高中化學教案范文

時間：2024-03-18 06:53:29 淑娟20由分享

化學教案是化學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。今天小編在這給大家整理了高中化學教案，接下來隨著小編一起來看看吧!

高中化學教案(一)

第一節重要的氧化劑和還原劑(1、2課時)

【教學目的】

1.使學生了解氧化劑和還原劑是性質相反的一對物質。

2.使學生掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應。

3.對學生進行矛盾的對立統一等辯證唯物主義觀點教育。

【教學重點】

氧化劑、還原劑與元素化合價的關系，重要氧化劑和還原劑的常見反應。

【教學難點】

重要氧化劑和還原劑的常見反應。

【教具準備】

試管、膠頭滴管、濾紙。

飽和氯水、飽和NaBr溶液、飽和KI溶液、鐵粉、濃硫酸、稀硫酸、溪水、KSCN溶液、濃硝酸。

【教學方法】

復習、歸納法及實驗、分析、總結法。

【課時安排】

2課時。

第一課時重要的氧化劑和還原劑

第二課時重要氧化劑和還原劑的常見反應

【教學過程】

第一課時

【引言】同學們，你們還記得氧化還原反應、氧化劑和還原劑等有關知識是在什么時候開始學習的嗎?通過高一的學習，大家對氧化劑和還原劑的知識已經有了較好基礎，今天我們將進一步學習重要的氧化劑和還原劑。

【板書】第一節重要的氧化劑和還原劑

【提問】氧化還原反應中物質變化的特征是什么?實質是什么?什么物質是氧化劑?什么物質是還原劑?

【投影】(師生共同完成)

【練習】在 3Cu+8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O的反應中，還原劑是，氧化劑是，還原產物是，氧化產物是，4 mol HNO3參加反應，其中被還原的是 mol。用“雙線橋”表示該反應。

【過渡】在氧化還原反應方程式里，除了用箭頭表明反應前后同一元素原子的電子轉移外，還可以用箭頭表示不同元素原子的電子轉移，即“單線橋”。

【板書】一、電子轉移的表示方法

(1)雙線橋法：

(2)單線橋法：

【講述】單線橋表示反應過程中，電子由還原劑轉移給氧化劑的情況，從失電子的原子出發，箭頭指向得電子的原子，箭頭上標出電子轉移總數，不需標明“失去”或“得到”字樣。

【練習】用單線橋表示下列氧化還原反應中電子轉移的方向和數目，并指出氧化劑和還原劑。

(1)2KClO3 2KCl+3O2

(2)Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

(3)4NH3+6NO=5N2+6H2O

【投影】展示學生上述練習，并進行講評。

【討論】物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，與元素的化合價有什么關系?

【小結】元素處于價態，反應中該物質只能得電子作氧化劑;處于態，只能失電子作還原劑;元素處于中間價態，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失去電子，因此，物質既能作氧化劑，又能作還原劑。如硫元素。

【投影】

-2 0 +4 +6

S S S S

只能作還原劑既能作氧化劑又能作還原劑只能作氧化劑

【過渡】為了更好地了解氧化還原反應規律，根據我們已有知識把常見的重要氧化劑和還原劑進行歸納總結。

【板書】二、重要的氧化劑和還原劑

【投影】(由學生寫出化學式)

【練習】1.對于反應NaH+NH3=NaNH2+H2的說法正確的是()。

A.NH3是還原劑

B.H2既是氧化產物又是還原產物

C.電子轉移數為2

D.NaH是還原劑

2.高錳酸鉀溶液與氫澳酸可發生反應：KmnO4+HBr = Br2+MnBr2+KBr+H2O，其中還原劑是。若消耗0.1 mol氧化劑，則被氧化的還原劑的物質的量是 mol。

3.在一定條件下，NO與NH3可發生反應生成N2和H2O。現有NO和NH3的混合物 lmol，充分反應后，所得產物中，若經還原得到的N2比經氧化得到的N2多1.4 g。

(1)寫出反應的化學方程式，并標明電子轉移的方向和數目。

(2)若以上反應進行完全，試計算原反應混合物中 NO與 NH3的物質的量可能各是多少?

