第一篇：人教版高中化學選修三知識點

故有知識的人，道義上有為后者代言的義務。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面小編給大家分享一些人教版高中化學選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

人教版高中化學選修三知識1

原子結構與性質

1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。

5、原子核外電子排布原理：

(1)能量最低原理:電子先占據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的周期性

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.(2)元素第一電離能的周期性變化

隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的周期性變化

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表征原子得電子能力強弱)。

8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。

典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.人教版高中化學選修三知識2

原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數等于該能層序數。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構造原理中存在著能級交錯現象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。

(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。

(5)當出現d軌道時，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態。如圖為構造原理示意圖，即基態原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態相反。

(3)洪特規則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態時，體系的能量最低。

3.基態、激發態及光譜示意圖

(1)電子的躍遷

①基態→激發態

當基態原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發態原子。

②激發態→基態

激發態原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。

(2)原子光譜

不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。

人教版高中化學選修三知識3

原子結構與元素性質.原子結構與元素周期表

(1)原子結構與元素周期表

(2)每族元素的價層電子排布特點

①主族

②0族：He：1s2;其他ns2np6。

③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分區

①根據核外電子排布

a.分區

b.各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②根據元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區和非金屬元素區(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。.對角線規則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的。.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數：能層數越多，原子半徑越大。

核電荷數：能層數相同，核電荷數越大，原子半徑越小。

②變化規律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：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，符號：I1，單位：kJ/mol。

②規律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1

(3)電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。

②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規律

金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。.電離能、電負性的應用

(1)電離能的應用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。

②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能)

如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就可能發生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大。

人教版高中化學選修三知識4

共價鍵

1.本質

在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。

2.特征

具有飽和性和方向性。

3.分類

【特別提示】

(1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。

(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。

(5)通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目;判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

4.鍵參數

(1)概念

(2)鍵參數對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。

5.等電子原理

原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，物理性質相近，但化學性質不同。

常見的等電子體

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分子的立體結構

1.價層電子對互斥理論

(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數。

其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數，x是與中心原子結合的原子數。

(4)價層電子對互斥理論與分子構型.雜化軌道理論

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。

3.配位鍵

(1)孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。

人教版高中化學選修三知識點

第二篇：高中化學選修4知識點

第二章化學反應速率和化學平衡

1、化學反應速率

（1）化學反應速率的概念

化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的物理量。

（2）化學反應速率的表示方法

對于反應體系體積不變的化學反應，通常用單位時間內反應物或生成物的物質的量濃度的變化值表示。

某一物質A的化學反應速率的表達式為：

式中——某物質A的濃度變化，常用單位為mol·L-1。

——某段時間間隔，常用單位為s,min,h。

υ——物質A的反應速率，常用單位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化學反應速率的計算規律

①同一反應中不同物質的化學反應速率間的關系

同一時間內，用不同的物質表示的同一反應的反應速率數值之比等于化學方程式中各物質的化學計量數之比。

②化學反應速率的計算規律

同一化學反應，用不同物質的濃度變化表示的化學反應速率之比等于反應方程式中相應的物質的化學計量數之比，這是有關化學反應速率的計算或換算的依據。

（4）化學反應速率的特點

①反應速率不取負值，用任何一種物質的變化來表示反應速率都不取負值。

②同一化學反應選用不同物質表示反應速率時，可能有不同的速率數值，但速率之比等于化學方程式中各物質的化學計量數之比。

③化學反應速率是指時間內的“平均”反應速率。

小貼士：①化學反應速率通常指的是某物質在某一段時間內化學反應的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率。

②由于在反應中純固體和純液體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或純固體參加的反應一般不用純液體或純固體來表示化學反應速率。其化學反應速率與其表面積大小有關，而與其物質的量的多少無關。通常是通過增大該物質的表

面積（如粉碎成細小顆粒、充分攪拌、振蕩等）來加快反應速率。

③對于同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數值可能不同，但這些不同的數值表示的都是同一個反應的速率。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質做標準。

2、化學反應速率的測量

（1）基本思路

化學反應速率是通過實驗測定的。因為化學反應中發生變化的是體系中的化學物質（包括反應物和生成物），所以與其中任何一種化學物質的濃度（或質量）相關的性質在測量反應速率時都可以加以利用。

（2）測定方法

①直接可觀察的性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。

②依靠科學儀器才能測量的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發射、導電能力等。

③在溶液中，當反應物或產物本身有比較明顯的顏色時，常常利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關系來跟蹤反應的過程和測量反應速率。

第三篇：高中化學選修4知識點歸納總結

高中化學選修4知識點歸納總結 第一章 化學反應與能量

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H2、CO、C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 kPa②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 mol④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/mol3．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 化學反應速率和化學平衡

