高二化学必修4知识总结
高二化学选修4《盐类的水解》说课稿
高二化学选修4《盐类的水解》讲课稿今日我讲课的内容是新课程人教版高中化学选修4第三章第三节《盐类的水解》〔第一课时〕，以下我从四个方面加以论述。
一、教材剖析1、本节课在教材中的地位和作用〔1〕盐类的水解是在学生已经学习了化学均衡原理的基础上议论电解质在水溶液中的电离行为，包含弱电解质的电离均衡和水的电离均衡两个均衡系统；学生也知道溶液酸碱性的本质原由，在此基础上再来研究盐类在水溶液中的酸碱性规律，这样有助于促使学生的认知发展。
〔2〕盐类水解是后续电化学学习的必备基础。
从知识构造上讲，盐类水解均衡是继弱酸、弱碱及水的电离均衡系统以后的又一个电解质溶液的均衡系统，利于学生形成完好的电解质溶液的均衡系统。
2、本节课的要点、难点要点：盐类水解的实质。
难点：盐类水解的方程式的书写。
二、教课目的依据学生已有的知识水平易认知能力，联合新课标的基本理念，本节课的三维教课目的确立为：1、知识与技术〔1〕认识盐类水解的原理和规律〔2〕能够正确书写盐类水解的反响方程式2、过程与方法〔1〕能从微粒间互相作用这一微观实质的角度去理解盐溶液体现酸碱性这一宏观现象。
(2)使用实验研究的科学方法，研究不一样种类盐溶液的酸碱性，揭露化学均衡理论在盐溶液中的延长。
3、感情态度与价值观〔1〕能在思虑剖析过程中聆听别人建议，互相启迪，领会集作沟通的重要与快乐。
〔2〕体验科学研究的乐趣，学会透过现象看实质。
〔3〕成立个性与共性、对峙与一致的科学辩证观。
三、教课方法这节课，我采纳了实验研究和理论研究两条学习主线：实验研究其目的在于使学生体验科学研究的过程，激发学习化学的兴趣，加强科学研究的意识，促使学习方式的转变，培育学生的创新精神和实践能力。
理论研究是运用已有的化学均衡知识，发掘出新知识的“生长点〞——盐类水解，形成科学的世界观。
本节课的教课方案充分表达新课改理念，如①引课的情境设计切近学生、切近实质；②采纳概括法揭露几类盐水解的规律；③教课重、难点的打破采纳自主合作研究方法；④观点的建.专心..专心.［板书］一、实验研究一一盐溶液的酸碱性 ［分组实验］对盐溶液进行酸碱性测定〔教溶液呈碱性的有：CH 3COONa3NaHCO构充分表达观点的科学价值。
高二化学教学总结汇总7篇
高二化学教学总结汇总7篇高二化学教学总结篇1转眼一学期又将结束，为了更好地做好今后的工作，总结经验、吸取教训，本人特就这学期的工作小结如下：一、教学工作本学期本人担任高二年（1）（2）（7）（8）四个班的教学工作。
同时兼任高二化学备课组组长，我主要是从一下几个方面来搞好教学工作的。
1、认真制定教学计划。
高二上是一个比较不同的学期，因为文科班的学生在学期末要参加省级基础学业会考，而理科班学生本学期所学习的模块内容在高考中占有很重的分量，学好学不好对高三影响是很深远的。
为本学期制定好一个好的教学计划是很重要的。
我在本学期初就根据学生的实际制定好了教学计划，并按照教学计划有序地完成了教学工作。
2、备课深入细致。
在备课前认真研究会考考试要求和历年会考试卷，摸透会考题型和会考形式，在教学过程中有重点有针对性地进行会考复习，避免浪费时间，减轻学生负担。
3、在作业批改上，认真及时，力求做到全批全改，重在订正，及时了解学生的学习情况，以便在辅导中做到有的放矢。
根据学生作业完成情况及近期表现，写评语，督促学生学习。
4、利用课余时间与学生沟通，即使了解学生的思想动态和学习状态，并根据实际情况调整教学计划和内容。
5、做好知识点过关。
化学学科需要记忆的东西很多，因此，再每个小单元结束时，我都会设计一些简单但却重要的知识点填空题以小测的形式考查学生，督促学生去记忆，掌握重点知识。
二、教学研究1、校际、教研组、备课组教研活动：每周四1、2节参加教研组的教研活动。
参加学校举办的校本培训。
2、公开教学、听课、评课：在本学期内参与听课评课活动，听课20节。
在校开设一堂公开课《盐类的水解》，效果良好。
高二化学教学总结篇2本学期我在高二年级担任文科班的化学教学工作，对于高二学生来说，化学是已经学了三年，有一定的基础。
虽然文科高考不考化学，但是会考要求的学科，会考不仅要求学生掌握有关的化学基础知识和基本技能，引导学生能具备将来探索化学科学的兴趣，会考成绩还直接影响到学生高考总分的量入，所以对于高二的化学在教学中不敢懈怠。
化学知识点难点总结
化学知识点难点总结化学知识点难点大全总结在高中化学的学习过程中,对于进入更高阶段的学习,化学学科的知识点的难度增加,且化学知识中大部分是化学反应式,很多学生表示没有办法完全记忆。