【點評】正確分析化合價的升降情況，確定氧化劑和還原劑，利用得失電子數相等，解有關氧化還原反應的計算題。

【小結】1.氧化劑和還原劑是性質相反的一對物質，在反應戶是作氧化劑還是作還原劑主要取決于元素的化合價。

2.氧化還原反應中電子轉移的方向和數目的表示。

【思考】重要氧化劑和還原劑的常見反應有哪些?

【作業】教材習題一、二，2;二、三。

【板書設計】

第一節重要的氧化劑和還原劑

一、電子轉移的表示方法

二、重要的氧化劑和還原劑

第二課時

【引言】上節課我們總結了一些重要的氧化劑和還原劑，了解了它們與元素化合價之間的關系。這節課我們將進一步總結這些重要的氧化劑和還原劑的常見反應。

【板書】三、重要氧化劑和還原劑的常見反應

【學生實驗】【實驗3-l】

【提問】請同學敘述上述實驗現象，解釋原因并寫出反應的方程式。

【投影】2NaBr+Cl2 = 2NaCI+Br2 2KI+Cl2 = 2KCl+I2 2KI+Br2 = 2KBr+I2

【設疑】通過以上反應說明了什么問題?

【講述】通過鹵素單質間的置換反應，說明單質的氧化性不同，按F2、Cl2、Br2、I2順序逐漸減弱。

【板書】1.對于氧化劑，同主族的非金屬原子隨原子半徑增大，單質的氧化性逐漸減弱。

【設疑】若是金屬間的置換反應呢?

【板書】2.對于還原劑，金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

還原性逐漸減弱

【說明】一般元素的金屬性越強，單質的還原性越強，對應形成金屬陽離子的氧化性越弱。

【設疑】高價物質具有氧化性，低價物質具有還原性，通過實驗如何驗證呢?

【演示】【實驗3—2】

引導學生對實驗過程進行分析，觀察實驗現象。

【提問】產生上述現象的原因是什么?寫出對應的化學方程式。

【投影】Fe+H2SO4(稀)=FeSO4+H2↑

6FeSO4+3Br2 = 2Fe2(SO4)3+2FeBr3

2FeSO4+2HNO3(濃)+H2SO4 = Fe2(SO4)3+2NO2+2H2O

Fe3++3SCN- = Fe(SCN)3

【補充對比實驗】FeCl3溶液中滴加KSCN溶液;FeCl3溶液中先加足量Fe粉后，再加KSCN溶液。

【提問】通過上述實驗進一步說明了什么問題?(學生回答后歸納)

【板書】3.元素處于高價態的物質具有氧化性。如：CO2、FeCl3、MnO2。

4.元素處于低價態的物質具有還原性。如：CO、FeSO4。

5.具有多種可變價態的金屬元素，一般高價態時氧化性強，隨著化合價的降低，氧化性減弱，還原性增強。

Fe3+ Fe2+ Fe

氧化性較強氧化性較弱無氧化性，還原性較強

【練習】書寫下列反應的方程式。

1.C+CO2 2.FeCl3+Fe 3.FeCl2+Cl2 4.MnO2+HCl 5.CO+CuO

【提問】回憶Fe與濃硫酸、稀硫酸反應現象;Cu與濃硫酸反應現象;Cu與濃硝酸、稀硝酸反應現象，寫出對應的化學反應方程式，并分析起氧化作用的元素。

【板書】6.濃硫酸是強氧化劑，起氧化作用的是 S，反應后一般生成SO2。

稀硫酸與活潑金屬反應放出H2，起氧化作用的是H+。

7.濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑，反應時主要是N得電子，被還原成NO2、NO等。

【說明】氧化性酸和酸的氧化性不同，氧化性酸是指酸根部分的某元素易于得電子的酸，如濃硫酸、硝酸等;而酸的氧化性是指H+得電子形成H2，酸都有氧化性是指H+的氧化性。

