无机化学双语教学参考资料(上册)
班级：050911
指导教师：夏平
教师：吕春燕
Main Contents of Inorganic Chemistry:
ⅠTheory (first term)
Equilibrium:
chemical equilibrium (base);
dissociation equilibrium;
precipitation and dissolution equilibrium;
hydrolysis equilibrium;
redox equilibrium;
complexing equilibrium.
Structure:
atomic structure; molecular structure; crystal structure.
ⅡElement chemistry (second term)
the properties, preparations and
applications of elements and compounds
Chapter One
Mass Relationship and Energy Relationship in Chemical Reaction
Central contents:
1.Understand the concepts of state function、heat、work、enthalpy and change in enthalpy;
2.Know well how to write chemical equations and how to use Hess’s Law;
3. Use standard molar enthalpy of formation to calculate chemical enthalpy of reaction
Section One Basic Concepts
1.Thermochemistry, thermodynamics Thermochemistry: the study of the quantitative relationship between heat and other energy in chemical reactions
Thermodynamics: the study of the conversion and transfer of incidental energy in chemical or physical changes
2.System and surroundings
When we analyze energy changes, we focus our attention on a limited and well-defined part of the universe. The portion we single out for study is called the system, everything else is called the surroundings.
There are three types of systems:
Open system can exchange mass and energy (usually in the form of heat) with its surroundings. Closed system allows the transfer of energy (heat) but no mass.
Isolated system does not allow the transfer of either mass or energy
3.State function
A property of a system that is determined by specifying its condition or its state (in terms of temperature, pressure, location, and so forth). The value of a state function does not depend on the particular history of the sample, only depends on its present condition. For example: U, n, T, V and p are said to be state functions - properties that are determined by the state the system is in.
p V = nRT R: molar gas constant(8.314 J?K-1?mol-1)
Characteristics:
1). When the system’s state is specified, we can give a state function a certain value.
2). When the system’s state is changed, the value of a state function only depends on its initial state and final state, doesn’t depend on the particular history of the system.
3). When the system comes back to the beginning state, the value of a state function will return to the initial magnitude.
4. Heat and work
Energy is transferred in two general ways: to cause the motion of an object against a force or to cause a temperature change. Heat is the energy transferred from a hotter object to a colder one (between system and surroundings because different temperature). It is symbolized by symbol Q. Work is the other way energy is transferred between system and surroundings. It is symbolized by symbol W.
The SI unit of Q or W is J (1J=1kg.m2/s2)
pv work: the work transferred between system and surroundings as the volume of system is changed.
W = -p (V2– V1) = -p?V
So W (expand)<0 W (compress)>0
Note: Q and W are not state functions
Symbol and units:
Units: kJ, J
Heat absorbed by the system from the surroundings Q>0 positive (endothermic process)
Heat absorbed by the surroundings from the system
Q<0 negative (exothermic process)
Work done by system on the surroundings
W<0 negative
Work done on system by the surroundings
W>0 positive
5. Thermodynamic energy(internal energy)
The internal energy of a system has two components: kinetic energy and potential energy. The kinetic energy consists of various types of molecular motion and the movement of electrons within molecules. Internal energy is symbolized by symbol U (a state function), so in a system, the value of ?U only depends on its initial state and final state, doesn’t depend on the particular variational process.
?U = U final - U initial =U2– U1
If U2 >U1?U>0
system has gained energy from its surroundings or heat is absorbed
If U2 < U1 ?U<0
system has lost energy to surroundings or heat is given off
6. Law of conservation of energy
All forms of energy can be changed (at least in principle) from one form to another. We have also seen that energy can be transferred back and forth between a system and its surroundings in the forms of work and heat. One of the most important observations is that although energy can assume many different forms, energy can be neither created nor destroyed. When one form of energy disappears, some other forms of energy (of equal magnitude) must appear, and vice versa. The total quantity of energy in the universe is thus assumed to remain constant. This statement is generally known as the law of conservation of energy. The first law of thermodynamics describes the conservation of energy; it states that energy can be converted from one form to another, but cannot be created or destroyed. The algebraic expression of first law of thermodynamics is: ?U = Q + W. The signification is in a closed system, when it undergoes any chemical or physical change, the accompanying change in its internal energy, ?U, is given
by heat added to or liberated from the system, Q, plus the work done on or by the system, W.
Section Two
Heat of Reaction and Enthalpy Change of a Chemical Reaction
1. Heat of reaction under constant pressure (Q p)
When a reaction occurs under the condition of constant pressure, and the system only done pv work:
?U = Q p+ W = Q p–p (V2 – V1)
Q p = (U2 + p V2) – (U1 + p V1)
Q p = ?U + p ?V
Q p = ?U + ?nRT (ideal gas)
2. Enthalpy and the enthalpy change of reaction
Definition: H = U + p V
(a state function)
1) The magnitude of H is difficult to measure
2) There isn’t a clear physical significance about H
But we will often use ?H,and Q p=?H=H2-H1
Because ?H equal a quantity of heat, the sign on ?H indicates the direction of heat transfer during a process that occurs at constant pressure. A positive value of ?H (and, hence, a positive value of Q p) indicates that system has gained heat from the surroundings, which is an endothermic process. When ?H is negative, the system has released heat to the surroundings, which is an exothermic process.
3. Thermochemistry equations
Balanced chemical equations that show the associated heat of reaction change with the chemical reaction are called thermochemistry equations
The following guidelines are helpful in writing and interpreting thermochemistry equations:
1.The temperature and pressure in the reaction must be specified
2.We must specify the physical states of all reactants and products
3.The magnitude of Q p is directly proportional to the amount of reactants consumed in the process (extensive property), so the stoichiometric coefficients must be specified
4.The heat change for a reaction is equal in magnitude but opposite in sign to Q p for the reverse
reaction
5.The heat of reaction isn’t reported at the end of the balanced equation
4. Hess’s law
If a chemical reaction is carried out in a series of steps, the total heat of reaction will be equal to the sum of the heat changes for the individual steps.
Applications:
1) to calculate Q p
2) to calculate the heat of reaction for experimentally difficult reactions.
A (initial) Q p (?r H m) C (final)
?H1Q p1Q p2 ?H2
B
Q p = Q p1 + Q p2 ?r H m = ?H1 + ?H2
For example: A: C + O2B: CO C: CO2(Page15)
Q p=?r H m= -393.51kJ?mol-1Q2=?H2= -282.98kJ?mol-1
Q1 = ?H1 = ?r H m - ?H2 = -110.53kJ?mol-1
Section Three
Using Standard Molar Enthalpy of Formation (?f H mθ) to Calculate Standard Molar Enthalpy of Reaction (?r H mθ)
1.Standard molar enthalpy of formation (?f H mθ): We define the standard molar enthalpy of formation of a compound to be the enthalpy change (heat of reaction under constant pressure) that results when one mole of the compound is formed from its most stable elemental substance in their standard states. Unit: kJ?mol-1
1). Standard states:
Standard pressure: pθ = 100kPa
Substance standard states
Gas state of pure gas under pθ
Liquid, Solid state of pure liquid or solid in its most stable form under pθSolute in the solution state of molality = 1 mol?kg-1 under pθ
2). The pure elementary substance in its most stable form, for example: Carbon: diamond, coal
3). The ?r H mθ of any pure elemental substance in its most stable form is equal to zero
4). We can use ?f H mθ to estimate relative thermo-stability for the same type compounds, if ?f H mθ
(A) < ?f H mθ (B), A is more stable
5). The calculation of standard molar enthalpy of reaction (?r H mθ)
For example, for the hypothetical reaction: aA + bB→cC + dD
Where a, b, c and d are stoichiometric coefficients. Then the standard molar enthalpy of reaction (?r H mθ) is given by:
?r H mθ=[c?f H mθ(C)+d?f H mθ(D)]-[a?f H mθ(A)+b?f H mθ(B)]
We can generalize the above equation as follows:
?r H mθ = Σγi?f H mθ(products) + Σγi?f H mθ(reactants)
Where γi denotes the stoichiometric coefficients for the reactions and products, the sign Σ means ―the sum of‖.
