高二化學選修4教案

　　教案是教師為順利而有效地開展教學活動，根據課程標準，教學大綱和教科書要求及學生的實際情況，以課時或課題為單位，對教學內容、教學步驟、教學方法等進行的具體設計和安排的一種實用性教學文書。教案包括教材簡析和學生分析、教學目的、重難點、教學準備、教學過程及練習設計等。接下來小編為你帶來高二化學選修4教案，希望對你有幫助。

　　第一篇:高二化學選修4教案

　　第一章 化學反應與能量

　　一、焓變 反應熱

　　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

　　（1）.符號： △H   （2）.單位：kJ/mol

　　3.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。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0

　　☆ 常見的放熱反應：①所有的燃燒反應 ②酸堿中和反應 ③大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

　　☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl  ② 大多數的分解反應  ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應       ④ 銨鹽溶解等

　　小結：

　　1、化學鍵斷裂，吸收能量；

　　化學鍵生成，放出能量

　　2、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為“-”或小于0 反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為“+”或大于0

　　3、反應熱      數值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差

　　二、熱化學方程式

　　1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.

　　2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.

　　書寫化學方程式注意要點:

　　①熱化學方程式必須標出能量變化。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

　　⑤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

　　三、燃燒熱

　　1．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。

　　※注意以下幾點：

　　①研究條件：101 kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。C元素轉化為CO2，而不是CO；H元素轉化為H2O(l)，而不是H2O(g),   N元素轉化為N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol ③燃燒物的物質的量：燃料是以1mol作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示；

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　四、中和熱

　　1．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。

　　2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

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

　　3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4．中和熱的測定實驗

　　五、蓋斯定律

　　1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

　　a： 若某化學反應從始態（S）到終態（L）其反應熱為△H，而從終態（L）到始態（S）的反應熱為△H ’，這兩者和為０。

　　即△H＋ △H ’ = ０

　　b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。

　　即△H= △H1+ △H2+ △H3+……

　　c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。

　　第二章 化學反應速率和化學平衡

　　一、化學反應速率

　　1. 化學反應速率（v）

　　⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

　　⑷ 影響因素：

　　① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　　② 條件因素（外因）：反應所處的條件

　　應用中應注意的問題

　　①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平均反應速率。時間間隔越短，在這段時間發生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率）

　　②對某一具體化學反應來說，在用不同物質表示化學反應速率時所得數值往往不同。用各物質表示的化學反應速率的數值之比等于化學方程式中各物質的系數之比氣體的'物質的量

　　③、氣體的濃度用 容器的體積來表示

　　④、無論用任何物質來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應速率都為正數（沒有負數）。

　　⑤、在反應中對于固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應速率

　　2. 外界條件對化學反應速率的影響

　　1）、濃度對化學反應速率的影響。

　　結論：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。

　　注意：a、此規律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。

　　原因：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數是一定的，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數增多，活化分子數也相應的增多，反應速率也必然增大。

　　2）、壓強對反應速率的影響。

　　結論：對于有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。

　　原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數增多，因而可以增大化學反應的速率。

　　3）、溫度對化學反應速率的影響。

　　結論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。

　　原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數量，反應速率增大。

　　(2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內反應物分子間的碰撞次數增加，反應速率也會相應的加快。前者是主要原因。

　　4）、催化劑對化學反應速率的影響。

　　結論：催化劑可以改變化學反應的速率。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑。

　　如不特意說明，指正催化劑。

　　原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數，因而使反應速率加快。

　　5）、其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質等，也會對化學反應的速率產生影響

　　6）、有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞。

　　活化分子：能量較高、有可能發生有效

　　碰撞的分子。

　　活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差。

　　活化分子百分數：    (活化分子數/反應物分子數)×100%

　　※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變    ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　二、化學平衡

　　可逆反應與不可逆反應

　　(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。

　　不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。

　　(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。

　　(3)可逆反應的特點：

　　①相同條件下，正反應和逆反應同時發生

　　②反應物、生成物共同存在

　　③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)

　　（一）1.定義：

　　化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

　　第二篇:高二化學選修4教案

　　第一章 化學反應與能量

　　一、焓變 反應熱

　　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（1）.符號： △H  （2）.單位：kJ/mol     3.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。(放熱>吸熱) △H 為“—”或△H<0>放熱）△H 為“+”或△H >0

　　☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應         ② 酸堿中和反應                     ③ 大多數的化合反應       ④ 金屬與酸的反應

　　⑤ 生石灰和水反應         ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2?8H2O與NH4Cl       ② 大多數的分解反應  ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應       ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式  書寫化學方程式注意要點:

　　①熱化學方程式必須標出能量變化。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

　　⑤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 三、燃燒熱

　　1．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。

　　※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱

　　1．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。 2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol

　　3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律

　　1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

　　第二章 化學反應速率和化學平衡

　　一、化學反應速率

　　1. 化學反應速率（v）

　　⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s） ⑷ 影響因素：

　　① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件

　　※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變 ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）1.定義：

　　化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。 2、化學平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）  動（動態平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數恒定）  變（條件改變，平衡發生變化）  3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

　　（二）影響化學平衡移動的因素

　　1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

　　（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。 2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

　　3、壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似 4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學平衡常數

　　（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。   符號：K

　　（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。 2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。 （三）化學平衡常數K的應用:

　　1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應向正反應方向進行; Q=K:反應處于平衡狀態 ; Q〉K:反應向逆反應方向進行 3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應 ＊四、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。 2、分類

　　（1）定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。 （2）定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學反應進行的方向 1、反應熵變與反應方向：

　　（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S.  單位：J?mol-1?K-1

　　(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的'熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。. （3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)  2、反應方向判斷依據

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：  ΔH-TΔS〈0       反應能自發進行 ΔH-TΔS=0        反應達到平衡狀態 ΔH-TΔS〉0       反應不能自發進行 注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行      （2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

　　第三章 水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。                  強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。   混和物   物質

　　強電解質：       強酸，強堿，大多數鹽     。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

　　純凈物

　　弱電解質：       弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??

　　化合物

　　非電解質：      非金屬氧化物，大部分有機物   。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物   非電解質——共價化合物

　　注意：①電解質、非電解質都是化合物         ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4             為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成   離子的速率   和離子結合成          時，電離過程

　　就達到了   平衡狀態      ，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度   越小   ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　9、電離方程式的書寫：用可逆符號   弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

　　10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）

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

　　11、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:

　　水的離子積：KW =  c[H+]·c[OH-]

　　25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L  ; KW = [H+]·[OH--14   注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿 ：抑制水的電離    KW〈1*10-14

　　②溫度：促進水的電離（水的電離是  吸   熱的） ③易水解的鹽：促進水的電離  KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸堿性和pH：   （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法：

　　酸堿指示劑——  甲基橙   、 石蕊   、 酚酞   。

　　變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色）  石蕊5.0~8.0（紫色）  酚酞8.2~10.0（淺紅色）

　　pH試紙 —操作    玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可         。       注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）   [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其它）  [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）  (注意 :不能直接計算[H+]混) 3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它） 四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n  （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n  （但始終不能大于或等于7） 3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n   （但始終不能小于或等于7） 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n  （但始終不能小于或等于7） 5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

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