下面小编给大家整理了关于化学知识点难点总结的内容，欢迎阅读，内容仅供参考!高中化学易错知识点1、几元含氧酸，傻傻分不清多元酸究竟能电离多少个H+，是要看它结构中有多少个羟基，非羟基的氢是不能电离出来的。
如亚磷酸(H3PO3)，看上去它有三个H，好像是三元酸，但是它的结构中，是有一个H和一个O分别和中心原子直接相连的，而不构成羟基。
构成羟基的O和H 只有两个。
因此H3PO3是二元酸。
当然，有的还要考虑别的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此来解释。
2、酸式盐溶液呈酸性表面上看，“酸”式盐溶液当然呈酸性啦，其实不然。
到底酸式盐呈什么性，要分情况讨论。
如果这是强酸的酸式盐，因为它电离出了大量的H+，而且阴离子不水解，所以强酸的酸式盐溶液一定呈酸性。
而弱酸的酸式盐，则要比较它电离出H+的能力和阴离子水解的程度了。
如果阴离子的水解程度较大(如NaHCO3)，则溶液呈碱性;反过来，如果阴离子电离出H+的能力较强(如NaH2PO4)，则溶液呈酸性。
3、H2SO4有强氧化性就这么说就不对，只要在前边加一个“浓”字就对了。
浓H2SO4以分子形式存在，它的氧化性体现在整体的分子上，H2SO4中的S+6易得到电子，所以它有强氧化性。
而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性几乎没有(连H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性还弱得多。
这也体现了低价态非金属的含氧酸根的氧化性比高价态的强，和HClO与HClO4的酸性强弱比较一样。
所以说H2SO4有强氧化性时必须严谨，前面加上“浓”字。
4、写离子方程式，不考虑反应物之间的反应从解题速度角度考虑，判断离子方程式的书写正误时，可以“四看”：一看产物是否正确;二看电荷是否守恒;三看拆分是否合理;四看是否符合题目限制的条件。
2020-2021学年度高二化学《有机化合物的分类》知识点归纳总结 例题解析
有机化合物的分类【学习目的】1、理解有机化合物的分类方法；2、认识一些重要的官能团，能区分其名称和构造。
【要点梳理】要点一、有机化合物的分类要点诠释：①烃是只含C 、H 两种元素的有机物。
如甲烷、乙烯、苯等只含C 、H 元素，都属于烃。
②链状烃和脂环烃又叫脂肪烃。
③一种物质根据不同的分类方法，可以属于不同的类别。
如环己烷 )既属于环状化合物中的脂环化合物，又属于烯烃；苯酚 )既属于环状化合物中的芳香化合物，又属于酚类。
④一种物质具有多种官能团，在按官能团分类时也可以认为属于不同的类型。
如丙烯酸( )有两种官能团：和 。
含有可认为属于烯烃，应具有和乙烯类似的化学性质；含有—COOH 也可认为羧酸，应具有和乙酸类似的化学性质。
要点二、常见官能团的名称、构造1．定义：决定化合物特殊性质的原子或原子团叫做官能团。
如：乙烯的官能团为碳碳双键；乙醇的官能团 为羟基(—OH)；乙酸的官能团为羧基( )，一氯甲烷(CH 3Cl)的官能团为氯原子(—Cl)。
2．常见官能团中学常见的官能团及其构造等如下表所示：官能团名称 官能团构造式构造简式电子式化合物所属类别碳碳双键烯烃 碳碳三键 —C ≡C — —C ≡C —炔烃 卤原子 —X —X 卤代烃 羟基 —O —H—OH醇或酚 醚键醚 醛基 —CHO醛羰基—CO —酮羧基 —COOH羧酸酯基—COOR酯氨基—NH 2胺OHCH 2＝CH —C —OHO—C —OH O —C —OH O—C —H O —C — O—C —O —HO—C —O —R OH —N —H要点诠释：①官能团是中性基团，不带电荷。
②官能团决定有机物的主要化学性质，但一样的官能团连接的方式和位置不同，化学性质也有所不同。
③分子中含有两种或两种以上的官能团时，该分子可能具有多方面的性质，假设多种官能团之间互相影响，又可能表现出特殊性质，如羟基与链烃相连时形成的是醇，而直接与苯环相连时形成的是酚。
盖斯定律课件高二上学期化学人教版选择性必修_4
终态 反应热
始态
（2）能量守恒角度
先从始态S变化到终态L 体系放出热量(∆H1 <0)
始态(S)
然后从L到S，体系吸收 热量(∆H2>0)
终态(L)