Page 503-505: data of ?f H mθ
Note:
1). The stoichiometric coefficients
2). The physical state of substance
3). Symbol (?f H mθ is positive or negative)
4). The difference of ?f H mθ and ?r H mθ
For example: (page 17)
6CO2(g) + 6H2O(l) →C6H12O6(s) + 6O2(g) , we know
?r H mθ= 2802 kJ?mol-1, calculate ?f H mθ(C6H12O6, s).
6CO2(g) + 6H2O(l) →C6H12O6(s) + 6O2(g)
?f H mθ/(kJ?mol-1) -393.51 -285.83 0
?r H mθ = [?f H mθ (C6H12O6, s) + 6?f H mθ(O2, g)] - [6?f H mθ(CO2, g) + 6?f H mθ(H2O, l)] ?f H mθ (C6H12O6, s) = ?r H mθ + [6?f H mθ(CO2, g) + 6?f H mθ(H2O, l)] - 6?f H mθ(O2, g)
= [2802 + 6× (-393.51) + 6× (-285.83) – 0] kJ?mol-1
= -1274 kJ?mol-1
Chapter Two The Direction, Rate and Limit of Chemical Reaction Central contents:
1.Understand the concepts of activated molecules and activation energy; explain effect of the change in concentration、temperature and catalyst on the reaction rate
2.Know the concept of chemical equilibrium, the rules of the change in equilibrium and multiple-equilibrium
3.Be able to use equilibrium constant Kθ to perform relative calculations
4.Know the calculations for ?r G mθ, ?r H mθ, ?r S mθand T
5. Be able to use ?r G mθto judge the direction and ?G to judge degree of a reaction
6.Realize rate equation of a chemical reaction and the concept of reaction order
7.Know the reason for the change of reaction rate in multiple-equilibrium
Section One Reaction Rates Concept and Expression
1.Definition: For given conditions, the rate of reactants change to products of a chemical reaction.
2.Expression: traditionally, if we study a constant volume reaction, we use the reduction in the concentration of a reactant (or increase in concentration of a product) per unit time to express the reaction rate. aA + bB
→
cC + dD
1) Average rate: υi = ?c i /?t υA = - ?c A /?t υB = - ?c B /?t υC = ?c C /?t υD = ?c D /?t υA : υB : υC : υD = a: b: c: d 2) Momentary rate: υi = d c i /d t υA = - d c A /d t υB = - d c B /d t υC = d c C /d t υD = d c D /d t 3) Reaction rate (according to ζ):
υ = dt
d V ζ?1
υ =dt
dc
i i ?γ1= -dt dc a A ?
1=-dt dc b B ?1=dt dc c C ?1=dt
dc d D
?1 Note:
1) Chemical reaction rate is positive
2) Units: mol ?L -1?s -1, mol ?L -1?min -1, mol ?L -1?h -1
Section Two
Chemical Reaction Rate Theories
1. Effective collisions theory:
1) Effective collisions: the collisions that produce a chemical reaction
Condition:
○1There is enough energy in the molecules of reactants
○2The orientation of collisions must be right
2) Activated molecules and critical energy
○1Critical energy E c: the lowest energy that molecules must have to produce effective collision ○2Activated molecules: some molecules have energy equal to or greater than critical energy 3) Activation energy: the difference of E* (average energy of activated molecules) and E (average energy of reagent molecules)
E a = E* - E E a↑ υ↓(E a↓υ↑)
Conclusion:
○1There are difference E a for different reactions
○2E a is one of the important factors to decide the value of reaction rate (υ)
○3Traditionally, E a for endothermic reactions is greater than exothermic reactions
2. Transition state theory
A chemical reaction can’t end through simple collisions between reactants molecules, it must have a transition state, it is said to form active groups (activation complex compounds), and after that the active groups will decompose to form products.
Activation complex compounds are instable and decompose easily, and, the compounds have high energy
Section Three Factors That Affect Chemical Reaction Rate
1. Concept and law
1) Elementary reaction and complex reaction
Elementary reaction: the reaction occurs in one step.
For example:
Elementary reaction:
SO2Cl2→SO2 + Cl2
NO2 + CO→NO + CO2
Complex reaction:
H2 (g) + I2 (g) →2HI(g)
First step: I2(g)→2I(g)
Second step: H2 (g) + 2I(g)→2HI(g)
2) Mass action law:
○1Content: For a given temperature, the reaction rate of an elemental reaction is directly proportional to the product of the concentrations of the reactants; each raised to a power equal to its stoichiometric coefficient in the balanced equation.
○2Expression: aA +bB→cC + dD
υ∝c a(A) ? c b(B) υ = k c c a (A)?c b(B)
○3Rate constant: k c
For a given temperature, k c is equal to the reaction rate when the concentration of every reactant is 1M
Characteristics:
1) Different reactions have different k c
2) For same reaction, k c is independent of c (reactants) and p (pressure), but dependent on T and catalyst
○4(a +b) is called total order.
○5△1Mass action law is suitable for elementary reactions; but the rate equation for complex reactions, the power of concentrations must be determined experimentally.
For example:
C2H4Br2 + 3KI→C2H4 + 2KBr + KI3
υ = k c c (C2H4Br2) ? c (KI)
C2H4Br2 + KI→C2H4 + KBr + I + Br slow
Br + KI→I + KBr fast
KI + 2I→KI3fast
△2When the solvent is involved in the chemical reaction, the concentration of solvent shouldn’t be included in the rate equation. For example: C
H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6
12
υ = k c?c (C12H22O11) ? c(H2O)
k c= k c?c(H2O)
υ = k c c (C12H22O11)
△3When solid or pure liquid are involved in the chemical reaction, if they don’t dissolve other reactive reagents, we should not put the concentration of solid or pure liquid in the rate equation 3) Heterogeneous chemical reaction rate equation
2. Influencing factors of reaction rate
1) Concentration: υ=k c c a (A)?c b (B)
Concentration↑ activated molecules↑ effective collision↑ reaction rate↑
2) Temperature: υ = k c c a (A) ? c b (B)
As a general rule, if the concentration of every reactant is kept the constant for every, temperature increases of 10K, reaction rate (or k c) will increase 2~4 times
○1T↑ activated molecules↑ times of collision↑
effective c ollision↑reaction rate↑
○2T↑ rate of positive or contrary reaction↑
3) Catalyst υ = k c c a (A) ? c b (B)
Catalyst is a substance that can change reaction rate observably, but is not itself consumed, Positive catalyst increases reaction rate, and negative catalyst decreases reaction rate.
Note:
○1Catalyst can change reaction rate, but it can’t change ΔH, direction and limit of reaction.
○2For a given temperature, we can obtain different rate constant when we use different catalyst. ○3E a will be decreased equally by catalyst for the reversible reaction
○4Catalyst is selective.
4) Other factors
Homogeneous chemical reaction
Heterogeneous chemical reaction: surface area, porosity, ultrasonic and laser etc.
Section Four Limit of Reaction
1. Chemical equilibrium 1) Reversible reaction is a reaction that can go right or left under the same condition. 2)
Chemical equilibrium is the state of a reaction system when positive reaction rate is equal
to reverse in a reversible reaction in a closed container for given condition Characteristics:
○1After equilibrium, υpositive =υreverse
○2Chemical equilibrium is a dynamic equilibrium, υpositive =υreverse ≠0 ○
3Chemical equilibrium must be under certain condition ○
4Chemical equilibrium can begin from positive reaction or reverse reaction 2. Law of partial pressure
For ideal gas, total pressure of mixed gas is equal to the sum of partial pressure of every component gas contained in the mixed gas.
