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2024年高三化学高考复习备考教学计划一、指导思想在新的教育理念下，高考化学总复习要面向全体学生，加强复习的计划性，加强对学生的化学学科素养的培养，提高化学的教学质量。
二、情况分析从化学科总体情况来看，由于高一年级时课时紧，任务重，学生基础普遍较差，学习习惯差，复习时间不充足。
同时，相当部分学生对一些简单的知识都没有掌握好，所以必须在高三第一轮总复习过程中注意打好基础。
三、教学主要任务与要求完成化学教材（人教版）上所有的选修模块的复习，包括《化学与生活》、选修四《化学反应原理》、选修六《实验化学》等内容的复习。
四、具体措施（一）做好教学常规工作1. 认真钻研教材、教纲和课程标准，了解教材的重点、难点，写出详细教案。
2. 上好每一节课，充分考虑到每班学生的实际情况，统一提问、统一布置作业、并及时批改作业。
及时发现并解决问题。
3. 努力增加学生的做题量，充分利用各种资料，提高学生的解题能力。
4. 认真做好试卷命题、审题、阅卷、分析讲评工作。
认真制定复习计划，系统复习，加强复习的计划性，避免复习的盲目性。
每次考试后，认真写出考试分析，总结经验和不足，及时调整教学策略。
（二）重视对学生能力的培养。
1. 培养分析问题、解决问题的能力。
学生在解物理习题时，要认真审题，仔细分析题意，灵活运用所学的数学知识解答问题，逐步提高分析、解决问题的能力。
2. 培养独创性。
鼓励学生独辟蹊径、标新立异、主动探索的精神，使学生能在已有的知识、经验的基础上发表不同的新见解、发现新问题，提出新方法，创造性地解决实际问题。
3. 培养表达能力。
加强化学用语的教学，使学生会正确使用化学用语来表达化学概念和化学现象，既能清楚表达又能意思完整，培养表达能力。
（三）加强课堂教学改革和听课评课活动。
1. 深化教育理念，进一步推动课堂教学改革。
本学期继续落实“学生为主体，教师为主导”的教学原则，积极实践有效的小组合作学习模式，提高课堂教学效率。
2024高考化学备考方案及策略有哪些化学高考备考方案1、坚持课前预习积极主动学习课前预习的方法：阅读新课、找出难点、温习基础(1)、阅读新课：了解教材的基本内容。
(2)、找出难点：对不理解的地方做上标记。
(3)、温习基础：作为学习新课的知识铺垫。
2、讲究课内学习提高课堂效率课内学习的方法：认真听课;记好笔记。
(1)、认真听课：注意力集中，积极主动地学习。
当老师引入新课的时候，同学们应该注意听听老师是怎样提出新问题的?当老师在讲授新课时候，同学们应该跟着想想老师是怎样分析问题的?当老师在演示实验的时候，同学们应该认真看看老师是怎样进行操作的?当老师在对本节课进行小结的时候，同学们应该有意学学老师是怎样提炼教材要点的?(2)、记好笔记：详略得当，抓住要领来记。
有的同学没有记笔记的习惯;有的同学记多少算多少;有的同学只顾记，不思考;这些都不好。
对于新课，主要记下老师讲课提纲、要点以及老师深入浅出，富有启发性的分析。
对于复习课，主要记下老师引导提炼的知识主线。
对于习题讲评课，主要记下老师指出的属于自己的错误，或对自己有启迪的内容。
或在书的空白处或者直接在书里划出重点、做上标记等，有利于腾出时间听老师讲课。
此外，对于课堂所学知识有疑问、或有独到的见解要做上标记，便于课后继续研究学习。
课内学习是搞好学习的关键。
同学们在学校学习最主要的时间是课内。
在这学习的最主要时间里，有些同学没有集中精力学习、有些同学学习方法不讲究，都会在很大程度上制约学习水平的发挥。
3、落实课后复习巩固课堂所学课后复习是巩固知识的需要。
常有同学这样说：课内基本上听懂了，可是做起作业时总不能得心应手。
原因在于对知识的内涵和外延还没有真正或全部理解。
这正是课后复习的意义所在。
课后复习的方法如下：(1)再阅读：上完新课再次阅读教材，能够“学新悟旧”，自我提高。
(2)“后”作业：阅读教材之后才做作业事半功倍。
有些同学做作业之前没有阅读教材，于是生搬硬套公式或例题来做作业，事倍功半。
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
高二上学期《化学反应原理》的复习思路复习教学设计的思路：一是针对学生平时学习化学的易错点展开复习。
二是结合化学反应原理的重难点知识强化复习。
三是培养学生学会归纳总结整理教材前后知识的能力。
四是培养学生掌握各种解题的基本技能与基本思维能力。
复习教学目的与内容：【主题一】各类方程式的规范书写及有关反应规律。
目的是熟练掌握各类反应原理及反应规律，强化巩固化学用语。
1．热化学方程式的规范书写与盖斯定律。
热化学方程式的书写除了遵循书写普通化学方程式的原则外，还应注意：物质的聚集状态(同素异形体还要注明物质的名称)、ΔH的正负号与单位、化学计量数(可整数也可分数)与ΔH的对应关系、当反应逆向进行时的ΔH与正反应的ΔH数值相等符号相反。
盖斯定律可用于计算热化学方程式中的焓变，一般用加减法处理。
例略。
2．电极方程式的规范书写与电池反应规律。
电极方程式与电池总反应式的书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：原电池的正、负极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；两电极反应(半反应)相加，消去电子后得总反应式；识别好电解质溶液或熔融电解质或固体电解质中的微粒是否参与电极反应。
