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化学有机基础知识点总结 精品
1．有机物的溶解性
（1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分
子中碳原子数目较多的，下同）醇、醛、羧酸等。
（2）易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、（醚）、醛、（酮）、羧酸及盐、氨基酸及
盐、单糖、二糖。（它们都能与水形成氢键）。 （3）具有特殊溶解性的：
① 乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，所以常用乙醇
来溶解植物色素或其中的药用成分，也常用乙醇作为反应的溶剂，使参加反应的有机物和无机物均能溶解，增大接触面积，提高反应速率。例如，在油脂的皂化反应中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，让它们在均相（同一溶剂的溶液）中充分接触，加快反应速率，提高反应限度。
② 苯酚：室温下，在水中的溶解度是9.3g（属可溶），易溶于乙醇等有机溶剂，当温度高
于65℃时，能与水混溶，冷却后分层，上层为苯酚的水溶液，下层为水的苯酚溶液，振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液，这是因为生成了易溶性的钠盐。 ③ 乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发
出的乙酸，溶解吸收挥发出的乙醇，便于闻到乙酸乙酯的香味。
④ 有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解．．
度减小，会析出（即盐析，皂化反应中也有此操作）。但在稀轻金属盐（包括铵盐）溶液中，蛋白质的溶解度反而增大。
⑤ 线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂，而体型则难溶于有机溶剂。
⑥ 氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成绛蓝色
溶液。 2．有机物的密度
（1）小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、一氯代烃、酯（包括油脂） （2）大于水的密度，且与水（溶液）分层的有：多氯代烃、溴代烃（溴苯等）、碘代烃、硝
基苯
3．有机物的状态[常温常压（1个大气压、20℃左右）] （1）气态：
① 烃类：一般N(C)≤4的各类烃 ② 衍生物类：
一氯甲烷（CHCl，沸点为-24.2℃） 3．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．
氯乙烯（CH==CHCl，沸点为-13.9℃） 2．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．
氟里昂（CClF，沸点为-29.8℃） 22．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．
甲醛（HCHO，沸点为-21℃） ．．．．．．．．．．．．．．．．
注意：新戊烷[C(CH3)4]亦为气态
氯乙烷（CHCHCl，沸点为℃） 一溴甲烷（CH3Br，沸点为3.6℃） 32．．．．．．．．．．．．．．．．12.3．．．．．．
四氟乙烯（CF2==CF2，沸点为-76.3℃） 甲醚（CH3OCH3，沸点为-23℃） 甲乙醚（CH3OC2H5，沸点为10.8℃） 己烷CH3(CH2)4CH3 甲醇CH3OH 溴乙烷C2H5Br
环氧乙烷（ ， 沸点为13.5℃）
环己烷 甲酸HCOOH 乙醛CH3
CHO
（2）液态：一般N(C)在5～16的烃及绝大多数低级衍生物。如，
溴苯C6H5Br ★特殊：
硝基苯C6H5NO2
不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态 （3）固态：一般N(C)在17或17以上的链烃及高级衍生物。如，
石蜡
C12以上的烃
饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如动物油脂在常温下为固态
★特殊：苯酚（C6H5OH）、苯甲酸（C6H5COOH）、氨基酸等在常温下亦为固态 4．有机物的颜色
☆ 绝大多数有机物为无色气体或无色液体或无色晶体，少数有特殊颜色，常见的如下所示：
☆ 三硝基甲苯（ 俗称梯恩梯TNT）为淡黄色晶体； ☆ 部分被空气中氧气所氧化变质的苯酚为粉红色；
☆ 2，4，6—三溴苯酚 为白色、难溶于水的固体（但易溶于苯等有机溶剂）； ☆ 苯酚溶液与Fe3+(aq)作用形成紫色[ H3Fe( OC6H5)6 ]溶液；
☆ 多羟基有机物如甘油、葡萄糖等能使新制的氢氧化铜悬浊液溶解生成绛蓝色溶液； ☆ 淀粉溶液（胶）遇碘（I2）变蓝色溶液；
☆ 含有苯环的蛋白质溶胶遇浓硝酸会有白色沉淀产生，加热或较长时间后，沉淀变黄色。
5．有机物的气味
许多有机物具有特殊的气味，但在中学阶段只需要了解下列有机物的气味： ☆ 甲烷 ☆ 乙烯 ☆ 液态烯烃 ☆ 乙炔 ☆ 一卤代烷
无味
稍有甜味(植物生长的调节剂) 汽油的气味 无味
芳香气味，有一定的毒性，尽量少吸入。 不愉快的气味，有毒，应尽量避免吸入。 无味气体，不燃烧。 有酒味的流动液体 不愉快气味的油状液体 无嗅无味的蜡状固体 特殊香味
甜味（无色黏稠液体） 甜味（无色黏稠液体） 特殊气味 刺激性气味
☆ 苯及其同系物
☆ 二氟二氯甲烷（氟里昂） ☆ C4以下的一元醇 ☆ C5～C11的一元醇 ☆ C12以上的一元醇 ☆ 乙醇 ☆ 乙二醇 ☆ 苯酚 ☆ 乙醛
☆ 丙三醇（甘油）
☆ 乙酸 ☆ 低级酯 ☆ 丙酮
强烈刺激性气味（酸味） 芳香气味 令人愉快的气味
二、重要的反应
1．能使溴水（Br2/H2O）褪色的物质 （1）有机物
① 通过加成反应使之褪色：含有② 通过取代反应使之褪色：酚类
③ 通过氧化反应使之褪色：含有—CHO（醛基）的有机物（有水参加反应） ④ 通过萃取使之褪色：液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物、饱和卤代烃、饱和酯 ① 通过与碱发生歧化反应
3Br2 + 6OH == 5Br + BrO3 + 3H2O或Br2 + 2OH == Br + BrO + H2O ② 与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S、SO2、SO32、I、Fe
2---2+
------
、—C≡C—的不饱和化合物
注意：苯酚溶液遇浓溴水时，除褪色现象之外还产生白色沉淀。
注意：纯净的只含有—CHO（醛基）的有机物不能使溴的四氯化碳溶液褪色 （2）无机物
2．能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质 （1）有机物：含有
、—C≡C—、—OH（较慢）、—CHO的物质
2----2+
与苯环相连的侧链碳碳上有氢原子的苯的同系物（与苯不反应）
（2）无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S、SO2、SO32、Br、I、Fe 3．与Na反应的有机物：含有—OH、—COOH的有机物
与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基、—COOH的有机物反应 ．．．
加热时，能与卤代烃、酯反应（取代反应）
与Na2CO3反应的有机物：含有酚羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO3； ．
含有—COOH的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO2气体； 含有—SO3H的有机物反应生成磺酸钠并放出CO2气体。
与NaHCO3反应的有机物：含有—COOH、—SO3H的有机物反应生成羧酸钠、磺酸钠并放出等物质的量的CO2气体。 4．既能与强酸，又能与强碱反应的物质 （1）2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑
2Al + 2OH + 2H2O == 2 AlO2 + 3H2↑ Al2O3 + 2OH == 2 AlO2 + H2O Al(OH)3 + OH == AlO2 + 2H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O NaHS + NaOH == Na2S + H2O
------
（2）Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O （3）Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O
（4）弱酸的酸式盐，如NaHCO3、NaHS等等
NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHS + HCl == NaCl + H2S↑
（5）弱酸弱碱盐，如CH3COONH4、(NH4)2S等等
2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOH CH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O (NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑ (NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O
（6）氨基酸，如甘氨酸等
H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3Cl H2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O
蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。
（7）蛋白质
5．银镜反应的有机物 （1）发生银镜反应的有机物：
含有—CHO的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖等） （2）银氨溶液[Ag(NH3)2OH]（多伦试剂）的配制：
向一定量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。
（3）反应条件：碱性、水浴加热 ．．．．．．．
若在酸性条件下，则有Ag(NH3)2+ + OH + 3H+ == Ag+ + 2NH4+ + H2O而被破坏。
-
（4）实验现象：①反应液由澄清变成灰黑色浑浊；②试管内壁有银白色金属析出 （5）有关反应方程式：AgNO3 + NH3·H2O == AgOH↓ + NH4NO3
【记忆诀窍】： 乙二醛： 甲酸：
AgOH + 2NH3·H2O == Ag(NH3)2OH + 2H2O
2 Ag↓+ RCOONH4 + 3NH3 + H2O 4Ag↓+ (NH4)2CO3 + 6NH3 + 2H2O 4Ag↓+ (NH4)2C2O4 + 6NH3 + 2H2O 2 Ag↓+ (NH4)2CO3 + 2NH3 + H2O
1—水（盐）、2—银、3—氨
银镜反应的一般通式： RCHO + 2Ag(NH3)2OH甲醛（相当于两个醛基）：HCHO + 4Ag(NH3)2OH
OHC-CHO + 4Ag(NH3)2OH HCOOH + 2 Ag(NH3)2OH
葡萄糖：（过量）
CH2OH(CHOH)4CHO+2Ag(NH3)2OH
2Ag↓+CH2OH(CHOH)4COONH4+3NH3+ H2O
HCHO～4Ag(NH)2OH～4 Ag
（6）定量关系：—CHO～2Ag(NH)2OH～2 Ag 6．与新制Cu(OH)2悬浊液（斐林试剂）的反应
（1）有机物：羧酸（中和）、甲酸（先中和，但NaOH仍过量，后氧化）、醛、还原性糖（葡
萄糖、麦芽糖）、甘油等多羟基化合物。
（2）斐林试剂的配制：向一定量10%的NaOH溶液中，滴加几滴2%的CuSO4溶液，得到
蓝色絮状悬浊液（即斐林试剂）。
（3）反应条件：碱过量、加热煮沸 ．．．．．．．．（4）实验现象：
① 若有机物只有官能团醛基（—CHO），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时无变化，加热煮沸后有（砖）红色沉淀生成；
② 若有机物为多羟基醛（如葡萄糖），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时溶解变成绛蓝色溶液，加热煮沸后有（砖）红色沉淀生成； （5）有关反应方程式：2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4
RCHO + 2Cu(OH)2HCHO + 4Cu(OH)2
RCOOH + Cu2O↓+ 2H2O CO2 + 2Cu2O↓+ 5H2O
OHC-CHO + 4Cu(OH)2HCOOH + 2Cu(OH)2
HOOC-COOH + 2Cu2O↓+ 4H2O CO2 + Cu2O↓+ 3H2O
CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2CH2OH(CHOH)4COOH + Cu2O↓+ 2H2O
HCHO～4Cu(OH)2～2Cu2O
（6）定量关系：—COOH～½ Cu(OH)2～½ Cu2+ （酸使不溶性的碱溶解）
—CHO～2Cu(OH)2～Cu2O
7．能发生水解反应的有机物是：卤代烃、酯、糖类（单糖除外）、肽类（包括蛋白质）。
HX + NaOH == NaX + H2O
(H)RCOOH + NaOH == (H)RCOONa + H2O
或
RCOOH + NaOH == RCOONa + H2O
8．能跟FeCl3溶液发生显色反应的是：酚类化合物。 9．能跟I2发生显色反应的是：淀粉。【高二化学知识点】
10．能跟浓硝酸发生颜色反应的是：含苯环的天然蛋白质。
三、各类烃的代表物的结构、特性
高二化学选修4期末复习提纲
第一章 《化学反应与能量 》知识点
1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量（QP）。
2、符号：△H 单位：kJ/mol
3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”
4、常见的放热反应和吸热反应：
燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的
大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。
5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0
反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0
△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和
6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
书写热化学方程式注意事项:
（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,
当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（ΔH）
只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应
热之和。
步骤：
8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.
注意：① 燃烧的条件是在101kPa；② 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式
时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。
9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量，
－1KOH(aq) ＋ 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) ＋ H2O(l)；ΔH=－57．3 kJ·mol
第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点
第一节 化学反应速率
1．化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2．表示方法：v(A)=△c(A)/△t =△n(A)/（△t.V ）
单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)
3．同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。
4．影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等
（1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。
（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变
程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆的改变程度是不相同的。（计量数大的一边改变的程度大）
（3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应
一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。
（4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。
5.有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和
分子在一定的方向上发生碰撞。
活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。
活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差（用Ea表示）。
第二节 化学反应的方向和限度
1． 自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。
2． 自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。
熵(S)——衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态＞液态＞固态
3． 焓变（△H）与混乱度（△S）综合考虑
4．化学反应方向的控制△G = △H - T△S < 0 ，一定能自发。
△H＜0、△S＞0，一定能自发进行
△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行
△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行
△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行
5．化学反应的限度
（1）化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓 度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。
（2）化学平衡的特点——动态平衡，V正=V逆≠0，
（3）化学平衡常数——一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式：K=C生 C反 K越大，表示反应进行的程度越大。与反应速率无关。
（4）化学平衡状态的判断
a．V正＝V逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。
b．体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都不变；
混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡）---变量不变。
第三节 化学平衡的移动
1．影响因素：浓度、压强、温度
平衡移动原理（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的
方向移动。
2．等效平衡——同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。
3．等效平衡的分类
I类：恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即△V≠0的体系）：等价转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同。---等量投料，完全等效。
II类：恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即△V=0的体系）：等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。---等比投料，不完全等效。
III类：恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平
衡起始态相同，两平衡等效。---等比投料，不完全等效。
4． 速率和平衡图像分析
（1）反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。
（2）化学平衡图像分析法：
三步分析法：一看速率变化；二看正逆速率变化的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。
先拐先平：先出拐点的曲线先达到平衡。
定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。
第四节 化学反应条件的控制
1． 硫代硫酸钠与酸反应速率的影响因素——浓度、温度对化学反应速率的影响；
2． 催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响——MnO2、CuO、FeCl3等对过氧化氢分解都有催化作用，
但催化效果不同，且同一催化剂的接触面大小、颗粒大小也会影响效率。
3． 反应条件对平衡的影响（合成氨为例）
第三章《溶液中的离子反应》知识点
第一节 弱电解质的电离平衡
混和物 强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 。如H2O、HClO、NH3· H2O、Cu(OH)2、、H、HO…… 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。
2．强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质；与溶解度和导电能力无关。
强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否 （或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4
为强电解质）---电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结
合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
4．强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有(以CH3COOH简写为HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验；
（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH 2；
（3）测NaAc溶液的pH值；pH 7，则说明HAc为弱电解质
（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积 10mL;
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，此法中的
锌粒的表面积不好确定一模一样。
5．强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1) 溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA) pH(HB)
(2) pH值相同时，溶液的浓度CHA CHB
(3) pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA pHHB
6．影响因素：
温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。
浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。
同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向
逆方向移动。
化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以
使电离平衡向电离方向移动。
7．电离方程式的书写---多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。
8．水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。
+—9．水的离子积常数——Kw= C(H)×C(OH)
-14 Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw =1×10
--+ 在水溶液中,Kw中的C(OH)、C(H)指溶液中总的离子浓度.
