化学选修4教学总结。
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篇一：2013新课标高中选修4知识点总结化学选修4化学与原理
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NH4Cl② 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。（ΔH0，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
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
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，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__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的标志。K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越，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：,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
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??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 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；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：H2SO3H3pO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：Kol
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NH4Cl② 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。（ΔH0，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（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
篇三：高中化学选修4知识点分类总结
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/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NH4Cl② 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。（ΔH0，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（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
（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
篇四：高中化学选修4知识点总结
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
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：Δ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；
Δ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。
对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)==pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式
中个反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常
数公式可以表示
（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，K105 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。
混合物
电解强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??物 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++B-Ki=[ 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：H2SO3H3pO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
-14 水的离子积：K+- 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 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 〉-144、溶液的酸碱性和pH：
（1）（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
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 口诀：3144580
三、混合液的pH值计算方法公式
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化学必修二教学总结
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篇一：2013年上期高一化学(必修二)教学总结2013年上期高一化学（必修二）教学总结
时光飞逝，这一学期就要结束了，本学期在校领导的领导下及备课组长杨德春老师的引导下，我们高一化学组顺利地完成了教育教学工作，现就这一学期的教学工作总结如下：
一、在思想觉悟上：
1、积极拥护中国共产党领导，积极参加学校组织的政治学习，做好笔记，写好心得。为维护社会稳定献出自己的一份力量。
2、积极参与学校组织的教职工活动，每周按时参加升旗仪式，不缺勤，不早退。服从安排。
二、教育教学上：
1.、配合校领导的工作，虚心向老教师请教，积极地去听课，评课，不断完善自己的知识体系，大量阅读教学理论书籍，研究新课程理念，明确高中化学新课程实施目标，研讨有效实施策略，脚踏实地进行新课程改革，尽快从整体上把握新的课程结构，变“以教师为中心”为“以学生及其活动为中心”。
2、积极参加教研活动，认真备好每一节课，出好每一节学案，注意根据不同的教学内容，不同的教学目标，结合不同层次的学生，选用不同的教学方法，努力创设一种和谐、愉悦的教学氛围和各种教学情境，精心设计教学过程和练习，在课堂上给予学生自主探索，合作交流和动手操作的权利，让学生充分发表自己的意见，激发对化学的好奇心，求知欲以及学习化学的兴趣，变被动学习为享受学习。
3、在授课过程中，注重学生学习习惯的养成，帮助学生树立学习化学的信心和恒心，经常的反复的对学生的表现和进步给予不断的鼓励，在学习上给予有信心、有恒心、有耐心的引导和帮助。帮助学生树立学习化学的信心和恒心的前提是重视基础知识的教学，无论所（1207）班级还是（1210）班，抓基础知识就要抓好化学课本知识，力求每章、每节过关，每个方程式过关，然后层层深入，尽量降低各层次学生之间的落差。强抓了化学用语的使用和实验基本技能，引导学生逐渐探究。
4、授完每一节课后，都要认真反思，总结自己的成功之处与不足之处，争取较大进步。
总之，由于第一次接触新课改，虽然很努力地去工作，但仍有不足之处，授课中的一些问题，本人还不能完解决，还需进一步的思考：如何把握好“探究内容的难易程度，与落实探究内容涉及的化学知识之间的平衡？如何除了探究实验时间的掌控与教学进度之间的矛盾等。探究教学内容还没有完全摆脱以教师为轴心的车轮运转，学生的问题意识较淡薄，很多问题都所教师提出的，一些学生解决问题的方法欠缺，表现出较强的依赖性，学生动手实验的能力不强。所以，在以后的教学实践中，要加强问题情境的创设，积极营造以学生为中心的探究式学习环境。不断完善自己，真正掌握新课改的教学观念。经过本学期的工作本学期工作：
可取之处：
1.教材处理好，可顺利流畅讲完课。并且重难点突出。
2.结合胡勇老师的同桌互助模式，进行了实践，取得了初步成效。
3.坚持督促学生完成每日一练。
不足之处：
1.在很多教学内容的教学中，在细节上感觉把握的不太好。
2.学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。
3.对有些学案和试卷没有及时批改和评讲，拖得战线有点长。改进之处：
1.要听不同老师的课，博取众长。
2.多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。
3．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题
2013年7月2日
篇二：人教版化学必修二全册知识点总结
第一章物质结构表
第一节 元素周期表
一、周期表
原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外数 1、依据
横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构
周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数
短周期（第1、2、3周期）
周期：7
周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA
族：16个（共187个：IB-ⅦB
第Ⅷ族1个（3 1个）稀有气体元素 二．元素的性质和原子结构
（一）碱元素：
1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为1个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
2、物理性质的相似性和递变性：
（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。3、化学性质
（1）相似性：
（金属锂只有一种氧化物）
4Li + O2 点燃 Li2O2Na + O2 点燃 Na2O2