经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以 就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0 推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H1与逆向反应 ∆H2大小相等，符号相反，即： ∆H1= –∆H2
则ΔH4的正确表达式为 ( B )
A.ΔH4＝ —2/3 (ΔH1＋ΔH2−3ΔH3) C.ΔH4＝ —3/2 (ΔH1＋ΔH2−3ΔH3)
B.ΔH4＝ — 2/3 (H3−ΔH1−ΔH2) D.ΔH4＝ — 3/2(ΔH1−ΔH2−3ΔH3)
【课堂练习2】
【检】
火箭推进剂用偏二甲肼(C2H8N2，l)作燃料，N2O4(l)作氧化剂时，反 应生成CO2、N2和水蒸气。已知： ①C2H8N2(l) + 4NO2(g)=2CO2(g) + 3N2(g) + 4H2O (g) ΔH1； ②2NO2(g) =N2O4(l) ΔH2， 则C2H8N2(l) + 2N2O4(l)=2CO2(g) + 3N2(g) + 4H2O (g) ΔH=
重点难点 盖斯定律的理解与应用
反应热研究简史 （课本P15页）
化学家盖斯改进了拉瓦锡和拉普拉斯 的冰量热计，从而较为准确地测量了许多化 学反应的热效应。通过大量实验，盖斯发现：
G.H.Hess, 1802-1850
H2SO4
H2SO4·H2O
H2SO4·2H2O
H2SO4·3H2O
一、盖斯定律
【评】
【方法归纳】 “三步”确定热化学方程式或ΔH
高二化学人教版选择性必修晶体结构与性质第四节超分子课件
思考：碱金属离子或大或小，猜想冠醚是如何识别它们的？ 冠醚环的大小与金属离子匹配，才能识别
冠醚是皇冠状的分子，可有不同大小的空穴适配不同大小的碱金属离子
O
O
O
O
O
O
18-冠醚-6的结构
不同冠醚的空腔尺寸不同，与不同的阳离子相匹配，从而实 现选择性结合。
冠醚 12-冠-4 15-冠-5 18-冠-6
C70
这个例子反映出来的超分子的特性被称为“分子识别”。
（2）分子识别——冠醚识别碱金属离子(如K＋)。
冠醚是皇冠状的分子，有不同大小的空穴，能与正离子，尤其是碱金属 离子络合，并随环的大小不同而与不同的金属离子络合，利用此性质可以 识别碱金属离子
冠醚，是分子中含有多个-氧-亚甲基-结构单元的大环多醚。常见的冠醚 有15-冠-5、18-冠-6，冠醚的空穴结构对离子有选择作用，在有机反应中可 作催化剂。 猜想这些名称的含义
2. 微粒间作用力—非共价键，主要是 静电作用、范德华力和氢键、疏水作用 以及一些分子与金属离子形成的弱配位 键等。
3.结构特点：超分子是组成复杂的，有组织的分子聚集体，并保
持一定的完整性使其具有明确的微观结构和宏观特性。 【解析】电池正极材料主要含有LiCoO2及少量Al、Fe等,加入稀H2SO4溶解后铁、铝
Rb 应进速一率 步增分大析，(a)平图衡所向示气的体Li分Fe子PO数4减的小晶的胞方中向，移八动面，体即结平构衡和正四向面移体动结，构+平的衡数体目系均中为氨的质量分数增大，c项符合题意。
21-冠-7
Cs+
冠醚识别碱金属离子的应用
冠醚能与阳离子尤其是碱金属阳离子作用，并且随环的大 小不同而与不同的金属离子作用，将阳离子以及对应的阴离子 都带入有机溶剂，因而成为有机反应中很好的催化剂。
高二化学知识点总结必修四第二章
高二化学知识点总结必修四第二章必修四第二章主要涉及以下几个知识点：1.化学键的类型和特点：离子键、共价键、金属键和氢键是最常见的化学键类型。
离子键是由阴阳离子之间的电荷吸引力形成的，共价键是由电子的共享形成的，金属键是由正离子之间的电子云形成的，氢键是特定的共价键，形成于氢原子与较电负的原子之间。
2.离子化合物的特点和命名规则：离子化合物由阳离子和阴离子组成，通常具有高熔点、高沸点和良好的导电性。
离子化合物的命名规则主要有两种：对于单原子阳离子，其名称为离子的金属元素名称加上“ion”；对于单原子阴离子，其名称为非金属元素的根与“ide”结尾。
如果离子的价有多种可能性，则在离子名称前面用希腊前缀表示。
3.共价化合物的特点和命名规则：共价化合物由非金属原子之间的共价键连接而成。
共价化合物通常具有较低的熔点和沸点，并且大多数不导电。
共价化合物的命名规则包括：对于简单的共价化合物，按照较电负元素的名称和后缀“ide”构成化合物名称；如果共价化合物中含有多个相同原子，则用前缀的方式表示其个数。
4.共价键的极性与非极性：共价键的极性是指电子偏离两个原子之间的一种程度。
