化學反應原理學期教學計劃（分享15篇）_化學反應原理學期教學計劃

化學反應原理學期教學計劃（分享15篇）。

化學反應原理學期教學計劃 · 第1篇

化學選修 化學反應原理復習

第一章

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

⑤ 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HC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。

②熱化學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)

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△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：

①研究條件：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

④研究內容：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

一、化學反應速率

1. 化學反應速率(v)

⑴ 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

⑵ 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)

⑷ 影響因素：

① 決定因素(內因)：反應物的性質(決定因素)

② 條件因素(外因)：反應所處的條件

2.

※注意：(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。

(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)

化學反應原理學期教學計劃 · 第2篇

(共35分)。

1. (10分)某氣相1級反應A→2R+S在等溫，等壓的反應器中進行，原料含量A為75%(摩爾分數)，惰性氣體25%，經8min后體積增加了1倍，求此時的轉化率及該反應在此溫度下的速率常數。

2. (15分)在一個連續攪拌釜式反應器進行均相反應 A + B → P，反應維持

在80℃等溫操作，實驗測得反應速率方程式為：(-rA)= k CA CB mol/(L·s)，k=2.5×10-3L/(mol·s),Q0=200L/min,當反應物A和B的初始濃度CA 0=CB 0=4mol/L,而A的`轉化率xA=0.8時，求此反應器的體積為多大?

3. (10分)對不可逆反應A+B →R+S ，其機理步驟分別為A的吸附、B的吸附、表面反應、R的脫附、S的脫附5個步驟，請推導出當表面反應為速率控制步驟時的本征動力學方程。 系，即所謂反應的化學計量關系。

4. 表示有化學反應的吸收速率比單純物理吸收的速率大的倍數。

5. 反應物全部轉化后系統體積的變化分率。

化學反應原理學期教學計劃 · 第3篇

化學反應原

理緒言

教案

【學習目標】1．學習化學原理的目的

2．化學反應原理所研究的范圍

3．有效碰撞、活化分子、活化能、催化劑二學習過程 【學習內容】

1．學習化學反應原理的目的：（1）化學研究的核心問題是：化學反應

（2）化學中最具有創造性的工作是：設計和創造新的分子

（3）如何實現這個過程？

通常是利用已發現的原理來進行設計并實現這個過程，所以我們必須對什么要清楚才能做到，對化學反應的原理的理解要清楚，我們才能知道化學反應是怎樣發生的，為什么有的反應快、有的反應慢，它遵循怎樣的規律，如何控制化學反應才能為人所用！這就是學習化學反應原理的目的。2．化學反應原理所研究的范圍是

（1）化學反應與能量的問題

（2）化學反應的速率、方向及限度的問題（3）水溶液中的離子反應的問題

（4）電化學的基礎知識 3．基本概念

（1）什么是有效碰撞？

引起分子間的化學反應的碰撞是有效碰撞，分子間的碰撞是發生化學反應的必要條件，有效碰撞是發生化學反應的充分條件，某一化學反應的速率大小與，單位時間內有效碰撞的次數有關

（2）什么是活化分子？

具有較高能量，能夠發生有效碰撞的分子是活化分子，發生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。（3）什么是活化能？

活化分子高出反應物分子平均能量的部分是活化能，如圖

活化分子的多少與該反應的活化能的大小有關，活化能的大小是由反應物 分子的性質決定，（內因）活化能越小則一般分子成為活化分子越容易，則活化分子越多，則單位時間內有效碰撞越多，則反應速率越快。（4）什么是催化劑？

催化劑是能改變化學反應的速率，但反應前后本身性質和質量都不改

變的物質，催化劑作用：可以降低化學反應所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分數,從而提高了有效碰撞的頻率．反應速率大幅提高．

（5）歸納總結：一個反應要發生一般要經歷哪些過程？

1、為什么可燃物有氧氣參與，還必須達到著火點才能燃燒？

2、催化劑在我們技術改造和生產中，起關鍵作用，它主要作用是提高化學反應速率，試想一下為什么催化劑能提高反應速率？

化學反應原理學期教學計劃 · 第4篇

2012屆高考化學反應原理知識點總結

化學反應速率、化學平衡

一．化學反應速率

1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)

v=△c·△t

2．規律：同一反應里用不同物質來表示的反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影響反應速率的因素

內因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗處都發生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發生反應，化學反應速率較慢，由于是可逆反應，反應不能進行到底。

外因：

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發生反應的分子數增加，反應速率加快。

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。

③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。

⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。

【注意】：①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。

③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數，增大了有效碰撞次數，使反應速率增大。

（二）化學平衡

1．化學平衡狀態：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態。

2．化學平衡狀態的特征

（1）“等”即

V正=V逆>0。

（2）“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行。

（3）“定”即反應混合物中各組分百分含量不變。

（4）“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。

（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）。

3．化學平衡狀態的標志

化學平衡狀態的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x

:

y

③c(C)、C%、n(C)%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定

⑤體系顏色不變

⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等于形成量

⑦體系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等

4．影響化學平衡的條件

（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。

（2）化學平衡移動規律——勒沙特列原理

如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。

②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。

③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。

④催化劑：不能影響平衡移動。

5．等效平衡

在條件不變時，可逆反應不論采取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，最后所處的平衡狀態是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態是相同的。某一可逆反應的平衡狀態只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。

（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據系數比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。

（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應前后分子數不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態的物質的量比相同，則達到平衡后兩平衡等效。

（3）在定溫、定容情況下，對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。

6．化學平衡計算時常用的2個率

（1）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。

（2）產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%。

7．催化劑

能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前后質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發生。

催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。

常用的催化劑及催化反應

二氧化錳

氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。

五氧化二釩

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

鐵觸媒

合成氨。

鉑或鉑銠合金

氨的催化氧化。

硫酸汞

乙炔水化制乙醛。

醋酸錳

乙醛氧化制乙酸。

鎳

不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。

三溴化鐵

笨的溴化制溴苯。

使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。

8．可以利用平衡常數的值作標準判斷反應是否達到平衡及不

平衡時向哪個方向進行．如對于可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定溫度的任意時刻，反應物與生成物的濃度有如下關系