【小結】通過以上重要的氧化劑和還原劑的常見反應，可歸納出發生氧化還原反應的一般規律。

【板書】四、發生氧化還原反應的一般規律：

強氧化劑十強還原劑 = 弱還原劑十弱氧化劑

【講述】在適當的條件下，可用氧化性強的物質制取氧化性弱的物質;也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。如：Cl2 + 2KI = ZKCl+I2

2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu

【討論】已知在常溫時能發生下列反應：

Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu

2Fe2+ + Br2 = 2Fe3+ + 2Br-

2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+

根據上述實驗事實，分析Fe3+、Fe2+、Cu2+、br2作為氧化劑時，其氧化能力的強弱順序。

【板書】根據方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱：

氧化性：氧化劑>氧化產物

還原性：還原劑>還原產物

【強調】根據氧化劑和還原劑的相對強弱，我們不但可判斷某些氧化還原反應能否發生和反應的難易，而且還能判斷反應進行的程度以及氧化產物、還原產物。

【練習】已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為：Cl-<h2o2<fe2+<i-<so2，判斷下列反應不能發生的是()。< p="">

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

B.I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI

C.H2O2 + 2H+ + SO42- = SO2↑ + O2↑ + 2H2O

D.2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2

【小結】本節重點要掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應，并能分析判斷氧化性、還原性的強弱。

【作業】教材習題一、3;四。

【板書設計】

三、重要氧化劑和還原劑的常見反應

1.對于氧化劑，同主族的非金屬原子隨原子半徑增大，單質的氧化性逐漸減弱。

2.對于還原劑，金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

還原性逐漸減弱

3.元素處于高價態的物質具有氧化性。如：CO2、FeCl3、MnO2。

4.元素處于低價態的物質具有還原性。如：CO、FeSO4。

5.具有多種可變價態的金屬元素，一般高價態時氧化性強，隨著化合價的降低，氧化性減弱，還原性增強。

Fe3+ Fe2+ Fe

氧化性較強氧化性較弱無氧化性，還原性較強

6.濃硫酸是強氧化劑，起氧化作用的是 S，反應后一般生成SO2。

稀硫酸與活潑金屬反應放出H2，起氧化作用的是H+。

7.濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑，反應時主要是N得電子，被還原成NO2、NO等。四、發生氧化還原反應的一般規律：

強氧化劑十強還原列二弱還原劑十弱氧化劑

根據方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱：

氧化性：氧化劑>氧化產物

還原性：還原劑>還原產物

高中化學教案(二)

元素周期律與元素周期表

一.理解元素周期律及其實質。

1.元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化的規律叫做元素周期律。

2.元素原子核外電子排布的周期性變化(原子最外層電子數由1個增加到8個的周期性變化)決定了元素性質的周期性變化(原子半徑由大到小、正價由+1遞增到+7、非金屬元素最低負價由-4到-1、元素金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強)。

二.掌握證明元素金屬性和非金屬性強弱的實驗依據。

1.元素的金屬性是指元素的原子失去電子的能力。元素的金屬性越強，其單質與水或酸反應置換出氫越容易，價氫氧化物的堿性越強;金屬性較強的金屬能把金屬性較弱的金屬從其鹽溶液中置換出來(K、Ca、Na、Ba等除外)。

2.元素的非金屬性是指元素的原子奪取電子的能力。元素的非金屬性越強，其單質與氫氣化合越容易，形成的氣態氫化物越穩定，價氧化物對應的水化物酸性越強;非金屬性較強的非金屬能把金屬性較弱的非金屬從其鹽或酸溶液中置換出來(F2除外)