P total = ∑P i P i = n n i
P total
The partial pressure of every component gas contained in the mixed gas is equal to the product of the mole fraction and total pressure. 3. Chemical equilibrium constant Consider the following reversible reaction:
aA + bB cC + dD
Where a, b, c and d are the stoichiometric coefficients for the reacting species A, B, C and D. The equilibrium constant for the reaction at a particular temperature is
K = )
B (c )A (c )D (c )
C (c b
a d c ?? 1) The value of the equilibrium constant depends on the nature of the reaction and the temperature, it is independent of concentration. 2) N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Concentration equilibrium constant:
K c = )
H (c )N (c )
NH (c 23
232 Partial pressure equilibrium constant:
K p = )
H (p )N (p )
NH (p 23
232 In general, K c is not equal to K p , since the partial pressures of reactants and products are not equal to their concentrations expressed in moles per liter. Standard equilibrium constant: Zn(s)+2H +(aq) H 2(g)+Zn 2+(aq)
K θ =
2
22]/)([]/)(][/)([θθθc H c p H p c Zn c ++
3). The following guidelines are helpful in writing:
○
1The numerator is the product of concentrations of reactants, and the denominator is the product of concentrations of products
○
2The power is related with the stoichiometric coefficients of reaction equation For example: N 2 + 3H 2 2NH 3 K c1 =
)
H (c )N (c )
NH (c 23232
1/2N 2 + 3/2H 2 NH 3
K c2 =
)
()()(22/322/13H c N c NH c
K c1=K 2c2
○
3Solid, pure liquid and solvent shouldn ’t be included in the expression 4. Law of multiple-equilibrium
1) In a system, if several reactions reach equilibrium at the same time, the concentration of every substance adapts to the different equilibriums
2) If we can achieve a reaction through several reactions, its equilibrium constant is equal to the product of the equilibrium constant of the individual reactions
3) Application: we can use the equilibrium constants that we know to calculate unknown equilibrium constants
5. The calculation of chemical equilibrium
The equilibrium conversion of a reactant means after the reaction reaches equilibrium, the percent of this reactant translated into products
α =
=
(if V initial =V finial ) For example:
1) H 2(g)+I 2(g) 2HI(g), 763.8K, K c =45.7, 90% I 2 conversed to HI at equilibrium, calculate the value of c initial (H 2)/c initial (I 2) H 2(g)+I 2(g) 2HI(g)
Initial concentration/( mol ?L -1) x y 0 Equilibrium concentration/( mol ?L -1) x-90%y y-90%y 1.8y
.1/6.1/7
.45)
%90)(%90()
8.1(2
==--=
y x y y y x y K C
2)○1C(graphite)+CO 2(g) 2CO(g); K θ1=1.3×1014 ○2CO(g)+Cl 2(g) COCl 2(g); K θ2=6.0×10-3
calculate K θ3 ○
3 2COCl 2(g) C (graphite)+CO 2(g) +2Cl 2(g) 10
14
23122310
1.2103.1)100.6(1)(1--?=???=?=
θθθK K K
Section Five
How to Judge the Direction and Limit of Chemical Reaction
1. Spontaneous reaction
Spontaneous process: under given condition, don ’t need work done by surroundings, some
process that can go along by itself after initiation. If the process is chemical, it ’s called spontaneous reaction Characteristic:
○
1The spontaneous process isn ’t reversible ○
2We can use the spontaneous process to do work ○
3There is given limit of spontaneous process 2. Entropy and entropy change
1 Entropy: the physical quantity to describe the degree of kinetic disorder of a substance in a
system. It ’s denoted by S. the unit is J ?mol -1?K -1.
1) When T=0K, the magnitude of entropy for any pure crystal is 0. 2) ΔS=S T - S 0= S T : entropy change of pure substance from 0(K) to T(K) Under given condition, we can get certain value of entropy for the substance ○1Different substance: S mix >S pure
S complex >S simple
○2Same substance: S gas >S liquid >S solid
S high T >S low T
Entropy is a physical quantity to measure the degree of disorder
2
Entropy change
1) Standard molar entropy: the entropy of one mole pure substance under standard state (J ?mol -1 ?K -1)
2) Use standard molar entropy to calculate standard entropy molar change: aA + bB → cC + dD Where a, b, c and d are stoichiometric coefficients. Then the standard molar entropy change of reaction (?r S m θ) is given by:
?r S m θ = Σγi ?S m θ(products) + Σγi ?S m θ(reactants) For example:2SO 2(g)+O 2(g) →2SO 3(g) ?r S m θ ? ?r S m θ = Σγi ?S m θ(products) + Σγi ?S m θ(reactants)
)
22.2482([)76.2562(1111----???-+???=K mol J K mol J ])138.205(1
1
--??-K mol J
1
1
06.188--??-=K
mol J
3. J.W.Gibbs free energy and the direction of chemical reaction
1) Free energy (G) G=H-TS
It ’s a state function; it ’s difficult to ascertain its absolute value 2) The change of free energy
T and P keep constant, ?r G m = ?r H m - T ?r S m Standard state: ?r G m θ = ?r H m θ - T ?r S m θ
Significance:At constant temperature, it ’s a algebraic value of energy that is denoted by enthalpy change and entropy change of system. In constant temperature and pressure, the decrease of free
energy is equal to maximal non-pv work is done by system.
'
m ax W G m r =?- ○1s spontaneou ,00'm ax energy released G G G W finial initial m r < ○2s spontaneou -non ,00'
m ax
energy gained G G G W
finial initial m r >>?<
○3state m equilibriu G G G W finial initial m r ==?=00'm ax
3) General criterion to judge the direction of reaction
s
spontaneou is process
reverse process s spontaneou -non process m equilibriu 0
G process s spontaneou m r >
=?<
Under constant temperature and pressure, any spontaneous process will happen in the direction of decreased free energy.
Tab 2.1 Relationship of ?r G m , ?r H m , T, ?r S m and the direction(constant pressure) For example:
298K, 2NO(g)+O 2(g) →2NO 2(g)
θm
r G ??
θ
m r H ?=-114.1kJ ?mol -1 θm r S ?=-146.3J ?mol -1?K -1 θm r G ?= θm r H ?- T θm
r S ?
