高中化學選修三知識點總結

篇1:高中化學選修三學問點總結

⑴極性分子和非極性分子

非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的

同種元素的雙原子分子：H2、02、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：

82、CS2、BF3、CH4、CCI4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2>CH三CH。

極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCI,HF等。

②折線型分子，如H20、H2s等。③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的美系：

兩者討論對象不同，鍵的極性討論的是原子，而分子的極性討論的是分子本身;兩者討論

的方向不同，鍵的極性討論的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性討論的是分子中電

荷分布是否勻稱。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲

烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，

C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，肯定含有極性鍵，可能含

有非極性鍵,如HCI、H2S、H2O2等。

(3)分子極性的推斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne

等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCI、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性

分子，如02、12等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置打算分子的極性。

若分子中的電荷分布勻稱，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中

的電荷分布不勻稱，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、S02等。

④依據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參加形成.了同樣的共價鍵。(或A是否

達最高價)

(4)相像相溶原理

①相像相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相像相溶原理的適層范圍：“相像相溶”中"相像〃指的是分子的極性相像。

③假如存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相

互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

篇2：高中化學選修三學問點總結

元素在周期表中的位置由原子結構打算：原子核外的能層數(shù)打算元素所在的周期，原子的

價電子總數(shù)打算元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，根據(jù)最高能級組電子數(shù)依次增多的挨次排列的一行元素。即

元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有

氣體外)，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，根據(jù)電子層數(shù)依次增加的挨次排列的一列元素。

即元素周期表中的一個列為一個族(第回族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元

素從上到下，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，

除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最終填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體

現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、豐金屬性、第一電離能、電負性等的

周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。

高中化學選修三學問點總結

篇3：高中化學選修三學問點總結

(1)原子構造原理是電子排入軌道的挨次，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布,

(2)原子構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主

要依據(jù)之一。

⑶不同能層的能級有交叉現(xiàn)象,如E(3d)>E(4s)>E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、

E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等，原子軌道的能量關系是:ns

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電了?在核外常常消失的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為

原子軌道。

【特殊提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開頭，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。

(2)以s、p、d、f......排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7......的二倍。(3)

構造原理中存在著能級交叉現(xiàn)象。由于能級交叉，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(Is、2s、2p^3s、3p>4s、3d、4p)。第-能層(K),只有s能級;

其次能層(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)當消失d軌道時，雖然電子按ns,(n-l)d,np挨次填充，但在書寫電子排布式時，仍

把(n-l)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是全部的都是[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(tài)原子的核外電子排布

Q)能量最低原理

電了?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(tài)。如圖為構造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布挨次圖。

留意：全部電子排布規(guī)章都需要滿意能量最低原理。

(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(tài)用反。

⑶洪特規(guī)章

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且

自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)章特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、diO、仕4)、半滿(p3、d5、f7)和全空(pO、

dO、fO)狀態(tài)時，體系的能量最低。

3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖

(1)電子的躍遷

①基態(tài)3激發(fā)態(tài)

當基態(tài)原子的電子汲取能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)玲基態(tài)

激發(fā)態(tài)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(fā)生躍遷時會汲取或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的汲

取光譜或放射光譜，總稱原子光譜。

篇5：人教版高中化學選修三學問點

原子結構與元素性質

1.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：ls2;其他ns2np6。

③過渡元素(副族和第團族)：(n-l)dl?lOnsl?2。

(3)元素周期表的分區(qū)

①依據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②依據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖),

處于金屬與非金屬交界線i又稱梯形線)四周的非金屬元素具有肯定的金屬性，又稱為半金屬

或準金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特殊提示】

“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。

2.對角線規(guī)章

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像的。

3.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。

核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。

②變化規(guī)律

元素周期表中的同周期主族元索從左到右，原子半徑漸漸減小;同主族元素從上到下，原

子半徑漸漸增大。

⑵電離能

①第一甩離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低

能量，符號：3單位：kJ/mol。

②規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最終一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從

左至右漸漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能漸漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即II

(3)電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子力量的標度。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力量越強。

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(guī)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(qū)

邊界的"類金屬''(如錯、錨等)的電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性漸漸增大，同主族從上至下，元素的電

負性漸漸減小。

4.電離能、電負性的應用

(1)電離能的應用

①推斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越簡單失去電子，金屬性越強;反之越弱。

②推斷元素的化合價12……表示各級電離能)

假如某元素的ln+l?ln,則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素所以鈉元素的化合

價為+1。

③推斷核外電子的分層排布狀況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有肯定的規(guī)律性。當電離能的變化消失突變