2 Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2 ↑
产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。（2）递变性：①与氧气越来越容易②与水反应越来越剧烈
结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
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总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。（二）卤族元素：
１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高 3、化学性质
（1 Ｘ2＋ H2 ＝ 2 HX F2 Cl2 Br2 I2
卤素单质与H2 的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF最稳定） （2）卤素单质间的置换反应
－－
2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl_____Br
－－
2NaI +Cl2 ＝2NaCl + I2 氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl_____I
－－
2NaI +Br2 ＝2NaBr + I2 氧化性：Br2_______I2；还原性：Br______I
结论： F2 F-
Cl2 Cl- Br2 Br- I2 I-
单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（ I-还原性最强）
结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。
总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。三．核素
（一）原子的构成：
（１）原子的质量主要集中在原子核上。（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。（３）原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数。（４）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
A
（５）在化学上，我们用符号ZX来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
中子 N个=（A－Z）个
原子核 质子 Z个 A
原子X Z
核外电子 Z个
（二）核素
核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。
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同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。
（１）两 同：质子数相同、同一元素 （２）两不同：中子数不同、质量数不同 （３）属于同一种元素的不同种原子
第二节 元素周期律
一.原子核外电子的排布
１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律
（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。
(能量最低原理)。
（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。二．元素周期律：
１、核外电子层排布的周期性变化
每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1－2）
２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0族最大） 3、主要化合价：
每周期最高正化合价：＋１ ＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价） 每周期负化合价：－４ －１ 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。同周期元素金属性和非金属性的递变性：
△ ＝2NaOH + H ↑ (容易) Mg + 2 HO 2Mg(OH)+ H ↑（较难） （１）２222 2
金属性：Na Mg
２）Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易)2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（较难） 金属性：Mg Al 根据1、2得出： 金属性 Na Mg Al （３）碱性 NaOH Mg(OH)2Al(OH)3 金属性：金属性 Na Mg Al 金属性逐渐减弱
（４）结论： SipSCl
单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
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故：非金属性逐渐增强。
NaMgAl SipSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。
总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：
1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。（两个对角） 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律应用
①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。
②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。5.元素周期表中元素性质的递变规律 第4页 共15页
总结：
元素金属性的判断：
①与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 ④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 ④离子的还原性越弱，非金属性越强
第三节 化学键
一．离子键
１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒： 阴阳离子间
（2）成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 （3）成键原因：电子得失
（4）形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。
（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl
小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。（一般规律）
注意：（1）酸不是离子化合物。
（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。２、电子式
电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。用电子式表示离子化合物形成过程：
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篇三：人教版化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多
2
容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： KL M N O p Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期 12种元素
短周期第二周期 28种元素
周期第三周期 38种元素
元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632种元素
期第七周期 7未填满（已有26种元素） 表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族）零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。．．．．．．．．．
2.同周期元素性质递变规律
1
方）
第ⅦA族卤族元素：F ClBrIAt （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半
径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用
2
1、元素周期表中共有个 7周期，3 是短周期，4是长周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素 共同组成。ⅠB -ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。3、元素所在的周期序数= 电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。
4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性质。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。
第二单元 微粒之间的相互作用
化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HFH2O NH3。
3
第三单元 从微观结构看物质的多样性
专题二 化学反应与能量变化
第一单元 化学反应的速率与反应限度
1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公(转 载 于:nO4、CaCO3的分解等 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。④ 铵盐溶解等
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
△
5
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化学教师研修学习总结
今年高级教师培训采取这种形式，我觉得非常好，对于教师的教学教研水平的提高提供了一个很好的平台，这些研修材料可说是经过了专家们精心的准备，也很有价值.