(以下例略)①仅有一电极材料参与反应的。
一般是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，正极反应规律一般为析氢、吸氧、析金属等。
②两电极材料均参与反应的。
如铅蓄电池等各种二次电池。
两电极材料通常由金属和金属化合物构成，一般规律是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，其反应视题设信息确定。
③两电极材料均不参与反应的，电极仅作导电载体。
如各种燃料电池。
可燃物失电子为负极，氧化剂如氧气等得电子为正极。
在书写电极反应式时，应考虑各种不同电解质对电极反应的影响。
3．电解方程式的规范书写与电解反应规律。
电解方程式的规范书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：电解池的阴、阳极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；阳极是非惰性电极时，阳极金属参与反应，不是溶液中的阴离子放电；H2O在电解池的电极方程式中可拆成H+与OH－，但在总的电解方程式中必须写成H2O 的形式，这与书写离子方程式的要求一样；电解方程式要注明“通电”的反应条件。
用惰性电极的电解反应规律：(例解略)①电解水：如电解含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐等溶液。
②电解电解质：如电解无氧酸(氢氟酸除外)、不活泼金属无氧酸盐等溶液。
③放氧生酸型：如电解不活泼金属含氧酸盐等溶液。
④放氢生碱型：如电解活泼金属无氧酸盐溶液等溶液。
4．水解方程式的规范书写与水解反应规律。
水解方程式的规范书写除了遵循书写化学方程式、离子方程式的原则外，还应注意：单水解微弱，其水解方程式中一般不写“==”、不标“↓、↑”，通常用“”表示；多元弱酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主；多元弱碱盐也是分步水解，但可以一步完成；阴、阳离子都发生水解时，相互促进，水解趋于完全，书写沉淀与气体的生成物时可用“↓、↑”，中间可用“==”相连。
水解反应规律：①谁弱谁水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。
越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
(例略)②相互促进水解(双水解)：如A L3+、F E3+等与CO32－、HCO3－、S I O32－、[A L(OH)4]－等；A L3+与S2－、HS－；NH4+与S I O32－、[A L(OH)4]－等。
但不能绝对化，如：C U2+与S2－、HS－等发生沉淀(C U S)反应；F E3+与S2－、HS－等发生氧化还原反应；NH4+与CO32－、HCO3－、CH3COO－等相互促进程度较小，可以大量共存。
5．离子方程式的规范书写与离子反应规律。
规范书写离子方程式的基本原则：只有易溶于水和易电离的物质才写成离子形式。
难溶物、难电离物、氧化物、气体、单质等仍用化学式表示。
要符合电荷守恒。
其余要求与规范书写化学方程式的要求相同。
离子反应规律：(例解略)①复分解反应，如生成难溶物或微溶物、生成气体、生成弱电解质等反应。
②氧化还原反应，如溶液中的置换反应、强氧化性的微粒与强还原性的微粒间反应、某些歧化反应或归中反应等。
③双水解反应(见上述第4点)。
④络合反应，如F E3+与SCN－反应等。
⑤沉淀转化反应，如F E S与C U2+反应等。
【主题二】各种概念性的判据汇集。
目的是熟练掌握各种概念性的判据，强化相关概念的正确判断。
1．吸热反应与放热反应的判据。
①微观判据：断键吸收总能量>成键放出总能量，则吸热，反之放热。
②宏观判据：反应物总能量>生成物总能量，则放热，反之吸热。
③能量图判据：图中能量表现出“上坡”的为吸热；图中能量表现出“下坡”的为放热。
④经验判据：常见放热反应：酸碱中和反应、燃烧反应、物质的缓慢氧化、活泼金属跟水或酸的反应、铝热反应；一般的化合反应是放热反应：如合成氨、SO2与O2等(C与CO2反应等除外)。
常见吸热反应：盐的水解、铵盐与碱的反应、一般的分解反应、C、CO、H2为还原剂的反应等。
弱电解质的电离也是吸热。
2．原电池与电解池的判据。
有外加直流电源的装置是电解池，无外加电源的装置是原电池。
多池组合且无外加电源时，一般是含有最活泼金属的池为原电池，其余的都是电解池。
若多池组合中，最活泼的电极相同时，两极间活泼性差别较大的是原电池，其余的是电解池。
电解池中，阳极金属、镀层金属、电解液的金属离子为同一元素时为电镀池；阳极为粗铜、阴极为精铜，电解液含铜离子的为精炼池。
3．正负极与阴阳极的判据。
①原电池正负极的判据(认真判断一极，另一极相反)：电极材料相对较活泼金属是负极；电极反应中元素化合价上升、失电子、发生氧化反应的为负极；电子流出或电流流入的一极是负极；阴离子流向的一极为负极；反之，为正极。
溶解的一极为负极，质量增加或放出气体的一极为正极。
例外：M G、A L与N A OH溶液构成原电池，A L为负极。
C U、A L(或F E)与浓硝酸构成原电池，C U为负极。
②电解池阴阳极的判据(认真判断一极，另一极相反)：与电源正极(电流流入的)相连的是阳极；发生氧化反应(电子流出的)的是阳极；阴离子流向的一极为阳极；阴离子放电、金属失重、有水参加的电解液P H减小的一极为阳极；反之，为阴极。