時，電子層數(shù)就可能發(fā)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漸漸增大的，當元素的核外電子排布是全

空、半布滿和全布滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。

篇6：人教版高中化學選修二學問點

共價鍵

1.本質

在原子之間形成共用電子對(Eg子云的重疊)。

2.特征

具有飽和性和方向性。

3.分類

【特殊提示】

(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。

⑶在分子中，有的只存在極性鍵，如HCI、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。

⑷在離子化合物中，肯定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2s04等;有的

存在非極性鍵,如Na2O2、CaC2等。

⑸通過物質的結構式，可以快速有效地推斷鍵的種類及數(shù)目;推斷成鍵方式時，需把握：

共價單鍵全為。鍵，雙鍵中有一個。鍵和一個TI鍵，三鍵中有一個。鍵和兩個71鍵。

4.鍵參數(shù)

⑴概念

(2)鍵參數(shù)對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

5.等電子原理

原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相像的化學鍵特征，物理性質相近，但化學性

質不同。

常見的等電子體

篇7：人教版高中化學選修三學問點

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想分子的立體構型的關鍵是推斷分子中中心原子上的價層電

子對數(shù)。

其中：a是中心原子的價電子數(shù)（陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù)），b是1個

與中心原子結合的原子供應的價電子數(shù)，x是與中心原子結合的原子數(shù)。

（4）價層電子對互斥理論與分子構型

2.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(shù)相等且能量相同的雜化軌道。

雜化軌道數(shù)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：成鍵原子一方供應孤電子對，另一方供應空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示；常用“一1”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4十可

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。

篇8：高中化學選修三基礎學問點

原子結構與性質.

熟悉原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.

1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間消失的機會大小所得的圖形叫電子

云圖.離核越近，電子消失的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子消失的機會小，電子

云密度越小.

電子層（能層）：依據(jù)電子的能量差異和主■要運動區(qū)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、0、P、Q.

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表示不同外形的凱道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道

和f軌道較簡單.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.

2.（構造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1?36號元素原子

核外電子的排布.

⑴?原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道（亞層）和自旋方一直進行描述,在含

有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.

（2）.原子核外電子排布原理.

①.能最最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能最高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

③?洪特規(guī)章: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(tài)相同.

洪特規(guī)章的特例:在等價軌道的全布滿（p6、diO、fl4）,半布滿（p3、d5、團、全空時（pO、

dO、fO）的狀態(tài),具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24CrAr]3d54sl、29CuAr]3dl04sl.

（3）.把握能級交叉圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①依據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖回筒頭所示的挨次。

②依據(jù)構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖0所示，由下而上表示七個

能級組，其能量依次上升;在同一能級組內，從左到右能量依次上升?；鶓B(tài)原子核外電子的

排布按能量由低到高的挨次依次排布。

3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫

做第一電離能。常用符號II表示，單位為kJ/mol。

篇9：高中化學選修三基礎學問點

化學鍵與物質的性質.

內容：離子鍵一一離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCI型和CsCI型離子晶體的結構特征,

能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.

(1).化學鍵：相鄰原子之間劇烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的推斷: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lmol離子晶體使之形成氣態(tài)

陰離子和陽離子所汲取的能量.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：NaCI型和CsCI型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子四周有6個氯離子,

每個氯離子四周有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;氯化鈉晶

體中，每個艷離子四周有8個氯離子，每個氯離子四周有8個艷離子，每個氯化鈉晶胞中含

有1個葩離子和1個氯離子.

(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.

2.了解共價鍵的主要類型。鍵和ri鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡潔分子的某些

性質(對。鍵和n鍵之間相對強弱的比較不作要求).

(1).共價健的分類和推斷：。鍵("頭碰頭"重疊)和n鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，

還有一類特別的共價鍵-配位鍵.

(2).共價鍵三參數(shù).

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=全部反應物鍵能總和-全部生成物鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.

(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

(2)鍵的極性:

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的力量不同，共用電子對發(fā)生

偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的力量相同，共用電子對不發(fā)

生偏移.

(3)分子的極性：

①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②分子極性的推斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同打算.

篇10：高中化學選修三基礎學問點

分子間作用力與物質的性質.

1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)分.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱

得多，包括范德華力和氫健.

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、干冰.

(2).分子間作用力強弱和分了?晶體熔沸點大小的推斷：組成和結構相像的物質，相對分子

質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、

沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響(對氫健相對強弱的比較不作要求).

NH3,H2O,HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X-H......Y(N0F)一般都是氫化物中存在.

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區(qū)分.