1.看了xx老师的视频课，受益匪浅收获良多。如在教学过程中应注意充分发挥学生的主体作用，可将传统的讲授法与合作学习、探究式教学融合，提高学生的参与率，体验学习的过程，培养学生分析信息，处理信息或数据的能力和学生的探究能力。并着力体现了新课程的理念：学以致用，体现化学与生活、生产等密切的联系。可以让学生们在课前组成学习小组，上网查找、收集、整理资料，然后在课堂上交流与讨论。
2.通过学习有不少新的认识：
㈠例如化学反应原理模块的教学中主要存在以下三方面的问题：
①是不能正确处理必修模块与化学反应原理模块教学的层次性问题。一方面，老师们忽略了必修模块与选修模块的衔接，在进行选修模块内容教学前，常会忽略学生在必修的已有基础；在教学后，又经常会忽略引导学生对“在必修基础上发展了什么？”这一问题的反思。另一方面是深广度把握不到位，经常出现“选修模块教学平庸化”的现象，即在化学反应原理模块教学中，仅关注具体知识的教学，缺乏对学科思想方法的体现。
②是在教学中没有突出化学反应原理模块特点。在化学反应原理模块内容的教学中，要突出定性与定量相结合、实验与理性推理相结合的特点，要关注物理化学基本思想方法的运用。
③是处理不好几个关系。例如，处理不好定量分析与计算的关系，将定量分析问题的思路与复杂的数学计算等同；在教学中死抠概念定义，忽视对概念的整体关系和内涵实质的把握；缺乏多样化教学处理方式，等。
㈡理解了为什么在高中教学中要引入“熵”？如何理解“熵”？
熵的因素跟焓的因素在决定化学反应方向上起着同样重要的作用。而且现代科学里面熵的概念已经得到广泛的应用，比如信息学里有“信息熵”，生命科学里有“负熵”，化学里面确定反应方向从有序到无序等等。也就是说，我们过去的中学生基本上一个“熵盲”，而一个搞自然科学的人如果不懂得熵，他就不能算是一个有教养的人。因此我觉得我们在中学课程引进熵等新的概念，对于中学生的思想观念的发展、适应新的科学的发展都是有很大好处的。
对熵的理解要把握住两点：一是熵是用来描述大量粒子的混乱度的物理量，少量粒子谈不上“熵”；二是混乱度实际上就是均匀程度，混乱度就是最均匀。通常大家以为均匀跟混乱度好像是完全相反，实际上均匀就是混乱度，任何一个体系均匀了，就是混乱度了。譬如我们把一滴墨水滴到水里头去最后变成均匀了，那就是熵增加了、混乱度增加了。
㈢如何理解“自发反应”概念？
对自发反应的理解有两点很关键，一个是在一定温度和压强下，不借助于外力（如光照、通电等）靠自身的能力来进行的反应；第二个一定要指明是在什么条件下自发，如果脱离了这两条去谈任何自发反应，我认为都是没有意义的。
这些高中新增知识学习在把握教学的深度和难度方面有了很大的认识提高，谢谢！
3.学员提出不少好的体会和建议让我在思维广度深度都有进一步提高。
例如：xx市第四中学 xx ：教师的困惑是难以把握教学的深度和难度，在教学中经常会“挖得很深”，逾越了学生的认知能力，脱离了学生已有的认知结构，其导致的后果就是学生觉得认知困难，被动的进行机械记忆。听了xx老师对教材的分析既有高度又能结合教学实际，问题的切入和解决都达到释疑解惑的效果，很有收获。福安市第八中学 黄光华： 学生在学习化学必修1之后，对钢铁腐蚀的原理和危害性已有所了解，并能已有知识进行铁防腐，这对学习本单元知识有所帮助。目前，学生自学能力、思维能力、实验能力和观察能力的基础较好，只要我们教师充分发挥学生的主体作用，引导学生做好课前预习和思考，课内认真听讲，勤于动脑，规范操作，善于观察，那么学习本单元内容，掌握本单元重点内容和学习方法，应该是相对比较容易的。
：对于原电池和电解池教学的困惑是难以把握教学的深度和难度，在教学中往往会“讲得够多、够深”，超越了学生的认知能力，脱离了学生已有的认知结构，导致了学生觉得学习困难，被动的进行死记硬背，增加了学生学习的负担，学生的学习效果反而不好。听了xx老师对必修教材化学2和选修教材4教学要求怎么定位、如何把握深度和难度的分析，我感觉很好，很有收获。仙游县第二中学 王建林： 个人感觉原电池这一块的知识学生比较难理解，有的学生学习缺少从本质上的理解，觉得这方面的内容很难，进而就产生了畏学的学习态度。但我个人觉得其实原电池还是挺好理解的，<莲 山课件 >在教学中应当适当的从反应的本质上对学生进行研讨，强调学生自己将原电池的原理推导一遍，这样他们就能够攻克这一难点。另外，对大家讨论的问题说说自己的看法——
1、盐桥问题：盐桥的问题，确实需要给学生点一点，但不于纠缠。主要是通过实验给学生感性认识，让学生明白“没有盐桥，原电池不能够产生持续的、恒定的电流”就ok啦！
2、原电池是否电池：原电池当然是电池，但不一定是实用电池。没有盐桥的电池也是电池，但由于没有用盐桥将接界电势降到最低，所以肯定不是实用电池。如：单液浓差电池pt︱cl2(g,p1)︱hcl(aq)︱cl2(g,p2)︱pt。从实用角度看，没有盐桥的肯定不是“实用”的原电池。
总之虽然课程多、时间紧，但同学开展研讨与交流，并及时请教有关教师专家。通过学习交流，拓宽了知识面，提高了认识。认识的提高主要表现在两方面：一方面是对自我的认识，认识到自身的不足，需要不断提高自己的专业知识、；另一方面是通过学习对知识的认识上升了一个层次，个人必须在不断学习的过程中重塑自我，提升自我，更新观念，不断创新。
