Ⅰ 高中化學總結
我高中化學的筆記整整一本呢
怎麼總結啊
氧化還原，有機，無機，實驗……那麼多
一天不睡覺也打不完
Ⅱ 高中化學選修3總結
原子結構與元素的性質(第1課時)
知識與技能
1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關系
2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
3、認識周期表中各區、周期、族元素的原子核外電子排布的規律
4、知道周期表中各區、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
教 學過程
〖復習〗必修中什麼是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什麼？
〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結構與周期表
1、周期系：
隨著元素原子的核電—荷數遞增，每到出現鹼金屬，就開始建立一個新的電子層，隨後最外層上的電子逐漸增多，最後達到8個電子，出現稀有氣體。然後又開始由鹼金屬到稀有氣體，如此循環往復——這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往後，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最後一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由於元素的原子核外屯子的排布發生周期性的重復。
2、周期表
我們今天就繼續來討論一下原子結構與元素性質是什麼關系？所有元素都被編排在元素周期表裡，那麼元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？
說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫製作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建築群式、螺旋型(教材p15頁)到現在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按能層數遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什麼決定？什麼叫外圍電子排布？什麼叫價電子層？什麼叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什麼決定？
閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數與族序數的聯系。
〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素 所在的族。
〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數是否相等?按電子排布，可把周期表裡的元素劃分成5個區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。s區、d區和p區分別有幾個縱列?為什麼s區、d區和ds區的元素都是金屬?
元素周期表可分為哪些族?為什麼副族元素又稱為過渡元素？各區元素的價電子層結構特徵是什麼？
[基礎要點]分析圖1-16
s區 p 區 d 區 ds 區 f 區
分區原則
縱列數
是否都是金屬
區全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區。主族主要含 區，副族主要含 區，過渡元素主要含 區。
[思考]周期表上的外圍電子排布稱為「價電子層」，這是由於這些能級上的電子數可在化學反應中發生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數相同？
〖歸納〗S區元素價電子特徵排布為nS1~2，價電子數等於族序數。d區元素價電子排布特徵為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數等於副族序數；ds區元素特徵電子排布為
(n-1)d10ns1~2，價電子總數等於所在的列序數；p區元素特徵電子排布為ns2np1~6；價電子總數等於主族序數。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。原子核外電子總數決定所在周期數
周期數=最大能層數（鈀除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能層數是4，但是在第五周期。
（1） 外圍電子總數決定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾數是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結構以及遞變規律的具體體現。
〖課堂練習〗
1、下列說法正確的有（ ）
A．26 號元素鐵屬於d 區
B．主族族序數=其價電子數=最外層電子數
C．在周期表中，元素周期數=原子核外電子層數
D．最外層電子數=8的都是稀有氣體元素
E．主族共有7列，副族共有7列
F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素與第三周期IIA元素核電荷數相差13
2、在元素周期表中存在著許多的規律。同一主族元素的原子序數之間也有一定的規律，填寫下列問題：第一、二、三、四周期中包含的元素數目分別為 ，
鹵族元素中F、Cl、Br的原子序數分別為 ，鹼金屬元素中Li、Na、K的原子序數分別為 ；體會上述數字之間的關系，找出同族元素原子序數與周期中元素數目之間的關系。 。
3、門捷列夫當年提出的元素周期律是 ，和現在的元素周期律比較，其主要的區別是 。到元素周期表中找一個與門捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根據外圍電子排布的不同，元素周期表也可以
分成不同的區域，右圖是元素周期表的區域分
布示意圖。請說出這樣劃分的依據，同時寫出
S區、d區和p區的外圍電子排布式。
5、用電子排布式表示Al、Cr(原子序數為24)、Fe(原子序數為26)、As(原子序數為33)等元素原子的價電子排布，並由此判斷它們屬於哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：
原子結構與元素的性質(第2課時)
知識與技能：
1、掌握原子半徑的變化規律
2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質
3、進一步形成有關物質結構的基本觀念，初步認識物質的結構與性質之間的關系
4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系
5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值
教學過程 ：
二、元素周期律
(1)原子半徑
〖探究〗觀察下列圖表分析總結：
元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？
〖歸納總結〗原子半徑的大小取決於兩個相反的因素：一是電子的能層數，另一個是核電荷數。顯然電子的能層數越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數的增加，電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當電子能層相同時，核電荷數越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。
(2)電離能
[基礎要點]概念
1、第一電離能I1； 態電 性基態原子失去 個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的 叫做第一電離能。 第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。