非极性共价键情况下，两个原子电负性相等，电子对完全共享；极性共价键情况下，原子电负性不相等，电子对没有完全共享，而是偏向电负性较大的原子。
5.分子的形状和极性：分子的形状是由于电子对的排斥和电子云的形状而决定的。
分子的极性和形状的关系密切，非极性分子的形状通常是线性、三角形平面、四面体等，而极性分子的形状则更加复杂一些。
6.氢键的特点和应用：氢键是特殊的共价键类型，形成于氢原子与较电负的原子（如氧、氮和氟）之间。
氢键通常比较强，可以影响分子的性质和结构。
氢键在生物学、化学工业和材料科学等领域具有广泛的应用。
以上是必修四第二章的主要知识点总结，涵盖了离子化合物和共价化合物的特点、命名规则以及共价键的极性和非极性等内容。
掌握这些知识点可以帮助我们更好地理解分子的结构和性质，为化学学习打下坚实的基础。
人教版选修四第四章、电化学基础 期末基础知识复习及训练(含答案)
人教版高二化学必修四第四章、电化学基础期末基础知识复习及训练（含答案）基础知识点整理一、原电池基本概念理解。
1、原电池的概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
2、化学电池的分类：常见的原电池可以分为三类：（1）一次电池：常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等；（2）二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池；（3）燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。
3、原电池的电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑4、常见原电池的电极反应总结。
⑴干电池（属于一次电池）①结构：锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。
②电极反应负极：Zn-2e-=Zn2+正极：2NH4++2e-=2NH3+H2NH3和H2被Zn2＋、MnO2吸收：MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2＋＋4NH3=Zn(NH3)42＋⑵铅蓄电池（属于二次电池、可充电电池）①结构：铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。
②A.放电反应负极： Pb-2e-+ SO42- = PbSO4正极： PbO2 +2e-+4H+ + SO42- = PbSO4 + 2H2OB.充电反应：阴极：PbSO4 +2e-= Pb+ SO42-阳极：PbSO4 -2e- + 2H2O = PbO2 +4H+ + SO42-===总反应式：Pb + PbO 2 + 2H2SO4放电充电2PbSO4 + 2H2O5、典型例题分析。
例题1、原电池的电极名称不仅与电极材料的性质有关，也与电解质溶液有关。
下列说法中正确的是( )A．(1)(2)中Mg作负极，(3)(4)中Fe作负极B．(2)中Mg作正极，电极反应式为6H2O＋6e－===6OH－＋3H2↑C．(3)中Fe作负极，电极反应式为Fe－2e－===Fe2＋D．(4)中Cu作正极，电极反应式为2H＋＋2e－===H2↑答案：B解析：(1)中Mg作负极；(2)中Al作负极；(3)中铜作负极；(4)是铁的吸氧腐蚀，Fe作负极。
高二人教版化学知识点必修一
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化学反应原理
化学反应原理在高中化学中，化学反应是非常重要的一个知识点，但是往往很多学生都掌握不好这个内容，想知道化学反应有哪些知识点吗下面是百分网小编为大家整理的高二化学重要的知识点，希望对大家有用!高二化学反应原理知识化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q 0时，反应为吸热反应;Q 0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH 0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH 0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