篇11：高中化學選修三基礎學問點

1、尚子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

2、非極性犍和極性鍵的比較

3.物質溶沸點的比較(重點)

(1)不同類晶體：一般狀況下，原子晶體〉離子晶體〉分子晶體

(2)同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

(3)常溫常壓下狀態(tài)

①熔點：固態(tài)物質＞液態(tài)物質

②沸點：液態(tài)物質〉氣態(tài)物質

篇12：高中化學選修4學問點總結

第一章化學反應與能量

考點1：吸熱反應與放熱反應

1、吸熱反應與放熱反應的區(qū)分

特殊留意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必定的聯(lián)系，而打算于反應物和生成物

具有的總能量(或焰)的相對大小。

2、常見的放熱反應

①一切燃燒反應；

②活潑金屬與酸或水的反應；

③酸堿中和反應；

④鋁熱反應；

⑤大多數(shù)化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO,CO2+C=2CO等均為吸

熱反應)。

3、常見的吸熱反應

①Ba(OH)2?8H2O與NH4CI反應；

②大多數(shù)分解反應是吸熱反應

③等也是吸熱反應；

④水解反應

考點2：反應熱計算的依據(jù)

1.依據(jù)熱化學方程式計算

反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

2.依據(jù)反應物和生成物的總能量計算

△H=E生成物-E反應物。

3.依據(jù)鍵能計算

△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.依據(jù)蓋斯定律計算

化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與反應的途徑無

關。即假如一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應

熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

②熱化學方程式之間的等數(shù)學運算，對應AH也進行“+〃〃-〃等數(shù)學計算。

5.依據(jù)物質燃燒放熱數(shù)值計算：0（放）5（可燃物*他川。

其次章化學反應速率與化學平衡

考點1：化學反應速率

1、化學反應速率的表示方法o

化學反應速率通常用亙位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：

其常用的單位是、或o

2、影響化學反應速率的因素

1）內因（主要因素）

反應物本身的性質。

2）外因（其他條件不變，只轉變一個條件）

3、理論解釋一一有效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3,反應熱為E1-E2。（注：E2為

逆反應的活化能）

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學反應的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

考點2：化學平衡

1、化學平衡狀態(tài)：肯定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應里，正反應和逆反應的速

率相等，反應混合物（包括反應物和生成物）中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學平衡狀態(tài)的特征

3、推斷化學平衡狀態(tài)的依據(jù)

考點3：化學平衡的移動

1、概念

可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉

化過程，稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

（l）viH>v逆：平衡向正反應方向移動。

（2卜正山逆：反應達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

（3）v正

3、影響化學平衡的因素

4、”惰性氣體〃對化學平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強增大一1體系中各組分的濃度不變一1平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小一今體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

5、勒夏特列原理

定義：假如轉變影響平衡的一個條件（如C、P或T等），平衡就向能夠減弱這種轉變的方

向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、全部的平衡狀態(tài)（如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、

水解平衡等）和只限于轉變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種轉變〃的解釋：外界條件轉變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對

這種條件的轉變，而不是抵消這種轉變，也就是說:外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

第三章水溶液中的囪子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)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(tài)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?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(qū)分：

電解質一一離子化合物或共價化合物非電解質一一共價化合物

留意：①電解質、非電解質都是化合物②S02、NH3、C02等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaS04不溶于水，但溶于水的BaS04全部電離，

故BaS04為強電解質）一一電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在肯定佗條件下，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(tài)，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。

5、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）

6、電離常數(shù)：在肯定條件下，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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用

Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影響因素:

a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性打算。

b、電離常數(shù)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(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCIO

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-]

250Rtz[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+][OH-]=1*10-14

留意：KW只與溫度有關，溫度肯定，則KW值肯定

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⑶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：

⑴pH=-lgc[H+]

（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚猷o

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酷8.2~10.0（淺紅色）

pH試紙一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。

留意：①事先不能用水潮濕PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)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）/（Vl+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的0H回離子物質的量相加除以總體積，

再求其它）[OH-]混=（[OH-nvl+[OH?]2V2）/（Vl+V2）（留意:不能直接計算[H+]混）

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-,①H+有余，則用余

下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH?有余，則用余下的OH-數(shù)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(guī)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?。╬H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原山（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（pHl）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w

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

1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2>15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2413則溶液顯酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸:V堿=1：1

pHl+pH2。14V酸：V堿=1：10（14-（pHl+pH2））

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實質：H++0H-=H20即酸能供應的H+和堿能供應的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（I）儀②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大

