化學科教學總結

化學科教學總結

1999201*學年度第一學期就將結束了，本學期按照教學計劃，以及新的教學大綱，已經(jīng)如期地完成了教學任務。本學期已完成了第一章至第六章以及實驗部分的內容，期末復習工作也順利進行。做到有組織、有計劃、有步驟地引導學習進行復習，并做好補缺補漏工作。無論是教師的編寫提綱，還是課堂上的精講多煉，處處都體現(xiàn)了師生的默契配合。一個學期來，我在教學方面注意了以下幾個問題，現(xiàn)總結如下：一、重視基本概念的教學

化學基本概念的教學對于學生學好化學是很重要的，在教學中，我既注意了概念的科學性，又注意概念形成的階段性。由于概念是逐步發(fā)展的，因此，要特別注意循循善誘，由淺入深的原則。對于某些概念不能一次就透徹揭示其涵義，也不應把一些初步的概念絕對化了。并在教學中盡可能通俗易懂，通過對實驗現(xiàn)象事實的分析、比較、抽象、概括，使學生形成要領并注意引導學生在學習、生活和勞動中應用學過的概念，以便不斷加深對概念的理解和提高運用化學知識的能力。二、加強化學用語的教學

元素符號、化學式、化學方程式等是用來表示物質的組成及變化的化學用語，是學習化學的重點工具。在教學中，我讓學生結合實物和化學反應，學習相應的化學用語，結合化學用語聯(lián)想相應的實物和化學實驗。這樣有利于學生的記憶，又有利于加深他們對化學用語涵義的理解。還應注意對化學用語進行分散教學，通過生動有趣的學習活動和有計劃的練習，使學生逐步掌握這些學習化學的重要性。三、重視元素化合物知識的教學

元素化合物知識對于學生打好化學學習的基礎十分重要。為了使學生學好元素化合物知識，在教學中要注意緊密聯(lián)系實際，加強直觀教學、實驗教學，讓學生多接觸實物，多做這些實驗，以增加感性知識。要采取各種方式，幫助他們在理解的基礎上記憶重要的元素化合物知識。在學生逐步掌握了一定的元素知識以后，教師要重視引導學生理解元素化合物知識之間的內在聯(lián)系，讓學生理解元素化合物的性質、制法和用途等之間的關系，并注意加強化學基本概念和基本原理對元素化合物知識學習的指導作用。四、加強實驗教學

化學是一門以實驗為基礎的學科。實驗教學可以激發(fā)學生學習化學的興趣，幫助學生形成概念，獲得知識和技能，培養(yǎng)觀察和實驗能力，還有助于培養(yǎng)實事求是、嚴肅認真的科學態(tài)度和科學的學習方法。因此，加強實驗教學是提高化學教學質量的重要一環(huán)。在教學中盡量上好每一節(jié)化學實驗課。本人教學中，課前準備十分周密，演示實驗現(xiàn)象十分明顯，效果良好，使全班學生都能看得清楚；教師應從科學態(tài)度、規(guī)范操作，給學生示范，并啟發(fā)引導學生從生動的感性知識上升到抽象的思維。

根據(jù)本校的實驗設備條件，我把一些演示實驗改為邊講邊做的實驗，或調換一些實驗，或適當做一些選做實驗。同時鼓勵并指導學生自己動手做一些家庭小實驗，以進一步激勵他們學習化學的積極性和探究精神。我還嚴格要求學生，具體指導他們逐步達到能正確地進行實驗操作，并得出正確的結論。

化學科任教師：李孝良201*年1月21日

擴展閱讀：基礎化學小結

《基礎化學》小結

一、溶液的濃度

cB(nB,MB)、xB、ωB、B、bB

二、稀溶液的依數(shù)性

p=xAp0△p=KbB△Tb≈KbbB△Tf≈KfbB≈cBRT

純液體蒸氣壓的影響因素：本性、溫度

稀溶液蒸氣壓下降的影響因素：溶劑本性、濃度、溫度稀溶液bB≈cB

臨床上規(guī)定滲透濃度在（）的溶液為等滲溶液滲透現(xiàn)象產(chǎn)生的條件：

有半透膜及膜兩側有滲透濃度差存在

測定小分子溶質的相對分子質量多用（凝固點降低法）測定蛋白質等大分子化合物的摩爾質量常用（滲透壓法）常見等滲溶液:50gL-1葡萄糖溶液,

9.0gL-1NaCl溶液,12.5gL-1NaHCO3溶液等滲透濃度cos(mmolL-1)：滲透活性物質（溶液中能夠產(chǎn)生滲透效應的溶質粒子）的物質的量濃度。