必修二化学教学工作总结
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篇一：必修二化学工作总结2013年上期高一化学（必修二）教学总结 时光飞逝，这一学期就要结束了，本学期在校领导的领导下及备课组长杨德春老师的引
导下，我们高一化学组顺利地完成了教育教学工作，现就这一学期的教学工作总结如下：
一、在思想觉悟上：
1、积极拥护中国共产党领导，积极参加学校组织的政治学习，做好笔记，写好心得。为
维护社会稳定献出自己的一份力量。
2、积极参与学校组织的教职工活动，每周按时参加升旗仪式，不缺勤，不早退。服从安
排。
二、教育教学上：
1.、配合校领导的工作，虚心向老教师请教，积极地去听课，评课，不断完善自己的知
识体系，大量阅读教学理论书籍，研究新课程理念，明确高中化学新课程实施目标，研讨有
效实施策略，脚踏实地进行新课程改革，尽快从整体上把握新的课程结构，变“以教师为中
心”为“以及其活动为中心”。
2、积极参加教研活动，认真备好每一节课，出好每一节学案，注意根据不同的教学内容，
不同的教学目标，结合不同层次的学生，选用不同的教学方法，努力创设一种和谐、愉悦的
教学氛围和各种教学情境，精心设计教学过程和练习，在课堂上给予学生自主探索，合作交
流和动手操作的权利，让学生充分发表自己的意见，激发对化学的好奇心，求知欲以及学习
化学的兴趣，变被动学习为享受学习。
3、在授课过程中，注重学生学习习惯的养成，帮助学生树立学习化学的信心和恒心，经
常的反复的对学生的表现和进步给予不断的鼓励，在学习上给予有信心、有恒心、有耐心的
引导和帮助。帮助学生树立学习化学的信心和恒心的前提是重视基础知识的教学，无论所
（1207）班级还是（1210）班，抓基础知识就要抓好化学课本知识，力求每章、每节过关，
每个方程式过关，然后层层深入，尽量降低各层次学生之间的落差。强抓了化学用语的使用
和实验基本技能，引导学生逐渐探究。
4、授完每一节课后，都要认真反思，总结自己的成功之处与不足之处，争取较大进步。总之，由于第一次接触新课改，虽然很努力地去工作，但仍有不足之处，授课中的一些
问题，本人还不能完解决，还需进一步的思考：如何把握好“探究内容的难易程度，与落实
探究内容涉及的化学知识之间的平衡？如何除了探究实验时间的掌控与教学进度之间的矛盾
等。探究教学内容还没有完全摆脱以教师为轴心的车轮运转，学生的问题意识较淡薄，很多
问题都所教师提出的，一些学生解决问题的方法欠缺，表现出较强的依赖性，学生动手实验
的能力不强。所以，在以后的教学实践中，要加强问题情境的创设，积极营造以学生为中心
的探究式学习环境。不断完善自己，真正掌握新课改的教学观念。经过本学期的工作本学期
工作：
可取之处：
1.教材处理好，可顺利流畅讲完课。并且重难点突出。
2.结合胡勇老师的同桌互助模式，进行了实践，取得了初步成效。
3.坚持督促学生完成每日一练。不足之处：
1.在很多教学内容的教学中，在细节上感觉把握的不太好。
2.学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。
3.对有些学案和试卷没有及时批改和评讲，拖得战线有点长。改进之处：
2.多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。
3．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题 2013年7月2日篇二：高中(来自:nO4、CaCO3的分解等。
[练习]1、下列反应中，即属于氧化还原反应同时又是吸热反应的是（B）
A.Ba(OH)2.8H2O与NH4Cl反应B.灼热的炭与CO2反应
C.铝与稀盐酸D.H2与O2的燃烧反应
2、已知反应X＋Y＝M＋N为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ C）
A.X的能量一定高于MB.Y的能量一定高于N
C.X和Y的总能量一定高于M和N的总能量
D.因该反应为放热反应，故不必加热就可发生
二、化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式：
电能
(电力) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、低
效
原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效
2、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为
电能。
（3）构成原电池的条件：（1）有活泼性不同的两个电极；（2）电解质溶液（3）
闭合回路（4）自发的氧化还原反应
（4）电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
负极现象：负极溶解，负极质量减少。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；