Qc＝，Qc叫該反應的濃度商．

Qc＜K，反應向正反應方向進行

Qc＝K，反應處于平衡狀態

Qc＞K，反應向逆反應方向進行

電解質溶液

一．電解質和非電解質、強電解質和弱電解質

1．電解質

凡是水溶液里或熔融狀態時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態時導電是化學變化。

2．分類

（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。

（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。

3．強電解質和弱電解質的比較

強電解質

弱電解質

定義

水溶液里完全電離的電解質

水溶液里部分電離的電解質

化學鍵種類

離子鍵、強極性鍵

極性鍵

電離過程

完全電離

部分電離

表示方法

用等號“=”

用可逆號“”

代表物

強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

絕大多數鹽：NaCl、BaSO4

弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱堿：NH3·H2O

個別鹽：HgCl2、Pb(CH3COO)2

4．非電解質

凡是在水溶液里或熔融狀態都不能電離也不能導電的化合物。

常見的非電解質

非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金屬氫化物：CH4、NH3

大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖

二．弱電解質的電離平衡

1．弱電解質的電離特點

（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。

（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。

（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。

（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。

2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理。

三．水的電離和溶液的pH值

1．水的電離和水的離子積常數

H2O是一種極弱電解質，能夠發生微弱電離H2OH+

+

OH–

25℃時

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1

水的離子積Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）

①Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。如：100℃

Kw=10–12

②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。

（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，堿性越弱。

（3）范圍：0～14

四．鹽類水解

1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。

2．鹽類水解規律

（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。

（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。

（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。

3．鹽類水解的類型

（1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-

+

H2O

CH3COOH

+

OH-

（2）互相促進水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結合水電離產生的H+和OH-發生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質的相對強弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-

+

NH4+

CH3COOH

+

NH3·H2O

（3）

互相抑制水解：能電離產生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如

(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

Fe2+

+

2H2O

Fe(OH)2

+

H+

NH4+水解產生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．電離平衡和水解平衡的比較

電

離

平

衡

水

解

平

衡

實

例

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究對象

弱電解質（弱酸、弱堿、水）

強電解質（弱酸鹽、弱堿鹽）

實

質

弱酸

H+

+

弱酸根離子

弱堿

OH—

+

弱堿陽子

H2O

+

H2O

H3O+

+

OH—

離子化速率

=

分子化速率

弱酸根陰離子+H2O

弱酸

+

OH—

弱堿陽離子+H2O

弱堿

+

H+

水解速率

=

中和速率

程

度

酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離……

“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解……

一般中和程度遠遠大于水解程度

雙水解程度較大，甚至很徹底。

能量變化

吸熱（極少數例外）

吸熱

表達式

電離方程式：①用“

”

②多元弱酸分步電離

H2S

H+

+

HS—

HS—

H+

+

S2—

水解反應離子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解

③除了雙水解反應，產物不寫分解產物，不標↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微

粒

濃

度

大小比較

c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—)

>c(OH-)

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>

c(H+)

電荷守恒式

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

c(Na+)+

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

物料守恒式

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L=

c(Na+)/2

影

響

因

素

溫

度

升溫促進電離（極少數例外）

升溫促進水解

濃

度

稀

釋

促進電離，但濃度減小，酸性減弱

促進水解，但濃度減小，堿性減弱

通H2S

電離平衡向右移動，酸性增強，但

電離程度減小，電離常數不變。

S2—+H2O

HS—+

OH—

H2S

+

OH—

HS—+

H2O

促使上述平衡右移，合并為：H2S

+

S2—

2HS—

加Na2S

H2S

H+

+

HS—

S2—+

H+

HS—促使上述平衡右移，合并為：H2S

+

S2—

2HS—

水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。

七．何時考慮鹽的水解

1．判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。

2．配制某些鹽的溶液時，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入對應的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液時，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。

3.比較鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)

c(PO43

4.說明鹽溶液中微粒種類及多少時，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其濃度關系為：

八．溶液中微粒間的關系

（1）電荷守恒關系——指任何電解質溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。

如在Na2S溶液中：

實質：所有Na+、H+帶的正電荷總物質的量==所有S2—、HS—、OH—帶的負電荷總物質的量。

表達形式：c(Na+)

+

c(H+)

=

2c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(OH

—)

（2）物料守恒關系——指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質的量之比一定符合它的化學式中的計量數比。

如在Na2S溶液中：

實質：n(Na)

:

n

(S的各種存在形式總和)

==

:

表達形式：c(Na+)

=

c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(H2S)

（3）水電離的離子數守恒關系——指在任何電解質溶液中，由水電離產生的H+和OH—的數目一定相等的關系。如在Na2S溶液中：

實質：n(OH—)

==

溶液中自由H+物質的量與S2—結合水電離的H+物質的量之和

表達形式：c(OH

—)

=

c(H+)

+

c(HS—)

+

2c(H2S)

★該關系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數變換得到。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項即可得到上式。

化學反應原理學期教學計劃 · 第5篇

[教學目標]

1．知識與技能

（1）理解濃度、壓強、溫度和催化劑等條件對化學反應速率的影響。

（2）使學生能初步運用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子等來解釋濃度、壓強、溫度和催化劑等條件對化學反應速率的影響。

2．過程與方法

（1）掌握運用濃度、壓強、溫度和催化劑等條件比較反應速率大小的方法；

（2）通過識別有關化學反應速度與壓強、溫度或濃度等的圖像，提高識圖析圖能力，培養從圖像中挖掘化學信息的能力。

3、情感、態度與價值觀

（1）通過實驗培養學生嚴謹的科學態度，知道科學研究的一般方法。

（2）通過目前催化劑研究的遺憾，激發學生投身科學的激情。

[教學重點、難點]壓強對化學速率的影響，用活化分子理論解釋外界條件對化學反應速率的影響。

[教學過程]