一}对于高一学生，开始学高中物理时，感觉同初中物理大不一样，好象高中物理同初中物理间有一道鸿沟。那么怎样才能跨越鸿沟，学好高中物理呢？我想应该从高中物理的知识结构特点与初中物理的区别入手，找到新的学习方法。 一．高中物理知识结构特点与初中物理的区别： 1、初中物理研究的问题相对独立，高 第二章：直线运动，第三章：牛顿运动定律，第四章：物体的平衡等本身就构成一个动力学体系。第一章讲述力的知识，为动力学做准备。第二章从运动学的角度研究物体的运动规律，找出物体运动状态改变的规律－－加速度。第三章牛顿运动定律，则从力学的角度进一步阐 律。 2、初中物理只介绍一些较为简单的知识，高中物理则注重更深层次的研究。如物体的运动，初中只介绍到速度及平均速度的概念，高中对速度概念的描述更深，速度是矢量，速度的改变必然有加速度，而加速度又有加速和减速之分。又如摩擦力，高中仅其方向的判定就是一个难点，“摩擦力总是阻碍物体的相对运动或相对运动趋势”。首先要分清是相对 的方向，有一些问题中还要用物体平衡的知识能才得出结论。例如：在水平面上有一物体B，其上有一物体A，今用一水平力F拉B物体，它们刚好在水平面上做匀速直线运动，求A和B之间的摩擦力。分析：A 故A和B之间的摩擦力为零。 3、初中物理注重定性分析，高中物体则注重定量分析。定量分析比定性的要难，当然也更精确。如对于摩擦力，初中只讲增大和减少摩擦的方法，好理解。高中则要分析和计算摩擦力的大小，且静摩擦力的大小一般要由物体的状态来决定。高中物理还强调：（1）注重物理过程的分析：就是要了解物理事件的发生过程，分清在这个过程中哪些物理量不变，哪些物理量发生了变化。特别是针对两个以上的物理过程更应该分析清楚。若不分析清楚过程及物理量的变化，就容易出错。（2）注意运用图象：图象法是一种分析问题的新方法，它的最大特点是直观，对我们处理问题有很好的帮助。但是容易混淆。如位移图象和速度图象就容易混淆，同学们常感到头痛，其实只要分清楚纵坐标的物理量，结合运动学的变化规律，就比较容易掌握。（3）注意实验能力和实验技能的培养：高中物理实验分演示实验和学生实验，它对于我们学习知识和巩固知识都起到重要的作用。因
无机化学双语教育的感悟 0引言 近年来，无机化学学科发展迅速，世界范围内，科研成果层出不穷，我国的原始创新能力显著增强。但是，笔者结合多年无机化学科研实践，发现前沿的、具有国际高水平的文献，大多为英文文献，国际学术会议及国际学术交流也大都使用英语。特别是最新研究成果，科学家们所使用的某些名词术语尚无固定的翻译，不利于学术交流，不利于课堂教学，但如果采用双语进行教学交流，可以避免对科学名词产生误解和不准确的翻译。采用双语教学，不但可以使学生充分了解到无机化学日新月异的发展成果，而且还可以使现阶段的本科教学充分和国际接轨，有助于拓展高等教育的国际交流，促进高等学校培养创新性人才［1］。因此，建立完整完善的无机化学双语教学内容体系和双语教学团队，积极研究、试行无机化学双语教学和推进双语教学、研究与示范，提高教学质量，克服我国高等院校普通英语教学多年存在的教学效益低、学生外语应用能力差及外语教学与专业教学脱节的弊端，对获取国际先进研究成果信息、提高国内科研成果在国际上的影响力以及培养具有国际竞争力的各类人才十分必要，意义重大。以下结合近年来的双语教学实践探索，从教学方法、教学内容、教学手段和教学评价等方面谈谈实施双语课程教学的几点体会。
1教学方法 1．1循序渐进的教学方法 在课堂上，同时使用中文和英文两种语言教学。英文和中文的课堂讲授比例，应注意循序渐进的推行，逐步增大英文比例。在双语教学初期，中文占70%，英文占30%，70%的中文是考虑到学生学习课程的重要任务是为了获得相关专业知识，同时也便于双向交流，特别是在教学过程的初期阶段尤为重要。当课程教学推进到一半左右，开始使用英语比例达70%以上，课堂教学组织全部用英语，讲授内容重点、难点既用英文，又用中文讲;内容展示英文比例达到80－90%，重难点内容及重要的英文专业术语就近列出其规范的中文。内容展示比例较高是为了让学生有更多的机会沉浸式学习英语，在不知不觉中提高英语水平。就近列出中文意义目的在于抓住重点难点，适应学生将来进一步学习如考研的需要，因为目前大部分研究生入学课程考试仍是采用中文。 1．2联系实际，培养兴趣和创新能力 化学是一门紧密联系人们生产、生活的学科，教学不能脱离现实生活。“兴趣是最好的老师”，双语教学无机化学课程，本身是学生比较感兴趣，大多数同学都会有新鲜感而愿意接受;如果在课堂上再进
中山职业技术学院 课程标准 课程名称：无机化学 适用专业：工业分析与检验、精细化学品生产技术 学时数：72 学分：3 @ 2010年 4 月
《无机化学》课程标准 一、课程的性质 《无机化学》课程是工业分析与检验专业、精细化学品生产技术专业的职业能力核心课程之一。本课程通过研究单质和化合物的组成、结构、性质及反应，使学生理解和掌握周期律、分子结构、氧化还原、配合物、化学热力学等初步知识，并在原理的指导下，理解化学变化中物质结构与性质的关系，初步从宏观和微观不同的角度理解化学变化的基本特征，使学生掌握常见元素及化合物的酸碱性、氧化还原性、溶解性、热稳定性、配位能力及典型反应，熟知元素周期表中各类物质的性质及其变化规律。本课程为职业能力课，后续课程有《有机化学》《分析化学》《分析化学技术》《化工安全技术》等课程。 二、设计思路 . 本课程的构建以“化工专业工作任务与职业能力分析表”中的教学工作项目设置为指导，并结合了中山市及珠三角地区化工从业人员的能力要求和学院专业教学标准。它基于职业教育工学结合的特点，密切结合专业生产的需要，精选学生必须掌握的基础理论、基本知识和基本技能，既保证了基本内容的深广度及科学性，又培养和提高了学生的独立工作能力。本着宽基础、多方向的就业思路，根据专业岗位群技能要求，从而确定教学内容、教学时数和教学方法。本门课程内容包括理论知识和实践教学两大模块，其中，理论知识模块包括化学反应速率和化学平衡、电解质溶液和离子平衡、氧化和还原、原子结构和元素周期律、分子结构和晶体结构、配位化学和元素、单质及化合物的性质等几个部分，实践教学模块包括化学实验中的基础知识和基本操作、数据表达与处理、玻璃管加工及塞子的打孔、台秤与分析天平的使用、酒精灯的使用、电导率仪的使用、酸度计的使用、醋酸电离常数的测定、水合硫酸铜结晶水的测定、二氧化碳相对分子质量的测定等。 无机化学作为化学专业最基础的一门专业课程，它涉及到的知识面很广，学生在掌握基础理论的同时，也要注重实验操作技能的训练。 三、课程教学目标 《无机化学》课程是培养学生化学基础知识、化学思维方法和实验动手能力的一门课程。通过本课程的学习，学生从整体上认识化工相关工作所需要的知识与技能，为后续课程学习作前期准备，为学生顶岗就业夯实基础。同时，培养学生实事求是、勇于创新的职业道德情操，使学生具备较强的工作方法能力和社会能力。主要实现以下目标：专业知识目标：
中级无机化学 第一部分中级无机化学复习资料 一酸碱理论。 1.水-离子理论：酸是能在水中电离出H+的物质，碱是能电离出OH- 的物质。 2.质子理论：任何可以作为质子给予体的物质叫做酸，任何可以充 当质子接受体的物质叫做碱。 3.溶剂体系理论：凡是能产生该溶剂的特征阳离子的物质是酸，产 生该溶剂的特征阴离子的物质是碱。NH3 + H2O = NH4+ + OH-由于产生特征阴离子OH-,所以该溶剂是碱。 4.电子理论【Lewis】：能接受电子的是酸，给电子的是碱。 5.正负离子理论：任何能中和碱形成盐并放出阳离子或结合阴离子 【电子】的物质是酸，任何能中和酸放出的阴离子【电子】或结合阳离子的物质为碱。 6.Lux酸碱理论：酸为O2-离子接受体，碱定义为该离子的给予体。二Lewis酸碱。 1.硼族酸：BF3＜BCl3＜BBr3 。AlCl3 2.碳族酸：SiI4＜SiBr4＜SiCl4＜SiF4 3.氮族和氧族酸：氨，胺，水，三氧化硫。 三软硬酸碱 体积小，正电荷多的，在外电场作用下难以变形的为硬酸，反之称为软酸。硬碱是分子的配位原子具有高的电负性，难极化和氧化的物质。