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

外因對化學反應速率影響的變化規律 條件變化 反應物的濃度 大

減小

氣體反應物的壓強 大

減

單位體積里的總數目減少，百分數不變

減小 增

單位體積里的總數目增多，百分數不變

增大

單位體積里的總數目減少，百分數不變

減小 增

活化分子的量的變化

單位體積里的總數目增多，百分數不變

反應速率的變化 增大 小

反應物的溫度 高

降低

反應物的催化劑 用

撤去

其他

劑等

※注意：（1）、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。（2）、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）

3、判斷平衡的依據判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

例舉反應

mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定

混合物體系中

各成分的含量

④總體積、總壓力、總物質的量一定

①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則正、逆反應 速率的關系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

壓強

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)

不一定平衡 ②各物質的質量或各物質質量分數一定 ③各氣體的體積或體積分數一定

平衡平衡平衡

光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶

有影響

百分數劇減，單位體積里的總數目劇減

劇減 使

百分數劇增，單位體積里的總數目劇增

劇增

百分數減少，單位體積里的總數目減少

減小 升

百分數增大，單位體積里的總數目增多

增大

平衡

平衡 混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時

平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定

如體系顏色不再變化等

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

（三）化學平衡常數K的應用:

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態;Q〉K:反應向逆反應方向進行

3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊

四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

五、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應方向判斷依據 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

第三章 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

2、電解質與非電解質本質區別：

電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：AB11、影響因素：

a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：:

水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14 ②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律

1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標數越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后 一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿= 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規律：

①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、鹽類水解的應用： 水解的應用

1、凈水

實例 明礬凈水

原理

Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

2、去油污

用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

①配制FeCl3溶液時常加

3、藥品的保存 入少量鹽酸

②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

CO32-+H2O HCO3-+OH-

若不然，則：

由MgCl2·6H2O制無水

4、制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O

用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

5、泡沫滅火器 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小

NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常數（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）

電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用―=‖，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用―=‖。

（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)

2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化還原沉淀法：

（4）同離子效應法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化。

5、沉淀的轉化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）

6、溶度積（KSP）

1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。

2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

4、溶度積規則

QC（離子積）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡狀態 QC〈KSP 飽和，繼續溶解 第四章 電化學基礎 第一節 原電池 原電池：

1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路

3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極

內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。

4、電極反應：以鋅銅原電池為例：

負極： 氧化反應： Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極： 還原反應： 2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、負極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負極流入正極（3）從電流方向 正極流入負極

（4）根據電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據實驗現象①__溶解的一極為負極② 增重或有氣泡一極為正極 第二節 化學電池

1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置

3、化學電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池

放電：負極（鉛）： Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

陽極： PbSO4＋2e-＝Pb＋

兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

3、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池

2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：

負極：2H2－4e-=4H+ 正極：O2＋4e-+4H+ =2H2O 當電解質溶液呈堿性時：

負極： 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正極：O2＋2H2O＋4 e-＝4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。電極反應式為：

負極：CH4＋10OH－－8e--＝ ＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低

四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節 電解池

一、電解原理

1、電解池： 把電能轉化為化學能的裝置 也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程

4、電子流向：

（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極

5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發生 氧化 反應

陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發生 還原 反應

6、電解CuCl2溶液的電極反應： 陽極： 2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極： Cu2++2e-=Cu(還原)總反應式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程 ☆規律總結：電解反應離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子的放電順序

是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產物的規律 類型 電極反應特點

實例

對象

電解

度

分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電

CuCl2 HCl

質

電解

減小

大

---

Cl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質陰離子放電

NaCl

電解質和水

解質

生成新電

大 生

氧化

增

HCl

增

Cu

電解質濃

pH

原

HCl 電解質溶液復放氧陰極：電解質陽離子放電 CuSO4 電解生酸型 陽極：水放O2生酸 質和水 成新電解質

小

增大

小 大

減銅

電解水型 陰極：4H+4e-== 2H2 ↑ 陽極：4OH-4e-== O2↑+ 2H2O

NaOH

水

增水

H2SO4 減

Na2SO4

變

上述四種類型電解質分類：

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M— ne== M 電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 鍍銅反應原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質溶液： 硫酸銅

3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

（2）、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl-通直流電后：陽極：2Na+ + 2e-== 2Na 陰極：2Cl-— 2e-== Cl2↑