三、電解質溶液

1.酸堿質子理論

質子酸、質子堿、兩性物質的判斷；共軛酸堿對

H2PO4-的共軛酸：H3PO4H2PO4-的共軛堿：HPO42-[Fe(H2O)6]3+的共軛堿：[Fe(OH)(H2O)5]2+

酸解離常數(shù)Ka、堿解離常數(shù)Kb的影響因素：本性、溫度2.弱酸、弱堿的解離平衡

部分解離；分步電離，以第一步為主。解離度α的影響因素：本性、溫度、濃度同離子效應的定性判斷、定量計算3.各類水溶液pH值的計算⑴一元弱酸：⑵一元弱堿：⑶多元弱酸：

二元弱酸的酸根陰離子濃度近似等于Ka24.緩沖溶液：HBB-⑴pH的求算

⑵緩沖能力的影響因素：濃度、緩沖比。總濃度越大，緩沖能力越強；緩沖比=1時，緩沖能力最強。⑶人體血液正常pH范圍：7.35~7.45

⑷血液中重要的無機鹽緩沖系：H2CO3HCO3

四、沉淀-溶解平衡

1.溶度積和溶解度

Ip=Ksp飽和溶液平衡狀態(tài)IpKsp過飽和溶液沉淀析出開始沉淀：Ip=Ksp

沉淀完全：剩余離子濃度c1.0×10-5molL-1Ksp的表達式以及Ksp與溶解度的相互換算；有同離子效應存在時溶解度的計算2.溶度積規(guī)則

五、膠體

膠體的分散相粒子大小為1~100nm1.溶膠的基本性質光學性質：Tyndall效應動力學性質：Brown運動電學性質：電泳、電滲

2.膠團結構膠粒（膠核+吸附層）+擴散層3.溶膠的穩(wěn)定性因素

膠粒帶電、膠粒表面水合膜的保護作用及Brown運動4.溶膠的聚沉

電解質的聚沉作用、溶膠的相互聚沉、高分子物質的敏化作用

六、化學反應熱及反應的方向和限度

Q：吸熱為正，放熱為負；W：作功為負，得功為正1.基本公式及定義

△U=Q+WH≡U+pVQp=△rHmG≡H－TS△rGm=△rHm－T△rSm△rGm=－RTlnK

△rGm=△rGm+RTlnQ基本熱力學數(shù)據(jù)：

標準摩爾生成焓△fHm、標準摩爾熵Sm標準摩爾生成Gibbs自由能△fGm2.有關計算

⑴蓋斯定律、熱力學第一定律△rGm＜0自發(fā)反應△rGm＝0平衡狀態(tài)

△rGm＞0非自發(fā)反應，逆反應自發(fā)3.化學反應的方向和限度

（1）平衡特點：v正=v逆≠0（2）平衡表達式化學平衡：

（3）標準平衡常數(shù)與吉布斯能變原電池(氧化還原反應)：△rGm=-nFE濃度：反應物濃度↑，平衡→

壓力：總壓力↑平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動溫度：

（4）平衡移動

△rGm=△rGm+RTlnQ

元反應v=kcAacBb（質量作用定律）反應分子數(shù)=反應級數(shù)=a＋b復合反應v=kcAmcBn(m+n)級

m,n由實驗確定aA+bB→P

七、反應速率

1.速率方程

速率常數(shù)k的影響因素有哪些？

k的大小與反應的本性、反應溫度及催化劑有關。能否由速率常數(shù)k的單位確定反應級數(shù)？2.簡單級數(shù)反應的特征反應級數(shù)基本方程式直線關系斜率半衰期k的量綱一級反應-k0.693/k[時間]-1二級反應k1/kc0[濃度]-1[時間]-1零級反應-kc0/2k[濃度][時間]-1⑵外因濃度：質量作用定律溫度：

催化劑：改變反應歷程，Ea↓v↑3.影響反應速率的因素⑴內因

Ea越小，反應速率越快。

溫度升高化學反應速率加快的主要原因？活化分子分數(shù)增加！

八、氧化還原反應與電極電位

1.氧化還原反應的方向標準狀態(tài)下

若E＞0E＜0非標態(tài)下Nernst方程

當T=298.15K時

2.氧化還原反應進行的限度若E＞0E＜03.原電池

例:2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+

正極:Fe3++e-=Fe2+(還原反應)負極:Sn2+-2e-=Sn4+(氧化反應)原電池組成式：

(-)PtFe3+(1molL-1),Fe2+(1molL-1)‖Sn4+(1molL-1),

Sn2+(1molL-1)Pt(+)E=0.77-0.15=0.62V△rGm=-nFE=-2×96485×0.62=-1.2×105Jmol-1

九、配位化合物

⒈基本概念[Pt(NH3)6][PtCl4]

中心原子Pt2+Pt2+

配體NH3Cl-配位原子NCl

配位數(shù)64名稱四氯合鉑(Ⅱ)酸六氨合鉑(Ⅱ)