[導入]有些反應速率很快，如鹽酸與氫氧化鈉的中和反應，而有些反應速率很慢，如石油的形成?？梢?，不同物質化學反應速率相差很大，決定化學反應速率的因素是反應物本身的性質。

[板書]

一、決定化學反應速率的因素：反應物本身的性質

二、外界條件對化學反應速率的影響：

（一）濃度對化學反應速率的影響

[演示]課本20頁實驗2-2草酸與酸性高錳酸鉀的反應

加入試劑 4mL 0.01mol/L KMnO4

2mL 0.1mol/L H2C2O4 4mL 0.01mol/L KMnO4

2mL 0.2mol/L H2C2O4

實驗現象

褪色時間

結論 在其它條件相同時，增大反應物濃度，反應速率增大。

[補充實驗] 不同濃度的Na2S2O3溶液與0.1摩/升的硫酸反應的對比實驗表

編號 Na2S2O3溶液 水 硫 酸 出現渾濁的時間（秒）

1 10ml 0 10ml

2 5ml 5ml 10ml

【板書】當其它條件不變時，增加反應物的濃度，可以增大反應的速率。

【實驗解釋】為什么增大反應物的濃度會影響反應速率呢？

（明確）當增加反應物的濃度時，單位體積內活化分子的數量增加，有效碰撞的頻率增大，導致反應速率增大。

【對結論的再理解】

1.一個反應的速率主要取決于反應物的濃度，與產物的濃度關系不大

2.對于可逆反應aA +bB cC + dD來說，正反應的速率只取決于A、B兩種物質的濃度，與C、D兩種物質的濃度關系不大。而逆反應的速率只取決于C、D兩種物質的濃度，與A、B兩種物質的濃度關系不大。增加A或B的濃度只可以使正反應的速率增大，不會影響逆反應的速率。

3.固體和純液體的濃度是一個常數，所以增加這些物質的量，不會影響反應的速率。

【應用】1.用飽和食鹽水代替水制乙炔，以減緩太快的反應速率。

2. 制Fe（OH）2時，通過降低NaOH溶液的含氧量（給溶液加熱）來降低Fe（OH）2被氧化的速率。

（二）壓強對化學反應速率的影響

【提出問題】壓強是怎樣對化學反應速率進行影響的？

【收集事實】途徑：已有的實驗知識

（提出以下幾個實驗）對比

1. 10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的實驗。

2. CaO固體與SiO2固體在高溫下反應生成CaSiO3。

3. SO2 與O2在一密閉容器內反應生成SO3。

（討論）給上述三個反應的容器加壓，三個反應的反應物的濃度是怎樣變化的？

【事實的處理】列表比較

編號 反應物的狀態 加壓后反應物濃度變化 加壓后反應的速率變化

1

2

3

【板書】對于有氣體參加的反應來說，其他條件不變時，增大體系的壓強，反應速率會加大。

【解釋】為什么增大壓強會影響有氣體參加的化學反應的速率？

（明確）1.一定量氣體的體積與其所受的壓強成正比。這就是說，如果氣體的壓強增大到原來的2倍，氣體的體積就縮小到原來的一半，單位體積內的分子數就增多到原來的2倍，即體系中各個物質的濃度都增加，所以化學反應速率增大。相反，減小壓強，氣體的體積就擴大，濃度減小，因而反應速率減小。

2.如果參加反應的物質是固體、液體或溶液時，由于改變壓強對它們的體積改變很小，因而它們的濃度改變也很小，可以認為壓強與它們的反應速率無關。

【結論的再理解】

1.壓強對反應速率的影響是通過改變濃度而影響反應速率的。我們在分析壓強對反應速率的影響時，應最終落實到濃度上，將壓強問題轉化為濃度問題。

2. 對于那些反應物和生成物都有氣體參加的可逆反應來說，增大體系的壓強，反應物和生成物的濃度都增加，所以，正反應的速率和逆反應的速率都增大。

3.恒容時加入惰性氣體使壓強增大，反應物和生成物的濃度都沒有變化，所以化學反應速率不變。恒壓時加入惰性氣體使體積增大，反應物和生成物的濃度都減小，所以化學反應速率減小。

（三）溫度對化學反應速率的影響

[演示]課本21頁實驗2-3

同濃度的Na2S2O3溶液在不同溫度下與0.1摩/升的硫酸5毫升反應的對比表

編

號 0.1mol/L的

Na2S2O3 0.1mol/L的

H2SO4 反應溫度

（℃） 反應中出現渾濁的時間

（秒）

1 5ml 5ml 冷水

2 5ml 5ml 熱水

【板書】在其它條件不變的情況下，升高溫度，化學反應要加快。經過實驗測定，溫度每升高10℃，反應速率通常要增大到原來的2~4倍。

『回顧』1. Cu與濃硫酸在常溫條件下和在加熱條件下反應情況的對比。

2. Mg條分別與冷水和沸水的反應情況的對比。

【實驗事實的處理】1.化學用語化（寫方程式）

（1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O

或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O

（2）Cu + 2H2SO4（濃）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O

（3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑

【解釋】為什么升高溫度會使反應速率加快？

（明確）當反應物濃度一定時，分子總數一定，升高溫度，反應物分子的能量增高，使活化分子的百分比增大，因而單位體積內活化分子數量增多，有效碰撞頻率增大，所以，反應速率加大。