-14 常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10 。
+－ 不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H)＝C(OH)
＋－＋－ 根据Kw=C(H)×C(OH) 在特定温度下为定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。
10．影响水的电离平衡移动的因素：
①升温：促进水的电离；
②酸或碱抑制水的电离；
③盐类的水解促进水的电离；
+ -12例如：pH=2的硫酸溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L
+ -2pH=2的硫酸铵溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L，
+ -2 -12所以pH=2的溶液中，由水电离的C(H)可能为10mol/L也可能为10mol/L。反过来，由水电
+ -12离的C(H)=10mol/L的溶液，pH可能为2也可能为12.
11.电离常数：
K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
电离度： ,弱电解质浓度越大，电离程度越小。
第二节 溶液的酸碱性
1． 溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。
+-+-+- 酸性：c(H)>c(OH) 中性：c(H)=c(OH) 碱性： c(H)<c(OH)
2．常温下（25℃）
+-+ -7 酸性溶液：C(H)﹥C(OH)，C(H) ﹥1×10mol/L
+-+ -7 中性溶液：C(H)= C(OH)，C(H) = 1×10mol/L
+-+ -7 酸性溶液：C(H)﹤C(OH)，C(H) ﹤1×10mol/L
+3．溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H)
+- 适用于稀溶液，当溶液中c(H)或c(OH)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。
4．PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。
PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是
+碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H)减小10倍
5．测定溶液酸碱性的常用方法:
a. 酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙）
b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数
精密PH试纸：精确到0.1.
PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶
液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。
c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.
6．PH值计算的常见类型
+（1）溶液的稀释 ①.强酸：计算稀释后的溶液中的c(H)，直接换算成PH
-+ ②.强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH)，换算成c(H)再求出PH值。
【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小
于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。
（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合
通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。
+ 强酸与强酸混合，先算混合后的c(H)，再算pH。
-+-强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH)，再由Kw求c(H)及pH，或先算混合后的c(OH)及pOH，
+再求pH。绝对不能先直接求才c(H)，再按之来算pH。
【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）
已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3
已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3
+（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H)
+--【注意】 强酸的稀释根据c(H)计算，强碱的的稀释首先应由c(OH)浓计算出c(OH)稀，让后据Kw
++计算出c(H)，再计算出PH，不能直接根据c(H)计算。
【总结】溶液的稀释规律：
n ①.强酸pH=a，加水稀释10倍，则pH=a+n；
n 弱酸pH=a，加水稀释10倍，则a<pH<a+n；
n 强碱pH=b，加水稀释10倍，则pH=b-n；
n 弱碱pH=b，加水稀释10倍，则b>pH>b-n；
②.酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时） ③.对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
+-（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H+OH=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，
知识点总结年级：高二化学
化学反应原理复习（一）
【知识讲解】
第1章、化学反应与能量转化
化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应
1、化学反应的反应热
(1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变
(1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：
ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：
把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)
＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol
－1 书写热化学方程式应注意以下几点：
－1 ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol或 kJ·mol1，且ΔH后注明反应－
温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算
(1)盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］
二、电能转化为化学能——电解
1、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl→Cl2↑＋2e。 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋e→Na。
总方程式：2NaCl(熔
)
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl→Cl2＋2e
－－ ＋－－－2Na＋Cl2↑ 阴极：2H＋e→H2↑
2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ ＋－ 总反应：2NaCl＋2H2
O
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu→Cu2＋2e，还发生几个副反应 ＋－
Zn→Zn2＋2e；Ni→Ni2＋2e＋－＋
－ Fe→Fe2＋2e＋－ Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
＋－ 阴极反应：Cu2＋2e→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋2e＋
－ 阴极反应： Cu2＋2e→Cu ＋－
三、化学能转化为电能——电池
1、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)Cu－Zn原电池的工作原理：
如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋2e；Cu得电子，正极反应为：2H＋2e→H2。电子定向移动形成电流。总＋－＋－
反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2＋2e； ＋－
正极反应：2NH4＋2e→2NH3＋H2；
(2)铅蓄电池 ＋－
负极反应：Pb＋SO42
－PbSO4＋2e－
正极反应：PbO2＋4H＋SO42＋2e＋－－PbSO4＋2H2O
放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2＋4OH→4H2O＋4e
－－ 正极反应：O2＋2H2O＋4e→4OH电池总反应：2H2＋O2＝2H2O －－
3、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋2e。水膜中＋－溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e→4OH，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3－－
分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e→H2↑，该腐蚀称为“析氢－
腐蚀”。
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)
原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？
一、化学反应的方向
1、反应焓变与反应方向
放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。
2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响
ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。
ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。
ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度
1、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。【高二化学知识点】
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：
α（A
）＝
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响
(1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响
ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
【例题分析】
例1、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。
将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol) 整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：
第一章 氮族元素
一、氮族元素 N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
二、氮气（N2）
1、分子结构 电子式： 结构式： N≡N （分子里N≡N键很牢固，结构很稳定）
2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集N2不能用排空气法！） 3、化学性质：(通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放电等条件下，才能使
N2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应) N2+3H2
高温、高压 催化剂
放电
点燃
2NH3 N2+O2＝2NO 3Mg+N2 ＝Mg3N2 Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓
+2NH3↑
4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮
三、氮氧化物（N2O、NO、N
2O3、NO2、N2O4、N2O5）
N2O—笑气 硝酸酸酐—N2O5 亚硝酸酸酐—N2O3 重要的大气污染物—NO NO2 NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同CO），有较强还原性 2NO+O2＝2NO2
NO2—红棕色气体(颜色同溴蒸气),有毒,易溶于水,有强氧化性,造成光化学烟雾的主要因素 3NO2+H2O＝2HNO3+NO 2NO2
N2O4(无色) 302 ＝ 2O3(光化学烟雾的形成)
鉴别NO2与溴蒸气的方法:可用水或硝酸银溶液(具体方法及现象从略)
NO、NO2、O2溶于水的计算：用总方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO3 4NO+3O2+2H2O＝4HNO3进行计算
四、磷
五、氨气
1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化(作致冷剂)，极易溶于水(1:700) 2、分子结构：电子式： 结构式： （极性分子，三角锥型，键角107°18′） 3、化学性质：NH3+H2O
NH3·H2O
NH4++OH-
（注意喷泉实验、NH3溶于水后浓度的计算、加热的成分、氨水与液氨）
催化剂
NH3+HCl＝NH4Cl(白烟，检验氨气) 4NH3+5O2 === 4NO+6H2O
加热 △
4、实验室制法（重点实验） 2NH4Cl+Ca(OH)2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（该反应不能改为离子方程式？）
发生装置：固+固（加热）→气，同制O2 收集：向下排空气法（不能用排水法） 检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口
（产生白烟） 干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5等干燥剂]
注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉花（吸收多余氨气，防止污染大气）
氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或CaO）固体混合等方法
5、铵盐 白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。
△ △
NH4Cl＝NH3↑+HCl↑(NH3+HCl＝NH4Cl) NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑(写出碳酸铵的分解反应)
NH4的检验：加入碱液（如NaOH溶液）后共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
+
六、极性分子和非极性分子
1、由同种原子形成的共价键是非极性键，如H—H、Cl—Cl键；有不同种原子形成的共价键是极性键如H-F，C=O等。 2、极性分子和非极性分子的判断
所有的双原子单质都是非极性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的双原子化合物都是极性分子，如HF、HCl等。多原子分子，若分子结构是中心对称的，则是非极性分子；否则如H2O、NH3等就是极性分子。以下为常见的多原子非极性分子：CO2、CS2、BeCl2（直线型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面体）
判断ABn型分子极性经验规律：若中心原子A的化合价绝对值等于该元素所在主族序数，
则该分子为非极性分子，否则为极性分子。
七、硝酸
1、物理性质：无色易挥发、低沸点，69%的为浓硝酸，98%的为发烟硝酸。
2、化学性质：
（1）强酸性 如稀硝酸可使石蕊试液变红，而浓硝酸可使石蕊试液先变红后褪色（Why？） （2）不稳定性：见光或加热易分解，硝酸浓度越大，越不稳定。4HNO3 ＝ 4NO2↑+O2↑+2H2O
浓硝酸呈黄色是因为硝酸分解产生的NO2溶于硝酸中，所以应把它保存在棕色瓶中，并放在阴凉处（注意不能用橡胶塞，因为硝酸会腐蚀橡胶）。[工业盐酸因含有Fe而呈黄色] （3）强氧化性 硝酸越浓，氧化性越强，硝酸与金属反应一般不放出氢气。
