必修五數學(xué)教學(xué)課件

　　必修五數學(xué)教學(xué)課件，僅供參考。

　　1.1 高中數學(xué)必修五等比數列——學(xué)情分析

　　本節課的授課對象是我校學(xué)生，數學(xué)水平參差不齊，依賴(lài)性強，接受能力一般，靈活性不夠。因此本節課采用低起點(diǎn)，由淺到深，由易到難逐步推進(jìn)，熱情地啟發(fā)學(xué)生的思維，讓學(xué)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(xué)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(guò)日常生活中的實(shí)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(guò)列表，圖像，通項公式來(lái)表達等比數列，把數列融于函數之中，體現了數列的本質(zhì)和內涵。等比數列的定義與通項不僅是本章的重點(diǎn)和難點(diǎn)，也是高中階段培養學(xué)生邏輯推理的重要載體之一，為培養學(xué)生思維的靈活性和創(chuàng )造性打下堅實(shí)的基礎。

　　同時(shí)本節課是在學(xué)生已經(jīng)系統地學(xué)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(kāi)始學(xué)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(jìn)—步滲透數學(xué)思想，發(fā)展邏輯思維能力，提高學(xué)生的品質(zhì)素養均有較好作用。眾所周知，數列是中學(xué)數學(xué)的重點(diǎn)內容之一，也是高考的考查重點(diǎn)之一，其中等差數列和等比數列尤為重要，有關(guān)數列的問(wèn)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(shí)際問(wèn)題中有著(zhù)廣泛的應用，這說(shuō)要求教學(xué)中高度重視，并有新的突破，拓展和引深。

　　附：必修五化學(xué)教案設計

　　第一章 化學(xué)反應與能量

　　一、焓變 反應熱

　　1．反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)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(jìn)行的化學(xué)反應的熱 效應

　�。�1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol

　　3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學(xué)反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0

　　吸收熱量的 化學(xué)反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0

　　☆ 常見(jiàn)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(jiàn)的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應

　�、� 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(xué)方程式

　　書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):

　�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標出能量變化。

　�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

　�、蹮峄瘜W(xué)反應方程式要指明反應時(shí)的溫度和壓強。

　�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數可以是整數，也可以是分數

　�、莞魑镔|(zhì)系數加倍，△H加倍；反應逆向進(jìn)行，△H改變符號，數值不變

　　三、燃燒熱

　　1．概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　※注意以下幾點(diǎn)：

　�、傺芯織l件：101 kPa

　�、诜磻�程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩定的氧化物。

　�、廴紵�物的物質(zhì)的量：1 mol

　�、苎芯�?jì)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(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時(shí)的反應熱叫中和熱。

　　2．強酸與強堿的中和反應其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應，其熱化學(xué)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(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4．中和熱的測定實(shí)驗

　　五、蓋斯定律

　　1．內容：化學(xué)反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應可以分幾步進(jìn)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(xué)反應速率和化學(xué)平衡

　　一、化學(xué)反應速率

　　1. 化學(xué)反應速率（v）

　�、� 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應的快慢，單位時(shí)間內反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化

　�、� 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示

　�、� 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間）單位：mol/（L?s）

　�、� 影響因素：

　�、� 決定因素（內因）：反應物的性質(zhì)（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(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無(wú)影響，可以認為反應速率不變。

　�。�2）、惰性氣體對于速率的影響

　�、俸銣睾闳輹r(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應速率不變

　�、诤銣睾泱w時(shí)：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(xué)平衡

　�。ㄒ唬�1.定義：

　　化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個(gè)可逆反應進(jìn)行到正逆反應速率相等時(shí)，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(gè)反應所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

　　2、化學(xué)平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等）

　　動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）

　　定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數恒定）

　　變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據

　　例舉反應[來(lái)源:學(xué)科網(wǎng)] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

　　混合物體系中[來(lái)源:Zxxk.Com][來(lái)源:學(xué),科,網(wǎng)][來(lái)源:Z#xx#k.Com][來(lái)源:學(xué)&科&網(wǎng)Z&X&X&K][來(lái)源:學(xué)科網(wǎng)ZXXK]