高二化学教学工作总结(优秀10篇)
高二化学教学工作总结（优秀10篇）化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质(实质是自然界中原来不存在的分子)。
为大家精心整理了高二化学教学工作总结（优秀10篇），如果对您有一些参考与帮助，请分享给最好的朋友。
高二化学教学工作总结篇一本学年我担任高三37、42、43三个理科补习班化学教学工作、高三43班班主任工作和高三补习班化学备课组工作。
高三化学总复习是中学化学学习十分重要的时期，个性是补习班在巩固基储优化思维、提高潜力方面将直接影响高考成绩的提高。
本学年的教学工作总结如下。
一、研究信息，看准方向1、研究高考化学试题。
这几年的四川高考化学试题具有必须的连续性和稳定性，始终持续稳中有变的原则。
我们比较了试卷的结构、试题类型、考查的方式和潜力要求等，从而理清复习的思路，制定相应的复习计划。
2、关注新教材和新课程标准的变化。
熟悉新教材和新课程标准的变化，将有利于把握复习的方向和深难度，有利于增强复习的目的性。
3、熟悉考试大纲。
在我省考试大纲公布之后，我与备课组老师仔细研究，并准备在今后教学中不断阅读，进一步增强目的性，随时调整复习的方向。
二、抓纲务本，摆正关系高三化学复习，不“迷恋”复习资料，不陷入“题海”，处理好下面几种关系。
1、教材和复习资料的关系。
教材是化学总复习的根本，以教材为主体，使中学化学知识系统化、结构化、网络化，并在教材基础上进行拓宽和加深，复习资料作为主要参考书，供整理知识、练习使用。
2、重视基础和培养潜力的关系。
在化学理论的指导下，进行总结、归纳，使中学化学知识和技能结构化、规律化，从而做到在需要时易于联系和提取应用。
同时注意规范化学用语的使用（如化学反应方程式、离子方程式、电极反应式、电离方程式以及化学式、结构式、电子式等），规范语言文字的表达潜力，力争使基础知识过手。
3、练习量和复习效率的关系。
练习是化学总复习的重要组成部分，练习量务必合理，以保证质量为前提。
高考化学：选择性必修1知识点归纳整理!(1-4章)
高考化学：选择性必修1知识点归纳整理！（1-4章）第一章化学反应的热效应考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
化学教师个人工作总结2024五篇
化学教师个人工作总结2024五篇本人本学期担任高二两个理科班化学老师。
按照教学计划，以及新的课程标准，本人已经如期地完成了高二化学选修4的教学工作，为了总结经验，寻找不足。
现将一学期的工作总结如下：一、业务学习面临新课改，对我而言既是机遇也是挑战。
课改就出现新的教学理念，这就需要紧紧围绕学习新课程，构建新课程，尝试新教法的目标，不断更新教学观念。
树立了学生主体观，贯彻了民主教学的思想，构建了一种民主和谐平等的新型师生关系，使尊重学生人格，尊重学生观点，承认学生个性差异，积极创造和提供满足不同学生学习成长条件的理念落到实处。
二、教学研究1 、备课深入细致。
平时认真研究教材，多方参阅各种资料，力求深入理解教材，准确把握难重点。
在制定教学目的时，非常注意学生的实际情况。
教案编写认真，并不断归纳总结经验教训。
2 、注重课堂教学效果。
坚持学生为主体，教师为主导、教学为主线，注重讲练结合。
在教学中注意抓住重点，突破难点。
3、在作业批改上，认真及时，虽然班级较多力求做到全批全改。
三、工作中存在的问题1 、教材挖掘不深入。
2 、教法不灵活，不能吸引学生学习，对学生的引导、启发不足。
3 、新课标下新的教学思想学习不深入。
对学生的自主学习，合作学习，缺乏理论指导。
4 、后进生未抓在手。
由于本学期理科学生面临会考文科压力，学生对理科的学习比较松懈。
特别是后进生而言，会考对他们而言难度较大，无暇顾及其他高考科目。
5 、教学反思不够。
四、今后努力的方向1 、加强学习，学习新课标下新的教学思想。
2 、学习新课标，挖掘教材，进一步把握知识点和考点。
3 、多听课，学习同科目教师先进的教学方法的教学理念。
4 、加强转差培优力度。
5 、加强教学反思，加大教学投入。
化学教师个人工作总结2024五篇化学教师个人工作总结2024五篇光阴似箭，岁月如梭，一年匆匆而过。
为了进一步提高教学质量，取得更好的教学效果，对一年来的教学工作进行总结和反思。
高二化学选择性必修一全册知识点
高二化学选择性必修一全册知识点一、物质的组成与结构1. 原子与元素- 原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