3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O C+4HNO3（浓）＝4NO2↑+CO2↑+2H2O
注意：1、钝化：冷的浓硝酸和浓硫酸可使Fe、Al发生钝化（强氧化性的表现）
2、王水：体积比为1：3的浓硝酸和浓盐酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活泼金属
3、硝酸和铜反应时，硝酸既做氧化剂又起酸性作用。制取硝酸铜的最佳途径是：Cu →CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不产生污染物） ，而用浓硝酸不仅消耗的硝
酸
最多，且产生最多污染气体;稀硝酸次之。 4、注意分析Cu和HNO3反应的分析和计算。
3、实验室制法： NaNO3+H2SO4(浓)＝NaHSO4+HNO3↑ 八、氧化还原反应方程式的配平
1、原则：化合价升降总数相等 2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查 3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式 利用电子守恒列式的基本方法：
（1）找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物；
（2）找准1个原子（或1个离子）得失电子数（注意：化学式中粒子数）
（3）由题中各物质的物质的量，根据电子守恒列式：
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值== n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值
九、有关化学方程式的计算
（1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进行计算，有时需要讨论。
（2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。
常见的关系式：工业制硫酸：S—H2SO4 (或FeS2—2H2SO4) 工业制硝酸：NH3—HNO3
微热
3+
△/光照
第二章 化学平衡
一、化学反应速率
1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。
2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位：mol/(L·min)或mol/(L·S)
3．计算公式：v=△c/△t, v表示反应速率，△c表示变化的浓度，△t表示变化的时间， ①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。 ②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同。
4、特点 ③不能用固体或纯液体来表示反应速率
④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即
系数）之比。如化学反应 mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g） v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q
注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。
2、影响反应速率的因素
（1）内因：参加反应的物质的性质
（2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。
①浓度对反应速率的影响：其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应物浓度，反应速率减少。
注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其v不变。
但固体的表面积越大，则v增大。
②压强对反应速率的影响：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强，反应速率减少。
注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对v的影响实质上是反应
物的浓度对v的影响。
b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故v不变。
③温度对反应速率的影响：其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；降温，使反应速
率减小。
注意：一般每升高10℃，v大约增大2～4倍。实际情况中，大多通过控制温度来控制v。 ④催化剂对反应速率的影响：催化剂可以成千上万地增大反应速率。
注意：a．催化剂在反应前后本身质量和化学性质都不改变，但物理性质如颗粒大小、形状
可以改变。
b．催化剂具有高效、专一性，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。 3、用有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响（了解，详细见课本）
二、化学平衡
1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题
2．定义：一定条件下的可逆反应，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的
浓度保持不变的状态。
3．本质：v正＝v逆≠0
4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。
1
、化学平衡
5．特点：逆、等、定、动、变、同
重点：1、判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是v正＝v逆,即同一物质的消耗速率等于生
成速率。其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜色的体系颜色不变等。 2、化学平衡的有关计算
（1）常用公式：转化率=已转化量（n、C、V、m等）/转化前总量 ×100% 产率=实际产量/理论产量×100% M=m总/n总（求平均摩尔质量） 阿伏加德罗定律的重要推论（具体从略）
（2）常用方法：三段分析法（列出初始量、转化量、平衡量）、差量法
2、化学平衡移动
（1）移动原因：外界条件改变，使V正≠V逆
（2）移动方向：V正﹥V逆，向正反应方向移动；V正﹤V逆，向逆反应方向移动 （3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化
（4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。
浓度：在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生产物浓度，平衡向正反应方向移动；减
小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。 压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡
向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前
后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。
温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热
反应的方向移动。 注意：1、在影响化学平衡的因素中，只有温度改变一定可使平衡移动，其他则不一定 2、催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动。
（5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等），
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能
够减弱这种改变的方向移动。
（6）化学平衡图象问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、
最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。另外，对于相同条件下的同一反应，温度越高，压强越大，达到平衡所需时间越短。
（7）等效平衡：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对可逆反应，只是起始时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。等效平衡的三种情况：a、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。b、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。c、在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
第一章 氮族元素
一、氮族元素 N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
20140109190339701444
二、氮气（N2）
1、分子结构 电子式： 结构式： N≡N （分子里N≡N键很牢固，结构很稳定）
2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集N2不能用排空气法！）
3、化学性质：(通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放电等条件下，才能使N2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应)
放电 点燃 N2+3H2 高温、高压
催化剂 2NH3 N2+O2＝2NO 3Mg+N2 ＝Mg3N2 Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓
+2NH3↑
4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮
三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）
N2O—笑气 硝酸酸酐—N2O5 亚硝酸酸酐—N2O3 重要的大气污染物—NO NO2 NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同CO），有较强还原性 2NO+O2＝2NO2 NO2—红棕色气体(颜色同溴蒸气),有毒,易溶于水,有强氧化性,造成光化学烟雾的主要因素 3NO2+H2O＝2HNO3+NO 2NO2 N2O4(无色) 302 ＝ 2O3(光化学烟雾的形成) 鉴别NO2与溴蒸气的方法:可用水或硝酸银溶液(具体方法及现象从略)
NO、NO2、O2溶于水的计算：用总方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO3 4NO+3O2+2H2O＝4HNO3进行计算
四、磷
五、氨气
1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化(作致冷剂)，极易溶于水(1:700)
2、分子结构：电子式： 结构式： （极性分子，三角锥型，键角107°18′）
3、化学性质：NH3+H2O NH3·H2ONH4++OH-
（注意喷泉实验、NH3溶于水后浓度的计算、加热的成分、氨水与液氨） 催化剂 NH3+HCl＝NH4Cl(白烟，检验氨气) 4NH3+5O2 === 4NO+6H2O 加热 △ 4、实验室制法（重点实验） 2NH4Cl+Ca(OH)2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（该反应不能改为离子方程式？）
发生装置：固+固（加热）→气，同制O2 收集：向下排空气法（不能用排水法）
检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口
（产生白烟）
干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5等干燥剂]
注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉花（吸收多余氨气，防止污染大气）
氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或CaO）固体混合等方法
5、铵盐 白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。 △ △ NH4Cl＝NH3↑+HCl↑(NH3+HCl＝NH4Cl) NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑(写出碳酸铵的分解反应)
NH4+的检验：加入碱液（如NaOH溶液）后共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
六、极性分子和非极性分子
1、由同种原子形成的共价键是非极性键，如H—H、Cl—Cl键；有不同种原子形成的共价键是极性键如H-F，C=O等。
2、极性分子和非极性分子的判断
所有的双原子单质都是非极性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的双原子化合物都是极性分子，如HF、HCl等。多原子分子，若分子结构是中心对称的，则是非极性分子；否则如H2O、NH3等就是极性分子。以下为常见的多原子非极性分子：CO2、CS2、BeCl2（直线型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面体）
判断ABn型分子极性经验规律：若中心原子A的化合价绝对值等于该元素所在主族序数，
则该分子为非极性分子，否则为极性分子。
七、硝酸
1、物理性质：无色易挥发、低沸点，69%的为浓硝酸，98%的为发烟硝酸。
2、化学性质：
（1）强酸性 如稀硝酸可使石蕊试液变红，而浓硝酸可使石蕊试液先变红后褪色（Why？） △/光照 （2）不稳定性：见光或加热易分解，硝酸浓度越大，越不稳定。4HNO3 ＝ 4NO2↑+O2↑+2H2O
浓硝酸呈黄色是因为硝酸分解产生的NO2溶于硝酸中，所以应把它保存在棕色瓶中，并放在阴凉处（注意不能用橡胶塞，因为硝酸会腐蚀橡胶）。[工业盐酸因含有Fe3+而呈黄色]
（3）强氧化性 硝酸越浓，氧化性越强，硝酸与金属反应一般不放出氢气。
3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O C+4HNO3（浓）＝4NO2↑+CO2↑+2H2O
注意：1、钝化：冷的浓硝酸和浓硫酸可使Fe、Al发生钝化（强氧化性的表现）
2、王水：体积比为1：3的浓硝酸和浓盐酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活泼金属
3、硝酸和铜反应时，硝酸既做氧化剂又起酸性作用。制取硝酸铜的最佳途径是：Cu →CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不产生污染物） ，而用浓硝酸不仅消耗的硝酸
最多，且产生最多污染气体;稀硝酸次之。
4、注意分析Cu和HNO3反应的分析和计算。
微热 3、实验室制法： NaNO3+H2SO4(浓)＝NaHSO4+HNO3↑
八、氧化还原反应方程式的配平
1、原则：化合价升降总数相等 2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查
3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式
利用电子守恒列式的基本方法：
（1）找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物；
（2）找准1个原子（或1个离子）得失电子数（注意：化学式中粒子数）
（3）由题中各物质的物质的量，根据电子守恒列式：
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值== n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值
九、有关化学方程式的计算
（1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进行计算，有时需要讨论。
（2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。
常见的关系式：工业制硫酸：S—H2SO4 (或FeS2—2H2SO4) 工业制硝酸：NH3—HNO3
第二章 化学平衡
一、化学反应速率
1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。
2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 单位：mol/(L·min)或mol/(L·S) 3．计算公式：v=△c/△t, v表示反应速率，△c表示变化的浓度，△t表示变化的时间， ①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。 ②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同。