☆規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

☆ 原電池，電解池，電鍍池的比較

原電池

性質 類別

定義

（裝置特點）反應特征

裝置特征

將化學能轉變成電能的裝置

將電能轉變成化學能的裝置

應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬

電解池

電鍍池

自發反應 無電源，兩級材料不同

非自發反應 有電源，兩級材料可同可不同

兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質溶

非自發反應

有電源

形成條件

極

活動性不同的兩1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子

電解質溶液 形成閉合回路

電極名稱

屬

正極：較不活潑負極：較活潑金

液

形成閉合回路 陽極：與電源正極相連

陰極：與電源負極相

名稱同電解，但有限制條件

陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件 金屬（能導電非金屬）連

電極反應 負極：氧化反應，金屬失去電子

陽極：氧化反應，溶陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子

液中的陰離子失去電子，或

電極金屬失電子

正極：還原反應，溶液中的陽離子的電氧腐蝕）

電子流向

負極→正極

電源負極→陰極 陰極：還原反應，溶子或者氧氣得電子（吸液中的陽離子得到電子

同電解池

電源正極→陽極

溶液中帶電粒子的移動 動

陰離子向負極移動

聯系

在兩極上都發生氧化反應和還原反應 陽離子向正極移

陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動

同電解池

☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：

陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）

第四節 金屬的電化學腐蝕和防護

一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：

（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程

條件 現象 本質 關系 電化腐蝕

不純金屬或合金與電解質溶液接觸 有微弱的電流產生

較活潑的金屬被氧化的過程

化學腐蝕

金屬與非電解質直接接觸 無電流產生 金屬被氧化的過程

化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重

（4）、電化學腐蝕的分類：

析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應：負極: Fe – 2e-= Fe2+ 正極: 2H+ + 2e-= H2 ↑

總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應：負極: 2Fe – 4e-= 2Fe2+ 正極: O2+4e-+2H2O = 4OH-總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）規律總結：

金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下： 電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕

防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕

二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護

（1）、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護

（2）、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。

2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等（3）金屬腐蝕的分類：

化學腐蝕— 金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕

電化學腐蝕— 不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。

第四篇：選修三知識點總結

選修三知識點總結

專題1

基因工程 基因工程的概念

基因工程是指按照人們的愿望，進行嚴格的設計，通過體外DNA重組和轉基因技術，賦予生物以新的遺傳特性，創造出更符合人們需要的新的生物類型和生物產品。基因工程是在DNA分子水平上進行設計和施工的，又叫做DNA重組技術。

（一）基因工程的基本工具

1.“分子手術刀”——限制性核酸內切酶（限制酶）（1）來源：主要是從原核生物中分離純化出來的。

（2）功能：能夠識別雙鏈DNA分子的某種特定的核苷酸序列，并且使每一條鏈中特定部位的兩個核苷酸之間的磷酸二酯鍵斷開，因此具有專一性。

（3）結果：經限制酶切割產生的DNA片段末端通常有兩種形式：黏性末端和平末端。

2.“分子縫合針”——DNA連接酶

(1)兩種DNA連接酶（E?coliDNA連接酶和T4-DNA連接酶）的比較： ①相同點：都縫合磷酸二酯鍵。

②區別：E?coliDNA連接酶來源于T4噬菌體，只能將雙鏈DNA片段互補的黏性末端之間的磷酸二酯鍵連接起來；而T4DNA連接酶能縫合兩種末端，但連接平末端的之間的效率較低。

(2)與DNA聚合酶作用的異同:??????????????????????DNA聚合酶只能將單個核苷酸加到已有的核苷酸片段的末端，形成磷酸二酯鍵。DNA連接酶是連接兩個DNA片段的末端，形成磷酸二酯鍵。3.“分子運輸車”——載體

（1）載體具備的條件：①能在受體細胞中復制并穩定保存。②具有一至多個限制酶切點，供外源DNA片段插入。③具有標記基因，供重組DNA的鑒定和選擇。

（2）最常用的載體是??質粒,它是一種裸露的、結構簡單的、獨立于細菌染色體之外，并具有自我復制能力的雙鏈環狀DNA分子。（3）其它載體：

噬菌體的衍生物、動植物病毒(二)基因工程的基本操作程序 第一步：目的基因的獲取

1.目的基因是指： 編碼蛋白質的結構基因。

2.原核基因采取直接分離獲得，真核基因是人工合成。人工合成目的基因的常用方法有反轉錄法_和化學合成法_。3.PCR技術擴增目的基因（1）原理：DNA雙鏈復制

（2）過程：第一步：加熱至90～95℃DNA解鏈；第二步：冷卻到55～60℃，引物結合到互補DNA鏈；第三步：加熱至70～75℃，熱穩定DNA聚合酶從引物起始互補鏈的合成。第二步：基因表達載體的構建

1.目的：使目的基因在受體細胞中穩定存在，并且可以遺傳至下一代，使目的基因能夠表達和發揮作用。

2.組成：目的基因＋啟動子＋終止子＋標記基因

（1）啟動子：是一段有特殊結構的DNA片段，位于基因的首端，是RNA聚合酶識別和結合的部位，能驅動基因轉錄出mRNA，最終獲得所需的蛋白質。（2）終止子：也是一段有特殊結構的DNA片段，位于基因的尾端。（3）標記基因的作用：是為了鑒定受體細胞中是否含有目的基因，從而將含有目的基因的細胞篩選出來。常用的標記基因是抗生素基因。第三步：將目的基因導入受體細胞_ 1.轉化的概念：是目的基因進入受體細胞內，并且在受體細胞內維持穩定和表達的過程。