【對結論的再理解】對于可逆反應來說，升高體系的溫度，反應物和生成物中的活化分子數都增加，所以，正反應的速率和逆反應的速率都增大。

【應用】1.在實驗室進行化學反應時，常常通過給反應物加熱來增大反應的速率。

2. 合成氨工業中，是在500℃的條件下進行反應，以加快反應進行的速度。

3. 為防止食品變質，我們將食品放入冰箱中保存，以降低食品變質的速率。

【科學探究】課本21頁科學探究：不同溫度下碘化鉀與稀硫酸反應（淀粉指示顏色）的速率不同。

（四）催化劑對化學反應速率的影響

【演示】22頁演示實驗2-4：過氧化氫分解的對比實驗

（復習回顧）用KClO3制氧氣的實驗

【實驗事實的處理】

（1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑

（2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑

（1）過氧化氫分解實驗的對比表

編號 無催化劑時的反應情況 有催化劑時的反應情況

1

（2）用KClO3制氧氣實驗的對比表

編號 無催化劑時的反應情況 有催化劑時的反應情況

1

【結論】催化劑能加快化學反應速率。

【解釋】為什么催化劑能加快化學反應速率？

（明確）當溫度和反應物濃度一定時，使用催化劑可使反應途徑發生改變，從而降低了反應的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此單位體積內活化分子的數目增多，有效碰撞頻率增大，故化學反應速率加大。

【對結論的再認識】1.催化劑改變化學反應速率的原因僅僅是改變始態到終態的途徑，不改變反應的結果。例：

（1）在加熱條件下： 2Cu + O2 == 2CuO

2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O

（2）氮的氧化物破壞臭氧： NO + O3 == NO2 + O2

NO2 + O ==NO + O2

2. 能加快反應速率的催化劑叫正催化劑；能減慢化學反應速率的催化劑叫負催化劑。如不作特殊說明，均指正催化劑。

3. 對可逆反應而言，正催化劑使正、逆反應速率都加快，且加快的程度相同。相反，負催化劑使正、逆反應速率都減小，且減小的程度相同。

【應用】催化劑在現代化學和化工生產中占有極為重要的地位。大約85%的反應需要催化劑。尤其是現代大型化工業、石油工業中，很多反應還必須使用性能良好的催化劑。例；接觸法制硫酸工業。

（五）其它因素對化學反應速率的影響

光、磁場、超聲波、顆粒大小、溶劑性質…等

[隨堂練習]

1．一般都能使反應速率加快的方法是（ B ）。

① 升溫；②改變生成物濃度；③增加反應物濃度；④加壓

（A）①②③ （B）①③ （C）②③ （D）①②③④

2．NO和CO都是汽車尾氣里的有害物質，它們能緩慢地起反應生成氮氣和二氧化碳氣體：2NO+2CO=N2+2CO2

對此反應，下列敘述正確的是（ AC ）

（A）使用催化劑能加快反應速率

（B）改變壓強對反應速率沒有影響

（C）冬天氣溫低，反應速率降低，對人體危害更大

（D）無論外界條件怎樣改變，均對此化學反應的速率無影響

3．設 C+CO2 2CO-Q1，反應速率為υ1；N2+3H2 2NH3+Q2，反應速率為υ2。對于上述反應，當溫度升高時，υ1和υ2的變化情況為（ A）。

（A）同時增大 （B）同時減小

（C）υ1增大，υ2減小

（D）υ1減小，υ2增大

4．把鎂條投入到盛有鹽酸的敞口容器中，產生H2的速率可由如圖2-1-1表示，在下列因素中，①鹽酸的濃度，②鎂條的表面積，③溶液的溫度，④氯離子的濃度，影響反應速率的因素是（ C ）。

（A） ①④ （B）③④

（C）①②③ （D）②③

5．煅燒硫鐵礦產生二氧化硫，為了提高生成二氧化硫的速率，下列措施可行的是（ AB）。

（A）把塊狀礦石碾成粉末 （B）向爐內噴吹氧氣

（C）使用Fe2O3作催化劑 （D）降低體系的溫度

6．在密閉容器中發生2SO2+O2 2SO3反應，現控制下列三種不同的條件：

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①在400℃時，10molSO2與5molO2反應；

②在400℃時，20molSO2與5molO2反應；

③在300℃時，10molSO2與5molO2反應；

問：開始時，正反應速率最快的是____②_；正反應速率最慢的是_③__。

化學反應原理學期教學計劃 · 第6篇

第二章化學平衡

第一節 化學反應速率

第一課時

了解化學反應速率的概念和表示方法，會用三步分析法簡單計算化學反應速率。

計算化學反應速率

子彈飛行有速率，汽車行駛有速率，化學反應也有速率。有的反應進行的快，如氫、氧混合氣的爆炸瞬時完成，有的很慢，如石油、天然氣的形成需百萬年才能完成。不過，化學反應速率的概念和表示方法與子彈、汽車等速率的概念和表示方法是有區別的。

第一節化學反應速率

一、化學反應速率

【2—1】大理石+10ml 1mol/L鹽酸a反應迅速，有大量氣泡

大理石+10ml 1mol/L醋酸a反應緩慢，只有少量氣泡

通過現象，比較快慢，然后閱讀課本P31~32，一、化學反應速率，總結出化學反應速率的概念和表示方法。

1、定義

2、表示方法：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

3、公式： =

4、單位：mol/（L·s）、mol/（L·min）

例1、一密閉容器內裝有N2和H2 ，反應開始時，N2濃度為2 mol/L，H2濃度為5mol/L ，兩分鐘后，測得N2濃度為1·8mol/L ，則兩分鐘內N2的平均反應速率是多少？H2和NH3的平均反應速率又分別是多少？通過計算，比較三者速率有何聯系？

解析： N2 + 3 H2 ？ 2NH3

起始濃度（mol/L） 2 5 0

濃度變化（mol/L） 0·2 0·6 0·4

2 min后濃度（mol/L）1·8 4·4 0·4 三步分析法

所以：v（N2）= =O·1 mol/（L·min）

v（H2）=0·3 mol/（L·min）

v（NH3）=0·2 mol/（L·min）

例2、反應A+3B=2C+2D在四種不同情況下的反應速率分別為：

①v（A）= 0·15 mol/（L·s） ②v（B）=0·6 mol/（L·s）

③v（C）= 0·4 mol/（L·s） ④v（D）=0·45 mol/（L·s）

該反應進行的快慢順序為 ④>③=②> ① 。

分析：應將不同物質表示的速率換算為同一物質表示的速率，再比較大小。

注意：

（1）這里所指的反應速率是平均反應速率

（2）同一反應的反應速率，可以用不同物質表示，其數值之比等于化學方程式中各物質的計量數之比。

（3）物質的量的變化量 濃度的變化量

1、向一個容積為2L的密閉容器中放入4 mol SO2和2 mol O2 ，2 s鐘末，測得容器內有1·6 mol SO2 ，求2s 內SO2、O2、SO3的反應速率。