三.熟悉元素周期表的結構，熟記主族元素的名稱及符號。

1.記住7個橫行，即7個周期(三短、三長、一不完全)。

2.記住18個縱行，包括7個主族(ⅠA～ⅦA)、7個副族(ⅠB～ⅦB)、1個第Ⅷ族(第8、9、10縱行)和1個0族(即稀有氣體元素)。

3.記住金屬與非金屬元素的分界線(氫、硼、硅、砷、碲、砹與鋰、鋁、鍺、銻、釙之間)。

4.能推斷主族元素所在位置(周期、族)和原子序數、核外電子排布。

四.能綜合應用元素在周期表中的位置與原子結構、元素性質的關系。

1.原子序數=原子核內質子數;周期數=原子核外電子層數;主族數=原子最外層電子數=價電子數=元素正價數=8-?最低負價?。

2.同周期主族元素從左到右，原子半徑遞減，金屬性遞減、非金屬性遞增;同主族元素從上到下，原子半徑遞增，金屬性遞增、非金屬性遞減;位于金屬與非金屬元素分界線附近的元素，既表現某些金屬的性質，又表現某些非金屬的性質。

五.能綜合應用同短周期、同主族元素性質的遞變性及其特性與原子結構的關系。

原子半徑、化合價、單質及化合物性質。

主族序數、原子序數與元素的正價及最低負價數同為奇數或偶數。

六.能綜合應用元素周期表。

預測元素的性質;啟發人們在周期表中一定區域內尋找新物質等。

七.典型試題。

1.同周期的X、Y、Z三種元素，已知它們的價氧化物對應的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，則下列判斷正確的是

A.含氧酸的酸性：H3ZO4 > H2YO4 > HXO4

B.非金屬性：X > Y > Z

C.氣態氫化物的穩定性按X、Y、Z順序由弱到強

D.元素的負化合價的絕對值按X、Y、Z順序由小到大

2.若短周期中的兩種元素可以可以形成原子個數比為2:3的化合物，則這兩種元素的原子序數差不可能是

A.1 B.3 C.5 D.6

3.已知短周期元素的離子：aA2+、bB+、cC3?、dD?都具有相同的電子層結構，則下列敘述正確的是

A.原子半徑：A > B > C > D B.原子序數：d > c > b > a

C.離子半徑：C > D > B > A D.單質的還原性：A > B > C > D

4.1999年1月，俄美科學家聯合小組宣布合成出114號元素的一種同位素，該同位素原子的質量數為298。以下敘述不正確的是

A.該元素屬于第七周期 B.該元素為金屬元素，性質與82Pb相似

C.該元素位于ⅢA族 D.該同位素原子含有114個電子，184個中子

5.W、X、Y、Z四種短周期元素的原子序數X > W > Z > Y。W原子的最外層沒有p電子，X原子核外s電子與p電子數之比為1:1，Y原子最外層s電子與p電子數之比為1:1，Z原子核外電子中p電子數比Y原子多2個。Na、Mg、C、O。

(1)X元素的單質與Z、Y所形成的化合物反應，其化學反應方程式是___________ ___________2Mg+CO2?點燃 ?2MgO+C。 Mg(OH)2 < NaOH

(2)W、X元素的價氧化物對應水化物的堿性強弱為__________ < __________(填化學式)。這四種元素原子半徑的大小為_____ > _____ > _____ > _____(填元素符號)。Na > Mg > C > O。

6.設計一個實驗證明鈹元素的氫氧化物(難溶于水)是兩性氫氧化物，并寫出有關的化學方程式。Be(OH)2+H2SO4?BeSO4+2H2O;Be(OH)2+2NaOH?Na2BeO2+2H2O。

7.制冷劑是一種易被壓縮、液化的氣體，液化后在管內循環，蒸發時吸收熱量，使環境溫度降低，達到制冷目的。人們曾采用過乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷劑，但它們不是有毒，就是易燃。于是科學家根據元素性質的遞變規律來開發新的制冷劑。

據現有知識，某些元素化合物的易燃性、毒性變化趨勢如下：

(1)氫化物的易燃性：第二周期_____ > _____ > H2O、HF;