2.常用的轉化方法：

將目的基因導入植物細胞：采用最多的方法是 農桿菌轉化法，其次還有 基因槍法和 花粉管通道法等。

將目的基因導入動物細胞：最常用的方法是 顯微注射技術。此方法的受體細胞多是 受精卵。

將目的基因導入微生物細胞：原核生物作為受體細胞的原因是 繁殖快、多為單細胞、遺傳物質相對較少，最常用的原核細胞是 大腸桿菌，其轉化方法是：先用 Ca2+ 處理細胞，使其成為

感受態細胞，再將 重組表達載體DNA分子 溶于緩沖液中與感受態細胞混合，在一定的溫度下促進感受態細胞吸收DNA分子，完成轉化過程。

3.重組細胞導入受體細胞后，篩選含有基因表達載體受體細胞的依據是標記基因是否表達。

第四步：目的基因的檢測和表達

1.首先要檢測 轉基因生物的染色體DNA上是否插入了目的基因，方法是采用 DNA分子雜交技術。

2.其次還要檢測 目的基因是否轉錄出了mRNA，方法是采用 用標記的目的基因作探針與 mRNA雜交。3.最后檢測 目的基因是否翻譯成蛋白質，方法是從轉基因生物中提取 蛋白質，用相應的 抗體進行抗原－抗體雜交。

4.有時還需進行 個體生物學水平的鑒定。如 轉基因抗蟲植物是否出現抗蟲性狀。

（三）基因工程的應用

1.植物基因工程：抗蟲、抗病、抗逆轉基因植物，利用轉基因改良植物的品質。2.動物基因工程：提高動物生長速度、改善畜產品品質、用轉基因動物生產藥物。3.基因治療：把正常的外源基因導入病人體內，使該基因表達產物發揮作用。

（四）蛋白質工程的概念

蛋白質工程是指以蛋白質分子的結構規律及其生物功能的關系作為基礎，通過基因修飾或基因合成，對現有蛋白質進行改造，或制造一種新的蛋白質，以滿足人類的生產和生活的需求。（基因工程在原則上只能生產自然界已存在的蛋白質）轉錄

翻譯 專題2 細胞工程

（一）植物細胞工程

1.理論基礎（原理）：細胞全能性

全能性表達的難易程度：受精卵＞生殖細胞＞干細胞＞體細胞；植物細胞＞動物細胞

2.植物組織培養技術

（1）過程：離體的植物器官、組織或細胞 ―→愈傷組織 ―→試管苗 ―→植物體

（2）用途：微型繁殖、作物脫毒、制造人工種子、單倍體育種、細胞產物的工廠化生產。

（3）地位：是培育轉基因植物、植物體細胞雜交培育植物新品種的最后一道工序。

3.植物體細胞雜交技術（1）過程：

（2）誘導融合的方法：物理法包括離心、振動、電刺激等。化學法一般是用聚乙二醇（PEG）作為誘導劑。

（3）意義：克服了遠緣雜交不親和的障礙。

（二）動物細胞工程

1.動物細胞培養

（1）概念：動物細胞培養就是從動物機體中取出相關的組織，將它分散成單個細胞，然后放在適宜的培養基中，讓這些細胞生長和繁殖。

（2）動物細胞培養的流程：取動物組織塊（動物胚胎或幼齡動物的器官或組織）→剪碎→用胰蛋白酶或膠原蛋白酶處理分散成單個細胞→制成細胞懸液→轉入培養瓶中進行原代培養→貼滿瓶壁的細胞重新用胰蛋白酶或膠原蛋白酶處理分散成單個細胞繼續傳代培養。

（3）細胞貼壁和接觸抑制：懸液中分散的細胞很快就貼附在瓶壁上，稱為細胞貼壁。細胞數目不斷增多，當貼壁細胞分裂生長到表面相互抑制時，細胞就會停止分裂增殖，這種現象稱為細胞的接觸抑制。（4）動物細胞培養需要滿足以下條件

①無菌、無毒的環境：培養液應進行無菌處理。通常還要在培養液中添加一定量的抗生素，以防培養過程中的污染。此外，應定期更換培養液，防止代謝產物積累對細胞自身造成危害。

②營養：合成培養基成分：糖、氨基酸、促生長因子、無機鹽、微量元素等。通常需加入血清、血漿等天然成分。③溫度：適宜溫度：哺乳動物多是36.5℃＋0.5℃；pH：7.2～7.4。