分析：關鍵是求出各物質濃度的變化值。

2SO2 + O2 == 2SO3

起始濃度（mol/L） 2 1 0

濃度變化（mol/L） 1·2 0·6 1·2

2s末濃度（mol/L） 0·8

所以：v（SO2）=0·6mol/（L·s）

v（O2）=0·3 mol/（L·s）

v（SO3）=0·6 mol/（L·s）

2、某溫度時，圖中曲線X、Y、Z三種物質的物質的量隨時間的變化曲線。由圖中數據分析，該反應的化學方程式為 ，反應開始至2 min，Z的平均反應速率為 。（容器的體積為2L）

解析：根據同一反應的反應速率，用不同物質表示，其數值之比等于化學方程式中各物質的計量數之比原理計算。

3X+Y==2Z ，v（Z）=0·05 mol/（L·min）

化學反應速率的概念和表示方法

課本P36 一、1、2、3

化學反應原理學期教學計劃 · 第7篇

大家好，我是來自XX師范大學的XX，我今天說課的課題是魯科版《化學反應原理》第三章第二節鹽類的水解第1課時。下面，我將從教學觀、教材分析、學生分析、教學目標以及教學過程五個方面來闡述我的教學設計。

一、說教學觀

由于本節課是基于活動教學觀而進行的教學設計，下面我將簡單介紹一下活動教學觀?；顒咏虒W觀以“以活動促發展”為教學的指導思想，認為“活動”是“發展”的必由之路。教學過程就是一個特殊的活動過程，教學的關鍵就在于構建學生的主體性學習活動，讓學生在活動中完成對知識、技能、策略的掌握和學習能力的全面發展。

活動教學觀是以在教學過程中構建具有創造性、實踐性、操作性的學生主體活動為主要形式，以鼓勵學生主動參與、主動探索、主動思考、主動實踐為基本特征，以實現學生學習能力綜合發展為核心，以促進學生整體素質全面提高為根本目的的教學觀?；顒咏虒W觀具有以下三個特點：突出學生對知識主動探索發現的學習，強調學生獨立探索與合作交流相結合，重視引導學生對知識進行概括和系統化。

在活動教學觀的指導下，通過對教材以及學生分析，得出本節課的教學目標，根據教學目標進而組織教學活動，具體的教學過程分為：創設問題情境、組織問題解決、引導知識整理、指導練習應用、提供反饋評價。首先，我來說一下我對教材的分析。

二、說教材分析

魯科版《化學反應原理》一共由三章組成，即：化學反應與能量轉化，化學反應的方向、限度與速率，物質在水溶液中的行為。第三章又分為水溶液，弱電解質的電離鹽類的水解，沉淀溶解平衡，離子反應四節內容，而處于第二節第二大塊的鹽類的水解知識在高中化學學習中起到一個承前啟后的作用，因為鹽類水解的學習可以加深對強弱電解質，離子反應和離子反應方程式等知識更深的理解，同時對電解質在水溶液中的電離行為進一步認識。并且鹽類水解是繼弱酸、弱堿及水的電離平衡體系之后的又一個電解質溶液的平衡體系，有利于學生形成完整的電解質溶液的平衡體系。鹽類水解的相關知識還可以進一步指導高三有關電解和物質的檢測等知識的學習。

三、說學生分析

結合之前所學的化學平衡的原理，化學平衡的移動，水的電離平衡以及弱電解質的電離平衡等知識，學生具備了分析溶液中各種離子水解平衡的能力。另外，學生經過高中兩年的化學學習，其獨立學習的能力有了長足的進步，理性認識能力得到了較大的發展。

四、說教學目標

根據以上分析，結合新課標的基本理念，本節課的三維教學目標確定為：

1、知識與技能：

a、理解鹽類水解的本質，能判斷各類鹽的'水溶液的酸堿性，會解釋鹽類物質的水溶液顯酸性或顯堿性的原因

b、初步掌握鹽類水解方程式和離子方程式的書寫

2、過程與方法：

a、通過參與實驗探究，學會控制變量的方法，體驗科學探究的過程

b、通過師生交流討論，學會分析和歸納，體驗邏輯推理和綜合歸納的過程

3、情感態度與價值觀：

a、通過實驗，培養合作精神和創新精神

b、學會用辯證唯物主義的觀點認識酸堿中和反應和鹽類水解反應

五、說教學過程

1、首先呈現問題：酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液呢？是否一定顯中性？通過問題激發學生思考，使學生帶著因疑惑引發的激情和想要解決問題的迫切心情參與課堂活動。

2、緊接著，進行分組實驗。當學生們發現實驗結果與其想象的鹽溶液的酸堿性不同時，就引起了認知沖突，為后續的學習做鋪墊，并讓學生獲得鹽的水溶液不一定顯中性的感性認識。

3、在實驗之后，自然會得出三個問題：為什么有的鹽溶液會顯酸性或堿性？鹽溶液顯酸、堿性有何規律？我們如何表示鹽溶液顯酸堿性的過程？而這正是本節課要解決的主要問題。

整個教學環節一，都是為了引起學生的注意和預期，明確任務。

4、接下來進行教學環節二，首先，教師提出問題：向水中加入醋酸鈉固體，溶液中會發生哪些變化？于是，教師引導學生分析，溶液中，水可以電離出……醋酸鈉可以電離出……再依據碰撞理論，學生可以順利想到溶液中將形成弱電解質CH3COOH，再考慮到CH3COOH的生成使溶液中C(H+)減少，水的電離平衡向右移動，致使溶液中C(OH-)>C(H+)，于是溶液顯堿性。

