高三化学集体备课记录簿Word文档格式.docx

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二、复习策略

中学化学基本概念比较多，概念间的联系比较杂，基本理论知识也比较丰富。

如何使学生牢固掌握这些概念和理论，提高复习效率，我们认为除了对照《考纲》逐一落实知识点外，还应该注意把握以下几个方面：

1．过程与结论：

在双基复习中必须重视学生概念形成、理论掌握的思维过程，切忌单纯、机械地记忆某些“结论”和“规律”。

2．整合与重组：

在双基复习中，针对学生疑点和高考热点可进行归纳、整合、重组，使相关零碎知识串联起来作专题强化训练，如此既可查漏补缺，完善学生的知识结构，又提高了学生能力。

三、其他发言人

1、XXX：

对于阿伏加德罗常数的正误判断需注意：

关注试题中的关键词，留心有无“陷阱”。

2、XXX：

给出物质的体积，一看条件是否为标准状况，二看状态是否为气体，对于气体还需注意是稀有气体（单原子分子）还是其他气体。

高三化学集体备课记录

（二）

2014年8月14日（星期四1、2节）

1-2物质的量在化学实验中的应用

本节的主要考点有物质的量浓度的计算、溶液的配制，主要考查物质的量浓度的计算、求所需固体量或液体量、实验操作过程中的误差分析。

物质的量浓度的计算是高中生必备的计算技能，溶液的配制也是必须掌握的定量实验，预测今后高考中还会继续出现该内容的选择题或实验题。

难点一、有关物质的量浓度的计算

难点二、溶液配制中的误差分析

可能引起误差的一些操作（以配制0.1 

mol/L的NaOH溶液为例）

m

V

c/（mol/L）

称量时，所用天平的砝码有残缺

减小

不变

偏小

向容量瓶注液时少量流出

未洗涤烧杯和玻璃棒

溶液未冷却到室温就注入容量瓶并定容

偏大

定容摇匀时，液面下降，再加水

增大

定容时，俯视读刻度数

定容时，仰视读刻度数

称量前小烧杯内有水

无影响

称量时间过长

用滤纸称NaOH

称量时所用天平的砝码沾有其他物质或已锈蚀

在进行物质的量浓度、质量分数、溶解度三者之间的转换时，不要死记公式，要利用密度的桥梁作用进行推理．

误差分析时，要根据实验操作，弄清是“m”还是“V”引起的误差，再具体分析；

高三化学集体备课记录（四）

2014年8月21日（星期四1、2节）

2-2离子反应

本节主要知识有：

离子反应的概念，离子反应发生的条件，离子方程式的判断，主要考查离子方程式的书写及正误判断，离子共存问题，物质判断与鉴别。

离子反应是高考的热点，每年必考，离子方程式的正误判断，主要涉及化学式的拆分，电荷的配平，产物是否合理等，离子共存的命题趋势主要为增加限制条件，如溶液的酸碱性、无色透明、发生氧化还原反应等。