- 元素是由具有相同原子序数的原子构成的纯净物质。
2. 元素周期表- 元素周期表按照原子序数的增序排列，分为周期和族。
- 周期表示元素外层电子能级的数量，族表示元素外层电子的性质。
3. 化合物- 化合物由两种或更多种不同元素以确定的比例结合而成。
- 分子式表示化合物的组成，化学式表示化合物中元素的种类及其原子数量的比例。
4. 分子和离子- 分子由两个或多个原子通过共价键结合而成，可以是同种元素或不同种元素。
- 离子是具有正电荷或负电荷的原子或原子团，通过电荷吸引力结合成化合物或离子晶体。
二、化学反应与化学方程式1. 原子的转化与质量守恒定律- 化学反应中，原子不会被永久破坏或消失，仅发生重新组合。
- 根据质量守恒定律，化学反应前后所涉及的各种物质的质量之和保持不变。
2. 氧化还原反应- 氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的化学反应。
- 氧化剂能使其他物质被氧化，还原剂能使其他物质被还原。
3. 化学方程式的书写与平衡- 化学方程式用化学符号和化学式表示化学反应过程。
- 平衡状态下，反应物和生成物的物质的物质的物质的物质的量在化学方程式中应符合一定的比例关系。
三、化学反应速率与化学平衡1. 反应速率- 反应速率指单位时间内反应物消耗或产物生成的数量。
- 温度、浓度、压强、催化剂等因素会影响反应速率。
2. 化学平衡- 化学平衡是指在封闭系统中，反应物和生成物浓度之间达到一定比例关系的状态。
- 平衡常数表示在一定温度下，化学平衡中各物质浓度的比例。
四、溶液与溶解度1. 溶液的基本概念- 溶液由溶质和溶剂组成，其中溶质是被溶解的物质，溶剂是指溶解溶质的物质。
- 溶解度是指在一定温度下，在溶剂中能溶解的溶质的最大量。
2. 浓度- 浓度是指溶液中溶质的质量或摩尔量与溶剂的质量或体积的比值。
高中化学必知识点：氧化还原反应
高中化学必知识点：氧化还原反应一、概念判断：1、氧化还原反应的实质：有电子的转移(得失)2、氧化还原反应的特征：有化合价的升降(判断是否氧化还原反应)3、氧化剂具有氧化性(得电子的能力)，在氧化还原反应中得电子，发生还原反应，被还原，生成还原产物。
4、还原剂具有还原性(失电子的能力)，在氧化还原反应中失电子，发生氧化反应，被氧化，生成氧化产物。
5、氧化剂的氧化性强弱与得电子的难易有关，与得电子的多少无关。
6、还原剂的还原性强弱与失电子的难易有关，与失电子的多少无关。
7、元素由化合态变游离态，可能被氧化(由阳离子变单质)，也可能被还原(由阴离子变单质)。
8、元素最高价态有氧化性，但不一定有强氧化性;元素最低价态有还原性，但不一定有强还原性;阳离子不一定只有氧化性(不一定是最高价态,，如：Fe2+)，阴离子不一定只有还原性(不一定是最低价态，如：SO32-)。
9、常见的氧化剂和还原剂：10、氧化还原反应与四大反应类型的关系：置换反应一定是氧化还原反应;复分解反应一定不是氧化还原反应;化合反应和分解反应中有一部分是氧化还原反应。
例、在H+、Fe2+、Fe3+、S2-、S中，只有氧化性的是________________，只有还原性的是________________,既有氧化性又有还原性的是___________。
二、氧化还原反应的表示：(用双、单线桥表示氧化还原反应的电子转移情况)1、双线桥：“谁”变“谁”(还原剂变成氧化产物，氧化剂变成还原产物)2、单线桥：“谁”给“谁”(还原剂将电子转移给氧化剂)三、氧化还原反应的分析1、氧化还原反应的类型：(1)置换反应(一定是氧化还原反应)2CuO + C = 2Cu + CO2 SiO2+2C =Si + 2CO2Mg + CO2 = 2MgO + C 2Al+ Fe2O3= 2Fe + Al2O3 2Na+2H2O= 2NaOH+ H2uarr; 2Al+6H+= 2Al3++3H2uarr;2Br -+ Cl2= Br2+2Clndash;Fe+ Cu2+= Fe2++ Cu2CO+ O2 = 2CO2 3Mg + N2 = Mg3N22SO2+ O2 = 2SO3 2FeCl2+ Cl2 = 2FeCl3(3)分解反应(一部分是氧化还原反应)4HNO3(浓)= 4NO2uarr;+ O2uarr;+ 2H2O 2HClO = 2HCl + O2uarr;2KClO3= 2KCl + 3O2uarr;(4)部分氧化还原反应：MnO2+4 