5、在問題2解決后，再讓學生自己分析氯化銨、氯化鈉固體加入水中后，溶液所發生的變化。由于在教師與學生共同交流與合作分析出醋酸鈉溶液顯堿性的原因之后，學生已經初步具備了分析鹽類在水溶液中的行為的能力。此時問題3的提出有利于學生實現知識的遷移應用，促進新知識的掌握。

6、經過以上的教學活動，學生對鹽類水解有了自己的認識，可以讓學生嘗試給出鹽類水解的定義。再經過師生共同分析，得出鹽類水解的本質。

7、然后提出問題4鹽類水解有何規律？學生根據鹽類水解的定義和本質，再回扣分組實驗的結果，總結出鹽類水解的規律，即有弱才水解，無弱不水解，誰強顯誰性。

8、接著讓學生思考如何用方程式來表示鹽的水解，以及多元弱酸的鹽和多元弱堿的鹽如何書寫其水解方程式？

9、經過前面的學習，學生知道鹽加入水中有些會水解而有些不會。此時，應該趁熱打鐵，幫助學生對知識進行概括和系統化。加深學生對鹽類水解的本質、定義以及水解方程式書寫的印象。該環節的目的是讓學生實現知識的整合與建構。

10、為了檢測學生對知識的理解是否正確，靜態的知識結構是否轉化為動態的程序性知識，并形成有利于問題解決的活動經驗結構，需要教師指導學生進行相應的練習，通過練習獲得有關知識理解的反饋信息，促進知識的遷移，使知識轉化為能力。為此，我精選了嘗試性練習和創新應用性練習兩種類型的習題。嘗試性練習幫助學生知識再現，創新應用性練習幫助學生將不同的知識技能結構進行重新組塊。

11、通過課下對作業的批改和與學生的交流討論，了解學生對該節課內容的掌握情況，并提供反饋和評價。此環節設計的目的是為了檢驗教學目標達成情況。

12、再根據提供的反饋評價對教學設計進行改組優化。

13、我的說課到此結束，謝謝！

化學反應原理學期教學計劃 · 第8篇

癥狀：網絡看起來不可用，操作系統可能會警告說無法從DHCP服務器獲得IP地址。在檢查了網卡后，也沒有獲得IP地址。

原因：

1.DHCP服務器可能缺乏可用的IP地址，

2.服務器的DHCP服務可能關閉，

4.終端設備的DHCP請求沒有傳送給服務器。在為VLAN配置一個新設備時，這種問題常常發生，此時并沒有設置VLAN將DHCP請求轉發給DHCP服務器。

解決方法：

關鍵的問題是，這種故障是僅限于某個用戶或是多個用戶都受到影響?如果僅有一個用戶受到影響，應檢查網卡的設置，確保它使用了DHCP服務。

下一步，檢查交換機，看一下端口、VLAN，看是否配置了VLAN成員。檢查這個VLAN上的其它設備是否可以獲得IP地址。如果這些設備都無 法獲得地址，問題可能是由于路由器沒有將DHCP請求轉發給DHCP服務器造成的。

如果多個子網上的多臺設備都有這個問題，問題有可能是服務器自身造成 的。服務器可能并沒有運行DHCP服務，或者它可能沒有足夠的IP地址可供分配。

癥狀：用戶試圖打開的應用程序發出警告說，無法連接到應用程序服務器。在使用電子郵件服務器或CRM應用程序時，常會出現這種情況。

原因：

多種原因可導致此問題。關鍵問題是問一下用戶這種故障是經常發生還是偶爾出現。如果用戶擁有此連接的正確IP地址，那么，在用戶和服務器之間可 能存在著路由問題。技術人員可通過使用一個簡單的Ping命令來確認問題。如果只是偶爾地丟掉連接，可能是由于服務器過于忙碌，導致無法響應客戶端的請 求。

解決方法：

如果不是路由問題，應檢查服務器的負載和資源，如服務器是否正在忙著運行另外一個任務(如備份)?如果服務器并不忙碌，應檢查客戶端和服務器之 間的網絡負載，如果有WAN連接的話，應特別檢查一下。通常情況下，客戶端和服務器之間周期性的過高網絡應用會導致客戶端的連接問題。檢查的最好方法是利 用一個 SNMP工具，用它來監視這些鏈接上的網絡利用率。此外，還要檢查所有交換機和路由器上的以太網錯誤，這些錯誤可導致客戶端和服務器之間的數據包丟失。

癥狀：在向網絡上安裝新的服務時(如無線或VoIP)，經常要使用VLAN來隔離與其它用戶的通信。這就要求配置每一個支持這些服務端口的正確 的VLAN。如果配置不當，服務就無法運行。IP電話可能無法在呼叫管理器注冊，連接到電話的電腦可能無法連接到關鍵服務器，無線用戶有可能無法獲取無線 環境的正確地址。

原因：

可能沒有正確配置負責連接這些服務的交換機。交換機沒有與單位內的設備通信，沒有對交換機進行重新配置來支持這些新服務。

解決方法：

測試端口驗證支持了哪些VLAN。如果可能的話，使用一個VLAN標記來生成VLAN的特定通信，檢查端口上配置了哪些VLAN。檢查DHCP服務器所提供的IP地址，進而決定哪個未標記的VLAN被提供給了端口。另外，還應檢查交換機的配置，驗證VLAN的配置。

癥狀：雙工不匹配，將導致連接工作異常。交換機和網卡上的連接指示燈顯示非常活躍。網絡性能極大降低，吞吐量降到100kbps或更低。

原因：連接的一端工作在全雙工(同時傳送和接收)，其它的設備工作在半雙工(同一時刻只能傳送或接收)。全雙工一端有可能中斷半雙工端，導致半雙工一端異常中斷傳輸。如果傳輸中斷，就需要重新傳送數據幀。這會極大地減少半雙工端能夠利用的帶寬。