软硬酸碱的应用：可以有效地用来定性的估计盐类在水溶剂或其它溶剂中的溶解度。 四无机化合物的制备方法 1高温无机合成：高熔点金属粉末的烧结，难熔化合物的熔化和再结晶，陶瓷体的烧成。 前驱体法，溶胶-凝胶合成法，化学转移反应。 2低温合成：冰盐共熔体系，干冰浴，液氮。 3 水热合成：a.在密闭的以水为溶剂体系，在一定的温度和水自身的压力下使原料混合物发生反应。b.水热体系：高压釜或水热弹。 4高压合成无水无氧合成，电化学无机合成，等离子体合成. 五无机分离技术 溶剂萃取法，离子交换分离，膜法分离技术 六表征技术 X射线衍射法【粉末，单晶法】，紫外-可见分光光度法【金属配合物】，红外光谱，核磁共振谱，电子瞬磁共振，X射线光电子能谱，热分析技术【热重分析，差热分析，差示扫描量分析】 七无机材料化学 1.离子晶体的鲍林规则 a.鲍林第一规则—负离子配位多面体规则。在一个正离子的周围形成一个负离子的配位多面体，正离子的配位数，即负离子配位多面体的类型取决于正负离子的半径比值。 b.电价规则。在一个稳定的离子化合物中，一个离子的电价X等或近
汉语课程标准 The latest revision on November 22, 2020
汉语课程标准(修改二稿) 第一部分前言 汉语是我国的通用语，是我国各民族都要学习和使用的语言。汉语在培养少数民族的人文素养和科学素养,具备创新精神、合作意识和开放的视野，搜集和处理信息等方面起着重要的作用。汉语教育是包括少数民族在内的公民素质教育的重要组成部分。 双语教育是我国民族教育的主要形式，在少数民族双语教育体系中，汉语是主要的授课语言之一。汉语教学是实施双语教学的前提和保障。 随着我国社会发展和经济建设的发展，随着少数民族地区改革开放的深入，对少数民族公民的汉语素养提出了更高的要求，要求他们具备包括表达交流与识字阅读在内的多方面的基本能力。汉语教学要为培养民汉兼通的少数民族一代新人发挥重要作用。 根据国家基础教育课程改革和新疆维吾尔自治区关于全面实施双语教学的精神和要求，在教育部《全日制义务教育汉语课程标准（实验稿）》的基础上，并参照教育部《普通高中课程方案》、《全日制义务教育语文课程标准》、《全日制义务教育英语课程标准》制定出本标准。 一、课程性质 1.汉语教学是国家通用语教学 国家通用语的教学和民族语言的教学是两个不同层次的语言教学。学习、掌握作为国家通用语的汉语，对确立国家认同、中华民族认同，全面提高民族素质，培养学生面向全国、面向世界，适应未来社会的发展等方面起着极为重要的作用。 2．从课程来看，汉语课程具有工具性与人文性相统一的性质 工具性是指汉语课作为民族中小学的主课程之一，应该完成对学生基本素质的培养。所谓基本素质包括热爱祖国、热爱家园，热爱学习，学会学习，打下终身可持续发展的基础。汉语课是学生学好其他课程的基础，是学生全面发展和终身发展的基础。 在双语教学中，汉语是少数民族学习其他学科和文化的主要工具，是促进少数民族学生全面发展的工具。 人文性是指语言包含的深刻文化内涵。汉语是人类文化的重要组成部分，是中华民族在自己形成和发展过程中创造出来的，它记载了我国数千年的历史文明，承载着中华民族的文化和民族精神。这就是汉语的人文性。学习汉语就是学习中华文化，确立中华文化认同，继承和发扬中华民族的优秀文化传统。同时，学习汉语的过程，也是培养学生正确的情感态度、价值观念、审美情操的过程，是综合培养学生学会学习，获得可持续发展的能力的过程。 3．从语言学习的先后顺序来说，汉语教学是第二语言教学 汉语学习是在学生学习母语后进行的，学生在学习过程中要利用母语学习的经验和知识，逐步学习汉语知识，获得听说读写的交际能力。 但汉语教学又不同于一般的第二语言教学，它在培养学生的公民素质，奠定全面发展和终身学习的基础方面起到独特的作用。因此，汉语教学同学生的母语教学有许多相通之处。 二、课程的基本观念 （一）全面提高学生的汉语基本素养 汉语课程必须面向全体学生，帮助学生获得汉语基本素养。汉语课程应该培育学生热爱祖国语言文字的思想感情，指导学生正确理解和运用汉语，获得适应自身发展需要的口语交际能力、阅读能力、写作能力和运用汉语学习科学和文化的能力。养成良好的
有关药学专业无机化学双语教学的一些思考 无机化学是我校药学方向的学生入学后接触的第一门化学基础必修课,它不仅为学生学习后继课程打下必要的自然科学基础,还对培养学生理科素质、科学思维方法和综合能力具有重要意义。其教学效果既要保证让学生学好化学基础知识,又要根据学生今后的专业发展方向提供一些和专业有关的知识和技能。因此如何正确对待基础课程双语教学的方向,如何开展双语教学,是我们一直在思考的问题。目前无机化学教研室已开展了两轮无机化学理论课和一轮实验课的双语教学,总结了很多经验,但也存在不少问题。本文藉此机会,谈谈对本校药学专业无机化学双语教学定位的一些体会。 一、无机化学双语教学的意义 无机化学是化学中最古老的分支,其理论与技术渗透到医学和药学的各个学科。目前无机化学仍然发展迅速,新的领域不断被开拓,与国际交流广泛,英文科技文献和书籍繁多。面向现代化、面向未来的医药科技人才,必须掌握最新的信息和最先进的东西,而这些信息的获取大多来自英文报道。因此21世纪的化学教育应面向世界,其中英语作为工具在学科教学中的作用将越来越突出。双语教学有助于学生对无机化学课程全面、准确地了解和最新信息的获取,使得学生具有一定的阅读原版教材的能力。其次,通过双语教学,学生有了应用英语的机会,为专业学习服务,而专业学习的趣味性又能促进学生发展英语能力,提高英语应用水平。 二、发展具有自身特色的无机化学双语教学 国际通行的一般意义的双语教学的基本要求是:在教育过程中,有计划、有系统地使用两种语言作为教学媒体,使学生在整体学识、两种语言能力以及这两种语言所代表的文化学习及成长上,均能达到顺利而自然的发展。在这里,第二种语言是教学的语言和手段而不是教学的内容或科目。所以,在无机化学双语教学的实施过程中,正确处理好语言教学和教学语言的关系,是我们首要坚持的原则。就一门具体的课程而言,教学的主要目的是传授学科知识和培养科学能力,因此要保证能够完成无机化学基本知识的传授,而不能为了使学生容易接受而降低课程难度或缩减授课内容。经过两轮的教学,我们希望药学专业无机化学的双语教学能够达到以下目的:基础,实用;以技能为主,英语为辅;追求质量,办出特色。 (一)以打好基础,培养学生长期学习兴趣为目标 大学一年级学生学习热情较高,易接受新生事物。对开始接触双语教学的学生的调查表明,大多数学生认为双语教学有新鲜感,有助于英语水平的提高和今后专业英语的学习,每周用于无机化学的课外学习时间超过4小时。但学生们的英语水平差别较大,又是初次接触双语教学,面对大量的专业词汇容易产生畏难情绪。而且无机化学本身还具有这些特点:①大部分内容抽象。学生对无机化学的绝大部分内容没有直接的感官印象,需要教师借助图、表来把抽象的内容形象化。②逻辑性强,如果对前一章节的不了解就会影响到下一章节的学习。因此如何激发学生长期的学习兴趣,是高质量地完成无机化学双语教学的重要保证。 为了能够使学生尽快适应,从陌生到熟悉双语教学,我们采用在过渡型双语教学模式的基础上,循序渐进,采取不同方式逐步深入教学。将多媒体课件的应用与其他教学方法相结合,如课堂提问、例题训练与精解等。要求学生课前预习指定内容,熟悉该部分的专业词汇;授课
无机化学实验的一般知识 一、无机化学实验课的目的 化学是一门实验课，其重要性不言而喻。通过开展此课程其目的在于使学生掌握无机化学实验的基本操作技能；掌握常见元素的单质和化合物的典型反应；学会常见无机物的制备、分离、提纯和某些常数的测定方法；验证、巩固和加深无机化学基本理论和基本知识；培养学生具有正确观察、记录、分析、总结实验现象，合理处理数据、撰写试验报告，设计和改进简单实验的能力；以及学生的动手观察能力、独立思考能力和团结合作能力。 二、无机化学实验课的学习方法 1．预习：实验前必须进行充分的预习和准备，明确实验目的和要求，弄清基本原理、操作步骤和注意事项，写出预习报告，做到心中有数，这是做好实验的前提。 2．操作：应按拟定的实验操作计划与方案进行。做到轻(动作轻、讲话轻)，细(细心观察、细致操作)，准(试剂用量准、结果及其记录准确)，洁(使用的仪器清洁，实验桌面整洁，实验结束把实验室打扫清洁)。 在整个实验过程中，应集中注意力，独立思考解决问题。自己遇到难以解释的问题时可请老师解答。 在实验中应保持肃静，爱护仪器设备，严格遵守实验室各项工作守则。遇有事故发生，应沉着冷静，妥善处理，并及时报告老师。 对每一实验的开始、中间过程及最后结果的现象或数据，都应细心观察，用心记录，要养成一边观察一边记录的良好习惯，以便了解实验的全过程。 3．写实验报告：做完实验后，应解释实验现象，并做出结论，或根据实验数据进行计算和处理。 实验报告内容应主要包括：a：目的；b：原理；c：操作步骤及实验性质、现象；d：数据处理(含误差原因及分析)；e：经验与教训；f：思考题及实验习题的解答。 三、化学实验室学生守则 化学实验室守则是学生实验正常进行的保证，学生进入实验室必须遵守以下规则：
