必修五数学教学课件

2017-10-06志满 教学课件

  必修五数学教学课件,仅供参考。

  1.1 高中数学必修五等比数列——学情分析

  本节课的授课对象是我校学生,数学水平参差不齐,依赖性强,接受能力一般,灵活性不够。因此本节课采用低起点,由浅到深,由易到难逐步推进,热情地启发学生的思维,让学生在欢愉的气氛中获取知识和运用知识的能力。

  1.2 高中数学必修五等比数列——教材分析

  教材地位和作用

  所用的教材是人教版《必修5》,教材通过日常生活中的实例,讲解等比数列的概念,特别地要体现它是一种特殊函数,通过列表,图像,通项公式来表达等比数列,把数列融于函数之中,体现了数列的本质和内涵。等比数列的定义与通项不仅是本章的重点和难点,也是高中阶段培养学生逻辑推理的重要载体之一,为培养学生思维的灵活性和创造性打下坚实的基础。

  同时本节课是在学生已经系统地学习了一种常用数列,即等差数列的概念、通项公式和前n项和公式的基础上,开始学习另一种常用数列,即等比数列的相应知识,我认为本节教材对于进—步渗透数学思想,发展逻辑思维能力,提高学生的品质素养均有较好作用。众所周知,数列是中学数学的重点内容之一,也是高考的考查重点之一,其中等差数列和等比数列尤为重要,有关数列的问题,大多数都是归结为这两种基本数列加以解决的:而且这两途中数列在实际问题中有着广泛的应用,这说要求教学中高度重视,并有新的突破,拓展和引深。

  附:必修五化学教案设计

  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

  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(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

  例举反应[来源:学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

  混合物体系中[来源:Zxxk.Com][来源:学,科,网][来源:Z#xx#k.Com][来源:学&科&网Z&X&X&K][来源:学科网ZXXK]

  各成分的含量[来源:学科网ZXXK] ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源:学*科*网][来源:Z|xx|k.Com] 平衡[来源:学*科*网][来源:学&科&网][来源:Z.xx.k.Com]

  ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡

  ③各气体的体积或体积分数一定 平衡

  ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡

  正、逆反应

  速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V(正)=V(逆) 平衡

  ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡

  ④在单位时间内生成n molB,同时消耗了q molD,因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定) 平衡

  ②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡

  混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时,但m+n=p+q时 不一定平衡

  温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变) 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡

  其他 如体系颜色不再变化等 平衡

  (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)___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__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,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: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 。

  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(转 载 于:ol/L ; KW = [H+]?[OH-] =1*10-14 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)

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