4．化学平衡的判据。
①速率判据：对同一物质而言，V(正)＝V(逆)，反应达平衡；对不同物质而言，某两种物质的速率比(其速率必须是异向的，能体现一正一逆)与平衡方程式的化学计量数比相等，反应达平衡。
②浓度判据：反应体系中各组分的浓度保持不变，反应一定达到平衡。
可以是各组分的质量、质量分数、物质的量、物质的量分数、分子数、气体体积、气体的体积分数、转化率、产率保持不变，则反应达平衡。
③各种物理量的总量判据：混合气体的总物质的量N(总)、总分子数N(总)、总体积V(总)、总压强P(总)等保持一定或不变，反应不一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，且A+B≠C+D，则反应一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G)⇌C C(G)+D D(G)，且A+B=C+D，则反应不一定达平衡。
④混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量的判据：混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量(M=M/N)保持一定或不变，反应不一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G)⇌C C(G)+D D(G)，且A+B≠C+D，M一定，则反应一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，且A+B=C+D，M一定，则反应不一定达平衡。
若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。
⑤混合气体密度的判据：混合气体的密度(Ρ=M/V)保持一定或不变，反应不一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G)⇌C C(G)+D D(G)，在体积固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。
若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，在压强固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。
若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。
⑥颜色判据：有颜色物质参与反应的平衡，若颜色不变，反应一定达平衡。
⑦绝热体系的温度判据：绝热条件下，体系内部的温度不随时间的改变而改变时，则反应已达平衡。
⑧浓度商与平衡常数判据：在一定温度下，任意可逆反应在某一时刻的浓度商Q与该反应的化学平衡常数K进行比较，若Q=K，则反应达平衡；若Q≠K，则反应未达平衡。
若QK，则反应逆向进行。
5．强弱电解质的判据。
①微观判据：部分电离、溶质分子与离子间存在电离平衡的是弱电解质；否则，是强电解质。
②宏观判据：强酸、强碱、绝大多数盐属于强电解质；弱酸、弱碱、水属于弱电解质。
③符号判据：电离式为HA==H++A－是强电解质；电离式为HA H++A－是弱电解质。
④现象判据：测得0.1MOL·L-1某酸HA溶液的P H>1，则HA为弱电解质；测得0.1MOL·L-1某盐N A A溶液的P H>7，则HA为弱电解质；若将P H=3的某酸HA溶液稀释100倍，P H<5，则HA为弱电解质；在某酸HA溶液中加入N A A固体，测得某酸HA溶液P H增大，则HA为弱电解质。
⑤比较判据：同浓度的盐酸与某酸HA进行导电性比较，导电能力弱的是弱电解质。
同体积同浓度的盐酸与某酸HA分别与颗粒大小相同的Z N、N A2CO3等反应，某酸HA放出气体的速率小于盐酸，则HA为弱电解质。
同体积同P H的盐酸与某酸HA分别与足量的Z N、N A2CO3、N A OH等反应，消耗Z N、N A2CO3、N A OH的量，某酸HA多于盐酸，则HA为弱电解质。
【主题三】各种排序性知识的比较汇集。
目的是熟练掌握各种排序性知识的比较方法，提高定性比较的思维能力。
1．焓变大小的比较及热量大小的比较。
比较反应热(ΔH)大小的原则，应将ΔH的正负号与数值看做一个整体比较，即带符号比较。
对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。
吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大。
而比较热量大小时不必带符号比较。
(以下例解略)①利用物质聚集状态比较反应热的大小：当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。
当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。
②利用热化学方程式比较：当化学计量系数加倍或减半时，反应热也要随之加倍或减半。
互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反。
③利用反应物和生成物的性质比较：若反应物性质越稳定，则放出热量越少；若生成物性质越稳定，则放出热量越多。
如：对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放热，因为能量越低越稳定。