较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。④根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
（6）原电池电极反应的书写方法：
（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：
①写出总反应方程式。②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。
③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。
（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。
三、化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
计算公式：v(B)＝ ＝
①单位：mol/(L?s)或mol/(L?min)
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
③重要规律：速率比＝方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。
外因：①温度：升高温度，增大速率
②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）
③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB zC，x＋y≠z ）
[练习]1、用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能使反应速率加快的是（ A ）
A.不用稀硫酸，改用98%浓硫酸B.加热
C.滴加少量CuSO4溶液 D.不用铁片，改用铁粉
2、下列四种X溶液，均能跟盐酸反应，其中反应最快的是（ C ）
A.10℃ 20 mL 3mol/L的X溶液B.20℃ 30 mL 2molL的X溶液
C.20℃ 10 mL 4mol/L的X溶液D.10℃ 10 mL 2mol/L的X溶液
3、对于可逆反应2SO2+O2 2SO3，在混合气体中充入一定量的18O2，足够长的时间后，18O原子（ D ）
A.只存在于O2中B.只存在于O2和SO3中
C.只存在于O2和SO2中 D.存在于O2、SO2和SO3中
4、对化学反应限度的叙述，错误的是（ D ）
A.任何可逆反应都有一定的限度 B.化学反应达到限度时，正逆反应速率相等
C.化学反应的限度与时间的长短无关 D.化学反应的限度是不可改变的
5、在一定温度下，可逆反应A(气)＋3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是（ A ）
A.C生成的速率与C分解的速率相等 B.A、B、C的浓度相等
C.A、B、C的分子数比为1:3:2D.单位时间生成n mol A，同时生成3n mol B
一、有机物的概念
1、定义：含有碳元素的化合物为有机物（碳的氧化物、碳酸、碳酸盐、碳的金属化合物等除外）
2、特性：①种类多②大多难溶于水，易溶于有机溶剂③易分解，易燃烧④熔点低，难导电、大多是非电解质⑤反应慢，有副反应（故反应方程式中用“→”代替“=”）
二、甲烷
烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成（甲烷是分子组成最简单的烃）
1、物理性质：无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气
2、分子结构：CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体（键角：109度28分）
3、化学性质：①氧化反应： （产物气体如何检验？）
甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色
②取代反应：（三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构）
4、同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质（所有的烷烃都是同系物）
5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式（结构不同导致性质不同）
烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高；碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低
同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体
三、乙烯
1、乙烯的制法：
工业制法：石油的裂解气（乙烯的产量是一个国家石油化工发展水平的标志之一）
2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水