4、特点 ③不能用固体或纯液体来表示反应速率
④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即
系数）之比。如化学反应 mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g）
v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q
注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。 2、影响反应速率的因素
（1）内因：参加反应的物质的性质
（2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。
①浓度对反应速率的影响：其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应物浓度，反应速率减少。
注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其v不变。
但固体的表面积越大，则v增大。
②压强对反应速率的影响：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强，反应速率减少。
注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对v的影响实质上是反应
物的浓度对v的影响。
b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故v不变。
③温度对反应速率的影响：其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；降温，使反应速
率减小。
注意：一般每升高10℃，v大约增大2～4倍。实际情况中，大多通过控制温度来控制v。 ④催化剂对反应速率的影响：催化剂可以成千上万地增大反应速率。
注意：a．催化剂在反应前后本身质量和化学性质都不改变，但物理性质如颗粒大小、形状
可以改变。
b．催化剂具有高效、专一性，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。
3、用有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响（了解，详细见课本）
二、化学平衡
1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题
12．定义：一定条件下的可逆反应，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的
浓度保持不变的状态。
3．本质：v正＝v逆≠0
4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。 、化学平衡
5．特点：逆、等、定、动、变、同
重点：1、判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是v正＝v逆,即同一物质的消耗速率等于生
成速率。其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜色的体系颜色不变等。
2、化学平衡的有关计算
（1）常用公式：转化率=已转化量（n、C、V、m等）/转化前总量 ×100%
产率=实际产量/理论产量×100% M=m总/n总（求平均摩尔质量）
阿伏加德罗定律的重要推论（具体从略）
（2）常用方法：三段分析法（列出初始量、转化量、平衡量）、差量法
2、化学平衡移动
（1）移动原因：外界条件改变，使V正≠V逆
（2）移动方向：V正﹥V逆，向正反应方向移动；V正﹤V逆，向逆反应方向移动
（3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化
（4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。
浓度：在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生产物浓度，平衡向正反应方向移动；减
小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡
向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前 后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。
温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热
反应的方向移动。
注意：1、在影响化学平衡的因素中，只有温度改变一定可使平衡移动，其他则不一定
2、催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动。
（5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等），
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能
够减弱这种改变的方向移动。
（6）化学平衡图象问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。另外，对于相同条件下的同一反应，温度越高，压强越大，达到平衡所需时间越短。
（7）等效平衡：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对可逆反应，只是起始时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。等效平衡的三种情况：a、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。b、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。c、在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
高二化学第一学期期中考试质量分析
这次试卷考查的主要是化学选修4前两章的内容，考试范围为选修4的专题一和专题二的第1、2单元的内容，所有知识要点基本上到有考查，试卷题目难度在中等偏下，整张试卷没用难题偏题，非常适合我们学生的水平。
本份试卷不管从内容还是形式上都有一种高考试卷的风格，试题的质量、试题的新颖度、对考点的要求、对学生能力点的要求以及对学生情感态度价值观的渗透等做的均比较到位。平时的练习一要做到精，二要做到有一定的密度，三还要做到及时反馈。练习如果能做到有发必收、有收必改、有改必评、有评必究，这对教学无疑是很好的补充与完善，对学生也会有非常好的促进作用，同时也能及时发现我们平时在教学过程中存在的一些问题与不足。 改 进 的 措 施
（1）夯实基础。不管是哪一种类型的化学测试，对基础知识的考查总是一个重要的方面，任何题目的编制总离不开一定的化学知识背景，因此在平时的教学中加强化学基础知识的教学显得尤为重要。在教学过程中，要注意让学生把握化学上的核心概念，形成良好的知识网络，这样才能有备无患。
（2）精讲精练。我们在平时的教学过程中，既要注意苦干，更要注重巧干，只有这样才能事半功倍。课堂教学是教学的主阵地，这一块必须牢牢抓住。教学质量的高低与课堂教学效益的高低息息相关，认真备课，提高课堂效率是搞好教学的关键环节，所以我们一定要做到精讲。当然，光做到精讲还是不够的，讲与练应是同一事物的两个不同的方面，做到精讲的同时，一定还要做到精练。我们的练习一定要精选，一定要有针对性，一定要能覆盖我们所讲的化学核心知识，又要能够培养学生的解题能力。练习的选取，既要有一定的深度，也要有一定的广度，要有一定“变”的前提与可能。
（3）注意发散。我们不管是讲知识点，还是评讲习题，尽可能做到不要就事论事，要注意知识的前后联系与衔接，所讲知识要有一定的跨度，这样才能使学生形成一种整体的观念，才能较好地形成比较完整与系统的知识网络，对知识的理解也才有可能比较深入。习题的讲评，如果能做到一题多变，或一题多讲，长此以往，对学生解题能力的培养以及对化学知识的巩固无疑是大有好处的。
（4）加强研究。我们在平时的教学过程中是否要注意关注如下几个问题：研究教材；研究教法；研究学情；研究考试说明；研究习题；研究高考。做好这样几个方面的研究工作，对平时的教学应当还是有一定的指导意义的。
诚然，搞好中学化学的教学工作，不能一躇而就，需要付出很多的汗水，只要经过我们师生的共同的努力，化学教学工作必定会更加美好的！
高二化学第一学期期中考试质量分析 [篇2]一、总体评价
本试题的命题范围主要为选修5《有机化学基础》。全卷分值为100分，考试时间120分钟。全卷分为两卷，第一卷：选择题；第二卷：非选择题。两卷共含29个小题，其中1-24为选择题， 每小题2分共48分；非选择题，共52分。本次期末考试化学试题充分体现了以培养学生综合素质能力为主导，考查学生化学基础知识和化学基本技能的掌握情况和综合运用所学知识分析、解决实际问题的能力的命题要求。
二、失分的原因：
（1）有极少数学生对官能团的结构及性质还有待加强。化学用语、基本化学式的写法不熟练 （2）配制银氨溶液，滴加溶液的顺序颠倒、错乱。说明学生对实验的文字描述，实验的操作步骤印象模糊，此外对硝酸银和氨水的文字或化学式表达也出现错误。
（3）对同系物定义理解不够深刻，造成错误，也有些同学粗心大意导致失分。
（4）有机物的计算也是学生易失分的地方，学生的计算、分析、推断能力较为薄弱，需要在今后的教学中加强。
（5）对有机物的性质学生掌握不够熟练，需要强调学生强化记忆，把重要的有机物性质牢牢记住。
（6）对反应类型的判断掌握不够全面，很多学生多选了消去反应。
（7）反应方程式的书写不够熟练，漏写反应条件，漏写小分子水等。 总的来说，本次期中考试学生答卷存在的问题归纳如下：
第一、审题不细心。相当一部分考生在答卷时，注意力不集中，答题时丢三拉四。
第二、表达能力差和书写不规范。表达能力和书写规范化，这一直是一个老生常谈的问题，可我们的学生却很少注意。试卷中由于表达不清楚、书写不规范而导致失分的地方很多。
第三、分析问题、解决问题的能力差。对基础知识的掌握不扎实，更多的又反映出了在能力型考查试题中分析问题解决问题的欠缺。
第四、计算能力差。在本次期中考试中，对计算能力的考查较多，学生较易失分，反映出学生的综合能力计算能力、数据的分析与应用能较为薄弱，有待加强。
三、对教学的几点建议
针对考试中学生的上述情况，特别向老师提出如下几点建议：
1、夯实基础。在教学过程中，要注意让学生把握化学上的核心概念，形成良好的知识网络，这样才能有备无患。
2、精讲精练。教学质量的高低与课堂教学效益的高低息息相关，认真备课，提高课堂效率是搞好教学的关键环节，所以我们一定要做到精讲。当然，光做到精讲还是不够的，讲与练应是同一事物的两个不同的方面，做到精讲的同时，一定还要做到精练。我们的练习一定要有针对性，一定要能覆盖我们所讲的化学核心知识，又要能够培养学生的解题能力。
3、注意发散。我们不管是讲知识点，还是评讲习题，要注意知识的前后联系与衔接，所讲知识要有一定的跨度，这样才能使学生形成一种整体的观念，才能较好地形成比较完整与系统的知识网络，对知识的理解也才有可能比较深入。习题的讲评，如果能做到一题多变，或一题多讲，长此以往，对学生解题能力的培养以及对化学知识的巩固无疑是大有好处的。
4、要重视化学实验的教学，演示实验和学生实验要创造条件做，要讲清原理，在此基础上大胆创新，在实验改进上有所锻炼，要加强实验题的练习，这样对于学好化学将起到事半功倍的效果。
6、重视学生计算能力的培养。这次考试中学生计算题得分不高暴露了这个问题，应该引起大家的注意。
7、抓好作业的批改和课外辅导工作。作业批改要坚持课批、面批，规范答题，注重书写的规范。课程辅导中要做到重抓中等生，重视优生，关爱差生，且要有针对性满足不同层次的学生的需要。
8、抓好平时单元考试的总结，及时引导学生反思前段学习情况，总结学习中的得与失，并形成经验。
诚然，搞好中学化学的教学工作，不能一躇而就，需要付出很多的汗水，只要经过我们师生的共同的努力，化学教学工作必定会更加美好的！
第1篇：高二化学选修四知识点
第一章
一、焓变反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变（ΔH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）。符号：△H（2）。单位：kJ/mol
3、产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。（放热>吸热）△H为“-”或△H<0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或△H>0
☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③大多数的化合反应④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应：①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点：
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=－57、3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57、3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章
一、化学反应速率
1、化学反应速率（v）
⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷影响因素：
①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
②条件因素（外因）：反应所处的条件
2、※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1、定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度______，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用：
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度_____的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应___进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。反之，则相反。一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K：反应向正反应方向进行；
Q__=_K：反应处于平衡状态；
Q_〉__K：反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S。单位：J？mol-1？K-1
（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S（g）〉S（l）〉S（s）
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0反应能自发进行
ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
第2篇：化学之高中有机化学知识点总结1．需水浴加热的反应有：
（1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（4）糖的水解
（5）、酚醛树脂的制取（6）固体溶解度的测定
凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大落，有利于反应的进行。
2．需用温度计的实验有：
（1）、实验室制乙烯（170℃）（2）、蒸馏（3）、固体溶解度的测定
（4）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（5）、中和热的测定
（6）制硝基苯（50－60℃）
〔说明〕：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。
3．能与Na反应的有机物有：醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。
4．能发生银镜反应的物质有：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。
5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物
（2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质
（3）含有醛基的化合物
（4）具有还原性的无机物（如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等）
6．能使溴水褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键和碳碳叁键的烃和烃的衍生物（加成）
（2）苯酚等酚类物质（取代）
（3）含醛基物质（氧化）
（4）碱性物质（如NaOH、Na2CO3）（氧化还原――歧化反应）
（5）较强的无机还原剂（如SO2、KI、FeSO4等）（氧化）
（6）有机溶剂（如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，属于萃取，使水层褪色而有机层呈橙红色。）
7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。
