1、理解强电解质和弱电解质及弱电解质的电离平衡、电离平衡常数。 教学重点：对概念理解。 二、问题导学

1、强电解质和弱电解质

强电解质： 电解质

注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。 （例如：BaSO 4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO 4等仍为强电解质。） ③溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系

④电离方程式的书写， 强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”

三、问题探究

1、弱电解质的电离平衡 1）、电离平衡概念： 2）、特点：（1） （3）

（4）“变”： 3）、影响电离平衡的因素

（1）决定性因素——弱电解质的本性。

（2）外因：溶液浓度—同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小 温度—由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。 4）、电离平衡常数 （1）概念： （2）电离平衡常数的意义： K 值越大， ； K 值越小， 。

（3）影响K 的外界条件： 。 （4）多元弱酸、多元弱碱的电离 多元弱酸的电离 。 多元弱碱 四、课堂练习 五、自主小结