高二化学选修4教案

高二化学选修4教案

　　教案是教师为顺利而有效地开展教学活动，根据课程标准，教学大纲和教科书要求及学生的实际情况，以课时或课题为单位，对教学内容、教学步骤、教学方法等进行的具体设计和安排的一种实用性教学文书。教案包括教材简析和学生分析、教学目的、重难点、教学准备、教学过程及练习设计等。接下来小编为你带来高二化学选修4教案，希望对你有帮助。

　　第一篇:高二化学选修4教案

　　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/mol

　　3.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

　　☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl  ② 大多数的分解反应  ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应       ④ 铵盐溶解等

　　小结：

　　1、化学键断裂，吸收能量；

　　化学键生成，放出能量

　　2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0

　　3、反应热      数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差

　　二、热化学方程式

　　1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.

　　2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.

　　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 kPa

　　②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g),   N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol ③燃烧物的物质的量：燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；

　　④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

　　四、中和热

　　1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和

　　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：

　　H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    ΔH=－57.3kJ/mol

　　3．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。

　　a： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为０。

　　即△H＋ △H ’ = ０

　　b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。

　　即△H= △H1+ △H2+ △H3+……

　　c：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

　　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（：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

　　应用中应注意的问题

　　①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）

　　②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比气体的'物质的量

　　③、气体的浓度用 容器的体积来表示

　　④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。

　　⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率

　　2. 外界条件对化学反应速率的影响

　　1）、浓度对化学反应速率的影响。

　　结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。

　　注意：a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。

　　原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。

　　2）、压强对反应速率的影响。

　　结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。

　　原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。

　　3）、温度对化学反应速率的影响。

　　结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。

　　原因：(1)浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。

　　(2)温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。前者是主要原因。

　　4）、催化剂对化学反应速率的影响。

　　结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。

　　如不特意说明，指正催化剂。

　　原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。

　　5）、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响

　　6）、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

　　活化分子：能量较高、有可能发生有效

　　碰撞的分子。

　　活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。

　　活化分子百分数：    (活化分子数/反应物分子数)×100%

　　※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

　　可逆反应与不可逆反应

　　(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。

　　不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。

　　(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。

　　(3)可逆反应的特点：

　　①相同条件下，正反应和逆反应同时发生

　　②反应物、生成物共同存在

　　③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)

　　（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。

　　第二篇:高二化学选修4教案

　　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/mol     3.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>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 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH) 2?8H2O与NH4Cl       ② 大多数的分解反应  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 kPa

　　②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 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热

　　1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 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： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol

　　3．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（：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

　　※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

　　（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）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。

　　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。   混和物   物质

　　强电解质：       强酸，强碱，大多数盐     。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

　　纯净物

　　弱电解质：       弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??

　　化合物

　　非电解质：      非金属氧化物，大部分有机物   。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

　　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         ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

　　③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4             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。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

　　9、电离方程式的书写：用可逆符号   弱酸的电离要分布写（第一步为主）

　　10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）

　　+-      +-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]

　　11、影响因素：

　　a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

　　b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

　　C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:

　　水的离子积：KW =  c[H+]·c[OH-]

　　25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L  ; KW = [H+]·[OH--14   注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：

　　①酸、碱 ：抑制水的电离    KW〈1*10-14

　　②温度：促进水的电离（水的电离是  吸   热的） ③易水解的盐：促进水的电离  KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH：   （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：

　　酸碱指示剂——  甲基橙   、 石蕊   、 酚酞   。

　　变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）  石蕊5.0~8.0（紫色）  酚酞8.2~10.0（浅红色）

　　pH试纸 —操作    玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可         。       注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）   [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）  [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）  (注意 :不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） 四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n  （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n  （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n   （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n  （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

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