HCl(浓)= MnCl2+Cl 2uarr;+2 H2OCu + 4HNO3(浓)= Cu(NO3)2+2NO2uarr;+2H2O3Cu + 8HNO3= 3Cu(NO3)2+2NOuarr;+4H2OCu+ 2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2uarr;+ 2H2O(5)自身氧化还原反应：(歧化反应)Cl 2+ H2O = HCl + HClO 3S+ 6OH-= 2S2-+ SO32-+3H2O 2Na2O2+2H2O=4NaOH+ O2uarr;;2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O22Ca(OH)2+ 2Cl 2= CaCl2+ Ca(ClO)2+2H2O(6)同种元素不同价态之间的氧化还原反应(归中反应)2H2S + SO2= 3S + 3H2O5Clndash;+ ClO3-+6H+=3Cl2uarr; + 3H2O(7)氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物不止一种的氧化还原反应：2KNO3+ S + 3C = K2S + N2uarr; +3CO2uarr;2KMnO4= K2MnO4+ MnO2+ O2uarr;2、氧化还原反应分析：(1)找四物：氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物(2)分析四物中亮的关系：特别是歧化反应、归中反应、部分氧化还原反应(3)电子转移的量与反应物或产物的关系例：根据反应：8NH3+3Cl2==6NH4Cl+N2，回答下列问题：(1)氧化剂是_______，还原剂是______，氧化剂与还原剂的物质的量比是____________;(2)当有68gNH3参加反应时，被氧化物质的质量是____________g，生成的还原产物的物质的量是____________mol。
高中化学教学总结范文5篇
高中化学教学总结范文5篇高中化学教学总结篇1本学年度，我担任高二化学两个教学班的化学教学，本学年度这一年就要结束了，本学期按照教学计划，以及新的教学大纲，已经如期地完成了教学任务。
本学期已完成了选修5及必修1一轮复习部分的`内容，期末复习工作也顺利进行。
做到有组织、有计划、有步骤地引导学习进行复习，并做好补缺补漏工作。
无论是教师的编写提纲，还是课堂上的精讲多炼，处处都体现了师生的默契配合。
本学期，我适应新时期教学工作的要求，从各方面严格要求自己，结合本校的实际条件和学生的实际情况，勤勤恳恳，兢兢业业，使教学工作有计划，有组织，有步骤地开展。
立足现在，放眼未来，为使今后的工作取得更大的进步，现对本学期教学工作作出总结，希望能发扬优点，克服不足，总结检验教训，继往开来，以促进教训工作更上一层楼。
一、认真备课，不但备学生而且备教材备教法，根据教材内容及学生的实际，设计课的类型，拟定采用的教学方法，并对教学过程的程序及时间安排都作了详细的记录，认真写好教案。
每一课都做到"有备而来"，每堂课都在课前做好充分的准备，并制作各种利于吸引学生注意力的有趣教具，课后及时对该课作出总结，写好教学后记，并认真按搜集每课书的知识要点，归纳成集。
二、增强教学技能，提高教学质量，使讲解清晰化，条理化，准确化，情感化，生动化，做到线索清晰，层次分明，言简意赅，深入浅出。
在课堂上特别注意调动学生的积极性，加强师生交流，充分体现学生的主作用，让学生学得容易，学得轻松，学得愉快；注意精讲精练，在课堂上老师讲得尽量少，学生动口动手动脑尽量多；同时在每一堂课上都充分考虑每一个层次的学生学习需求和学习能力，让各个层次的学生都得到提高。
三、认真批改作业：布置作业做到精读精练。
有针对性，有层次性。
为了做到这点，我常常到各大书店去搜集资料，对各种辅助资料进行筛选，力求每一次练习都起到最大的效果。
同时对学生的作业批改及时、认真，分析并记录学生的作业情况，将他们在作业过程出现的问题作出分类总结，进行透切的评讲，并针对有关情况及时改进教学方法，做到有的放矢。
高二上化学几本书啊知识点
高二上化学几本书啊知识点在高二上学期，化学是中学课程中的一个重要组成部分。
为了系统学习化学知识，学生需要阅读一定数量的教材和参考书。
下面介绍几本适合高二上化学学习的书籍，并总结一些重要的知识点。
一、参考教材1. 《化学必修1》该教材是高中化学课程的必修教材之一，由教育部编写。