无机化学重点笔记Revised on November 25, 2020
第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为：i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i u A B u u A B u u
对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； （3）气体分子间相互作用力很小，可忽略； （4）气体分子之间及分子对容器壁的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果； （5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。 通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。 对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大的分子数多，从液体中逸出的分子数就相应的多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大的分子数少，从液体中逸出的分子数就相应的少些，蒸气压就低。 克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程 沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。
南疆双语教育教学存在的问题及对策 一、学校管理上的缺陷。 绝大部分学校双语班教学管理制度不完善，学校领导不是依照教育的内在规律性进行科学的管理，而是单纯靠个人意志和狭隘的经验进行管理。学校缺乏对双语教师教学环节上的监督机制和激励机制，对双语教师的教案、备课情况没有审查监督制度。部分学校对教师管理不善，教师脱岗、请假现象严重。 二、学校领导层重视不够，对“双语”工作抓而不实。 领导是做好“双语”教学工作的关键因素。学校领导抓而不实，措施不到位，往往流于形式，不能从组织机构上给予保证，缺乏计划性。特别是“双语”教师培训落实不到位，参加培训人员少，对培训没有引起高度重视。 学校领导对加强少数民族中小学“双语”教学的重要性、紧迫性认识不足，跟不上形式的需求。课程没有开足，完成不了教学计划。 三、师资力量不足、不强。 ①“双语”教师短缺，教师素质不高，水平层次不齐。双语教学水平和汉语运用能力不高，还不能达到“双语”教学的要求。培训质量不好，校本培训不够扎实。一些教师脱产培训和选派内地双语培训后水平仍然不能达到“双语”教学要求，不能胜任“双语”教学工作。一些新分配的双语教师专业知识不扎实，语音语调不规范，一些教师毕业于非师范性大学，所以教学理论知识欠缺，教师教学质量偏低，导致学生在学习上困难和成绩一直没有提高的原因之一。所以对正常双语教学工作带来困难。 ②教师资源配置不合理学历高，授课水平高，经验丰富，责任心强的“双语”教师大部分被抽调到县直中、小学及周边学校
任教，并且有教师超编现象。而距离县城较远的乡村小学普遍缺少“双语”教师，或有“双语”教师但学历层次较低，不能胜任工作岗位。 对策：师资不足、不强是制约双语教学发展的主要因素。我县应该想方设法增加“量”，提高“质”，师范类专业毕业的教师是从事双语教学的最佳人选，对于非师范专业的教师，要通过多种不同形式的培训不断丰富教师的专业知识和理论知识，提高教师的综合素质。 我们将采取有效措施，进一步加大双语教师培训力度，鼓励教师采取在职进修、校本培训等方式提高业务水平，定期选派教师参加内地和新疆区内双语培训班，提高双语教师汉语水平。继续加强民汉语言学校教学交流，加大民汉学校结对帮扶力度，使民语教师尽快掌握汉语教学技能，提高汉语能力。 四、家长对双语教学模式的认识不够深，重视不当。 由于家长对双语教学，尤其是模式一和模式二的了解不够深，许多家长认为：如果让子女用模式二上学就会忘记母语，正因为不少家长有这种想法，所以有畏惧感。更让我们关注的是一部分家长为了让子女接受母语教育，原来在xx小学上学的子女转到xx，xx中学，xx中学。本来用模式二上学的孩子按照家长的想法不得不接受模式一。一直没人管这件事情。难道家长按照自己的想法去选择教学模式让自己的子女读书吗？ 子女的学习一直是家长关注的话题，但由于地域和家长文化水平的限制，家长重视的方法并不恰当。部分家长仍把母语看成是孩子成绩的好坏的唯一标准。 对策：加强宣传，提高家长的认识，老师也不放过每次开家
提高双语教育教学质量的实施方案为贯彻落实《国务院关于深化改革加快发展民族教育的； 一、重要意义；加快少数民族教育发展，推进“双语”教学， 二、工作思路；以提高课堂教学效率提高教育质量为中心； 为贯彻落实《国务院关于深化改革加快发展民族教育的决定》、自治区党委、人民政府《关于大力推进“双语”教学的决定》和自治区教育厅《关于加快推进学前和中小学“双语”教学工作的通知》以及英吉沙县教育局《关于印发加强双语教育工作实施方案〉的通知》的文件精神，结合我乡双语教育教学实际，特制定提高教育教学质量的实施方案。 一、重要意义 加快少数民族教育发展，推进“双语”教学，培养“民汉兼通”的学生，是巩固发展平等、团结、互助的社会主义民族关系、促进各民族之间经济文化交流，共同发展、繁荣、进步，实现全面建设小康社会目标具有重大的意义。 二、工作思路 以提高课堂教学效率提高教育质量为中心。加强落实学生良好学习习惯的培养；努力提高课堂教学效率与质量。提
高教师的教研能力、课堂教学能力、学生自主学习和创新能力；努力使我乡的教育教学质量大幅度提高。 三、组织领导 三、组织领导；组长：吾热依木江·库尔班（校长）；负 责监督检查 萨乌尔·胡达拜尔地（书记）；负责监督检查指导副组长：妮萨古丽·夏斯依提（副校长）负责宣传检查 工作 热比古丽·孜比布拉 (副书记) 负责督导检查 阿尔子古丽·艾热提负责宣传上报信息 米娜瓦尔·麦麦提敏负责双语档案 阿米娜·艾买提负责教师信息 1、小组成员要做好组长和副组长安排的任务，要帮助分析原因，落实整改，力求提高双语教学质量。同时要做好学校的参谋，发现问题要及时探讨、交流，共同提高。 2、建立督查制度。以“校长督查教务室；教务室督查教研组；教研组督查教师”为主线，层层要做好督促指导工作。
无机化学实验教学大纲 （2010） 中山大学化学与化学工程学院 课程名称（中文）无机化学实验 课程名称（英文） Experimental Inorganic Chemistry 课程编号 02141071 课程性质独立设课课程属性基础课 教材及实验指导书名称： 《基础化学实验》第一版，刘汉标、石建新、邹小勇等编著，科学出版社，2008年 《无机化学实验》第三版，中山大学等校编，高等教育出版社，1992年 《无机化学实验补充教材》，无机化学实验教学小组编著，2009年 学时学分：总学时 90 总学分 3 实验学时 90 实验学分 3 应开实验学期一～二年级一、四学期 适用专业化学类各专业 先修课程无机化学（可同时开课） 一、课程简介及基本要求 《无机化学实验》是以实验操作为主的技能课程，它既是一门独立的课程，又与相应的理论课——《无机化学》——有紧密的联系。它具有自己的培养目标、教学思想、教学内容和方法。本课程的目标是：在培养学生掌握实验的基本操作、基本技能和基本知识的同时，努力培养学生的创新意识与创新能力。为了达到这一目标，本课程按照下述指导思想进行改革：压缩单纯的验证性实验内容、将基