④氣體環境：95%空氣＋5%CO2。O2是細胞代謝所必需的，CO2的主要作用是維持培養液的pH。

（5）動物細胞培養技術的應用：制備病毒疫苗、制備單克隆抗體、檢測有毒物質、培養醫學研究的各種細胞。2.動物體細胞核移植技術和克隆動物

（1）哺乳動物核移植可以分為胚胎細胞核移植（比較容易）和體細胞核移植（比較難）。

（2）選用去核卵(母)細胞的原因：卵(母)細胞比較大，容易操作；卵(母)細胞細胞質多，營養豐富。

（3）體細胞核移植的大致過程是：（右圖）核移植 胚胎移植

（4）體細胞核移植技術的應用：

①加速家畜遺傳改良進程，促進良畜群繁育；

②保護瀕危物種，增大存活數量； ③生產珍貴的醫用蛋白；

④作為異種移植的供體； ⑤用于組織器官的移植等。

（5）體細胞核移植技術存在的問題：

克隆動物存在著健康問題、表現出遺傳和生理缺陷等。3.動物細胞融合

（1）動物細胞融合也稱細胞雜交，是指兩個或多個動物細胞結合形成一個細胞的過程。融合后形成的具有原來兩個或多個細胞遺傳信息的單核細胞，稱為雜交細胞。（2）動物細胞融合與植物原生質體融合的原理基本相同，誘導動物細胞融合的方法與植物原生質體融合的方法類似，常用的誘導因素有聚乙二醇、滅活的病毒、電刺激等。

（3）動物細胞融合的意義：克服了遠緣雜交的不親和性，成為研究細胞遺傳、細胞免疫、腫瘤和生物新品種培育的重要手段。（4）動物細胞融合與植物體細胞雜交的比較：

比較項目 細胞融合的原理 細胞融合的方法 誘導手段 用法

植物體細胞雜交 細胞膜的流動性 去除細胞壁后誘導原生質體融合 離心、電刺激、振動，聚乙二醇等試劑誘導 克服了遠緣雜交的不親和性，獲得雜種植株 動物細胞融合 細胞膜的流動性 使細胞分散后誘導細胞融合 除應用植物細胞雜交手段外，再加滅活的病毒誘導 制備單克隆抗體的技術之一 4.單克隆抗體

（1）抗體：一個B淋巴細胞只分泌一種特異性抗體。從血清中分離出的抗體產量低、純度低、特異性差。（2）單克隆抗體的制備過程

（3）雜交瘤細胞的特點：既能大量繁殖，又能產生專一的抗體。（4）單克隆抗體的優點：特異性強，靈敏度高，并能大量制備。（5）單克隆抗體的作用：

① 作為診斷試劑：準確識別各種抗原物質的細微差異，并跟一定抗原發生特異性結合，具有準確、高效、簡易、快速的優點。

② 用于治療疾病和運載藥物：主要用于治療癌癥治療，可制成“生物導彈”，也有少量用于治療其它疾病。專題3 胚胎工程

（一）動物胚胎發育的基本過程

1、胚胎工程是指對動物早期胚胎或配子所進行的多種顯微操作和處理技術，如胚胎移植、體外受精、胚胎分割、胚胎干細胞培養等技術。經過處理后獲得的胚胎，還需移植到雌性動物體內生產后代，以滿足人類的各種需求。

2、動物胚胎發育的基本過程（1）受精場所是母體的輸卵管上段。

（2）卵裂期：特點：細胞有絲分裂，細胞數量不斷增加，但胚胎的總體體積并不增加，或略有減小。

（3）桑椹胚：特點：胚胎細胞數目達到32個左右時，胚胎形成致密的細胞團，形似桑椹。是全能細胞。

（4）囊

胚：特點：細胞開始出現分化（該時期細胞的全能性仍比較高）。聚集在胚胎一端個體較大的細胞稱為內細胞團，將來發育成胎兒的各種組織。中間的空腔稱為囊胚腔。

（5）原腸胚：特點：有了三胚層的分化，具有囊胚腔和原腸腔。

（二）胚胎干細胞

1、哺乳動物的胚胎干細胞簡稱ES或EK細胞，來源于早期胚胎或從原始性腺中分離出來。

2、具有胚胎細胞的特性，在形態上表現為體積小，細胞核大，核仁明顯；在功能上，具有發育的全能性，可分化為成年動物體內任何一種組織細胞。另外，在體外培養的條件下，可以增殖而不發生分化，可進行冷凍保存，也可進行遺傳改造。

3、胚胎干細胞的主要用途是：

①可用于研究哺乳動物個體發生和發育規律； ②是在體外條件下研究細胞分化的理想材料，在培養液中加入分化誘導因子，如牛黃酸等化學物質時，就可以誘導ES細胞向不同類型的組織細胞分化，這為揭示細胞分化和細胞凋亡的機理提供了有效的手段；