2、如何理解第二電離能I2、第三電離能I3 、I4、I5…… ？分析下表：
〖科學探究〗1、原子的第一電離能有什麼變化規律呢？鹼金屬元素的第一電離能有什麼變化規律呢？為什麼Be的第一電離能大於B，N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga？第一電離能的大小與元素的金屬性和非金屬性有什麼關系？鹼金屬的電離能與金屬活潑性有什麼關系？
2、閱讀分析表格數據：
Na Mg Al
各級電離能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
為什麼原子的逐級電離能越來越大？這些數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什麼關系？
數據的突躍變化說明了什麼？
〖歸納總結〗
1、遞變規律
周一周期 同一族
第一電離能 從左往右，第一電離能呈增大的趨勢 從上到下，第一電離能呈增大趨勢。
2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此鹼金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。
3．氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態基態正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去 一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。
4、Be有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什麼呢？
Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3
那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處於半滿或全滿狀態，相對比較穩定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga。
5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多 ，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變 化，說明核外電子是分能層排布的。
〖課堂練習〗
1、某元素的電離能(電子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8
此元素位於元素周期表的族數是
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
2、某元素的全部電離能(電子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
回答下列各問：
(1)由I1到I8電離能值是怎樣變化的?___________________。
為什麼?______________________________________
(2)I1為什麼最小?________________________________
( 3) I7和I8為什麼是有很大的數值__________________________
(4)I6到I7間，為什麼有一個很大的差值?這能說明什麼問題?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中，相鄰的電離能間為什麼差值比較小?
______________________________________________
(6)I¬4和I5間，電離能為什麼有一個較大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的電子層有 __________________層。最外層電子構型為
______________，電子軌道式為________________________________，此元素的周期位置為________________________ 周期___________________族。
2、討論氫的周期位置。為什麼放在IA的上方?還可以放在什麼位置，為什麼?
答：氫原子核外只有一個電子(1s1)，既可以失去這一個電子變成+1價，又可以獲得一個能。電子變成一l價，與稀有氣體He的核外電子排布相同。根據H的電子排布和化合價不難理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辯析：
（1） 每一周期元素都是從鹼金屬開始，以稀有氣體結束
（2） f區都是副族元素，s區和p區的都是主族元素
（3） 鋁的第一電離能大於K的第一電離能
（4） B電負性和Si相近
（5） 已知在200C 1mol Na失去1 mol電子需吸收650kJ能量，則其第一電離能為 650KJ/mol
（6） Ge的電負性為1.8，則其是典型的非金屬
（7） 氣態O原子 的電子排布為： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，測得電離出1 mol電子的能量約為1300KJ，則其第一電離能約為1300KJ/mol
（8） 半徑：K+>Cl-
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，鹼性：NaOH > Mg(O H)2
（10） 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，則第五周期有2*52=50種元素
元素的最高正化合價=其最外層電子數=族序數
4、元素的電離能與原子的結構及元素的性質均有著密切的聯系，根據下列材料回答問題。氣態原子失去1個電子，形成＋1價氣態離子所需的最低能量稱為該元素的第一電離能，+l價氣態離子失去1個電子，形成+2價氣態離子所需要的最低能量稱為該元素的第二電離能，用I2表示，以此類推。下表是鈉和鎂的第一、二、三電離能（KJ•mol－1）。
元素 I1 I2 I3
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
（1）分析表中數據，請你說明元素的電離能和原子結構的關系是：
元素的電離能和元素性質之間的關系是：
（2）分析表中數據，結合你已有的知識歸納與電離能有關的一些規律。
（3）請試著解釋：為什麼鈉易形成Na＋，而不易形成Na2+？
原子結構與元素的性質(第3課時)
知識與技能：
1、能說出元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質
2、能根據元素的電負性資料，解釋元素的「對角線」規則，列舉實例予以說明
3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現象，預測物質的有關性質
4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力
教學過程：
〖復習〗1、什麼是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什麼關系？
2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什麼規律？
(3)電負性：
〖思考與交流〗1、什麼是電負性？電負性的大小體現了什麼性質？閱讀教材p20頁表
同周期元素、同主族元素電負性如何變化規律？如何理解這些規律？根據電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？
[科學探究]
1. 根據數據製作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法製作IA、VIIA元素的電負性變化圖。
2.