本操作融入综合实验、增加综合与设计实验。本课程的内容分为三个层次：基础实验（验证性实验与基本操作）、综合实验和设计实验（含学生自带课题）。在后两个层次的实验中，融入了我校化学院教师具有特色的科研项目，目的是通过完成这些带有研究性质的实验，使学生有独立解决问题的机会，以培养学生的科研意识与创新意识。通过实验课的训练，学生应达到下列要求： 1. 从实验获得感性认识，深入理解和应用《无机化学》理论课中的概念、理论，并能灵活运用所学理论知识指导实验。 2. 规范地掌握化学实验的基本操作与基本技能，包括：玻璃仪器的清洗，简单玻璃仪器的制作，加热和冷却方法，常见离子的基本性质与鉴定，基本物理常数的测定方法，典型无机化合物的基本合成、分离、纯化方法，紫外－可见分光光度法等。 3. 具有仔细观察进而分析判断实验现象的能力，能正确诚实记录实验现象与结果；处理实验结果时具有逻辑推理、做出正确结论的能力；在分析实验结果的基础上，能正确地运用化学语言进行科学表达，独立撰写实验报告；具有解决实际化学问题的实验思维能力和动手能力。 4. 能根据实验需要，通过查阅手册、工具书及其它信息源获取必要信息，能独立、正确地设计实验（包括选择实验方法、实验条件、仪器和试剂、产品质量鉴定等），独立撰写设计方案，具有一定的创新意识与创新能力。 5. 具有实事求是的科学态度、勤俭节约的优良作风、认真细致的工作作风、相互协作的团队精神、勇于开拓的创新意识等科学品德和科学精神。 6. 能掌握仪器设备（如气相色谱、红外光谱、紫外－可见分光光度计、差热分析仪等）的测试原理与应用范围，并能正确使用仪器设备。 7. 对基地班及逸仙班的同学开展研究式实验教学，要求学生具有初步科研能力，每人能独立撰写1～2篇研究性小论文。 8. 要求课前进行预习，弄懂实验目的与原理，熟悉实验内容与步骤，写出预习报告。
无机化学7月份课程考前辅导资料 1、考试复习所用教材 2、考试题型介绍 考试题型主要分为四类，分别是填空题（每空一分，共20分）、单项选择题（每题2分，共40分）、简答题（每题5分，共20分），计算题（每题10分，共20分）。 3、考试相关概念、知识点、复习题、例题归纳。 （1）胶体分散系 1.胶体的组成：分散相+分散介质+稳定剂 2.胶体分散系的分类：溶胶、高分子溶液、缔合溶胶 3.胶体的性质： ①光学性质：丁达尔效应胶团对光的散射现象； ②动力性质：布朗运动胶团粒子的不规则运动； ③电学性质：电泳现象胶粒在电场下的不规则运动 4.溶胶的稳定性 ①动力学稳定性：胶团运动 ②聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排斥作用； ③热力学稳定性：胶体粒子因很大的比表面积而能聚集成大颗粒 4.胶体的聚沉—关键：稳定性的去除 ①加电解质，如明矾使水净化（吸附电荷） ②与相反电性的溶胶混合； ③加热
（2）非电解质稀溶液依数性的相关知识点 1.难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降、凝同点下降、沸点上升和渗透压变化都与溶液中所含的种类和性质无关，只与溶液的浓度有关，总称非电解质稀溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。 2.稀溶液依数性的本质是渗透压降低。 3.注意：非电解质稀溶液的有关计算公式用于电介质稀溶液时要乘以相应电解质中溶液中的质点数，不能直接应用；但浓溶液不能用上述公式计算。 原因分析：稀溶液依数性的计算公式只适用于非电解质组成的稀溶液，而不适用于电解质溶液和非电解质浓溶液。因为非电解质浓溶液中，溶质的分子数多，它们之间相互影响增强，破坏了溶液依数性的定量关系。对于电解质溶液，由于溶质发生了解离，使溶液的依数性发生较大偏差。同浓度的电解质溶液总是比同浓度的非电解质溶液有较大的蒸汽压下降、沸点升高、凝固点降低和渗透压。对于这种偏差现象，必须在有关公式中引入i予以校正，这样计算结果才与实验相符。（3）化学动力学 1.化学反应速率 化学反应速率可用反应物或生成物的浓度随时间的变化率来表示。 2.速率方程和速率常数 ①速率方程：把反应物浓度和反应速率联系起来的数学表达式。 对于反应：aA+Bb→gG+hH 反应速率v=k·c m(A)·c n(B),即为速率方程式，式中的常数k 即为反应速率常数。 ②反应速率常数： a、物理意义：k只取决于反应的本性（E a，活化能）和温度； b、注意事项：k是温度的函数，与浓度的大小无关； k的单位即量纲，随速率方程变化而变化；k一般由实验测得，只有基元反应可以直接写出。 ③.影响反应速率常数的因素 由阿伦尼乌斯公式可以看出，升高温度，反应速率常数k将增大；使用催化剂时，反应速率常数k将增大；改变反应物或生成物的浓度时，反应速率常数k将不变。 3.反应级数 ①定义：速率方程中各反应物浓度的指数之和；
新课程标准要求下的双语教学研究 结题报告 江苏省外国语学校课题组 2003年12月，江苏省外国语学校承担了苏州市“十五”规划课题《新课程标准要求下的双语教学》，经过两年多的实践研究，在理论和实践上取得了一定的研究成果，有力地推动了我校教学改革的深入开展。现将课题实验情况介绍如下。 一、实验背景 江苏省外国语学校是经省教育厅批准冠名的一所现代化外语特色学校。其办学理念是“强化英语、试验双语、文理并重、全面发展”。学校与上海外国语大学联合办学，开发和利用丰富的教育资源, 凸现外语教育和双语教学实验特色，培养全面发展文理并重有外语专长的复合型人才。2002年10月被命名为苏州市首批双语实验学校。 1.时代发展的需要 随着人类跨入21世纪，以信息技术为主要标志的知识经济时代的到来，预示着世界各国的交将进一步加强，经济全球化和世界一体化的进程将不断加强，因此必然急需一批懂外语又有专业知识的高素质人才。基础教育有必要为高素质人才的培养打好牢固基础。另一方面，双语教育作为一项科学实验，在苏州教育主管部门的支持和引导下，已经在全市范围内有序展开，这为我市各校的双语教育实验提供了良好的外部环境。 2.学生个性发展需要 随着人类的进步，外语作为一种工具已经变成一种知识、思想和文化一种载体。外语教学对学生的人生观、世界观的形成，必然会产生重大的影响，成为构造完美人格的一个重要组成部分。 3.教学改革的需要 英语学习“费时低效”的问题一直困扰大家，我们急需寻找一种新的教学模式，一种让学生直接进入外语情境, 拓展语言延伸空间, 用外语思考或交流的教学模式。双语
教学在加拿大、南非、新加坡等国的成功范例给我们的教学提供了良好的借鉴。 4.我们的优势 学校非常重视外语教学和双语教学，成立了以程校长为组长，周彬副校长为副组长的双语教学领导小组，组织双语教师的培训，采取出国培训和外籍教师集训等方式，提高双语教师的素质，拓宽其视野，赋予其先进的教学理念，同时在双语教师中大力推广教育科研，推进双语教学方法的研究和探索及改善。组建双语教研组，由吕彤老师（由吴中区物理学科带斗人，苏州大学在职教育硕士，参加首届苏州市双语教师培训）担任组长，采用英语教师与学科教师结对子的方法，帮助学科教师提高英语水平；努力做到英语教学与双语教学的有机整合。在2003年在初中和高中开设了双语实验班，选用和开发双语教材，运用多媒体整合辅助双语教学。 二、实验界定 1.国内外实施双语教学的模型概述 除了文献中最常涉及的浸没型（immersion model）、保持型(maintenance model)、过渡型（transitional model）以外，还有荷兰的互动型、德国的双向型和日本的双师型等等（张谦2002）。冯惠昌（1997）认为双语教学模型是双语教学研究的核心，足见实施模型的重要性。 张维佳在《双语教学的性质、条件及相关问题》中，提出我国的双语教学可分为三个层级，并在描述这些层级时分别冠名以“过渡型”、“保持型”和“浸入型”；另一些学者（何全旭等2002；李萍等 2002）则断言“我国的双语教学只能是保持型”。我们认为对各种双语教学模式名称的使用是不严谨的。以“保持型”为例，首先，它源于美国，其对象主要是以弱势语言为母语的学生（Baker 1996: 185），而我国双语教学的对象主要是以强势语言（汉语）为母语的学生。其次，保持型最大的缺点就在于“保持”。在国内，特别在义务教育阶段，我们当然不希望我们的学生只是“保持”他们的母语，而是希望他们的母语能不断进步，美国旧金山大学方帆教授的《从双语教育的迷思看双语教学的课堂实践》中指出保持型“没有在中国存在的理由”。 综上所述，我们的双语教学又岂能和“保持型”等名称对号入座？我们是否必须把我们正在探索实践中的双语教学往国外现存的模型中套？ 答案当然是否定的，已有学者提出：“必须探索具有中国特色的行之有效的双语教学之路”（王旭东 2002），我们应该根据在非英语学科中全部或部分地使用英语作为教