8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。
9．能发生水解反应的物质有
卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。
10．不溶于水的有机物有：
烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素
11．常温下为气体的有机物有：
分子中含有碳原子数小于或等于4的烃（新戊烷例外）、一氯甲烷、甲醛。
12．浓硫酸、加热条件下发生的反应有：
苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、纤维素的水解
13．能被氧化的物质有：
含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（KMnO4）、苯的同系物、醇、醛、酚。
大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。
14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。
15．能使蛋白质变性的物质有：强酸、强碱、重金属盐、甲醛、苯酚、强氧化剂、浓的酒精、双氧水、碘酒、三氯乙酸等。
16．既能与酸又能与碱反应的有机物：具有酸、碱双官能团的有机物（氨基酸、蛋白质等）
17．能与NaOH溶液发生反应的有机物：
（1）酚：
（2）羧酸：
（3）卤代烃（水溶液：水解；醇溶液：消去）
（4）酯：（水解，不加热反应慢，加热反应快）
（5）蛋白质（水解）
18、有明显颜色变化的有机反应：
1．苯酚与三氯化铁溶液反应呈紫色；
2．KMnO4酸性溶液的褪色；
3．溴水的褪色；
4．淀粉遇碘单质变蓝色。
5．蛋白质遇浓硝酸呈黄色（颜色反应）
第3篇：高二化学知识点总结颜色的规律
（1）常见物质颜色
①以红色为基色的物质
红色：难溶于水的Cu，Cu2O，Fe2O3，HgO等。
碱液中的酚酞、酸液中甲基橙、石蕊及pH试纸遇到较强酸时及品红溶液。
橙红色：浓溴水、甲基橙溶液、氧化汞等。
棕红色：Fe（OH）3固体、Fe（OH）3水溶胶体等。
②以黄色为基色的物质
黄色：难溶于水的金、碘化银、磷酸银、硫磺、黄铁矿、黄铜矿（CuFeS2）等。
溶于水的FeCl3、甲基橙在碱液中（
浅黄色：溴化银、碳酦银、硫沉淀、硫在CS2中的溶液，还有黄磷、Na2O2、氟气。
棕黄色：铜在氯气中燃烧生成CuCl2的烟。
③以棕或褐色为基色的物质
碘水浅棕色、碘酒棕褐色、铁在氯气中燃烧生成FeCl3的烟等
④以蓝色为基色的物质
蓝色：新制Cu（OH）2固体、胆矾、硝酸铜、溶液中淀粉与碘变蓝、石蕊试液碱变蓝、pH试纸与弱碱变蓝等。
浅蓝色：臭氧、液氧等
蓝色火焰：硫、硫化氢、一氧化碳的火焰。甲烷、氢气火焰（蓝色易受干扰）。
⑤以绿色为色的物质
浅绿色：Cu2（OH）2CO3，FeCl2，FeSO4？7H2O。
绿色：浓CuCl2溶液、pH试纸在约pH=8时的颜色。
深黑绿色：K2MnO4、
黄绿色：Cl2及其CCl4的萃取液。
⑥以紫色为基色的物质
KMnO4为深紫色、其溶液为红紫色、碘在CCl4萃取液、碘蒸气、中性pH试纸的颜色、K+离子的焰色等。
⑦以黑色为基色的物质
黑色：碳粉、活性碳、木碳、烟耽氧化铜、四氧化三铁、硫化亚铜（Cu2S）、硫化铅、硫化汞、硫化银、硫化亚铁、氧化银（Ag2O）。
浅黑色：铁粉。
棕黑色：二氧化锰。
⑧白色物质
无色晶体的粉末或烟尘；
与水强烈反应的P2O5；
难溶于水和稀酸的：AgCl，BaSO3，PbSO4；
难溶于水的但易溶于稀酸：BaSO3，Ba3（PO4）2，BaCO3，CaCO3，Ca3（PO4）2，CaHPO4，Al（OH）3，Al2O3，ZnO，Zn（OH）2，ZnS，Fe（OH）2，Ag2SO3，CaSO3等；
微溶于水的：CaSO4，Ca（OH）2，PbCl2，MgCO3，Ag2SO
与水反应的氧化物：完全反应的：BaO，CaO，Na2O；
不完全反应的：MgO。
⑨灰色物质
石墨灰色鳞片状、砷、硒（有时灰红色）、锗等。
（2）离子在水溶液或水合晶体的颜色
①水合离子带色的：
Fe2+：浅绿色；
Cu2+：蓝色；
Fe3+：浅紫色呈黄色因有FeCl4（H2O）22-；
MnO4-：紫色
：血红色；
：苯酚与FeCl3的反应开成的紫色。
②主族元素在水溶液中的离子（包括含氧酸根）无色。
运用上述规律便于记忆溶液或结晶水合物的颜色。
（3）主族金属单质颜色的特殊性
ⅠA，ⅡA，ⅣA，ⅤA的金属大多数是银白色。
铯：带微黄色钡：带微黄色
铅：带蓝白色铋：带微红色
（4）其他金属单质的颜色
铜呈紫红色（或红），金为黄色，其他金属多为银白色，少数为灰白色（如锗）。
（5）非金属单质的颜色
卤素均有色；氧族除氧外，均有色；氮族除氮外，均有色；碳族除某些同素异形体（金钢石）外，均有色。
2、物质气味的规律（常见气体、挥发物气味）
①没有气味的气体：H2，O2，N2，CO2，CO，稀有气体，甲烷，乙炔。
②有刺激性气味：HCl，HBr，HI，HF，SO2，NO2，NH3？HNO3（浓液）、乙醛（液）。
③具有强烈刺激性气味气体和挥发物：Cl2，Br2，甲醛，冰醋酸。
④稀有气味：C2H2、
⑤臭鸡蛋味：H2S。
⑥特殊气味：苯（液）、甲苯（液）、苯酚（液）、石油（液）、煤焦油（液）、白磷。
⑦特殊气味：乙醇（液）、低级酯。
⑧芳香（果香）气味：低级酯（液）。
⑨特殊难闻气味：不纯的C2H2（混有H2S，PH3等）。
3、气体的溶解性
（1）气体的溶解性
①常温极易溶解的
NH31（水）：700（气）HCl（1：500）
还有HF，HBr，HI，甲醛（40%水溶液—福尔马林）。
②常温溶于水的
CO2（1：1）Cl2（1：2）
H2S（1：2、6）SO2（1：40）
③微溶于水的
O2，O3，C2H2等
④难溶于水的
H2，N2，CH4，C2H2，NO，CO等。
第4篇：高二化学上册知识点总结第一章氮族元素
一、氮族元素N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
相似性递变性
结构最外层电子数都是5个原子半径随N、P、As、Sb、Bi顺序逐渐增大，核对外层电子吸引力减弱
性质最高价氧化物的通式为：R2O5
最高价氧化物对应水化物通式为：HRO3或H3RO4
气态氢化物通式为：RH3
最高化合价+5，最低化合价-3单质从非金属过渡到金属，非金属性：N>P>As，金属性：Sb<Bi
最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱
酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4>H3SbO4
与氢气反应越来越困难
气态氢化物稳定性逐渐减弱
稳定性：NH3>PH3>AsH3
二、氮气（N2）
1、分子结构电子式：结构式：N≡N（分子里N≡N键很牢固，结构很稳定）
2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集N2不能用排空气法！）
3、化学性质：（通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放电等条件下，才能使N2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应）
N2+3H22NH3N2+O2＝2NO3Mg+N2＝Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg（OH）2↓+2NH3↑
4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮
三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）
N2O—笑气硝酸酸酐—N2O5亚硝酸酸酐—N2O3重要的大气污染物—NONO2
NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同CO），有较强还原性2NO+O2＝2NO2
NO2—红棕色气体（颜色同溴蒸气），有毒，易溶于水，有强氧化性，造成光化学烟雾的主要因素
3NO2+H2O＝2HNO3+NO2NO2N2O4（无色）302＝2O3（光化学烟雾的形成）
鉴别NO2与溴蒸气的方法：可用水或硝酸银溶液（具体方法及现象从略）
NO、NO2、O2溶于水的计算：用总方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO34NO+3O2+2H2O＝4HNO3进行计算
四、磷
白磷红磷
不同点1．分子结构化学式为P4，正四面体结构，化学式为P，结构复杂，不作介绍
2．颜色状态白色蜡状固体红棕色粉末状固体
3．毒性剧毒无毒
4．溶解性不溶于水，可溶于CS2不溶于水，不溶于CS2
5．着火点40℃240℃
6．保存方法保存在盛水的容器中密封保存
相同点1．与O2反应点燃都生成P2O5，4P+5O22P2O5
P2O5+H2O2HPO3（偏磷酸，有毒）P2O5+3H2O2H3PO4（无毒）
2．与Cl2反应2P+3Cl22PCl32P+5Cl22PCl5
转化白磷红磷
五、氨气
1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化（作致冷剂），极易溶于水（1：700）
2、分子结构：电子式：结构式：（极性分子，三角锥型，键角107°18′）
3、化学性质：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-（注意喷泉实验、NH3溶于水后浓度的计算、加热的成分、氨水与液氨）
NH3+HCl＝NH4Cl（白烟，检验氨气）4NH3+5O2===4NO+6H2O
4、实验室制法（重点实验）2NH4Cl+Ca（OH）2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（该反应不能改为离子方程式？）
发生装置：固+固（加热）→气，同制O2收集：向下排空气法（不能用排水法）
检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口（产生白烟）
干燥：碱石灰（装在干燥管里）不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5等干燥剂
注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉花（吸收多余氨气，防止污染大气）
氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或CaO）固体混合等方法
5、铵盐白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。
NH4Cl＝NH3↑+HCl↑（NH3+HCl＝NH4Cl）NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑
第5篇：高中化学元素金属性强弱总结金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
☆注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu>Zn，而金属活动性是：Zn>Cu。
1、在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2、常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4、依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5、依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
6、依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7、依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8、依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9、气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
第6篇：高中化学实验基本操作知识点1、仪器的洗涤
玻璃仪器洗净的标准是：内壁上附着的水膜均匀，既不聚成水滴，也不成股流下。
2、试纸的使用
常用的有红色石蕊试纸、蓝色石蕊试纸、pH试纸、淀粉碘化钾试纸和品红试纸等。
（1）在使用试纸检验溶液的性质时，一般先把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，观察试纸颜色的变化，判断溶液的性质。
（2）在使用试纸检验气体的性质时，一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把试纸放到盛有待测气体的导管口或集气瓶口（注意不要接触），观察试纸颜色的变化情况来判断气体的性质。
注意：使用pH试纸不能用蒸馏水润湿。
3、药品的取用和保存
（1）实验室里所用的药品，很多是易燃、易爆、有腐蚀性或有毒的。因此在使用时一定要严格遵照有关规定，保证安全。不能用手接触药品，不要把鼻孔凑到容器口去闻药品（特别是气体）的气味，不得尝任何药品的味道。注意节约药品，严格按照实验规定的用量取用药品。如果没有说明用量，一般应按最少量取用：液体1～2mL，固体只需要盖满试管底部。实验剩余的药品既不能放回原瓶，也不要随意丢弃，更不要拿出实验室，要放入指定的容器内或交由老师处理。
（2）固体药品的取用
取用固体药品一般用药匙。往试管里装入固体粉末时，为避免药品沾在管口和管壁上，先使试管倾斜，用盛有药品的药匙（或用小纸条折叠成的纸槽）小心地送入试管底部，然后使试管直立起来，让药品全部落到底部。有些块状的药品可用镊子夹取。
（3）液体药品的取用
取用很少量液体时可用胶头滴管吸取；取用较多量液体时可用直接倾注法。取用细口瓶里的药液时，先拿下瓶塞，倒放在桌上，然后拿起瓶子（标签对着手心），瓶口要紧挨着试管口，使液体缓缓地倒入试管。注意防止残留在瓶口的药液流下来，腐蚀标签。一般往大口容器或容量瓶、漏斗里倾注液体时，应用玻璃棒引流。
（4）几种特殊试剂的存放
（A）钾、钙、钠在空气中极易氧化，遇水发生剧烈反应，应放在盛有煤油的广口瓶中以隔绝空气。
（B）白磷着火点低（40℃），在空气中能缓慢氧化而自燃，通常保存在冷水中。
（C）液溴有毒且易挥发，需盛放在磨口的细口瓶里，并加些水（水覆盖在液溴上面），起水封作用。
（D）碘易升华且具有强烈刺激性气味，盛放在磨口的广口瓶里。
（E）浓硝酸、硝酸银见光易分解，应保存在棕色瓶中，贮放在阴凉处。
（P）氢氧化钠固体易潮解且易在空气中变质，应密封保存；其溶液盛放在无色细口瓶里，瓶口用橡皮塞塞紧，不能用玻璃塞。
4、过滤
过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。
过滤时应注意：
（1）一贴：将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。
（2）二低：滤纸边缘应略低于漏斗边缘，加入漏斗中液体的液面应略低于滤纸的边缘。
（3）三靠：向漏斗中倾倒液体时，烧杯的尖嘴应与玻璃棒紧靠；玻璃棒的底端应和过滤器有三层滤纸处轻靠；漏斗颈的下端出口应与接受器的内壁紧靠。
5、蒸发和结晶
蒸发是将溶液浓缩，溶剂气体或使溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发溶剂或降低温度使溶解度变小，从而析出晶体。加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴外溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。
6、蒸馏
蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。如用分馏的方法进行石油的分馏。
操作时要注意：
（1）液体混合物蒸馏时，应在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。
（2）温度计水银球的位置应与支管口下缘位于同一水平线上。
（3）蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于1/3、
（4）冷凝管中冷却水从下口进，从上口出，使之与被冷却物质形成逆流冷却效果才好。
（5）加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点。
7、升华
升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，可以将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分解I2和SiO2的混合物。
8、分液和萃取
分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。
在萃取过程中要注意：
（1）将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。
（2）振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡，同时要注意不时地打开活旋塞放气。
（3）将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。
9、渗析
利用半透膜（如膀胱膜、羊皮纸、玻璃纸等）使胶体跟混在其中的分子、离子分离的方法。常用渗析的方法来提纯、精制胶体。
第1篇：高三化学复习计划
1、重视教材，狠抓双基