③可以用于治療人類的某些頑疾，如帕金森綜合癥、少年糖尿病等；

④利用可以被誘導分化形成新的組織細胞的特性，移植ES細胞可使壞死或退化的部位得以修復并恢復正常功能；

⑤隨著組織工程技術的發展，通過ES細胞體外誘導分化，定向培育出人造組織器官，用于器官移植，解決供體器官不足和器官移植后免疫排斥的問題。

（三）胚胎工程的應用 1.體外受精和胚胎的早期培養(1)卵母細胞的采集和培養：

主要方法：用促性腺激素處理，使其排出更多的卵子，然后，從輸卵管中沖取卵子，直接與獲能的精子在體外受精。第二種方法：從剛屠宰母畜的卵巢中采集卵母細胞；第三種方法是借助超聲波探測儀、腹腔鏡等直接從活體動物的卵巢中吸取卵母細胞。采集的卵母細胞，都要在體外經人工培養成熟后，才能與獲能的精子受精。

(2)精子的采集和獲能：在體外受精前，要對精子進行獲能處理。

(3)受精：獲能的精子和培養成熟的卵細胞在獲能溶液或專用的受精溶液中完成受精過程。

(4)胚胎的早期培養：精子與卵子在體外受精后，應將受精卵移入發育培養液中繼續培養，以檢查受精狀況和受精卵的發育能力。培養液成分較復雜，除一些無機鹽和有機鹽外，還需添加維生素、激素、氨基酸、核苷酸等營養成分，以及血清等物質。當胚胎發育到適宜的階段時，可將其取出向受體移植或冷凍保存。不同動物胚胎移植的時間不同。(牛、羊一般要培育到桑椹胚或囊胚階段才能進行移植，小鼠、家兔等實驗動物可在更早的階段移植，人的體外受精胚胎可在8~16個細胞階段移植。)2.胚胎移植

(1)胚胎移植是指將雌性動物的早期胚胎，或者通過體外受精及其它方式得到的胚胎，移植到同種的、生理狀態相同的其它雌性動物的體內，使之繼續發育為新個體的技術。其中提供胚胎的個體稱為“供體”，接受胚胎的個體稱為“受體”。（供體為優良品種，作為受體的雌性動物應為常見或存量大的品種。）

地位：如轉基因、核移植，或體外受精等任何一項胚胎工程技術所生產的胚胎，都必須經過胚胎移植技術才能獲得后代，是胚胎工程的最后一道“工序”。(2)胚胎移植的意義：大大縮短了供體本身的繁殖周期，充分發揮雌性優良個體的繁殖能力。

(3)生理學基礎：①動物發情排卵后，同種動物的供、受體生殖器官的生理變化是相同的。這就為供體的胚胎移入受體提供了相同的生理環境。②早期胚胎在一定時間內處于游離狀態。這就為胚胎的收集提供了可能。③受體對移入子宮的外來胚胎不發生免疫排斥反應。這為胚胎在受體的存活提供了可能。

④供體胚胎可與受體子宮建立正常的生理和組織聯系，但供體胚胎的遺傳特性在孕育過程中不受影響。(4)基本程序主要包括：

①對供、受體的選擇和處理。選擇遺傳特性和生產性能優秀的供體，有健康的體質和正常繁殖能力的受體，供體和受體是同一物種。并用激素進行同期發情處理，用促性腺激素對供體母牛做超數排卵處理。②配種或人工授精。

③對胚胎的收集、檢查、培養或保存。配種或輸精后第7天，用特制的沖卵裝置，把供體母牛子宮內的胚胎沖洗出來(也叫沖卵)。對胚胎進行質量檢查，此時的胚胎應發育到桑椹或胚囊胚階段。直接向受體移植或放入－196℃的液氮中保存。④對胚胎進行移植。

⑤移植后的檢查。對受體母牛進行是否妊娠的檢查。3.胚胎分割

(1)概念：是指采用機械方法將早期胚胎切割2等份、4等份等，經移植獲得同卵雙胎或多胎的技術。

(2)意義：來自同一胚胎的后代具有相同的遺傳物質，屬于無性繁殖。

(3)材料：發育良好，形態正常的桑椹胚或囊胚。（桑椹胚至囊胚的發育過程中，細胞開始分化，但其全能性仍很高，也可用于胚胎分割。）

(4)操作過程：對囊胚階段的胚胎分割時，要將內細胞團均等分割，否則會影響分割后胚胎的恢復和進一步發育。專題4 生物技術的安全性和倫理問題

（一）轉基因生物的安全性爭論 ：(1)基因生物與食物安全：

反方觀點：反對“實質性等同”、出現滯后效應、出現新的過敏原、營養成分改變

正方觀點：有安全性評價、科學家負責的態度、無實例無證據(2)轉基因生物與生物安全：對生物多樣性的影響

反方觀點：擴散到種植區之外變成野生種類、成為入侵外來物種、重組出有害的病原體、成為超級雜草、有可能造成“基因污染” 正方觀點：生命力有限、存在生殖隔離、花粉傳播距離有限、花粉存活時間有限(3)轉基因生物與環境安全：對生態系統穩定性的影響