3、结构：不饱和烃，分子中含碳碳双键，6个原子共平面，键角为120°
4、化学性质：
（1）氧化反应：C2H4+3O22CO2+2H2O（火焰明亮并伴有黑烟）
可以使酸性KMnO4溶液褪色，说明乙烯能被KMnO4氧化，化学性质比烷烃活泼。
（2）加成反应：乙烯可以使溴水褪色，利用此反应除乙烯
乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。
CH2=CH2 + H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl（一氯乙烷） CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH（乙醇）
（3）聚合反应：
四、苯
1、物理性质：无色有特殊气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机
溶剂，本身也是良好的有机溶剂。
2、苯的结构：C6H6（正六边形平面结构）苯分子里6个C原子之间的键完全相同，碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的2倍，键长介于碳碳单键键长和双键键长之间
键角120°。
3、化学性质
（1）氧化反应2C6H6+15O212CO2+6H2O （火焰明亮，冒浓烟）不能使酸性高锰酸钾褪色
（2）取代反应
① + Br2+ HBr
铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂；溴苯无色密度比水大
篇三：2013年上期高一化学(必修二)教学总结
2013年上期高一化学（必修二）教学总结
时光飞逝，这一学期就要结束了，本学期在校领导的领导下及备课组长杨德春老师的引导下，我们高一化学组顺利地完成了教育教学工作，现就这一学期的教学工作总结如下：
一、在思想觉悟上：
1、积极拥护中国共产党领导，积极参加学校组织的政治学习，做好笔记，写好心得。为维护社会稳定献出自己的一份力量。
2、积极参与学校组织的教职工活动，每周按时参加升旗仪式，不缺勤，不早退。服从安排。
二、教育教学上：
1.、配合校领导的工作，虚心向老教师请教，积极地去听课，评课，不断完善自己的知识体系，大量阅读教学理论书籍，研究新课程理念，明确高中化学新课程实施目标，研讨有效实施策略，脚踏实地进行新课程改革，尽快从整体上把握新的课程结构，变“以教师为中心”为“以学生及其活动为中心”。
2、积极参加教研活动，认真备好每一节课，出好每一节学案，注意根据不同的教学内容，不同的教学目标，结合不同层次的学生，选用不同的教学方法，努力创设一种和谐、愉悦的教学氛围和各种教学情境，精心设计教学过程和练习，在课堂上给予学生自主探索，合作交流和动手操作的权利，让学生充分发表自己的意见，激发对化学的好奇心，求知欲以及学习化学的兴趣，变被动学习为享受学习。
3、在授课过程中，注重学生学习习惯的养成，帮助学生树立学习化学的信心和恒心，经常的反复的对学生的表现和进步给予不断的鼓励，在学习上给予有信心、有恒心、有耐心的引导和帮助。帮助学生树立学习化学的信心和恒心的前提是重视基础知识的教学，无论所（1207）班级还是（1210）班，抓基础知识就要抓好化学课本知识，力求每章、每节过关，每个方程式过关，然后层层深入，尽量降低各层次学生之间的落差。强抓了化学用语的使用和实验基本技能，引导学生逐渐探究。
4、授完每一节课后，都要认真反思，总结自己的成功之处与不足之处，争取较大进步。
总之，由于第一次接触新课改，虽然很努力地去工作，但仍有不足之处，授课中的一些问题，本人还不能完解决，还需进一步的思考：如何把握好“探究内容的难易程度，与落实探究内容涉及的化学知识之间的平衡？如何除了探究实验时间的掌控与教学进度之间的矛盾等。探究教学内容还没有完全摆脱以教师为轴心的车轮运转，学生的问题意识较淡薄，很多问题都所教师提出的，一些学生解决问题的方法欠缺，表现出较强的依赖性，学生动手实验的能力不强。所以，在以后的教学实践中，要加强问题情境的创设，积极营造以学生为中心的探究式学习环境。不断完善自己，真正掌握新课改的教学观念。经过本学期的工作本学期工作：
可取之处：
1.教材处理好，可顺利流畅讲完课。并且重难点突出。
2.结合胡勇老师的同桌互助模式，进行了实践，取得了初步成效。
3.坚持督促学生完成每日一练。
不足之处：
1.在很多教学内容的教学中，在细节上感觉把握的不太好。
2.学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。
3.对有些学案和试卷没有及时批改和评讲，拖得战线有点长。改进之处：
1.要听不同老师的课，博取众长。
2.多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。
3．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题
2013年7月2日
《必修二化学教学工作总结》是篇好范文参考，主要描述元素、反应、学生、教学、电子、知识、化学、原子，希望大家能有所收获。