课本是学科知识的精华，在第一轮复习中，自始至终都应以教材为本。注重知识的全面性，重点性，精确性，联系性和应用性。对教材中的关键性知识（我们常说的考点）进行反复阅读，深刻理解，以点带面形成知识网络，能准确、科学、全面地理解、使用和描述化学知识。例：在今年高考中，第7题中过氧化钠的电子式，氮的核素，结构示意图等均出于教材中的元素周期表、元素周期律；第9题有机化学基本反应类型，第13题无机化合物的基本反应，第26题各物质间的变化均源自教材中的基本化学反应；铜和浓硫酸的反应，二氧化硫转化三氧化硫的平衡问题；第27题中二氧化硫的制备和性质检验；蒸馏烧瓶取自于教材中多次出现过的相关装置的基本仪器；二氧化硫的制取和性质取自于教材非金属及其化合物；第28题氢气的实验室制备中CuSO4的作用原理等。第35题除第（4）问外均取自教材《化学与生活》中的内容。
2、掌握原理、灵活应用，注重解题思路
化学原理如元素守恒原则，氧化还原反应、电子得失守恒、化学平衡，物质结构的一般规律，要重点回顾。掌握化学基本原理和规律，在解题中灵活应用，拓宽解题思路，增强解题技巧。如：应用守恒法，差量法，讨论法解一些计算题，可以提高解题的速度和准确性。《化学反应原理》模块在学习能力层次上属于综合应用，此内容在高考考试中约占30%-40%。如电解质溶液中离子浓度大小的比较是高考的“热点”之一。这种题型考查的知识点多，综合性强，有较好的区分度，它能有效地考查学生对强、弱电解质的电离、离子反应、电离平衡、水解平衡、PH值及各种守恒关系的掌握程度及综合运用能力。复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡、电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析，列举典型例题进行分类练习和变式练习。今年高考第11题考查弱电解质电离吸热问题以及盖斯定律；第12题将原电池原理与微粒氧化性比较结合进行考查；第26题在物质推断题中加入电解法精练铜、化学平衡的计算和移动。
3、注重实验能力的培养
化学是一门实验科学，今年高考化学以实验为主线的命题数量明显多于往年，所占分数也明显高于往年。例如12题、27题、28题都是从实验角度切入，或以实验为线索，其分数份额高达35分。【高二化学知识点】
4、强化解题训练，提高解题能力，培养应考实战能力
（1）加强题型训练。根据章节内容和要求，结合高考真题，透彻理解知识点，切实打好基础。加强章节题型训练，举一反三。
（2）第一轮复习中也要适当穿插综合模拟训练。
（3）把规范训练落实到复习的每一个环节中，减少非智力因素丢分。化学用语规范、语言表达规范、计算题解答规范，实验现象和操作规范等。
（4）注重做题的质量，提高解题速度。化学知识掌握的程度，学习能力的大小的甄别都是靠考试做题来体现的，所以解答化学题是化学学习的重要组成部分。做题目能巩固知识，熟练知识，提高运用知识的能力。做题中要建立自己的解题思维模式（平衡三段式计算、框图题题眼突破和猜想验证等），做题后注意总结反思（反思知识、反思方法和技巧、反思解题步骤、反思出题构思、反思解题规范等），长期坚持限时训练，这三点是提高解题能力的重要方法。
5、把握重点、消除盲点、切实做好纠错
复习要突出重点、扫除盲点，加强弱点。同时还要对作业、考试中出现的差错及时反思，及时纠正，对“事故易发地带”有意识也加以强化训练。每一次练习或考试后，要对差错做出详尽的分析，找出错误原因。
6、高度重视新教材中新增内容
（1）了解能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算；
（2）理解化学平衡的含义。能够利用化学平衡常数进行简单计算；
（3）了解难溶电解质在水溶液中存在的溶解平衡，了解溶度积的含义，能运用平衡移动原理分析沉淀的溶解，生成和转化过程；
（4）了解离子积常数；
（5）有机化学中的氢谱图、质谱图等。
二、我们的做法：
重视备课组活动
面对新考纲、新高考，复习什么？怎么复习？我们诚惶诚恐，但我们勇于面对：
组织备课组老师，集中学习新考纲。领悟新考纲，力争掌握好复习的深度、广度，掌握好复习的方向。
组织好每周一次的备课组活动，统一好每周的教学进度，确定好每周的中心发言人，中心发言人要就下一周的教学内容以说课的形式作中心发言，大家再集思广益，八仙过海，写出自己切实符合学生实际的复习教案。
互相听课，共同提高
备课组老师互相听课，互相学习不仅是学校、年级组的要求，更是我们自主、自觉的行动。
重视教材
教材是水之源，教之根，学之本，无论教师还是学生，必须高度重视教材，回归教材。
高一、高二上课时，由于学考的要求，课时的紧张，往往是教师教的肤浅，学生学得粗糙，因此，在第一轮复习中，教师必须要重拾教材，近读教材，领悟教材，让教材烂熟于心。结合考试大纲，我们必须要心中有数：教材中那些地方要拓宽，那些地方要加深，那些地方要补充和整合。同时要处理好三个关系：
必修与选修课本的关系
必修课本必学内容与选学内容的关系
如：分子间作用力、氢键等有关知识，在必修本中是做选学内容的，复习时，是否需要讲，讲到什么程度，我们决不含糊！
教材与复习资料的关系
学生更应该重视教材，关注教材，回归教材
在复习过程中，据我们调查，好多学生根本没有教材，即使带来了很少去翻、去读，一味的做题，一味的看复习资料，这是万万不行的，这样做的结果，必然会造成很多知识的漏洞，知识的盲点。复习资料绝不能代替教材，因为复习资料注重的是知识的重点、难点，是知识的整合和网络的构建，不可能是教材的复制，不可能面面俱到。教师必须诱导、告诫学生回归教材。
重视实验
得理综者得天下，得实验者得理综。由此可见，实验的复习是多么重要：
我们的开篇复习，就是实验内容的复习。好处有三：A。引起学生的高度重视，B、有足够的时间把实验讲全面、讲透彻，C、在今后的每章每节复习中，让学生不断的强化落实。
月考、周考，必考实验。每次月周考中必有一个以实验为中心的大题。
注重开放性、探究性实验的整合和训练。
重视周考
我们每周一次化学周考。定时，定内容、定难度
周考命题由备课组老师轮流来，切不可让一个老师来命题，因为不同的老师，选题的角度，选题的难易，选题的侧重点，各不相同，各有千秋，只有让学生吃百家饭，穿百家衣，才能身强力壮，才能经风雨，见彩虹。
周考卷要求全阅，当天考完，当天阅卷，及时讲解，及时查漏补缺。
总之，第一轮复习是高考复习的关键，是基础复习阶段，这个阶段通常是逐章节复习，利用这段时间在高考范围内把每个知识点逐个过关，毫不遗漏。切忌急躁，需要结合教材循序渐进、查漏补缺、巩固基础，只有知识扎实了，构建成网络了，知识也就系统了，才有利于综合提高。
第2篇：高三化学复习计划一、复习的指导思想
以化学《新课程标准》和现行化学教材为依据，按照《全国20XX高考理科综合考试说明》中规定的考试内容和要求，遵照高考化学命题的指导思想和基本原则，搞好化学基础知识和基本技能的复习，以知识和技能为载体，加强学生能力的培养。研究培养学生创新精神和实践能力的途径和方法，优化教学过程，提高复习效率。
二、复习阶段的安排 化学总复习主要采用三轮复习模式：
1．第一轮系统复习阶段：20XX年8月底至20XX年3月初。
第一阶段以章节为顺序选用高考领航进行全面系统的复习。单学科训练、适当学科单元内综合，单学科归纳总结，是主要的复习形式；基本按照课本的知识序列，分单元进行全面复习；重点是锤炼知识，夯实基础，循环提高；着重抓纲务本，建立以章为单元的知识体系，解决知识的覆盖面，在广度上不留死角，在深度上不留疑问，过好“双基”关。因为这一阶段是对学科基础知识的复习和整理，使之深化并系统化和网络化，引导学生把握学科基本概念和基础知识的内在联系。单元过关是搞好一轮复习的关键。
2．第二轮专题复习阶段：20XX年3月上旬至20XX年4月下旬。
第二阶段以专题复习为主，在一轮复习的基础上，着重进行学科内知识的适当综合，建构知识框架和认知序列系统，课堂上要特别注重“知识整理—网络构建—问题解决”，要求学生能运用学科内的知识去分析解决实际问题，在认知能力、学科素质上产生一个大的飞跃。适当进行学科间交汇点、学科知识与社会实际的联系点及现实背景的研究探索。认真搞好单学科分析、努力做好试卷讲评，查缺补漏，抓好矫正教学，强化方法迁移，达到多题归一，使学生能力进一步得到提高，这是搞好二轮复习的关键。
3．第三轮综合复习阶段：20XX年5月上旬至6月初。
合卷练习、分科评析是该轮复习的一种重要的复习方式。这一阶段的主要任务是使学生在相对较短的时间内巩固第一、二轮复习的成果。主要是利用强化训练和模拟训练，让学生认真检查自己在本学科复习中存在的问题和薄弱环节，力求尽快完善，稳中求进。训练的内容仍以学科内知识的综合为主，但跨学科知识的综合题目还是要有适当地体现。同时，要有针对性地研究各类题型的解题规律、解题技巧，并进行分类训练。注意加强分类指导和个别辅导，使学生学科知识融会贯通，联系实际的综合知识触类旁通。并养成良好的答卷习惯、技巧和应考心理，以提高学生参加考试的实战能力
三、复习建议
1．认真研读《考试说明》，明确备考方向
《考试说明》是命题的依据，高考试题是《考试说明》的具体体现。认真学习和研究有关高考的资料，才能做到目标明确，增加备考的针对性，少做无用功，提高复习效率。特别是要潜心研究《样题》，它可以帮助教师如何分析把握试题内容的认知层次要求和难度，具体体现了高考化学能力的考查方式，要认真研究经典的典型试题，掌握各类题目的解题思路、方法、技巧和规律，并用于指导自己的教学，这既能提高课堂教学效率也是提高化学教师的业务素质的重要途径。
2．抓好讲评、优质高效。
单元练习、测试讲评是复习中重要的教学信息反馈方式，讲评课是高三复习中的重要课型，也是相对薄弱的课型。要上好讲评课，首先要对学生的答题情况进行分析，另外还要将标准答案及时发下去，由学生自我矫正后，提出需要教师讲解的题目，充分了解学生的情况，做到有的放矢。目前，第一点能普遍做到，第二点还没有引起足够的认识，而这一点恰恰是提高讲评效率的重要前提。
3. 跳出题海、精选习题。
精选习题是提高复习质量和效率，减轻学生负担的关键，至关重要。资料的正确使用，是一个很重要的问题。精选习题包括课堂练习、课下练习和测试题三部分，课堂练习是复习课的重要组成部分，一定要经过集体备课精选，这是提高课堂复习效率的重要一环。课下练习和测试题要求学生做的，教师一定要提前做一遍，把发现的问题提前进行处理，避免浪费学生的时间和精力。后期综合训练，时间紧、信息量大，学生负担重，对外来试题要做到教师没有提前做的，不发给学生，教师把握不准的，不发给学生，可以选编、荟萃成精品试题，发给学生，练透讲透。
4．突出学生主体、激发学生兴趣。
高三的复习课很容易形成教师讲的眉飞色舞，学生听的昏昏欲睡的景象，好学生觉的都是熟的知识，不用听，后进生觉的太快还是跟不上，都感觉收获不大。因此要继续以学生为学习主体，要改变教师一言堂的现象，认真创设问题情景，把相关知识设计成一系列问题，用问题组织教学，采用学生参与、教师点评、学生补充的模式，充分调动学生的学习积极性，激发学生的学习兴趣，让学生真正参与到教师的课堂教学过程中来，使每一节课都处于紧张状态，要让学生的思维充分活动起来，从而使课堂“活”起来，使学生“动”起来，从而达到培养学生能力的目的。
此外，还要加强化学用语的教学和文字表达能力的训练，加强教学的规范化和训练的规范化，注意法定单位制的执行和有效数字的运用，加强学生心理素质的培养和应试技巧的指导，在规范化上下工夫，最大限度的提高复习效率，取得最好的复习效果。
第一轮复习（详见第一学期教学进度表）：
第二轮复习计划
一．小专题(一个月)
1:以NA为量的选择题
2:电化学
3:离子方程式及离子共存
4:氧化还原反应
5:等效平衡
6:化学平衡的移动
7:化学平衡图像
8: 溶液中离子浓度大小对比
?????????(根据实际情况)
二:大专题(一个月)
1:化学计算
2:综合实验
3:有机合成题
4:无机推断题
第三轮综合复习阶段：强化训练和模拟训练（详见年级教学安排）
第3篇：高三化学复习计划高三化学复习分三轮进行。
第一轮按章节复习，时间从9月初到第二年的12月末。
第二轮主要按六大块进行专题复习，同时进行相应的专项训练，时间从20XX年1月初到5月初。
第三轮主要进行高考适应性模拟测试和纠错练习，估计一个月左右的时间，5月20号左右回归课本查漏补缺。下面就将这一年的复习计划按排如下:
第一轮复习---按章节复习 时间从20XX年9月到20XX年12月末
目标：使班级学生牢固掌握基础知识，初步构建整个高中化学的基础网络，基本养成学生正确审题、答题的良好习惯。
指导思想：认真研究“12考纲”，仔细分析12年各地高考化学试卷，广泛收集高考信息，以最新的考纲和考试动向为依据，合理安排教学进度，保证复习扎实、高效地顺利进行，圆满地完成教学任务。
措施：
一、加强知识学习，提高自身素质。
1、学习教育教学此文转自斐斐课件园理论，学习教学改革、创新教学理论，更新教育教学此文转自斐斐课件园观念，接受并使用先进的合理的科学的教学方法。
2、学习专业知识，不断提高业务水平。广泛涉猎本专业的参考资料、教案、练习题、课外读物，丰富自己的专业知识。从12化学考纲入手，仔细研读，吃透考纲的要求，把握高考的动向。
3、纵观近几年化学高考试题，要重视研究历年高考题！从现在开始详细做完20XX~20XX年高考题，将每一套题按考点归类，合计出每个考点的分数及题型。
二、加强备课、提高学生综合能力
第一轮复习按课本章节顺序复习，复习应讲究方法.
对基本概念、基本理论一般按课本章节复习，把第三册的要合并过来。基本概念、基本理论的复习要详细具体，因为基本概念及基本理论的复习在整个化学复习中起着奠基、支撑的重要作用，基本概念及基本理论不过关，后面的复习就会感到障碍重重。因此，必须切实注意这一环节的复习，讲究方法，注重实效，努力把每一个概念及理论真正弄清楚。对元素化合物综合复习，非金属按单质——氢化物——氧化物——酸——盐顺序复习，金属按单质——氧化物——碱——盐顺序复习。学习具体的单质、化合物时既可以“结构（原子结构、分子结构、晶体结构）→性质（先共性，再特性）→用途→制法”为思路。又可从该单质到各类化合物之间的横向联系进行复习，同时结合元素周期律，将元素化合物知识形成一个完整的知识网络，宜粗不宜细。有机物同样按节复习.实验复习分两大部份，一部分是课本上的演示实验及学生实验，另一部分是系统复习化学实验。第一部分按课本复习顺序进行，把化学实验与有关基本概念、理论和元素化合物知识有机地结合起来，按照实验考察要求对课本上出现过的学生实验，重要的演示实验进行全面复习。第二部分放在一轮复习最后,按照常用仪器——基本操作——物质的分离、鉴别——气体的制备——实验方案设计的顺序复习。
三、注重有效教学，提高课堂效率
如果说备课是教学成功的基础，那么课堂教学则是教学成功的关键。课堂教学精讲精练，提高单位时间内的学习效率，用相同的时间，取得最好的学习效果。教学效益不同于生产效益，它不是取决于教师教多少内容，而是取决于对单位时间内学生的学习结果与学习过程综合考虑的结果。
针对有效教学我设计了两种类型的复习课模式：
1、知识复习课有如下内容和过程：①复习提问上节课基本规律（记点规律）②讲授基础知识（学点东西）③归纳基本规律（悟点本质）④强化非智力因素（规范学习）⑤当堂练习（巩固基础）。复习课中尽量在课堂上给学生一个完整的知识体系，对重点难点要精讲，精讲不能泛泛地讲，要设置问题，要让学生思考，这样才能提高“有效学习”。每一节课要留下一定的时间让学生自己思考问题，体现教为主导、学为主体的原则.
2、讲评课有如下内容和过程：①对答案（提前印好）②学生自主探究③师生共同解难答疑④教师归纳小结⑤巩固练习。讲评课一定不能上成“对答案——讲题”的死板模式。要调动学生的思维，要让学生参加到课堂学习中去。
四、做好培优补差工作
选好两个班的重点生,针对化学较差的经行单独辅导.从而使他们的综合成绩提高.
五、加强考练及作业批改
理科教学脱离了考练不行，我们要定时考练。根据讲课进度，用 一套练习题，一般不使用老题，且以考察学生的基础知识为主。每章至少一套过关题。单元过关试题要求：基础题占80%，中等难度题占20%。
六、加强实验教学，提高学科成绩
化学实验复习要与有关基本概念、理论和元素化合物知识有机地结合起来，按照实验考察要求对课本上出现过的学生实验，重要的演示实验进行全面复习。必要时可再次进行实验演示，也可以看录像。备课时要有准备，上课前有一人到准备室准备。化学实验知识不过关，主要是学生对化学实验现象不熟悉、学生的实验操作的基本能力较差和制取气体的原理、反应、收集、干燥不清，实验装置图不会画。针对这些问题，在一轮复习时要求教师先把课本重要的实验讲清讲透，不漏知识点。要设计问题让学生掌握住这些实验。
课本涉及的演示实验：（1）氯气的实验室制法。（2）氯气的性质（与钠、铜、氢气、水）反应。（3）喷泉实验。（4）碘的升华。（5）硫化氢的制取。（6）硫的性质（与铁、铜）反应。（7）SO2的性质（酸性、氧化性、还原性、漂白性）。（8）浓硫酸的性质（稀释、脱水、吸水、强氧化性）。（9）硫酸根离子的检验。（10）NH3的制取。（11）NH4+的检验。（12）铵盐的分解。（13）硝酸与铜反应。（14）二氧化碳的制取。（15）碳的性质。（16）钠的性质（燃烧、与水）。（17）过氧化钠与水。（18）吹气生火、滴水生火。（19）焰色反应。（20）碳酸氢钠受热分解。（21）镁与二氧化碳反应。（22）氢氧化铝的制取。（23）氢氧化铝的两性。（24）镁、铝与氧气的反应。（25）铝热反应。（26）氢氧化亚铁的制取。（27）氢氧化铁的制取。（28）铁离子、亚铁离子的检验。（29）铁与水蒸气的反应。（30）甲烷与氯气反应（与高锰酸钾、点燃）。（31）乙烯的制取。（32）乙烯与氯气反应（与高锰酸钾、点燃）。（33）乙炔的制取。（34）乙炔与氯气反应（与高锰酸钾、点燃）。（35）苯的性质（溴代、硝化）。（36）石油分馏。（37）卤代烃的性质（水解、消去）。（38）乙醇与钠，乙醇氧化。（39）苯酚的性质（溶解性、与溴水）。（40）醛的性质（银镜反应、与氢氧化铜悬浊液反应）。（41）酯化反应及酯的水解。（42）淀粉水解。（43）肥皂制取。（44）蛋白质的性质（盐变性、颜色
六、加强学法指导，减少非智力因素的影响
1、指导学生学会听课、学会记笔记、学会整理纠错本。
2、指导学生审题、答题方法，培养良好的解题习惯，力求思路清晰完整，计算力求结果准确。指导学生怎样形成知识网络 .