　　各成分的含量[來(lái)源:學(xué)科網(wǎng)ZXXK] ①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數一定[來(lái)源:學(xué)*科*網(wǎng)][來(lái)源:Z|xx|k.Com] 平衡[來(lái)源:學(xué)*科*網(wǎng)][來(lái)源:學(xué)&科&網(wǎng)][來(lái)源:Z.xx.k.Com]

　�、诟魑镔|(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數一定 平衡

　�、鄹鳉怏w的體積或體積分數一定 平衡

　�、芸傮w積、總壓力、總物質(zhì)的量一定 不一定平衡

　　正、逆反應

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

　�、谠趩挝粫r(shí)間內消耗了n molB同時(shí)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

　�、茉趩挝粫r(shí)間內生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強 ①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定） 平衡

　�、趍+n=p+q時(shí)，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(zhì)量Mr ①Mr一定時(shí)，只有當m+n≠p+q時(shí) 平衡 ②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí) 不一定平衡

　　溫度 任何反應都伴隨著(zhù)能量變化，當體系溫度一定時(shí)（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(xué)平衡移動(dòng)的因素

　　1、濃度對化學(xué)平衡移動(dòng)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(dòng)；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(dòng)

　�。�2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_

　�。�3）在溶液中進(jìn)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(xué)平衡向反應方程式中化學(xué)計量數之和_大_的方向移動(dòng)。

　　2、溫度對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

　　影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì )使化學(xué)平衡向著(zhù)___吸熱反應______方向移動(dòng)，溫度降低會(huì )使化學(xué)平衡向著(zhù)_放熱反應__方向移動(dòng)。

　　3、壓強對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

　　影響規律：其他條件不變時(shí)，增大壓強，會(huì )使平衡向著(zhù)__體積縮小___方向移動(dòng)；減小壓強，會(huì )使平衡向著(zhù)___體積增大__方向移動(dòng)。

　　注意：（1）改變壓強不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)

　�。�2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規律相似

　　4.催化劑對化學(xué)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(dòng)___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時(shí)間_。

　　5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)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(zhù)能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

　　三、化學(xué)平衡常數

　�。ㄒ唬┒�義：在一定溫度下，當一個(gè)反應達到化學(xué)平衡時(shí)，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數____比值。符號：__K__

　�。ǘ�）使用化學(xué)平衡常數K應注意的問(wèn)題：

　　1、表達式中各物質(zhì) 的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

　　2、K只與__溫度（T）___有關(guān)，與反應物或生成物的`濃度無(wú)關(guān)。

　　3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，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(jìn)行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。

　�。ㄈ�）化學(xué)平衡常數K的應用:

　　1、化學(xué)平衡常數值的大小是可逆反應__進(jìn)行程度__的標志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)_生成物___的濃度越大，它的___正向反應__進(jìn)行的程度越大，即該反應進(jìn)行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。 一般地，K>_105__時(shí)，該反應就進(jìn)行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進(jìn)行的可逆反應是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）

　　Q_〈__K:反應向正反應方向進(jìn)行;

　　Q__=_K:反應處于平衡狀態(tài) ;

　　Q_〉__K:反應向逆反應方向進(jìn)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_(kāi)_吸熱___反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為_(kāi)_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(xué)平衡互稱(chēng)為等效平衡。

　　2、分類(lèi)

　�。�1）定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類(lèi)：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(xué)計量數之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。 第二類(lèi)：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(zhì)的量的比例與原來(lái)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(xué)計量數之比相同即可視為等效平衡。

　　五、化學(xué)反應進(jìn)行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　�。�1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數，用來(lái)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?yōu)闊o(wú)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(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)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(xué)反應的判讀依據為：

　　ΔH-TΔS〈0 反應能自發(fā)進(jìn)行

　　ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0 反應不能自發(fā)進(jìn)行

　　注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應都能自發(fā)進(jìn)行

　�。�2）ΔH為正，ΔS為負時(shí)，任何溫度反應都不能自發(fā)進(jìn)行

　　第三章 水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質(zhì)的電離

　　1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì) 。 非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。 強電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。 弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區別：

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

　�、蹚婋娊赓|(zhì)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(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無(wú)關(guān)。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結合成 時(shí)，電離過(guò)程就達到了平衡狀態(tài)，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(guān)，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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