它涵盖了高中化学的基础知识，包括物质的组成与结构、化学方程式与化学计量、化学反应与能量变化等内容。
这本教材通俗易懂，适合初学者入门。
2. 《化学必修2》这是高中化学的另一本必修教材，也是教育部编写。
《化学必修2》承接了《化学必修1》的内容，详细介绍了离子反应、氧化还原反应、电化学等知识点。
它的详细解析和案例分析有助于理解和掌握化学的基本概念和原理。
3. 《高中必修化学实验指导书》这本实验指导书是为高中化学实验而编写的，对实验操作步骤、实验原理和实验结果进行了详细介绍。
通过进行实验，学生能够加深对化学实验原理的理解，并培养实验操作和观察分析的能力。
二、参考辅导书1. 《高中化学备考指南》该书是为高中化学考试备考而编写的，对高二上学期的化学知识点进行了深入讲解和归纳。
书中包含了大量的例题和习题，有助于学生巩固所学知识，并提供了详细的答案和解析。
2. 《高中化学考试突破指南》这本书适合高二学生复习化学知识，重点介绍了考试中容易出现的重要知识点和题型。
它提供了高考试题的解析和解题方法，帮助学生提高应对考试的策略和技巧。
三、重要知识点1. 原子结构原子结构是化学的基础，包括原子核、电子、质子和中子等组成部分。
学生需要了解原子的基本结构和元素周期表的构成，理解电子排布的规律和原子化合价的计算方法。
2. 化学键化学键是原子之间吸引力的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
学生需要理解不同键的形成原理和特点，掌握化学键的命名和化学键能的计算方法。
3. 物质的变化物质的变化包括化学变化和物理变化。
学生需要了解化学反应的条件、类型和方程式的表示方法，能够分析和解释物质在化学反应中的变化过程。
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化学反应原理第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化第二节燃烧热能源第三节化学反应热的计算归纳与整理第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素第三节化学平衡第四节化学反应进行的方向归纳与整理第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节难溶电解质的溶解平衡归纳与整理第四章电化学基础第一节原电池第二节化学电源第三节电解池第四节金属的电化学腐蚀与防护归纳与整理化学选修4化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等·8H2O与NH4Cl ②大多数的分☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热O，这时的反应1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：O(l) ΔH=－57.3kJ/molH+(aq) +OH-(aq) =H23．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡系②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平衡②Mr一定时，但m+n=p+q时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个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____比值。
符号：__K__（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。
K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。
反之，则相反。
一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：浓度积）Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应＊四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。
非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。