3、在平时的复习中还要注意培养学生好的学习习惯：①解题格式力求规范，书写工整清晰；②强化对电子式、化学式、离子方程式等训练。
第二轮复习——分块复习
在第一轮复习的基础上，第二轮复习准备采用分块复习，第二轮复习计划于20XX年5月初结束。
1、分块复习的知识内容：按照中学化学内容分为基本概念、基本理论、元素及其化合物、化学实验、化学计算六大块进行专题复习。
2、分块复习的资料：专题训练试卷和综合试卷。
3、分块复习的主要方法：专题归类，构建网络，专题演练，重点讲评
在第一轮横向复习的基础上，引导学生按知识块纵向复习，在复习中按六大块知识体系归类，总结规律，进行重点讲解和分析，使每个专题既有专题分析讲解，又有专题训练，还有针对专题试卷的讲评。做到通过专题讲解、训练、讲评后，使学生深化对课本知识概念的理解，融会贯通。
4、分块复习的目标：构建化学知识体系，培养学生解决实际问题的能力
通过分块复习，使学生所学的知识结构化、系统化和网络化，做到知识结构与学生认知结构的协调统一，从而落实“双基”，发展智力，进一步达到培养能力的目的。
第三轮复习——综合训练，模拟测试
第三轮复习在学生已具备一定的知识和能力的基础上，让他们再通过科内综合训练定时完成，进一步提高应试能力。第三轮复习计划于20XX年5月底结束。
1、第三轮复习的知识内容：依据教材和考纲，对化学知识体系整体把握，熟练掌握高考考点，不轻易放掉任何一个考点。
2、第三轮复习的资料：各地市质量比较高的化学科内综合试卷、理科综合试卷
3、第三轮复习的主要方法：定时训练，规范训练，精练精讲。
在上述的第一、二轮复习的基础上，第三轮复习前期主要搞好综合训练，后期主要搞模拟测试。前期的综合训练，重点应放在教师的讲评上，讲评应抓住重点，只讲学生存在问题较多的知识点。在后期的模拟测试中，一定要从严要求，加强规范化训练，加强文字表达能力训练，加强实验教学，特别是实验操作的规范性、实验设计的严密性和科学性，练习要限时完成，切忌随意性不定时的练习。综合训练题和模拟测试题不宜过多，不要搞题海战术。
4、第三轮复习的目标：要根据相关信息，进行针对性训练、适应性训练，培养学生的心理品质和意志，提高应试能力。
能力不是讲出来的，而是练出来的，是学生从亲身经历中获得并提高的，这就要求我们必须通过严格的训练提高学生的知识的综合应用能力及必备的应试能力。但现在高考试题并不单纯是只考知识，同时还要考查学生的心理素质等方面的非智力因素。后期复习还要特别注意培养学生良好的心理品质，要树立信心，信心是成功的一半，信心不足就会临场心慌意乱影响自己应有水平的发挥。
最后冲刺——查漏补缺，摸规律，增加知识的覆盖面
在最后冲刺阶段，要做好如下三件事：第一，从题海中解脱出来，引导学生再回到课本，找规律，归纳总结，发现那些平时忽略了的小知识点；第二，翻看自己的错题本，看看以前做错的题目现在会不会做，从中体会做错的原因，对做高考试题提供警示；第三，最后回顾总结，分析总结一下近年高考题，查漏补缺，对某些高考考点的变化作一个谨慎的预测，高考考什么，怎么考的，以
另外，近几年高考化学对难度和速度都有一定的要求，在考试中赢得时间就能赢得成绩，帮助学生总结出一个效果较好的复习过程和复习方法，寻求各种巧解和快速解题的方法，熟练掌握“双基“知识，求活求心新，熟能生巧。加快解题速率，提高解题能力，只有具有较强的自学能力、观察能力、分析问题的和解决问题的能力学生，在高考中才能取得好成绩。
第4篇：高三化学复习计划高三化学总复习是中学化学学习非常重要的时期，也是巩固基础、优化思维、提高能力的重要阶段，高三化学总复习的效果将直接影响高考成绩。
一、复习进度
1、20XX年12月底完成第一轮复习；
2、20XX年初到期末统考：综合训练5——8套；
3、二模前完成第二轮复习；
4、一模到二模穿插进行20XX届广东、山东、上海试卷和江苏各地XX届高三期末、一模练习；
5、20XX年5月下旬，省内各市江苏卷强化。
第1篇：高一生物必修一记忆知识点总结
第二章细胞的化学组成
第一节细胞中的原子和分子
一、组成细胞的原子和分子
1、细胞中含量最多的6种元素是C、H、O、N、P、Ca（98%）。
2、组成生物体的基本元素：C元素。（碳原子间以共价键构成的碳链，碳链是生物构成生物大分子的基本骨架，称为有机物的碳骨架。）
3、缺乏必需元素可能导致疾病。如：克山病（缺硒）
4、生物界与非生物界的统一性和差异性
统一性：组成生物体的化学元素，在无机自然界都可以找到，没有一种元素是生物界特有的。
差异性：组成生物体的化学元素在生物体和自然界中含量相差很大。
二、细胞中的无机化合物：水和无机盐
1、水：（1）含量：占细胞总重量的60%-90%，是活细胞中含量是最多的物质。
（2）形式：自由水、结合水
?自由水：是以游离形式存在，可以自由流动的水。作用有①良好的溶剂；②参与细胞内生化反应；③物质运输；④维持细胞的形态；⑤体温调节
（在代谢旺盛的细胞中，自由水的含量一般较多）
?结合水：是与其他物质相结合的水。作用是组成细胞结构的重要成分。
（结合水的含量增多，可以使植物的抗逆性增强）
2、无机盐
（1）存在形式：离子
（2）作用
①与蛋白质等物质结合成复杂的化合物。
（如Mg2+是构成叶绿素的成分、Fe2+是构成血红蛋白的成分（
②参与细胞的各种生命活动。（如钙离子浓度过低肌肉抽搐、过高肌肉乏力）
第二节细胞中的生物大分子
一、糖类
1、元素组成：由C、H、O3种元素组成。
2、分类
概念种类分布主要功能
单糖不能水解的糖核糖动植物细胞组成核酸的物质
脱氧核糖
葡萄糖细胞的重要能源物质
二糖水解后能够生成二分子单糖的糖蔗糖植物细胞
麦芽糖
乳糖动物细胞
多糖水解后能够生成许多个单糖分子的糖淀粉植物细胞植物细胞中的储能物质
纤维素植物细胞壁的基本组成成分
糖原动物细胞动物细胞中的储能物质
附：二糖与多糖的水解产物：
蔗糖→1葡萄糖+1果糖
麦芽糖→2葡萄糖
乳糖→1葡萄糖+1半乳糖
淀粉→麦芽糖→葡萄糖
纤维素→纤维二糖→葡萄糖
糖原→葡萄糖
3、功能：糖类是生物体维持生命活动的主要能量来源。
（另：能参与细胞识别，细胞间物质运输和免疫功能的调节等生命活动。）
4．糖的鉴定：
(1)淀粉遇碘液变蓝色，这是淀粉特有的颜色反应。
(2)还原性糖(单糖、麦芽糖和乳糖)与斐林试剂在隔水加热条件下，能够生成砖红色沉淀。
斐林试剂：配制：0、1g/mL的NaOH溶液（2mL）+0、05g/mLCuSO4溶液（4-5滴）
使用：混合后使用，且现配现用。
二、脂质
1、元素组成：主要由C、H、O组成（C/H比例高于糖类），有些还含N、P
2、分类：脂肪、类脂（如磷脂）、固醇（如胆固醇、性激素、维生素D等）
3．功能：
脂肪：细胞代谢所需能量的主要储存形式。
类脂中的磷脂：是构成生物膜的重要物质。
固醇：在细胞的营养、调节、和代谢中具有重要作用。
4、脂肪的鉴定：脂肪可以被苏丹Ⅲ染液染成橘黄色。
（在实验中用50%酒精洗去浮色→显微镜观察→橘黄色脂肪颗粒）
三、蛋白质
1、元素组成：除C、H、O、N外，大多数蛋白质还含有S
2、基本组成单位：氨基酸（组成蛋白质的氨基酸约20种）
氨基酸结构通式：
氨基酸的判断：①同时有氨基和羧基
②至少有一个氨基和一个羧基连在同一个碳原子上。
（组成蛋白质的20种氨基酸的区别：R基的不同）
3．形成：许多氨基酸分子通过脱水缩合形成肽键（-CO-NH-）相连而成肽链，多条肽链盘曲折叠形成有功能的蛋白质
二肽：由2个氨基酸分子组成的肽链。
多肽：由n（n≥3）个氨基酸分子以肽键相连形成的肽链。
蛋白质结构的多样性的原因：组成蛋白质多肽链的氨基酸的种类、数目、排列顺序的不同；
构成蛋白质的多肽链的数目、空间结构不同
4．计算：
一个蛋白质分子中肽键数（脱去的水分子数）＝氨基酸数－肽链条数。
一个蛋白质分子中至少含有氨基数（或羧基数）=肽链条数
5．功能：生命活动的主要承担者。（注意有关蛋白质的功能及举例）
6．蛋白质鉴定：与双缩脲试剂产生紫色的颜色反应
双缩脲试剂：配制：0、1g/mL的NaOH溶液（2mL）和0、01g/mLCuSO4溶液（3-4滴）
使用：分开使用，先加NaOH溶液，再加CuSO4溶液。
四、核酸
1、元素组成：由C、H、O、N、P5种元素构成
2、基本单位：核苷酸（由1分子磷酸+1分子五碳糖+1分子含氮碱基组成）
1分子磷酸
脱氧核苷酸1分子脱氧核糖
（4种）1分子含氮碱基（A、T、G、C）
1分子磷酸
核糖核苷酸1分子核糖
（4种）1分子含氮碱基（A、U、G、C）
3、种类：脱氧核糖核酸（DNA）和核糖核酸（RNA）
种类英文缩写基本组成单位存在场所
脱氧核糖核酸DNA脱氧核苷酸（4种）主要在细胞核中
（在叶绿体和线粒体中有少量存在）
核糖核酸RNA核糖核苷酸（4种）主要存在细胞质中
4、生理功能：储存遗传信息，控制蛋白质的合成。
（原核、真核生物遗传物质都是DNA，病毒的遗传物质是DNA或RNA。）
第三章细胞的结构和功能
第一节生命活动的基本单位——细胞
一、细胞学说的建立和发展
?发明显微镜的科学家是荷兰的列文?虎克；
?发现细胞的科学家是英国的胡克；
?创立细胞学说的科学家是德国的施莱登和施旺。施旺、施莱登提出“一切动物和植物都是由细胞构成的，细胞是一切动植物的基本单位”。
?在此基础上德国的魏尔肖总结出：“细胞只能来自细胞”，细胞是一个相对独立的生命活动的基本单位。这被认为是对细胞学说的重要补充。
二、光学显微镜的使用
1、方法：
先对光：一转转换器；二转聚光器；三转反光镜
再观察：一放标本孔中央；二降物镜片上方；三升镜筒仔细看
2、注意：
（1）放大倍数＝物镜的放大倍数×目镜的放大倍数
（2）物镜越长，放大倍数越大
目镜越短，放大倍数越大
“物镜—玻片标本”越短，放大倍数越大
（3）物像与实际材料上下、左右都是颠倒的
（4）高倍物镜使用顺序：
低倍镜→标本移至中央→高倍镜→大光圈，凹面镜→细准焦螺旋
（5）污点位置的判断：移动或转动法
第二节细胞的类型和结构
一、细胞的类型
原核细胞：没有典型的细胞核，无核膜和核仁。如细菌、蓝藻、放线菌等原核生物的细胞。
真核细胞：有核膜包被的明显的细胞核。如动物、植物和真菌（酵母菌、霉菌、食用菌）等真核生物的细胞。
二、细胞的结构
1．细胞膜
（1）组成：主要为磷脂双分子层（基本骨架）和蛋白质，另有糖蛋白（在膜的外侧）。
（2）结构特点：具有一定的流动性（原因：磷脂和蛋白质的运动）；
功能特点：具有选择通透性。
（3）功能：保护和控制物质进出
2．细胞壁：主要成分是纤维素，有支持和保护功能。
3．细胞质：细胞质基质和细胞器
（1）细胞质基质：为代谢提供场所和物质和一定的环境条件，影响细胞的形状、分裂、运动及细胞器的转运等。
（2）细胞器：
?线粒体（双层膜）：内膜向内突起形成“嵴”，细胞有氧呼吸的主要场所（第二、三阶段），含少量DNA。
?叶绿体（双层膜）：只存在于植物的绿色细胞中。类囊体上有色素，类囊体和基质中含有与光合作用有关的酶，是光合作用的场所。含少量的DNA。
?内质网（单层膜）：是有机物的合成“车间”，蛋白质运输的通道。
?高尔基体（单层膜）：动物细胞中与分泌物的形成有关，植物中与有丝分裂细胞壁的形成有关。
?液泡（单层膜）：泡状结构，成熟的植物有大液泡。功能：贮藏（营养、色素等）、保持细胞形态，调节渗透吸水。
?核糖体（无膜结构）：合成蛋白质的场所。
?中心体（无膜结构）：由垂直的两个中心粒构成，与动物细胞有丝分裂有关。
小结：
★双层膜的细胞器：线粒体、叶绿体
★单层膜的细胞器：内质网、高尔基体、液泡
★非膜的细胞器：核糖体、中心体；
★含有少量DNA的细胞器：线粒体、叶绿体
★含有色素的细胞器：叶绿体、液泡
★动、植物细胞的区别：动物特有中心体；高等植物特有细胞壁、叶绿体、液泡。
4．细胞核
（1）组成：核膜、核仁、染色质
（2）核膜：双层膜，有核孔（细胞核与细胞质之间的物质交换通道，RNA、蛋白质等大分子进出必须通过核孔。）
（3）核仁：在细胞有丝分裂中周期性的消失（前期）和重建（末期）
（4）染色质：被碱性染料染成深色的物质，主要由DNA和蛋白质组成
染色质和染色体的关系：细胞中同一种物质在不同时期的两种表现形态
（5）功能：是遗传物质DNA的储存和复制的主要场所，是细胞遗传特性和细胞代谢活动的控制中心。
（6）原核细胞与真核细胞根本区别：是否具有成形的细胞核（是否具有核膜）
5．细胞的完整性：细胞只有保持以上结构完整性，才能完成各种生命活动。