反方觀點：打破物種界限、二次污染、重組出有害的病原微生物、毒蛋白等可能通過食物鏈進入人體

正方觀點：不改變生物原有的分類地位、減少農藥使用、保護農田土壤環境

（二）生物技術的倫理問題

(1)克隆人：兩種不同觀點，多數人持否定態度。

否定的理由：克隆人嚴重違反了人類倫理道德，是克隆技術的濫用；克隆人沖擊了現有的婚姻、家庭和兩性關系等傳統的倫理道德觀念；克隆人是在人為的制造在心理上和社會地位上都不健全的人。

肯定的理由：技術性問題可以通過胚胎分級、基因診斷和染色體檢查等方法解決。不成熟的技術也只有通過實踐才能使之成熟。

中國政府的態度：禁止生殖性克隆，不反對治療性克隆。四不原則：不贊成、不允許、不支持、不接受任何生殖性克隆人的實驗。

(2)試管嬰兒：兩種目的試管嬰兒的區別兩種。不同觀點，多數人持認可態度。否定的理由：把試管嬰兒當作人體零配件工廠，是對生命的不尊重；早期生命也有活下去的權利，拋棄或殺死多余胚胎，無異于“謀殺”。

肯定的理由：解決了不育問題，提供骨髓中造血干細胞救治患者最好、最快捷的方法，提供骨髓造血干細胞并不會對試管嬰兒造成損傷。(3)基因身份證：

否定的理由：個人基因資訊的泄漏造成基因歧視，勢必造成遺傳學失業大軍、造成個人婚姻困難、人際關系疏遠等嚴重后果。

肯定的理由：通過基因檢測可以及早采取預防措施，適時進行治療，達到挽救患者生命的目的。

（三）生物武器

(1)種類：致病菌、病毒、生化毒劑，以及經過基因重組的致病菌。(2)散布方式：吸入、誤食、接觸帶菌物品、被帶菌昆蟲叮咬等。

(3)特點：致病力強、多數具傳染性、傳染途徑多、污染面廣、有潛伏期、不易被發現、危害時間長等。

(4)禁止生物武器公約及中國政府的態度

第五篇：人教版高中生物選修三 知識點

基因工程

DNA重組技術的基本工具

1.基因工程的基本原理是？基因工程又叫？基因工程的操作水平？ 2.基因工程中用到的工具有？工具酶有？

3.限制性核酸內切酶簡稱？主要來源？作用特點？切割后的末端有？切割的化學鍵為？ 4.DNA連接酶分為哪兩類？起作用時分別有什么特點？連接的化學鍵是？ 5.基因進入受體細胞的運載工具是？使用這一工具的目的是？ 6.作為運載體的條件是？

7.常用的運載體是？其它運載體還有？ 8.比較DNA連接酶與DNA聚合酶 基因工程的基本操作程序

1.基因工程的操作步驟為哪幾個？哪個步驟是關鍵步驟？ 2.什么是目的基因？獲取方法有哪幾種？ 3.什么是基因文庫？分為哪幾種？ 4.獲取目的基因的有關信息有哪些？

5.PCR技術是什么？PCR的原理？需要怎樣的條件？（引物、模板、原料、酶角度、加熱角度回答）

6.基因表達載體又叫？（重組DNA或重組運載體），其組成是怎樣的？ 7.什么是啟動子和終止子？標記基因的作用是？ 8.基因表達載體的功能是？

9.目的基因導入受體細胞又叫？是指？

10.目的基因導入植物細胞方法有哪些？常用的是哪種？農桿菌轉化法的原理？ 11.目的基因導入動物細胞的方法是？具體操作程序怎樣？

12.將目的基因導入微生物的方法怎樣？原核生物的哪些特點適合其做受體細胞？ 13.目的基因的檢測內容有哪些？（分子水平3點及個體水平）分別怎樣檢測？ 14.目的基因在受體細胞內維持穩定和表達的關鍵是？

基因工程的應用

1.植物基因工程技術主要應用于哪寫方面？（3個，17頁第三個自然段）。2.抗蟲基因是？來自？ 3.培育抗蟲作物的有點是？（減輕環境污染，降低生產成本。）4.什么是基因治療？分為哪兩種？

5.乳腺生物反應器是將？與？重組在一起的 6.基因芯片的原理？ 蛋白質工程的崛起

1.蛋白質工程是指？其基本原理是？ 2.蛋白質工程的基本途徑是？

3.蛋白質工程方法制成的電子元件的特點?