刻度值，由于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(shù)點后一位。

（2）藥品：標準液;待測液;指示劑。

（3）預備過程：

預備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗3檢漏：滴定管是

否漏水3用水洗^用標準液洗（或待測液洗”裝溶液今排氣泡好調液面少記數(shù)據(jù)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一一酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c一一酸或堿的物質的量濃度；

V一一酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿二

上述公式在求算濃度時很便利，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，

由于在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體

現(xiàn)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

削減，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀看中消失的誤差亦同樣如此。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0H-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0H-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(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯詣性，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：⑴可逆（與中和反應互逆）⑵程度?、俏鼰?/p>

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+促進陰離了?水解幣抑制陽離子水解;0H-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HS04-顯酸性

②電離程度〉水解程度,顯酸性（如:HS03-、H2PO4-）

③水解程度,電離程度，顯堿性（如:HC03-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)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+、AI3+與AI02-、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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2AI3++3S2-+6H2O==2AI(OH)34/+3H2St

8、鹽類水解的應用：

水解的應用

實例

原理

1、凈水

明磯凈水

AI34-+3H2OQAI(OH)3(膠例:)+3H+

2、去油污用熱堿水冼油污物品

CO32-+H2O0HC03-+0H-

3、藥品的保存

①配制FeCI3溶液時常加入少量鹽酸

Fe3++3H2O0Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液時常加入少最NaOH

CO32-+H2CX3HCO3-+OH-

4、制備無水鹽

由MgCI2-GH2O制無NMgCI2在HCI氣流中加熱

若不然，則：

MgCI2-6H2OMg(OH)2+2HCI+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

5、泡沫滅火器

用AI2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

AI3++3HCO3-=AI(OH)3J+3c02個

6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

比較NH4CI溶液中離子濃度的大小

NH4++H2O0NH3H2O+H+

c(CI-)>c(NH4+)>c(H+)>c(0H)-

9、水解平衡常數(shù)(Kh)

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的禽子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的

弱酸的電離平衡常數(shù))

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(shù))

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

留意：不管是水解還是電離，都打算于第一步，其次步一般相當微弱。

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

酬基本原則：抓住溶液中微粒濃度必需滿意的三種守恒關系：

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(shù)的乘枳之和=各陰

離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒：(即原子個數(shù)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全部微粒的量(或濃度)之和

③質子守恒：即水電離出的H+濃度與0H-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學問

⑴溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。

⑵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/LKSP有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態(tài)

QC

第四章電化學

1.原電池的工作原理及應用

1.概念和反應本質

原電池是把化學能轉化為甩能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

2.原電池的構成條件

(1)一看反應：看是否有能自發(fā)進行的氧化還原反應發(fā)生(一般是活潑性強的金屬與電解質

溶液反應)。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合同路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間

接接觸;③兩電極插入電解質溶液中。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

⑴反應原理

電極名稱

負極

正極

電極材料

鋅片

銅片

電極反應

Zn-2e—===Zn2+

Cu2+4-2e-===Cu

反應類型

氧化反應

還原反應

電子流向

由Zn片沿導線流向Cu片

鹽橋中離子移向

鹽橋含飽和KCI溶液，K+移向正極，CI一移向負極

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCI、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路;b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流,

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程，

(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。

⑶電解池的構成

①有與電源相連的兩個電極。

②電解質溶液(或熔融電解質)。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

⑴電極名稱及電極反應式(電解CuCI2溶液為例)

總反應式：

⑵電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

3.陰陽兩極上放電挨次

⑴陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電挨次：

⑵陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電手，發(fā)生氧化反應。

若是惰性電極作陽極，放電挨次為

3.化學電源

1.日常生活中的三種電池

⑴堿性鋅缽干電池一一一次電池

正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

負極反應：Zn+2OH-2e-===Zn(OH)2;

總反應：Zn+2Mn02+2H20===2Mn00H+Zn(0H)2o

⑵鋅銀電池一一一次電池

負極反應：Zn+2OH-2e-===Zn(OH)2;

正極反應：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

總反應：Zn+Ag20+H20===Zn(0H)2+2Ago

⑶二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次甩池，負極材料是Pb,正極材料是PbO2。

①放電時的反應

a.負極反應：Pb+SO42-2e-===PbSO4;

b.正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.總反應：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O.>

②充電時的反應

a.陰極反應：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反應：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.總反應：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2so4。