第三节物质的跨膜运输
一、物质跨膜运输的方式：
1、小分子物质跨膜运输的方式：
方式浓度载体能量举例意义
被动运输简单
扩散高→低××O2、CO2、水、乙醇、甘油、脂肪酸只能从高到低被动地吸收或排出物质
易化
扩散高→低√×葡萄糖进入红细胞
主动
运输低→高√√各种离子，小肠吸收葡萄糖、氨基酸，肾小管重吸收葡萄糖一般从低到高主动地吸收或排出物质，以满足生命活动的需要。
2、大分子和颗粒性物质跨膜运输的方式：
大分子和颗粒性物质通过内吞作用进入细胞，通过外排作用向外分泌物质。
二、实验：观察植物细胞的质壁分离和复原
实验原理：原生质层（细胞膜、液泡膜、两层膜之间细胞质）相当于半透膜，
?当外界溶液的浓度大于细胞液浓度时，细胞将失水，原生质层和细胞壁都会收缩，但原生质层伸缩性比细胞壁大，所以原生质层就会与细胞壁分开，发生“质壁分离”。
?反之，当外界溶液的浓度小于细胞液浓度时，细胞将吸水，原生质层会慢慢恢复原来状态，使细胞发生“质壁分离复原”。
材料用具：紫色洋葱表皮，0、3g/ml蔗糖溶液，清水，载玻片，镊子，滴管，显微镜等
方法步骤：
（1）制作洋葱表皮临时装片。
（2）低倍镜下观察原生质层位置。
（3）在盖玻片一侧滴一滴蔗糖溶液，另一侧用吸水纸吸，重复几次，让洋葱表皮浸润在蔗糖溶液中。
（4）低倍镜下观察原生质层位置、细胞大小变化（变小），观察细胞是否发生质壁分离。
（5）在盖玻片一侧滴一滴清水，另一侧用吸水纸吸，重复几次，让洋葱表皮浸润在清水中。
（6）低倍镜下观察原生质层位置、细胞大小变化（变大），观察是否质壁分离复原。
实验结果：
细胞液浓度＜外界溶液浓度细胞失水（质壁分离）
细胞液浓度＞外界溶液浓度细胞吸水（质壁分离复原）
第四章光合作用和细胞呼吸
第一节ATP和酶
一、ATP
1、功能：ATP是生命活动的直接能源物质
注：生命活动的主要的能源物质是糖类（葡萄糖）；
生命活动的储备能源物质是脂肪。
生命活动的根本能量来源是太阳
能。
2、结构：
中文名：腺嘌呤核苷三磷酸（三磷酸腺苷）
构成：腺嘌呤—核糖—磷酸基团～磷酸基团～磷酸基团
简式：A-P～P～P
（A：腺嘌呤核苷；T：3；P：磷酸基团；
~：高能磷酸键，第二个高能磷酸键相当脆弱，水解时容易断裂）
3、ATP与ADP的相互转化：
酶
ATPADP＋Pi＋能量
注：
（1）向右：表示ATP水解，所释放的能量用于各种需要能量的生命活动。
向左：表示ATP合成，所需的能量来源于生物化学反应释放的能量。
（在人和动物体内，来自细胞呼吸；绿色植物体内则来自细胞呼吸和光合作用）
（2）ATP能作为直接能源物质的原因是细胞中ATP与ADP循环转变，且十分迅速。
二、酶
1、概念：酶通常是指由活细胞产生的、具有催化活性的一类特殊的蛋白质，又称为生物催化剂。（少数核酸也具有生物催化作用，它们被称为“核酶”）。
2、特性：催化性、高效性、特异性
3、影响酶促反应速率的因素
（1）PH：在最适pH下，酶的活性最高，pH值偏高或偏低酶的活性都会明显降低。（PH过高或过低，酶活性丧失）
（2）温度：在最适温度下酶的活性最高，温度偏高或偏低酶的活性都会明显降低。（温度过低，酶活性降低；温度过高，酶活性丧失）
另外：还受酶的浓度、底物浓度、产物浓度的影响。
第二节光合作用
一、光合作用的发现
?1648比利时，范?海尔蒙特：植物生长所需要的养料主要来自于水，而不是土壤。
?1771英国，普利斯特莱：植物可以更新空气。
?1779荷兰，扬?英根豪斯：植物只有绿叶才能更新空气；并且需要阳光才能更新空气。
?1880美国，恩吉(格)尔曼：光合作用的场所在叶绿体。
?1864德国，萨克斯：叶片在光下能产生淀粉
?1940美国，鲁宾和卡门（用放射性同位素标记法）：光合作用释放的氧全部来自参加反应的水。（糖类中的氢也来自水）。
?1948美国，梅尔文?卡尔文：用标14C标记的CO2追踪了光合作用过程中碳元素的行踪，进一步了解到光合作用中复杂的化学反应。
二、实验：提取和分离叶绿体中的色素
1、原理：
叶绿体中的色素能溶解于有机溶剂（如丙酮、酒精等）。
叶绿体中的色素在层析液中的溶解度不同，溶解度高的随层析液在滤纸上扩散得快；反之则慢。
2、过程：（见书P61）
3、结果：色素在滤纸条上的分布自上而下：
胡萝卜素（橙黄色）最快（溶解度最大）
叶黄素（黄色）
叶绿素a（蓝绿色）最宽（最多）
叶绿素b（黄绿色）最慢（溶解度最小）
4、注意：
?丙酮的用途是提取（溶解）叶绿体中的色素，
?层析液的的用途是分离叶绿体中的色素；
?石英砂的作用是为了研磨充分，
?碳酸钙的作用是防止研磨时叶绿体中的色素受到破坏；
?分离色素时，层析液不能没及滤液细线的原因是滤液细线上的色素会溶解到层析液中；
5、色素的位置和功能
叶绿体中的色素存在于叶绿体类囊体薄膜上。
叶绿素a和叶绿素b主要吸收红光和蓝紫光；
胡萝卜素和叶黄素主要吸收蓝紫光及保护叶绿素免受强光伤害的作用。
Mg是构成叶绿素分子必需的元素。
三、光合作用
1、概念：
指绿色植物通过叶绿体，利用光能，把二氧化碳和水转变成储存能量的有机物，并且释放出氧气的过程。
2、过程：
（1）光反应
条件：有光
场所：叶绿体类囊体薄膜
过程：①水的光解：
②ATP的合成：（光能→ATP中活跃的化学能）
（2）暗反应
条件：有光和无光
场所：叶绿体基质
过程：①CO2的固定：
②C3的还原：
（ATP中活跃的化学能→有机物中稳定的化学能）
3、总反应式：
光能
CO2+H2O（CH2O）+O2
叶绿体
4、实质：把无机物转变成有机物，把光能转变成有机物中的化学能
四、影响光合作用的环境因素：光照强度、CO2浓度、温度等
（1）光照强度：在一定的光照强度范围内，光合作用的速率随着光照强度的增加而加快。
（2）CO2浓度：在一定浓度范围内，光合作用速率随着CO2浓度的增加而加快。
（3）温度：光合作用只能在一定的温度范围内进行，在最适温度时，光合作用速率最快，高于或低于最适温度，光合作用速率下降。
五、农业生产中提高光能利用率采取的方法：
延长光照时间如：补充人工光照、多季种植
增加光照面积如：合理密植、套种
光照强弱的控制：阳生植物（强光），阴生植物（弱光）
增强光合作用效率适当提高CO2浓度：施农家肥
适当提高白天温度（降低夜间温度）
必需矿质元素的供应
第三节细胞呼吸
一、有氧呼吸
1、概念：
有氧呼吸是指活细胞在有氧气的参与下，通过酶的催化作用，把某些有机物彻底氧化分解，产生出二氧化碳和水，同时释放大量能量的过程。
2、过程：三个阶段
①C6H12O6酶2丙酮酸+H（少）+能量（少）细胞质基质
②丙酮酸+H2O酶CO2+H+能量（少）线粒体
③H+O2酶H2O+能量（大量）线粒体
（注：3个阶段的各个化学反应是由不同的酶来催化的）
3、总反应式：
C6H12O6+6H2O+6O2酶6CO2+12H2O+能量
4、意义：是大多数生物特别是人和高等动植物获得能量的主要途径
二、无氧呼吸
1、概念：
无氧呼吸是指细胞在无氧条件下，通过酶的催化作用，把葡萄糖等有机物分解成乙醇和二氧化碳或乳酸，同时释放少量能量的过程。
2、过程：二个阶段
①：与有氧呼吸第一阶段完全相同细胞质基质
②丙酮酸酶C2H5OH（酒精）＋CO2细胞质基质
（高等植物、酵母菌等）
或丙酮酸酶C3H6O3（乳酸）
（动物和人）
3、总反应式：
C6H12O6酶2C2H5OH（酒精）+2CO2+能量
C6H12O6酶2C3H6O3（乳酸）+能量
4、意义：
?高等植物在水淹的情况下，可以进行短暂的无氧呼吸，将葡萄糖分解为酒精和二氧化碳，释放出能量以适应缺氧环境条件。（酒精会毒害根细胞，产生烂根现象）
?人在剧烈运动时，需要在相对较短的时间内消耗大量的能量，肌肉细胞则以无氧呼吸的方式将葡萄糖分解为乳酸，释放出一定能量，满足人体的需要。
三、细胞呼吸的意义
为生物体的生命活动提供能量，其中间产物还是各种有机物之间转化的枢纽。
四、应用：
1、水稻生产中适时的露田和晒田可以改善土壤通气条件，增强水稻根系的细胞呼吸作用。
2、储存粮食时，要注意降低温度和保持干燥，抑制细胞呼吸。
3、果蔬保鲜时，采用降低氧浓度、充氮气或降低温度等方法，抑制细胞呼吸，注意要保持一定的湿度。
五、实验：探究酵母菌的呼吸方式
1、过程（见书p69）
2、结论：酵母能进行有氧呼吸，也能进行无氧呼吸。
第五章细胞的增殖、分化、衰老和凋亡
第一节细胞增殖
一、细胞增殖的意义：是生物体生长、发育、生殖和遗传的基础
二、细胞分裂方式：
有丝分裂（真核生物体细胞进行细胞分裂的主要方式）
无丝分裂
减数分裂
三、有丝分裂：
1、细胞周期：
从一次细胞分裂结束开始，直到下一次细胞分裂结束为止，称为一个细胞周期
注：①连续分裂的细胞才具有细胞周期；
②间期在前，分裂期在后；
③间期长，分裂期短；
④不同生物或同一生物不同种类的细胞，细胞周期长短不一。
2、有丝分裂的过程：
?动物细胞的有丝分裂
（1）分裂间期：主要完成DNA分子的复制和有关蛋白质的合成
结果：DNA分子加倍；染色体数不变（一条染色体含有2条染色单体）
（2）分裂期
前期：①出现染色体和纺锤体②核膜解体、核仁逐渐消失；
中期：每条染色体的着丝粒都排列在赤道板上；（观察染色体的最佳时期）
后期：着丝粒分裂，姐妹染色单体分开，成为两条子染色体，并分别向细胞两极移动。
末期：①染色体、纺锤体消失②核膜、核仁重现（细胞膜内陷）
?植物细胞的有丝分裂
3、动、植物细胞有丝分裂的比较：
动物细胞植物细胞
不同点
前期：
纺锤体的形成方式不同由两组中心粒发出的星射线构成纺锤体由细胞两极发出的纺锤丝构成纺锤体
末期：
子细胞的形成方式不同由细胞膜向内凹陷把亲代细胞缢裂成两个子细胞由细胞板形成的细胞壁把亲代细胞分成两个子细胞
4、有丝分裂过程中染色体和DNA数目的变化：
5、有丝分裂的意义
在有丝分裂过程中，染色体复制一次，细胞分裂一次，分裂结果是染色体平均分配到两个子细胞中去。子细胞具有和亲代细胞相同数目、相同形态的染色体。
这保证了亲代与子代细胞间的遗传性状的稳定性。
四、无丝分裂
1、特点：在分裂过程中，没有染色体和纺锤体等结构的出现（但有DNA的复制）
2、举例：草履虫、蛙的红细胞等。
第二节细胞分化、衰老和凋亡
一、细胞的分化
1、概念：由同一种类型的细胞经细胞分裂后，逐渐在形态结构和生理功能上形成稳定性的差异，产生不同的细胞类群的过程称为细胞分化。
2、细胞分化的原因：是基因选择性表达的结果（注：细胞分化过程中基因没有改变）
3、细胞分化和细胞分裂的区别：
细胞分裂的结果是：细胞数目的增加；
细胞分化的结果是：细胞种类的增加
二、细胞的全能性
1、植物细胞全能性的概念
指植物体中单个已经分化的细胞在适宜的条件下，仍然能够发育成完整新植株的潜能。
2、植物细胞全能性的原因：植物细胞中具有发育成完整个体的全部遗传物质。
（已分化的动物体细胞的细胞核也具有全能性）
3、细胞全能性实例：胡萝卜根细胞离体，在适宜条件下培养后长成一棵胡萝卜。
三、细胞衰老
1、衰老细胞的特征：
①细胞核膨大，核膜皱折，染色质固缩（染色加深）；
②线粒体变大且数目减少（呼吸速率减慢）；
③细胞内酶的活性降低，代谢速度减慢，增殖能力减退；
④细胞膜通透性改变，物质运输功能降低；
⑤细胞内水分减少，细胞萎缩，体积变小；
⑥细胞内色素沉积，妨碍细胞内物质的交流和传递。
2、决定细胞衰老的主要原因
细胞的增殖能力是有限的，体细胞的衰老是由细胞自身的因素决定的
四、细胞凋亡
1、细胞凋亡的概念：细胞凋亡是细胞的一种重要的生命活动，是一个主动的由基因决定的细胞程序化自行结束生命的过程。也称为细胞程序性死亡。
2、细胞凋亡的意义：对生物的个体发育、机体稳定状态的维持等都具有重要作用。
第三节关注癌症
一、细胞癌变原因：
内因：原癌基因和抑癌基因的变异
物理致癌因子
外因：致癌因子化学致癌因子
病毒致癌因子
二、癌细胞的特征：
（1）无限增殖
（2）没有接触抑制。癌细胞并不因为相互接触而停止分裂
（3）具有浸润性和扩散性。细胞膜上糖蛋白等物质的减少
（4）能够逃避免疫监视
三、我国的肿瘤防治
1、肿瘤的“三级预防”策略
一级预防：防止和消除环境污染
二级预防：防止致癌物影响
三级预防：高危人群早期检出
2、肿瘤的主要治疗方法：
放射治疗（简称放疗）
化学治疗（简称化疗）
手术切除
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