第三周期SiH4 > PH3 > _____ > _____。

(2)化合物的毒性：PH3 > NH3;H2S_____H2O;CS2_____CO2;CCl4 > CF4(填>、<、=)。

于是科學家們開始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。

(3)已知CCl4的沸點為76.8℃，CF4的沸點為-128℃，新制冷劑的沸點范圍應介于其間。經過較長時間反復試驗，一種新的制冷劑氟利昂CF2Cl2終于誕生了，其它類似的還可以是__________

(4)然而，這種制冷劑造成了當今的某一環境問題是________________。但求助于周期表中元素及其化合物的_____變化趨勢來開發制冷劑的科學思維方法是值得借鑒的。

① 毒性 ② 沸點 ③ 易燃性 ④ 水溶性 ⑤ 顏色

A.①②③ B.②④⑤ C.②③④ D.①②⑤

八.拓展練習。

1.下列敘述正確的是

A.同周期元素中，ⅦA族元素的原子半徑

B.ⅥA族元素的原子，其半徑越大，越容易得到電子

C.室溫時，零族元素的單質都是氣體

D.所有主族元素的原子，形成單原子離子時的化合價和它的族序數相等

2.有人認為在元素周期表中，位于ⅠA族的氫元素，也可以放在ⅦA族，下列物質能支持這種觀點的是

A.HF B.H3O+ C.NaH D.H2O2

3.某元素原子最外層只有1個電子，下列事實能證明其金屬性比鉀強的是

A.其單質跟冷水反應，發生劇烈爆炸 B.其原子半徑比鉀原子半徑大

C.其單質的熔點比鉀的熔點低 D.其氫氧化物能使氫氧化鋁溶解

4.短周期元素X和Y可形成原子個數比為2:3，且X呈價態，Y的原子序數為n，則X的原子序數不可能是

A.n+5 B.n+3 C.n-3 D.n-11

5.原子序數為x的元素E與周期表中A、B、C、D四種元素上下左右緊密相鄰，則A、B、C、D四種元素的原子序數之和不可能的是(鑭系、錒系元素除外)

A.4x B.4x+6 C.4x+10 D.4x+14

6.X和Y屬短周期元素，X原子的最外層電子數是次外層電子數的一半，Y位于X的前一周期，且最外層只有一個電子，則X和Y形成的化合物的化學式可表示為

A.XY B.XY2 C.XY3 D.X2Y3

7.國際無機化學命名委員會在1988年作出決定：把長式周期表原有的主、副族及族號取消，由左至右按原順序改為18列。按這個規定，下列說法中正確的是

A.第3列元素種類最多，第14列元素形成的化合物種類最多

B.第8、9、10三列元素中沒有非金屬元素

C.從上到下第17列元素的單質熔點逐漸降低

D.只有第2列元素的原子最外層有2個電子

8.下列各組順序的排列不正確的是

A.半徑：Na+ > Mg2+ > Al3+ > F? B.堿性：KOH > NaOH Mg(OH)2 > Al(OH)3

C.穩定性：HCl > H2S > PH3 > AsH3 D.酸性：H3AlO3 < H2SiO3 < H2CO3 < H3PO4

9.已知X、Y、Z、T四種非金屬元素，X、Y在反應時各結合一個電子形成穩定結構所放出的能量是Y > X;氫化物穩定性是HX > HT;原子序數T > Z，其穩定結構的離子核外電子數相等，而其離子半徑是Z > T。四種元素的非金屬型從強到弱排列順序正確的是

A.X、Y、Z、T B.Y、X、Z、T C.X、Y、T、Z D.Y、X、T、Z

10.我國最早報道的超高溫導體中，鉈(Tl)是重要組成之一。已知鉈是ⅢA族元素，關于鉈的性質判斷值得懷疑的是

A.能生成+3價的化合物 B.鉈既能與強酸反應，又能與強堿反應

C.Tl(OH)3的堿性比Al(OH)3強 D.Tl(OH)3與Al(OH)3一樣是兩性氫氧化物

11.根據已知的元素周期表中前七周期中的元素種類數，請預言第八周期最多可能含有的元素種類數為

A.18 B.32 C.50 D.64

12.有X、Y、Z、W四種短周期元素，原子序數依次增大，其質子數總和為32，價電子數總和為18，其中X與Z可按原子個數比為1:1或2:1形成通常為液態的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相鄰，Y、Z同周期，Z、W同主族。