把实验问题与离子反应知识融合，在有关物质推断中融入更多有关离子反应知识应是今后高考的新趋势。

难点一、离子方程式的正误判断

1．一查反应是否符合客观事实

2．二查是否守恒（质量、电荷、得失电子）

3．三查化学式拆分、化学符号（↑、↓、===、

）使用是否正确

4．四查是否忽略隐含离子反应

5．五查阴、阳离子配比是否正确

6．六查反应物用量与其反应是否一致

7．七查加入试剂顺序与其反应是否一致

8．八查反应产物与其反应是否一致

难点二、离子共存

1．一色——溶液颜色：

若限定无色溶液，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO

等有色离子不能存在．

2．二性——溶液的酸、碱性

（1）在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子（如CO

、SO

、S2－、CH3COO－等）均不能大量存在；

（2）在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如NH

、Al3＋、Fe3＋等）均不能大量存在；

（3）酸式弱酸根离子（如HCO

、HSO

、HS－等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在．

3．三特殊——三种特殊情况

（1）AlO

与HCO

不能大量共存：

AlO

＋HCO

＋H2O===Al（OH）3↓＋CO

；

（2）“NO

＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO

等因发生氧化还原反应而不能大量共存；

（3）NH

与CH3COO－、CO

，Mg2＋与HCO

等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存．

4．四反应——四种反应类型

指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存．

（1）复分解反应：

如Ba2＋与SO

、NH

与OH－、H＋与CH3COO－等；

（2）氧化还原反应：

如Fe3＋与I－、NO

（H＋）与Fe2＋、MnO

（H＋）与Br－等；

（3）相互促进的水解反应：

如Al3＋与HCO

、Al3＋与AlO

等；

（4）络合反应：

如Fe3＋与SCN－等．

1、XXX：

书写酸式盐与碱反应的离子方程式时，可采用定“1”的方法，即将量相对少的物质定为1mol，另一物质溶液中的离子可任意取整数值，如往足量NaHCO3溶液中逐滴加入澄清石灰水[定Ca（OH）2为1mol]，离子方程式为：

Ca2＋＋2OH－＋2HCO

===CaCO3↓＋CO

＋H2O.往足量澄清石灰水中逐滴加入NaHCO3溶液（定NaHCO3为1mol）离子方程式为HCO

＋Ca2＋＋OH－=CaCO3↓＋H2O。

2、XXX：

判断离子共存问题，要特别注意题干中条件的应用，如“在酸性溶液中”，“在无色透明的溶液中”，“在水电离出的c（H＋）＝1×

10－13mol·

L－1的溶液中”“因发生氧化还原反应而不能共存”，倘若只分析选项中给出的离子之间能否共存，就会造成错误解答。

高三化学集体备课记录（五）

2014年8月28日（星期四1、2节）

2-3氧化还原反应

本节主要考点为氧化还原反应的基本概念、基本规律及以电子转移为中心的有关计算．主要考查氧化性、还原性强弱的比较，电子转移的数目、简单的计算．氧化还原反应是化学中的主干知识，是高考不可回避的热点，今后还会推出更新的题型，要特别关注氧化还原反应规律在生产生活中的应用，在高科技成果中的应用．

难点一、氧化性、还原性强弱判断

1．依据金属活动性顺序

按照金属活动性顺序，排在前面的金属元素其原子的还原性强，排在后面的金属元素其阳离子的氧化性强．

2．依据氧化还原反应方程式

对于氧化还原反应：

氧化剂＋还原剂===还原产物＋氧化产物

则氧化性：

氧化剂>

氧化产物；

还原性：

还原剂>

还原产物．

3．依据与同一物质反应的情况（反应条件、剧烈程度等）

当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件高、低来进行判断，反应条件越低，性质越强；

若氧化产物价态不同，则价态越高，氧化剂的氧化性越强．

4．依据原电池、电解池的电极反应判断

（1）两种不同的金属构成原电池的两极，还原性：

负极金

属>

正极金属．

（2）在电解过程中，氧化性越强的金属阳离子优先在阴极

放电，还原性越强的非金属阴离子优先在阳极放电．

难点二、氧化还原反应的有关规律

1．守恒规律

对于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等，得失电子总数相等．

2．强弱规律

较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物．

3．转化规律

氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；

同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；

同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应．

4．难易规律

越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；

一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；

同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，优先与氧化性最强的氧化剂发生反应．

5．价态规律

元素处于最高价态，只有氧化性；

元素处于最低价态，只有还原性；

元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现其中一种性质．

电子守恒是氧化还原反应计算的基本方法，其关系是还原剂失去的电子数等于氧化剂得到的电子数。

物质的氧化性、还原性强弱只与得失电子的难易有关。

与得、失电子的数目无关。

高三化学集体备课记录（六）

2014年9月4日（星期四1、2节）

3-1钠及其重要化合物

本节重点知识为：

Na、Na2O、Na2O2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3的性质与用途．通常以钠及其化合物知识为载体，考查对化学基本概念、基本理论的掌握；

钠及其化合物与生产、生活有较多联系．如从纯碱到侯氏制碱法；

苏打、小苏打、食盐、烧碱、Na2O2在日常生活中的应用，都是高考联系实际命题的好素材．

1、重点、难点

难点一、Na2O2的化学性质

1．Na2O2与H2O、CO2的反应：

2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑；

2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2

（1）表现氧化性、还原性：

Na2O2与H2O、CO2反应均有O2生成，在反应中Na2O2既表现氧化性又表现还原性，H2O、CO2在此反应中既不是氧化剂，也不是还原剂。

（2）物质的量的关系：

2mol的Na2O2不论与H2O还是与CO2反应均生成1mol的O2，转移2mol电子，消耗2molH2O或2molCO2.