電負性的周期性變化示例
〖歸納志與總結〗
1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。
2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
[思考5]對角線規則：某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質相似，被稱為對角線原則。請查閱電負性表給出相應的解釋？
2.在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為「對角線規則」。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸鹼性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規則，並用這些元素的電負性解釋對角線規則。
對角線規則
〖課堂練習〗
1、下列對電負性的理解不正確的是 （ ）
A、電負性是人為規定的一個相對數值，不是絕對標准
B、元素電負性的大小反映了元素對鍵合電子引力的大小
C、元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
D、元素的電負性是元素固有的性質，與原子結構無關
2、應用元素周期律的有關知識，可以預測我們不知道的一些元素及其化合物的性質。下列預測中不正確的是 （ ）
①Be的氧化物的水化物可能具有兩性，②Tl能與鹽酸和NaOH溶液作用均產生氫氣，③At單質為有色固體，AgAt不溶於水也不溶於稀硝酸，④Li在氧氣中劇烈燃燒，產物是Li2O2，其溶液是一種強鹼，⑤SrSO4是難溶於水的白色固體，⑥H2Se是無色，有毒，比H2S穩定的氣體
A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤
〖總結〗同周期元素、同主族元素性質遞變規律。
元素的金屬性與非金屬性隨核電荷數遞增呈現周期性變化，在同一周期中，從左到右元素的金屬性遞減非金屬性遞增。例如，第三周期元素：根據Na、Mg、Al與水的反應越來越困難，以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3鹼性遞減，說明Na、Mg、燦的金屬性逐漸減弱；根據Si、P、S、形成氫化物越來越容易，且生成的氫化物穩定性依次增強，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性遞增，說明S、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。
3、電負性數值的大小與元素原子得、失電子的能力之間具有一定的關系。
試在乙、丙兩個坐標系中，按要求作出相應元素電負性的變化趨勢曲線。
甲 乙 丙
（1）元素的電負性和原子結構的關系是 ；
（2）元素的電負性和金屬、非金屬的關系是 ；
（3）說出元素電負性的一些應用
4、 元素電負性數值的大小可用於衡量元素的金屬性、非金屬性的強弱。一般認為，電負性大於1．8的元素為 元素，電負性小於1．8的元素是 。在短周期元素中電負性最大的是 元素，電負性最小的是 元素，在同一周期中，元素電負性的變化規律是 。
5、電負性的數值能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值；電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值。請指出下列化合物中化合價為正值的元素。
CH4 NaH NF3 NH3
SO2 H2S ICl HBr
6、比較下列各組元素電負性的大小以及非金屬性的強弱。並總結出其中的規律。
(1) Al、Si、P ；
(2) F、C1、Br ；
(3) Na、K、Cs 。
7、一般認為：如果兩個成鍵元素間的電負性差值大於1．7，它們之間通常形成離子化合物；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小於1.7，它們之間通常形成共價化合物。請查閱下列化合物中元素的電負性數值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物。