細胞工程

植物細胞工程

1.什么是細胞的全能性？原理是什么？

2.不同的細胞全能性的比較。（分三個角度：①受精卵、生殖細胞、體細胞②植物細胞和動物細胞③分化程度高低的細胞）3.植物組織培養的概念。4.植物組織培養的過程。

5.植物組織培養技術所需要的條件。

6.什么是外植體？愈傷組織？什么是人工種子？紫草素是從哪個結構中提取的？ 7.植物體細胞雜交技術的概念。

8.植物體細胞雜交技術的原理是什么？終點是什么？意義是？ 9.植物體細胞雜交技術的過程。

10.去除細胞壁的方法是？誘導原生質體融合的方法有？融合完成的標志是？ 11.什么是微型繁殖技術？特點是？ 12.什么是脫毒苗？怎樣培育的？ 13.比較雜交與體細胞雜交 動物細胞工程

1.動物細胞工程常用的技術手段有？最基礎的技術手段是？ 2.動物細胞培養的概念、原理是？ 3.動物細胞培養的過程。

4.什么是細胞貼壁？什么是接觸抑制？ 5.什么是原代培養？什么是傳代培養？ 6.為什么選用幼齡動物的組織或胚胎？

7.如何使組織分散為單個細胞？這說明細胞間的物質是什么？能不能用胃蛋白酶？ 8.制成細胞懸液的主要目的是什么？培養細胞的培養瓶或培養皿應具備什么條件？ 9.貼滿瓶壁的細胞要如何處理才能繼續培養？ 10.細胞培養50代以后有什么變化？

11.動物細胞培養的條件是？（4點，注意理解4點內容）12.動物細胞培養時如何保證無菌無毒環境？（3點）

13.細胞培養所需氣體主要為O2和CO2，它們分別有什么作用？ 14.動物細胞培養基中特有的成分是？為什么要加這種成分？ 15.動物細胞培養和植物組織培養技術是否都要形成個體？

17.通過動物細胞培養能產生一個個體嗎?為什么？ 18.動物體細胞核移植的過程怎樣？原理是什么？

19.動物體細胞核移植為什么必須先去掉受體卵母細胞的細胞核？用到的具體技術有？ 20.動物體細胞核移植技術的應用前景（最少說出3點）

21.什么是細胞融合？何為雜交細胞？動物細胞融合的原理是什么？

22.誘導動物細胞融合的方法有哪些？與植物原生質體融合的誘導手段區別是？ 23.生產抗體的傳統方法是什么？缺點是？

24.寫出單克隆抗體的制備過程。并能準確描述一次注射、二次篩選、三次培養是什么？ 25.單克隆抗體的優點是？ 26.單抗制備的兩個關鍵步驟是？

27.單克隆抗體的應用是？生物導彈中瞄準裝置是？炸藥是？

胚胎工程

體內受精和早期胚胎發育 1.胚胎工程的概念。2.精子的發生場所、時期。

4.精子變形時細胞核、高爾基體、中心體、線粒體及其他物質分別變為哪些結構？ 5.高爾基體、線粒體轉變為其相應結構的原因是什么？ 6.卵子發生的場所是？什么是卵泡？形成的時間是？ 7.減數第一次分裂發生的時間是？ 8.減數第二次分裂發生的時間是？ 9.受精的標志是？受精作用完成的標志是？ 10.精子和卵子在發生上的重要區別是？

11.受精作用的場所是？準備階段包括？這些階段具體過程是？ 12.受精作用過程中的頂體反應是指？穿越的結構有？ 13.受精作用過程中防止多精入卵的兩道屏障是？ 15.受精作用之后的胚胎發育包括哪幾個階段？

16.胚胎發育過程中從受精卵到原腸胚胚體的體積會發生怎樣的變化？ 17.哪一個胚體的細胞屬于全能細胞？含有的細胞數目大約為多少？ 18什么是內細胞團？什么是滋養層細胞？分別發育為什么？ 19.囊胚腔在哪個胚體？原腸腔在哪個胚體？

體外受精和早期胚胎培養

1.不同動物卵母細胞的采集方法是不一樣的，請分別舉例說明。并進一步說出采集后的操作。2.精子的收集方法有？

3.舉例說明不同動物精子獲能的方法及過程。4.體外受精作用的完成必須在什么環境中進行？ 5.胚胎的早期培養中，培養液的成分有哪些？ 6.不同動物胚胎移植的時間不同，請分別舉例說明。7.體外受精后，應將受精卵移入發育培養液，以檢查？ 胚胎工程的應用及前景 1.胚胎移植的概念。

2.胚胎移植的生理學基礎是？（4點）3.胚胎移植的基本程序怎樣？

4.對供體牛和受體牛的要求分別是什么？胚胎移植時應發育到什么階段？ 5.胚胎移植的方法包括？ 6.胚胎分割的概念。

7.胚胎分割移植的時期、注意事項是？。

8.胚胎干細胞簡稱為？特點有哪些（從形態、功能、體外培養角度說）？ 9.胚胎移植的意義。