單齒配體：H2O、CN-、SCN-、S2O32-、NO2-、CO等多齒配體：C2O42-、en、Y4-(EDTA,edta)等⒉配合物的價鍵理論

[Ag(NH3)2]+Ag+(4d10)sp雜化直線形[Ni(NH3)4]2+Ni2+(3d8)sp3雜化四面體[FeF6]3-Fe3+(3d5)sp3d2雜化八面體[Ni(CN)4]2-Ni2+(3d8)dsp2雜化平面四方形[Fe(CN)6]3-Fe3+(3d5)d2sp3雜化八面體⒊配合物的磁性

磁矩μ=0，反磁性，未成對電子數(shù)=0磁矩μ≠0，順磁性，未成對電子數(shù)≠0⒋配位平衡

⑴Ks的表達式

⑵有關計算：已知Ks，求算各物種的平衡濃度。⑶配位平衡與其它平衡的相互影響配體酸效應

十、原子、分子結構

1.原子核外電子的組態(tài)25Mn

基態(tài)核外電子排布1s22s22p63s23p63d54s2價層電子構型3d54s2

軌道排布式四個量子數(shù)

外軌型外軌型外軌型內軌型內軌型4s:(4,0,0,+1/2)(4,0,0,-1/2)3d:(3,2,0,+1/2)(3,2,1,+1/2)(3,2,-1,+1/2)(3,2,2,+1/2)(3,2,-2,+1/2)2.元素周期表及周期律

原子基態(tài)電子組態(tài)與該元素在周期表中位置的相互聯(lián)系主族元素的原子半徑、電負性的周期性變化規(guī)律3.雜化軌道理論

分子BeCl2BF3CH4NH3H2O雜化軌道spsp2sp3sp3不等性空間構型直線形平面三角形正四面體三角錐形分子極性非極性非極性非極性極性電偶極矩000≠04.分子軌道理論

同核雙原子分子的分子軌道能級順序：

O2分子的分子軌道式：KK(2222112s)2(2s)(2p)()()順磁性；鍵級=2

x2py2pz(2py)(2pz)N2分子的分子軌道式：(22222)21s)2(1s)(2s)(2s)(2p特別穩(wěn)定！鍵級=3y)(2pz)(2px⑵溶解性

H2O的熔、沸點＞H2SH2O分子間形成氫鍵I2-CCl4易溶I2-H2O難溶I2+I-=I3-溶解

5.分子間作用力和氫鍵⑴熔、沸點

F2Cl2Br2I2熔、沸點依次升高∵分子間作用力（色散力）依次增加分子間作用力分為取向力、誘導力和色散力。分子間作用力的大小對物質性質的影響：

十一、滴定分析

1.基本概念

化學計量點、滴定終點、滴定突躍、指示劑等。2.滴定分析的類型和一般過程酸堿滴定法、氧化還原滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法

標準溶液的配制及標定、分析組分含量的測定3.酸堿滴定曲線和指示劑的選擇

以滴加的標準酸或標準堿溶液體積為橫坐標，以混合溶液的pH為縱坐標所作的曲線。

指示劑的變色范圍在突躍范圍內或占據(jù)突躍范圍一部分突躍范圍與酸堿濃度的關系

濃度增大，突躍范圍變寬；濃度減小，突躍范圍變窄。通常酸堿的濃度為：0.1molL-1～0.5molL-1

角形極性0≠一元弱酸的滴定：當弱酸的Kac(A)1.0×10-8時，才能用強堿準確滴定弱酸。4.酸堿滴定常用的基準物質

標定鹽酸：碳酸鈉或硼砂（Na2B4O710H2O）標定氫氧化鈉：草酸或鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)5.其它滴定分析法的原理及有關計算6.誤差

誤差分為：系統(tǒng)誤差、偶然誤差準確度的高低用誤差來衡量。精密度的高低用偏差來衡量。精密度高準確度不一定高，

但高精密度是獲得高準確度的必要條件提高分析結果準確度的方法：

減小系統(tǒng)誤差儀器校準、分析方法的選擇、對照實驗、空白實驗減小偶然誤差增加平行測定次數(shù)

十二、可見分光光度法

1.基本概念

適用于微量及痕量組分的測定吸收光譜（吸收曲線）：

以波長λ為橫坐標，吸光度A為縱坐標所得的曲線吸收光譜中產(chǎn)生最大吸收所對應的波長稱為λmax。吸收光譜的形狀與濃度無關。

I透光率T與吸光度A：AlgTlgtI02.LambertBeer定律

A=εbc或A=abρ（ε=aMB）摩爾吸光系數(shù)ε或質量吸光系數(shù)a的大小

與被測物質本性、入射光波長、溶劑及溫度有關吸光系數(shù)越大，測定的靈敏度越高。3.提高測量靈敏度和準確度的方法

⑴測定時調整c或b，使T在20~65%之間(A：0.2~0.7)⑵選擇適當?shù)娘@色劑⑶選擇合適的測定條件⑷空白溶液的選擇⑸共存離子干擾的消除

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