(1)寫出元素符號：X_____、Y_____、Z_____、W_____。H、N、O、S。

(2)這四種元素組成的一種化合物的化學式是__________

13.A、B、C、D是短周期元素，A元素的價氧化物的水化物與它的氣態氫化物反應得到離子化合物，1 mol該化合物含有42 mol電子，B原子的最外層電子排布式為ns2np2n。C、D兩原子的最外層電子數分別是內層電子數的一半。C元素是植物生長的營養元素之一。式寫出：N、O、P、Li。

(1)A、B元素形成酸酐的化學式__________N2O3、N2O5。

(2)D元素的單質與水反應的化學方程式___________________________2Li+2H2O

(3)A、C元素的氣態氫化物的穩定性大小__________ < __________。PH314.在周期表中，有些主族元素的化學性質和它左上訪或右下方的另一主族元素相似，如鋰與鎂都能與氮氣反應、鈹與鋁的氫氧化物均有兩性等，這稱為對角線規則。請回答：

(1)下列關于鋰及其化合物性質的敘述中，正確的是

A.Li跟過量O2反應生成Li2O2 B.LiOH加熱時，不會分解

C.Li遇濃H2SO4不發生鈍化 D.Li2CO3加熱時，分解成Li2O和CO2

(2)鋰在空氣中燃燒，除生成__________外，也生成微量的__________。

(3)鈹的價氧化物對應水化物的化學式是__________，具有_____性，證明這一結論的離子方程式是__________________________________________________

(4)若已知Be2C+4H2O??2Be(OH)2?+CH4?，則Al4C3與過量強堿溶液反應的離子方程式為_____________________________________

15.下表是元素周期表的一部分：

周期族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

2 ① ② ⑨ ③

3 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧

(1)表中元素 ⑧ 的價氧化物對應水化物的化學式為__________，它的_______(填酸、堿)性比元素 ⑦ 的價氧化物對應水化物的_______(填強、弱)。

(2)位于第二周期的某元素的原子核外p電子數比s電子數多1個，該元素是表中的_____(填編號)，該元素與元素 ⑤ 形成的化合物的電子式是_______________，其中的化學鍵是__________鍵;該元素與元素 ⑨ 形成的化合物中，元素 ⑨ 顯_____價。

(3)設計一個簡單實驗證明元素 ⑦ 與 ⑧ 的非金屬性的相對強弱，并寫出有關的離子方程式。

高中化學教案(三)

一、教材分析

化學反應速率和限度是高中化學理論的重要組成部分，是整個中學化學教材的重點內容之一。學生通過對初中化學的學習，了解了化學反應的本質是舊鍵的斷裂和新鍵的形成，而在前一專題中又學習了化學鍵的相關知識：一般來說，化學鍵的鍵能越大，鍵就越牢固，物質的化學活性就越小。在此既基礎上，就比較容易理解化學反應速率的快慢首先取決于反應物分子的內部結構即內因，外界條件如溫度是影響化學反應速率的外因。在必修1中學生已經知道了可逆反應的概念，此時，通過實驗幫助學生認識化學反應的可逆性，了解化學反應的限度，知道什么事可逆反應的平衡狀態。