解決方法：

在幾乎所有的故障中，雙工不匹配都是由于強迫連接的一端(通常是交換機)工作在全雙工的結果，這會使另外一端的電腦自動發起連接會話。問題是自 動發起會話將造成被強迫的全雙工并匹配這種配置。但遠不如此簡單。

被強迫工作在全雙工的一端再也不能發送正確的信號，這種信號正是自動發起連接會話賴以決 定速度和雙工的信號。連接過程中，自動發起連接會話的一端需要猜測連接的雙工狀態。在無法確定的情況下，自動發起連接會話將一直工作在半雙工，

這是網絡中 多數雙工不匹配問題的發生機理。為此，將網絡中的所有連接設置為“Auto negotiation”，除非你有明確的理由不這樣做。在這些特例中，如交換機的相互連接中，一定要將兩端的設置為全雙工。

癥狀：應用程序運行起來似老牛拉破車，在存取數據時程序好象凝固在某個屏幕。

原因：許多問題可導致應用程序性能降低。在正常工作時間發生的服務器備份、數據庫服務器的緩慢響應、網絡數據包的丟失等屬于最常見的原因。從網 絡技術人員的觀點來看，需要決定的最重要的事情是這種問題是由服務器引起的，還是由網絡引起的。為此，可從某客戶端捕獲應用程序數據。

查找客戶端和服務器 之間的數據重發，如果存在重發，那么，就可以斷定在網絡上存在著數據包的丟失情況，這會嚴重地影響應用程序的性能。如果并不存在重發，并且建立了客戶端和 服務器之間的網絡連接，那么問題可能出在服務器上，可從這方面解決問題。

解決方法：

在跟蹤問題時，雖然數據包的分析工具難以使用，但這些工具常常配置了簡單的可以顯示TCP重發的計數器。管理員可以使用這種計數器來幫助決定在 客戶端和服務器之間的網絡上是否存在數據包的丟失。要查找客戶端和服務器之間的任何交換機和路由器上的以太網的錯誤(如FCS錯誤)。如果有錯誤，就應關 注由于廣域網連接的過度利用所造成的數據包丟失。

癥狀：打印無法連續地在網絡上運行。打印機看似可用，但發送給它的打印任務并沒有完成。

原因：需要檢查并確定是一個用戶或多個用戶正遇到此問題。如果只是一個用戶遇到此問題，原因可能是這臺電腦并沒有正確地映射到打印服務器。如果 不是一個用戶的問題，問題可能出在客戶端與打印機之間的網絡上。數據包的丟失可引起打印問題，打印機自身的連接也會引起打印問題。

解決方法：

檢查打印機的配置，確保它擁有正確的IP地址，并且如果它屬于外部打印服務器，還要檢查它可以訪問打印機。有時，更新打印機驅動程序可以解決打印問題?？傊?，要保障發往打印機和來自打印機的通信可以通過網絡，并保障打印驅動程序的最新。

癥狀：如果某臺電腦能夠連接到網絡，性能就嚴重降低。這臺電腦也可能根本無法連接到網絡。

原因：在今天的網絡中，到達桌面的千兆連接非常普遍。這種連接要求四對電纜，低于五類線的任何線纜都無法實現千兆的速率。在一些較老的建筑中，必須考慮這個問題。此外，電纜的任何松散都會引起信號丟失。這會導致交換機端口或網卡上的FCS錯誤。

解決方法：在與電纜有關的多數問題中，解決的最簡單方法就是替換電纜。如果問題是由于電纜松散造成的，重新加固可以解決問題。如果你的網絡要支持新技術，如千兆技術或Power over Ethernet，電纜就必須是五類線或更高標準。

癥狀：用戶無法訪問互聯網或關鍵應用。網絡看似已經“宕”掉。

原因：可能是DNS的原因?？蛻舳穗娔X無法用被訪問服務器的IP地址來解析服務器的名字，所以它將無法發送連接請求。這通常是由于在客戶端上錯 誤配置 DNS服務器選成的，這時的客戶端發送DNS請求后，DNS服務器無法在數據庫中找到記錄，或是發生了數據包丟失。DNS是一個基于UDP的協議，所以丟 失的數據包無法轉發，導致DNS故障。

解決方法：

檢查客戶端的配置，查看其使用了什么DNS服務器。如果服務器配置錯誤，就要在客戶端中或在DHCP服務器中調整這種設置。反復通過客戶端連接 進行測試，進而決定是否由于數據包的丟失導致了響應延遲。如果數據包丟失，就應查找客戶端與服務器之間的以太網錯誤。捕獲失敗的DNS請求，根據所獲取的 信息決定是否存在來自服務器的響應。理想情況下，管理人員可以設置一種可以持續地測試DNS服務器的工具，在發生問題時這種工具可以發出警告。

癥狀：客戶端可以檢測到無線接入點，但無法連接到無線網絡。

原因：安全憑證、無線信道串擾、盲點等都可導致此問題。因為無線連接是看不見、摸不著的，所以如果沒有一種恰當的工具，想要跟蹤這些問題是非常困難的。

解決方法：使用一種無線監視工具來測量受影響區域的信號強度，如果可能的話，在此區域中執行一次現場檢查，查找欺詐性或未知的接入點。這種接入 點可能在配置時重疊了無線通道，所以影響正常的合法用戶。

檢查來自周圍的接入點信號中的噪音，以及微波和無繩電話的噪音。在客戶端試圖連接到接入點時，可監視客戶端，看哪一步發生了故障，是聯系故障，還是身份驗證故障，還是授權故障?