化学学科双语教学的原则与技巧 摘要:随着经济全球化和国际交流增多,对复合型人才的需求增加,越来越多的高校把在本科生中实施双语教学作为教改的一项重要内容。虽然教育界对这种教学模式的利弊尚有争议,但在我国进行学科式双语教学已是大势所趋,是教育发展的必然,本文旨在从实践的角度出发,结合化学教学的基本理论对双语教学的原则和技巧进行初步的探讨。 关键词:双语教学;化学;原则;技巧 一、化学双语教学的原则 双语教学只是手段,目的是在学好化学知识的同时,开阔学生的视野,提高学生阅读英语化学科普读物的能力,为学生今后深入学习化学,尤其是为掌握国外化学研究的新动态作好铺垫。 专业词汇的渗透应以专业词汇的渗透为切入点,有利于学生化学英语的学习与应用。而超过80%的专业词汇是一词多义的,也就是说学生在学习英语时已经接触过这些词汇,只是未掌握它在化学学科中的意思。用英语表达化学概念或定义,使学生在化学教学中有一个运用英语的机会,促进学生英语听、说、读、写能力进一步地提高,从而培养学生用英语思考,用英语解决化学问题的能力。 在化学教学中进行双语教学应在英语的使用量上进行把握,在用英语讲解化学内容时必须符合学生的英语理解水平,尽量使用学生已掌握的英语词汇和句型,避免使用英语中的修辞语言。对于部分英语基础较好的同学,可采用分层教学的方式,在讲解时,要注意视听结合,尽可能利用实物、模型、示意图等帮助学生理解,把化学教学中抽象的内容具体化。 二、无机化学双语教学的实践技巧 (一)营造良好的双语学习环境 为了形成双语教学的“润物细无声”的氛围,我们对语言环境进行了整体设计,让学生时时、事事、处处看到英语、听到英语、使用英语,使学生熟悉并适应英语氛围。 (二)选择恰当的教学内容与教学模式 开展双语教学应该是循序渐进的、灵活多变的,形式也应该是多样化的。教学模式的选择则是视具体情况而定。抽象内容只需在教学的重点和难点之处用汉语讲解,直观内容则可采取完全沉浸式,用英语来进行教学。 (三)激发学生在化学课堂上使用英语的兴趣和热情
无机化学实验教学的一点体会 化学，是一门以实验为基础的自然科学，以实验为基础是化学教学的最基本特征，这是化学教育界的共识。实验教学不仅帮助加深对理论课的知识理解，还培养学生的动手操作能力，培养他们仔细观察的习惯和初步的科研能力。而许多学生对化学实验的重视程度不够，经常被列为所谓的“次科”，这就增加了化学实验教学的难度。因此在大学一年级开设的无机化学实验课任重而道远。要求教师不仅需要克服学科自身的缺点，而且要充分利用这一学科的优点，利用相应的教学手段调节课堂气氛，调动学生的积极性，从而更好的完成实验教学任务。上好每一节无机化学实验课，为后续的课程打下良好的基础。 通过两年的教学,我也懂得了做教师首先要上好课、备好课，这是上好课的关键，特别是对一个新教师。备课工作非常的繁琐，即使课备好了，上好课也是一件十分不容易的事，作为新教师我觉得要把每堂实验课上得生动活泼、使学生愿意上更加不容易。在这次组织的培训中,我感觉受益匪浅.下面我谈一点体会: 一、利用简单易行，有趣味的实验来调节课堂的气氛，激发学生的学习兴趣，培养学生 的动手能力，发展其创造性思维。 课堂教学的整个过程在本质上是体现教与学的整体过程，如果能使这一过程保持着和谐、积极的状态这是至关重要的。在一节无机化学实验课上，在适当的教学环节中设计一个有趣的实验，往往能起到事半功倍的效果。趣味性实验应以简单为主，这容易被学生理解掌握，因此有趣味性的化学实验在无机化学教学中非常重要。 二、分析典型实验，培养学生的实际操作技能 实验操作的正确与否，不仅是保证安全和实验效果的先决条件，也是培养学生实验技能所必需的。在这方面，我们除按实验原理、要求提出有关的操作内容和要求外，还着重讲了下述几点： 1、剖析一个典型实验，讲清一类实验的操作内容。 2、通过对某些实验操作的分析，向学生阐明实验操作的要点。 三、培养学生书写实验报告的能力 写实验报告是实验的重要组成部分，是分析问题解决问题的过程，也是综合运用知识的过程。但是在教学中发现有些同学即使到了二年级也还不能较好地写出实验报告。其原因是有些学生不知道在实验中观察什么、怎样观察、记录什么。些学生对实验报告写什么和怎样写还不了解。因此，他们常常把实验报告写得杂乱无章，空洞无物。为此，我们从第一节无机化学实验课开始，就注意培养学生写实验报告的能力，其具体做法是： 1、在演示实验中注意培养学生观察现象的能力 在每次实验中，总是要求学生根据实验内容中有无新物质的生成和上述现象内容来观察，并将观察的结果记录好，认真分析，去伪存真，填写于实验报告中。这样要求学
无机化学知识点归纳 Document number：NOCG-YUNOO-BUYTT-UU986-1986UT
第一篇：化学反应原理 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =11--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同 体积时所产生的压力。 4、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 第三节：气体分子动理论 1、气体分子动理论基本观点： ⑴气体是由分子组成的，分子是很小的微粒，彼此间距离比分子直径大许多，分子体积与气体体积相比可以忽略不计。 ⑵气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒的无规则运动之中。 ⑶除了在相互碰撞时，气体分子间的相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的。 ⑷气体分子相互碰撞和对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑸分子平均动能与气体的热力学温度成正比。
2、在一定温度下，每种气体分子速度的分布是一定的。除少数分子的速度很大或很小外，多数分 子的速度都接近于方均根速度rms V 。当温度升高时，速度分布曲线变宽，方均根速度增大。 M RT V rms 3= 。 3、分子量越大扩散越慢。 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统是人们将其作为研究对象的那部分物质世界，即被研究的物质和它们所占有的空间。系统 的边界可以是实际的界面也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。划定范围的目的是便于研究。 2、环境是系统边界之外与之相关的物质世界。 3、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 4、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变 化量与系统状态的变化途径无关。 5、当系统的某些性质发生变化时，这种改变称为过程。系统由始态到终态所经历的过程总和被称 为途径。 6、⑴定温过程：始态和终态温度相等且变化程中始终保持这个温度。 定温变化：始态和终态温度相等但对变化过程中的温度不作要求。 ⑵定压过程：始态和终态压力相等且变化过程中始终保持这个压力。 定压变化：始态和终态压力相等但对变化过程中的压力不作要求。 ⑶定容过程：始态和终态体积相等且变化过程中始终保持这个体积。 ⑷循环过程：系统由始态开始经过一系列的变化有回到原来的状态。 7、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做 相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 8、只含有一个相的系统叫做均相系统或单相系统。含有两个或两个以上相系统叫做非均相系统或 多相系统。 9、化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 0、反应进度ν ξ0n n t -= 第二节：热力学第一定律 1、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温物体。 系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 2、系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功，W>O ； 系统对环境做功，W<0。 3、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 4、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之和称为 热力学能，又叫内能。