因此，教材編排符合學生的認識規律，即從易到難,層層推進,保持了學習的連貫性。

二、學習目標的確立

依據新課程理念，本著對教材結構和內容的深刻理解，結合學生的學習基礎和認知特點，確定學習目標如下：

知識與技能

1、理解基本的化學反應速率的概念，認識影響化學反應速率的外界條件，并能用于說明有關問題。

2、認識可逆反應有一定的限度，知道可逆反應在一定條件下能達到化學平衡狀態。過程與方法

1、重視培養學生科學探究的基本方法，提高科學探究能力。

2、通過實驗探究分析影響化學反應速率的外界條件。

情感、態度、價值觀

有參與化學科技活動的熱情，將化學知識應用于生產、生活實踐的意識，能夠對與化學有關的社會和生活問題作出合理的判斷。

三、學習重、難點分析

基于我對本節教材價值的認識和學生的實際學習能力，將教學重點確定為：化學反應速率的概念;了解影響化學反應速率的因素。難點：影響化學反應速率的因素

在實際生活生產中，很多方面都涉及到化學反應速率問題，所以把化學反應速率的概念;了解影響化學反應速率的因素定為本節重點。而學習的目的在于應用，對影響化學反應速率的因素原理的學習顯得尤其重要，那么如何根據具體外界條件的變化，造成反應速率變化，通過實驗分析比較。便成為突破難點的關鍵。

【教學展開分析】

一、教法設計本節課以培養學生自主獲取新知識的能力為目的來設計教學，采用發現，探究的教學模式，其主要過程設計為：

創設情景、引導發現、探索問題→提出新的概念→提出研究題目→組織探究學習活動、收集信息→概括→實際應用→完善體系。

二、說學法

化學是一門以實驗為基礎的科學，學生通過直觀生動的實驗來學習，才能留下深刻的印象，也有說服力。教學時，應及時創設問題情景，引導學生對實驗現象進行分析，同時利用這些富于啟發性的問題，活躍學生思維，學會或增強分析總結問題的能力。

在學習化學反應速率時，使學生認識濃度、溫度和催化劑對化學反應速率的影響，引導學生尋找知識間的相互聯系，掌握科學有效的記憶方法，提高識記的效果。

三、教學程序設計

本節雖然屬于化學基本理論教學，但并不枯燥。在進行化學反應速率的教學時，先讓學生利用已有知識和生活經驗預測影響化學反應速率的因素;再組織學生進行實驗探究，驗證假設，得出結論;最后再回到生產、生活，利用所學新知識解決實際問題。從同學們以前所學的化學反應知道，不同的反應有快慢之分，而有些反應需要加熱或使用催化劑等問題進行設問引起學生的思考和興趣。密切結合學生已有的化學反應知識，從“問題”直接引入新課題，使將要學習的內容一目了然，從實驗探究入手創設學生積極探究學習的氛圍。讓學生從一個全新的角度去認識化學反應-化學反應的快慢和限度。

第一、化學反應的快慢的教學

【情景設計】讓學生列舉出日常生活中或化學實驗中的一些化學反應速率有快有慢的實例。以激發學生的學習興趣。

【討論】在物理上用單位時間內物體運動的距離來表示物體運動的快慢，那么在化學上怎樣定量的表示化學反應進行得快慢呢?運用物理知識引出化學反應的速率的概念加強化學與其它學科之間的聯系。

【自學】學生閱讀課本，歸納出化學反應速率的表示方法、表達式及單位。通過自學對3個要點的總結，對學生掌握知識起到了一個循序漸進的作用，培養了學生自學和總結的能力。

【練習】解答習題，鞏固化學反應速率的的概念，理解化學反應速率的表示方法時應注意的幾個問題。通過習題培養學生解決問題的能力。也突破了本節課的第一個難點。

【總結】理解化學反應速率的表示方法時應注意的幾個問題：

1.上述化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。

2.無論濃度的變化是增加還是減少，一般都取正值，所以化學反應速率一般為正值。第二、影響化學反應速率的因素的教學

可從化學反應的快慢主要取決什么?一個實驗的結果會受到哪些外界因素的影響?它們是如何影響的?來進行質疑。從幾組實驗比較得到結論：實驗的結果會受到多方面因素的影響，如溫度、濃度、表面積等。

第三、化學平衡的教學

建立化學平衡的觀點是重點。教學過程中，先利用學生熟悉的“溶解一結晶”現象，復習溶解結晶平衡認識平衡的特點，從教學的模式，采用直觀的圖示認識平衡，幫助學生建立化學平衡的概念。使抽象的概念學習變得直觀、易懂。通過邏輯分析、化學實驗等遷移至化學。

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