NaF HCl NO MgO KCl CH4
共價化合物：
離子化合物：
8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X與Y屬於同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核內有16個質子，Y元素最外層電子數是K層所能容納的電子數的2倍，則YZ2為 ；則ZX2為 。
9、元素X和Y屬於同一個主族，負二價的元素X和氫的化合物在通常狀況下是一種液體，其中X的質量份數為88.9%；元素X和元素Y可以形成兩種化合物，在這兩種化合物中，X的 質量分數分別是50%和60%。確定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。寫出X、Y形成的兩種化合物的化學式 、 。
10、A、B、C三種元素，其中一種是金屬元素，A、B的電子層數相同，B、C的最外層電子數相同。這三種元素的最外層電子數之和為17，原子核中的質子數之和為31，試問：
（1）A 的名稱 B的元素符合 C的電子排布式
（2）A、B兩種元素組成的兩種常見化合，寫出它們電子式：
（3）A、B、C三種元素也能組成常見的兩種化合物，寫出化學式
Ⅲ 高中化學教師年度總結
這個抄要看你們考的多少吧。。襲。。我以前寫都是分三個方面給你個模板吧。
化學總結
這次期中考試結束了， 拿到成績的我心情很復雜。首先，這次考試我發揮一般（較好或失常），首先從試卷本身來分析我的問題：1.。。。。2.。。。。。3.。。。。4.。。。。。（這個就一道題一道題地分析為什麼會錯啦，跳過幾道題也行。）
然後再以我這段時間的狀態來分析：。。。。。。。。。。。。。。（這個就根據實際情況來咯，你專心沒？上課狀態？作業態度？對待學習的態度？然後一一解釋為什麼然後表明決心今後會克服克服。)
最後再以我的考試心態來分析。。。。。。。（心態是好是壞？為什麼會有不好的心態？然後表明決心，今後會克服。）
總結：我今後一定會彌補不足，爭取下一次取得優秀（更優秀）的成績。
Ⅳ 如何開展一次高三化學組備課活動
化學備課組活動計劃範文
一、 指導思想
以學校工作計劃為指導，圍繞教導處工作要點，認真學習先進的教育思想和新的課程標准，積極投身課堂改革，提高課堂教學效益，堅定不移地推進教學方式和學習方式的轉變，讓學生的自主性和創造性得到真正提升。關注本備課組教師素質的提高，努力做好教學工作。
二.具體措施：
1.教研活動做到主題明確、注重過程、人人參與、研討、反思、總結。強化教師個人的自我實踐，自我反思。
2.備課組按「四定」開展活動（即：定時間、定地點、定內容、定主備教師）。學期開始認真組織好開展一輪以整體梳理教材為主的集體備課活動，教師深入鑽研教材、理解教材，從而提高課堂教學的效益。
3.要求備課組成員認真鑽研教材，認真備課，做到教學目標明確，方法靈活多變，重難點突出，努力調動學生學習化學的積極性，留意從學生已有的經驗出發，讓他們在熟悉的生活情景中感受化學的重要性，了解化學與日常生活的密切關系，逐步學會分析和解決與化學有關的一些簡單的實際問題，讓學生在輕松愉快的環境中獲取知識。
4.組織本組教師學習教育理論，開展集體備課，互幫互學，在課堂教學上下功夫。培養教師的教學反思習慣，讓教學反思成為提高課堂教學質量和教師研究能力的有效手段.根據學校工作重點，全組人員積極參加學校組織的業務學習和各項教研活動，努力提高自身的業務水平。
5.關心學生，因材施教，充分利用現有的電教設備，幫助學生學習和理解實驗探究內容，在平時的教學中滲透歷屆中考的題型及方向.
6.通過單元考，摸擬考，進行分析，分析本屆初三學生存在的問題，提出下一階段的工作要求.
7.繼續開展教學研究，進一步加強聽課、評課活動，要求聽課有記載，有點評。
8.鼓勵教師撰寫教學設計，教學反思及教學論文，互相學習、互相交流。
三、工作目標：
以「提高化學科中考成績」為目標，正確科學地引導和教育學生，增強學生的緊迫感和壓力感，在保證教學效率的前提下，開學初盡快結束功課，爭取第六周進入全面復習。力爭2012年中考化學科取得好成績。
四、時間安排：（略）