（3）先后规律：

Na2O2与水蒸气、CO2混合气体反应时，Na2O2可视为首先与CO2反应生成Na2CO3，CO2反应完后，剩余的Na2O2再与水蒸气反应生成NaOH.

2．Na2O2的强氧化性

Na2O2具有强氧化性，可氧化一些还原性物质．

（1）Na2O2＋SO2===Na2SO4；

（2）Na2O2投入FeCl2的溶液中，可将Fe2＋氧化成Fe3＋，生成Fe（OH）3沉淀；

（3）Na2O2投入Na2SO3溶液中，可将SO

氧化成SO

.

（4）Na2O2因有氧化性，所以有漂白性，能使品红褪色．

难点二：

关于碳酸钠和碳酸氢钠有关的计算

1．Na2CO3、NaHCO3的鉴别

（1）若为固体：

可利用加热法，加热能产生使澄清石灰水变浑浊的气体的固体是NaHCO3.

（2）若为溶液：

可利用沉淀法，加入BaCl2溶液，产生白色沉淀的是Na2CO3；

也可利用气体法，滴加稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO3，开始无气泡产生的是Na2CO3.

2．Na2CO3、NaHCO3和盐酸的反应

Na2CO3溶液和稀盐酸为分步反应：

Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl，NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑.

NaHCO3溶液与稀盐酸反应的化学方程式为：

NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O.

（1）放出CO2的速率：

NaHCO3溶液与盐酸反应放出CO2的速率快．

（2）Na2CO3溶液与盐酸互滴的现象

向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，开始无气泡产生，而向盐酸中滴加Na2CO3溶液开始就有气泡产生．

（3）CO2生成量的比较

①等物质的量的Na2CO3、NaHCO3分别与足量的盐酸反应，产生的CO2相等．

②等质量的Na2CO3、NaHCO3分别与足量的酸反应，NaHCO3产生的CO2多．

③等量的盐酸与足量的Na2CO3、NaHCO3分别反应，NaHCO3产生的CO2多．

④一定量的NaHCO3受热分解产生CO2的量与受热分解后的残留物与酸反应产生的CO2量相等．

凡分子组成符号（CO）m·

（H2）n的物质，Wg该物质在O2中完全燃烧，将其产物（CO2和水蒸气）通过足量的Na2O2后，Na2O2固体增重必为Wg．中学阶段常见的符合这一关系的物质有：

①无机物：

H2、CO及H2和CO的混合气体；

②有机物：

CH4O（甲醇）、CH2O（甲醛）、CH3COOH

（乙酸）、HCOOCH3（甲酸甲酯）、C6H12O6（葡萄糖）等．

对化学实验的考查有两大趋势：

一是将经典装置及反应原理进行适当调整，设计新的实验问题．二是探究性实验与研究性实验的整合；

Na2O2与H2O、CO2的反应是很好的设计探究性实验的素材，主要探究产物的生成与检验．

高三化学集体备课记录（七）

2014年9月11日（星期四1、2节）

3-2铝及其重要化合物

本节的重点知识有：

铝、氧化铝、氢氧化铝、明矾的性质及用途．主要考查Al的性质，Al2O3、Al（OH）3的两性及Al3＋、AlO-、Al（OH）3之间的转化．预测2015年高考仍会突出在铝与碱的反应，Al2O3、Al（OH）3的两性等基础知识上，还可能涉及铝的重要化合物的用途，如明矾净水、含铝药品、食品的摄入等与生活联系密切的内容。

难点一、铝与强酸、强碱反应有关量的问题

分析依据：

2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑，

2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑.

1．等量铝分别与足量盐酸和足量NaOH溶液反应，产生H2的体积比

＝1∶1.

2．足量铝分别与等物质的量的盐酸和氢氧化钠反应，产生H2的体积比

＝1∶3.

3．当生成H2相等时，消耗铝单质一定相等，消耗HCl与NaOH的物质的量之比为3∶1.

