必修五數學教學課件

　　必修五數學教學課件，僅供參考。

　　1.1 高中數學必修五等比數列——學情分析

　　本節課的授課對象是我校學生，數學水平參差不齊，依賴性強，接受能力一般，靈活性不夠。因此本節課采用低起點，由淺到深，由易到難逐步推進，熱情地啟發學生的思維，讓學生在歡愉的氣氛中獲取知識和運用知識的能力。

　　1.2 高中數學必修五等比數列——教材分析

　　教材地位和作用

　　所用的教材是人教版《必修5》，教材通過日常生活中的實例，講解等比數列的概念，特別地要體現它是一種特殊函數，通過列表，圖像，通項公式來表達等比數列，把數列融于函數之中，體現了數列的本質和內涵。等比數列的定義與通項不僅是本章的重點和難點，也是高中階段培養學生邏輯推理的重要載體之一，為培養學生思維的靈活性和創造性打下堅實的基礎。

　　同時本節課是在學生已經系統地學習了一種常用數列，即等差數列的概念、通項公式和前n項和公式的基礎上，開始學習另一種常用數列，即等比數列的相應知識，我認為本節教材對于進—步滲透數學思想，發展邏輯思維能力，提高學生的品質素養均有較好作用。眾所周知，數列是中學數學的重點內容之一，也是高考的考查重點之一，其中等差數列和等比數列尤為重要，有關數列的問題，大多數都是歸結為這兩種基本數列加以解決的：而且這兩途中數列在實際問題中有著廣泛的應用，這說要求教學中高度重視，并有新的突破，拓展和引深。

　　附：必修五化學教案設計

　　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

　�、� 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。

　�、跓峄瘜W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）

　�、蹮峄瘜W反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　�、軣峄瘜W方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

　�、莞魑镔|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：

　�、傺芯織l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

　�、苎芯績热荩悍懦龅臒崃�。（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）

　�、� 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

　�、� 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（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s）

　�、� 影響因素：

　　① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　�、� 條件因素（外因）：反應所處的條件

　　2.

　　※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

　　例舉反應[來源:學科網] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

　　混合物體系中[來源:Zxxk.Com][來源:學,科,網][來源:Z#xx#k.Com][來源:學&科&網Z&X&X&K][來源:學科網ZXXK]

　　各成分的含量[來源:學科網ZXXK] ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定[來源:學*科*網][來源:Z|xx|k.Com] 平衡[來源:學*科*網][來源:學&科&網][來源:Z.xx.k.Com]

　　②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡

　　③各氣體的體積或體積分數一定 平衡

　�、芸傮w積、總壓力、總物質的量一定 不一定平衡

　　正、逆反應

　　速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡

　�、谠趩挝粫r間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則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在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡

　　②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡

　　混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡 ②Mr一定時，但m+n=p+q時 不一定平衡

　　溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡 體系的密度 密度一定 不一定平衡

　　其他 如體系顏色不再變化等 平衡

　�。ǘ�）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）___有關，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。

　�。ㄈ�）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值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應__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。 一般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。

　　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 。

　　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

　�、蹚婋娊赓|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(轉 載 于:ol/L ; KW = [H+]?[OH-] =1*10-14 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）

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