化學反應原理學期教學計劃 · 第9篇

教學過程：

1.定義：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物的濃度增加來表示。

若濃度用物質的量（C）來表示，單位為：l/L，時間用t來表示，單位為：秒（s）或分（in）或小時（h）來表示，則化學反應速率的數學表達式為：

V == △C/ t 單位是：l/（Ls） 或 l/（Lin） 或 l/（Lh）

化學反應速率是用單位時間內反應物或生成物的量變化來表示，通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數學表達式可表示為

【例題】在2L的密閉容器中，加入1l和3l的H2和N2，發生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末時，測得容器中含有0.4l的NH3，求該反應的化學反應速率。

解： N2 + 3H2 2NH3

起始量（l）： 1 3 0

2s末量（l）： 1-0.2 3-0.6 0.4

變化量（l）： 0.2 0.6 0.4

則 VN2==0.2/2×2==0.05 l/（Ls） VH2==0.6/2×2==0.15 l/（Ls）

VNH3==0.4/2×2==0.1 l/（Ls）

【明確】理解化學反應速率的表示方法時應注意的幾個問題：

1.上述化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。

2.無論濃度的變化是增加還是減少，一般都取正值，所以化學反應速率一般為正值。

3.對于同一個反應來說，用不同的物質來表示該反應的速率時，其數值不同，但每種物質都可以用來表示該反應的快慢。

4.在同一個反應中，各物質的反應速率之比等于方程式中的系數比。即：

VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2

5.對于在一個容器中的一般反應 aA + bB == cC + dD來說有：

VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD

==== a ：b ：c ：d

6.用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反應的快慢時，應選擇同一物質來比較。例如：

可逆反應A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四種不同情況下的反應速率如下，其中反應進行得最快的是（ B ）

A. VA==0.15l/Lin B. VB==0.6 l/Lin C. VC==0.4 l/Lin D.VD==0.01 l/Ls

對化學反應速率要注意以下幾個問題：

1、物質濃度是物質的量濃度以l/L為單位，時間單位通?？捎胹、in、h表示，因此反應速率的與常見單位一般為l/(ls)、l/(ln)或l/(lh)。

2、化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示之，且應標明是什么物質的反應速率。

3、用不同的物質表示同一時間的反應速率時其數值可能不同，但表達的意義是相同的，各物質表示的反應速率的數值有相互關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算：

對于反應 來說，則有 。

4、一般說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。

化學反應原理學期教學計劃 · 第10篇

本節課為典型的概念理論教學，課程設計以體現教材編寫意圖為根本，努力營造“新課標化學課堂教學”研究氛圍。對化學反應速率內容的教學，遵循由淺入深、從感性到理性的認識過程。通過精心設計的一系列問題情境，引發學生思考，在完成實驗探究的過程中，找到影響化學反應快慢的因素，并形成“化學反應速率”的概念，有利于培養學生的思維能力。本節課的設計遵循“以學生發展為本”的指導思想，充分聯系生產、生活實際。從實施后的情況來看，有以下一些特點：

1．來源于教材但不拘泥于教材

通過對人教版和魯科版教材反復研讀，在盡量吸取兩版教材特色的基礎上，將這部分內容適當進行整合，把與生活聯系密切的影響化學反應速率的因素提前，而將化學反應速率的概念后置。這樣處理更符合學生的認知順序，有助于學生在已有知識的基礎上進行新知識的建構。

此外，在深廣度上掌握的比較適度，比如得出影響因素的個數比教材中要多，而各因素對反應速率的影響（是加快還是減慢）、如何用有效碰撞理論進行解釋、以及有關化學反應速率的計算等，都是選修教材的內容，在此沒有，也不宜深入展開。

2．注重化學與生活、化學與社會的聯系

精心創設情境，啟發學生關注生活，從生活經驗或對身邊事物的觀察中獲取化學知識。課題一開始，展示出“巴氏牛奶”包裝袋上標注的各相關溫度下牛奶保質的期限，引入化學反應快慢及其影響因素的探討，事例取材于生活，起到了很好的課堂啟發效果。在認識到化學反應有快慢之分后，引導學生去體會，除了伴隨著物質變化和能量變化以外，還可以從其他角度（進行的快慢程度）研究化學反應。然后選取了三個典型實驗（制取氣體的實驗，便于觀察反應進行的快慢），讓學生經過預測并設計和進行探究實驗，找到了影響化學反應速率的因素。最后，讓學生利用所學知識去初步分析和解釋一些生產、生活中的問題，有意識的培養學生學以致用的能力。

3．合理設置探究實驗的開放度

開放環節主要設置在預測和通過探究實驗尋找影響化學反應速率的因素。人教版教材中研究了溫度、催化劑對化學反應速率的影響。在此基礎上，本節課在設計時適當做了擴充，通過精心挑選的幾個實驗，學生還順利找到了濃度、固體表面積、物質本身性質等因素。由于預先考慮到學生可能對于多反應、多因素的實驗設計上存在比較大的困難，因此，限定每小組只針對一個反應展開研究，然后通過組間的交流與討論最終獲得多反應、多因素的綜合結論。從實施后的效果來看，合理控制開放度是有必要的，避免了學生出現手忙腳亂的場景。

4．取得了較好的實效性

本節課的教學，不僅承載了化學知識，更重要的是向學生滲透“方法”。例如，進一步熟悉了開展探究活動的一般方法和步驟：明確探究目的、根據已有經驗對影響化學反應速率的因素進行猜測、設計實驗方案、開展探究實驗、記錄實驗現象并由此得出結論。在學生對實驗的分析以及組間交流與討論的過程中，有意識的讓學生體會到一些科學方法在探究實驗中的重要性。例如，實驗方案可以從兩個角度出發進行設計，即針對一個化學反應，討論不同因素的影響（每個小組內部完成），或者研究某一個因素對不同化學反應的影響（通過組間交流得到，同時培養了學生的證據意識：不能僅從一個反應得到結論）；還有一些具體的實驗方法，如：定性觀察的方法、對比實驗的方法和控制變量的方法。

5．存在的問題

先研究影響化學反應快慢的因素再引出化學反應速率的概念符合從感性到理性、從定性到定量的認知規律，但二者之間如何過渡才能更自然、更順暢，這個問題在本節課沒有得到很好的解決。由于課時所限，對化學反應速率概念的剖析也不夠深入。

化學反應原理學期教學計劃 · 第11篇