4．一定量的铝分别和一定量的盐酸和NaOH溶液反应，若产生H2的体积比为

<

，则必定是：

Al与HCl反应时，Al过量而HCl不足；

Al与NaOH溶液反应时，Al不足而NaOH溶液过量．

难点二，“铝三角”及其应用

1．“铝三角”是指Al3＋、Al（OH）3和AlO相互转化的三角关系（如下图）

相关反应

Al（OH）3＋OH－===AlO

＋2H2O

Al（OH）3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

Al3＋＋3OH－===Al（OH）3↓

Al3＋＋4OH－===AlO

＋H＋＋H2O===Al（OH）3↓

＋4H＋===Al3＋＋2H2O

Al3＋＋3AlO

＋6H2O===4Al（OH）3↓

2．应用

（1）制取Al（OH）3.

Al3＋＋3NH3·

H2O===Al（OH）3↓＋3NH

＋CO2＋2H2O===Al（OH）3↓＋HCO

（2）离子共存问题．

Al3＋与HS－、S2－、AlO

、HCO

、CO

等因水解相互促进而不能大量共存；

与NH

、Al3＋、Fe3＋等也不能大量共存．

（3）分离除杂．如除去Mg2＋中的Al3＋.

金属与酸或碱反应的实质是金属失电子，金属失去的电子数等于生成H2中的氢原子数，常用的方法有守恒法和平均值法（即求混合金属的平均相对原子质量）。

铝盐、镁盐的混合物与强碱的反应是高考的重点、热点，前几年高考考查较多．对于产物的探究从未考查过，新课程标准下的高考趋势应该更加注重在探究中再现知识的形成过程．考查学生的自主探究意识和探究能力。

高三化学集体备课记录（八）

2014年9月18日（星期四1、2节）

3-3铁及其重要化合物

本节的重点知识有铁的性质、铁的氧化物、氢氧化物、铁盐的性质等．主要考查铁及其化合物的转化关系，Fe2＋、Fe3＋的还原性、氧化性，Fe3＋和Fe2＋的检验，Fe（OH）3胶体、Fe（OH）2的制备也是常考的内容．预测2015年高考还会以铁及铁的化合物为载体，对基本概念、基本理论进行考查．同时铁的腐蚀、饮用水的净化等与生产、生活联系密切的内容，也是今后高考的趋势．

难点一、“铁三角”的转化及应用

1．Fe→Fe2＋

铁与氧化性比较弱的非金属（如S、I2），非氧化性酸

（如盐酸、稀H2SO4），不活泼金属的盐溶液（如CuSO4溶液），FeCl3溶液反应，都可实现这种转化．例如：

Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4；

Fe＋2FeCl3===3FeCl2；

Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑。

2．Fe2＋→Fe

比较活泼的金属（如Al、Zn）、CO、H2、C等能从亚铁化合物中置换出铁来．

例如：

FeCl2＋Zn=ZnCl2＋Fe；

FeO＋H2=Fe＋H2O.

3．Fe→Fe3＋

铁与强氧化剂，如Cl2、H2O2、KMnO4（H＋）、HNO3、浓H2SO4在一定条件下反应都会实现这种转化．例如：

2Fe＋3Cl2

2FeCl3.

4．Fe3＋→Fe可通过较强还原剂实现，如Al、Zn、CO、H2等．例如：

Fe2O3＋3CO2=Fe＋3CO2；

Fe2O3＋2Al

2Fe＋Al2O3；

2FeCl3＋3Zn===2Fe＋3ZnCl2.

5．Fe2＋→Fe3＋

亚铁盐与强氧化剂反应，如Cl2、Br2、HNO3、浓硫酸、H2O2、KMnO4（H＋）等．例如：

2FeCl2＋Cl2===2FeCl3.

难点二、Fe2＋和Fe3＋的检验

1．溶液的颜色：

含有Fe2＋的溶液显浅绿色；

含有Fe3＋的溶液显黄色

2．用KSCN溶液和氯水

（1）流程：

（2）有关反应：

Fe3＋＋3SCN－===Fe（SCN）3（红色）；

2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－

3．用NaOH溶液

Fe3＋＋3OH－===Fe（OH）3↓（红褐色）

Fe2＋＋2OH－===Fe（OH）2↓（白色沉淀）；

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O===4Fe（OH）3

在双基复习中，针对学生疑点和高考热点可进行归纳、整合、重组，使相关零碎知识串联起