必修五數(shù)學(xué)教學(xué)課件
必修五數(shù)學(xué)教學(xué)課件，僅供參考。
1.1 高中數(shù)學(xué)必修五等比數(shù)列——學(xué)情分析
本節(jié)課的授課對(duì)象是我校學(xué)生，數(shù)學(xué)水平參差不齊，依賴性強(qiáng)，接受能力一般，靈活性不夠。因此本節(jié)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(shí)和運(yùn)用知識(shí)的能力。
1.2 高中數(shù)學(xué)必修五等比數(shù)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(shí)例，講解等比數(shù)列的概念，特別地要體現(xiàn)它是一種特殊函數(shù)，通過列表，圖像，通項(xiàng)公式來表達(dá)等比數(shù)列，把數(shù)列融于函數(shù)之中，體現(xiàn)了數(shù)列的本質(zhì)和內(nèi)涵。等比數(shù)列的定義與通項(xiàng)不僅是本章的重點(diǎn)和難點(diǎn)，也是高中階段培養(yǎng)學(xué)生邏輯推理的重要載體之一，為培養(yǎng)學(xué)生思維的靈活性和創(chuàng)造性打下堅(jiān)實(shí)的基礎(chǔ)。
同時(shí)本節(jié)課是在學(xué)生已經(jīng)系統(tǒng)地學(xué)習(xí)了一種常用數(shù)列，即等差數(shù)列的概念、通項(xiàng)公式和前n項(xiàng)和公式的基礎(chǔ)上，開始學(xué)習(xí)另一種常用數(shù)列，即等比數(shù)列的相應(yīng)知識(shí)，我認(rèn)為本節(jié)教材對(duì)于進(jìn)—步滲透數(shù)學(xué)思想，發(fā)展邏輯思維能力，提高學(xué)生的品質(zhì)素養(yǎng)均有較好作用。眾所周知，數(shù)列是中學(xué)數(shù)學(xué)的重點(diǎn)內(nèi)容之一，也是高考的考查重點(diǎn)之一，其中等差數(shù)列和等比數(shù)列尤為重要，有關(guān)數(shù)列的問題，大多數(shù)都是歸結(jié)為這兩種基本數(shù)列加以解決的：而且這兩途中數(shù)列在實(shí)際問題中有著廣泛的應(yīng)用，這說要求教學(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(shè)計(jì)
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變 反應(yīng)熱
1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)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(yīng)的熱 效應(yīng)
（1）.符號(hào)： △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(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的 化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)：① 所有的燃燒反應(yīng)② 酸堿中和反應(yīng) ③ 大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng)
⑤ 生石灰和水反應(yīng)⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng)
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)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）
③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。
④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)
⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)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(wěn)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)：
①研究條件：101 kPa
②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol
④研究內(nèi)容：放出的熱量。（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(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2．強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實(shí)驗(yàn)
五、蓋斯定律
1．內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化
⑵ 表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計(jì)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）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響
①恒溫恒容時(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(yīng)速率不變
②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
（一）1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)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(yīng)）
等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)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?jǐn)?shù)恒定）
變（條件改變，平衡發(fā)生變化）
3、判斷平衡的依據(jù)
判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)
例舉反應(yīng)[來源:學(xué)科網(wǎng)] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物體系中[來源:Zxxk.Com][來源:學(xué),科,網(wǎng)][來源:Z#xx#k.Com][來源:學(xué)&科&網(wǎng)Z&X&X&K][來源:學(xué)科網(wǎng)ZXXK]
各成分的含量[來源: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?jǐn)?shù)一定[來源:學(xué)*科*網(wǎng)][來源:Z|xx|k.Com] 平衡[來源:學(xué)*科*網(wǎng)][來源:學(xué)&科&網(wǎng)][來源:Z.xx.k.Com]
②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定 平衡
③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定 平衡
④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定 不一定平衡
正、逆反應(yīng)
速率的關(guān)系 ①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在單位時(shí)間內(nèi)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
④在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強(qiáng) ①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定） 平衡
②m+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(duì)分子質(zhì)量Mr ①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)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(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)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
（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素
1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)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(yīng)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(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)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(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。
2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)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___吸熱反應(yīng)______方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)__方向移動(dòng)。
3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著__體積縮小___方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著___體積增大__方向移動(dòng)。
注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(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(guī)律相似
4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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(yīng)達(dá)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(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
三、化學(xué)平衡常數(shù)
（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，___生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)____比值。符號(hào)：__K__
（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：
1、表達(dá)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(yīng)物或生成物的`濃度無關(guān)。
3、反應(yīng)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(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。
（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:
1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)__進(jìn)行程度__的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)_生成物___的濃度越大，它的___正向反應(yīng)__進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越__完全___，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_高_(dá)__。反之，則相反。 一般地，K>_105__時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。
2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)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(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;
Q__=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;
Q_〉__K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行
3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)
若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為__吸熱___反應(yīng)
若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為__放熱___反應(yīng)
＊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(yīng)達(dá)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(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。 第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)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(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。
五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：
（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：J???mol-1?K-1
(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.
（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(yīng)方向判斷依據(jù)
在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：
ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行
ΔH-TΔS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)
ΔH-TΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行
注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行
（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)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(dǎo)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(dǎo)電的化合物 。 強(qiáng)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(qū)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)
③強(qiáng)電解質(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(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)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(zhuǎn) 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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