注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

2."高效、環(huán)境友好”的燃料電池

氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

種類

酸性

堿性

負極反應式

2H2-4e-===4H+

2H2+4OH——4e-===4H2O

正極反應式

O2+4e-+4H+===2H2O

O2+2H2O-|-4e-===4OH-

電池總反應式

2H2+O2===2H2O

備注

燃料電池的電極不參加反應，有很強的催化活性，起導電作用

4.電解原理的應用

1.氯堿工業(yè)

⑴電極反應

陽極反應式：2CI--2e-===CI2個（氧化反應）

陰極反應式：2H++2e-===H2個（還原反應）

⑵總反應方程式

2NaCI+2H2O2NaOH+H2個+CI2個

⑶氯堿工業(yè)生產流程圖

2.電鍍

下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據(jù)此回答下列問題：

⑴鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

⑵電解質溶液是AgN03溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

⑶電極反應：

陽極：Ag-e-===Ag+;

陰極：Ag++e-===Ag.>

⑷特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

⑴電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

⑵電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

⑶電極反應：

陽極：Zn-2e-===Zn2+sFe-2e-===Fe2+.Ni-2e-===Ni2+,Cu-2e-===Cu2+;

陰極：Cu2++2e-===Cu?

4.電冶金

利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

⑴冶煉鈉

2NaCI（熔融）2Na+CI2個

電極反應：

陽極：2Cl--2e?===Cl2個;陰極:2Na++2e-===2Nao

⑵冶煉鋁

2Al203（熔融）4AI+3O2個

電極反應：

陽極：602?12e?===3O2個;

陰極：4AI3++12e-===4AL

5.金屬的腐蝕與防護

1.金屬腐蝕的本質

金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，金屬發(fā)生氧化反應。

2.金屬腐蝕的類型

⑴化學腐蝕與電化學腐蝕

類型

化學腐蝕

電化學腐蝕

條件

金屬跟非金屬單質直接接觸

不純金屬或合金跟電解質溶液接觸

現(xiàn)象

無電流產生

有微弱電流產生

木質

金屬被氧化

較活潑金屬被氧化

聯(lián)系

兩者往往同時發(fā)生，電化學腐蝕更普遍

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

類型

析氫腐蝕

吸氧腐蝕

條件

水膜酸性較強(PHW4.3)

水膜酸性很弱或呈中性

電極反應

負極

Fe_2e-===Fe2+

正極

2H++2e—===H2個

O2+2H2O+4e—===4OH—

總反應式

Fe+2H+===Fe2++H2個

2Fe+O2+2H2O===2Fe(OH)2

聯(lián)系

吸氧腐蝕更普遍

3.金屬的防護

(1)電化學防護

①犧牲陽極的陰極愛護法一原電池原理

a.負極：比被愛護金屬活潑的金屬；

b.正極：被愛護的金屬設備。

②外加電流的陰極愛護法一電解原理

a.陰極：被愛護的金屬設備；

b.陽極：惰性金屬或石墨。

(2)轉變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。

(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

篇13：選修三生物學問點總結

選修三生物學問點總結

【一】

一、基因工程的概念

基因工程是指根據(jù)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，給

予生物以新的遺傳特性，制造出更符合人們需要的新的生物類型和生物產品?；蚬こ淌窃?/p>

DNA分子水平上進行設計和施工的，又叫做DNA重組技術。

二、基因工程的原理及技術原理：基因重組技術

基因工程的基本工具

1.”分子手術刀“一一限制性核酸內切酶(限制的)

(1)來源：主要是從原核生物中分別純化出來的。

(2)功能：能夠識別雙鏈DNA分子的某種特定的核若酸序列，并且使每一條鏈中特定部位

的兩個核甘酸之間的磷酸二酯鍵斷開，因此具有專一性。

⑶結果：經限制酶切割產生的DN_末端通常有兩種形式：黏性末端和平末端.

2."分子縫合針〃一一DNA連接兩

⑴兩種DNA連接酶(E?coliDNA連接酶和T4DNA連接酶)的比較：

①.相同點：都縫合磷酸二酯鍵。

②.區(qū)分：E?coliDNA連接酶來源于T4噬菌體，只能將雙鏈DN_互補的黏性末端之間的磷

酸二酯鍵連接起來;而T4DNA連接的能縫合兩種末端，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苜酸加到已有的核甘酸片段的末端,

形成磷酸二酯鍵。DNA連接酶是連接兩個DN_的末端，形成磷酸二酯鍵。

3.“分子運輸車”一一載體

(1)載體具備的條件：

①能在受體細胞中復制并穩(wěn)定保存。

②具有一至多個限制酶切點，供外源DN_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?種暴露的、結構簡潔的、獨立于細菌染色體之外，并具有自我復制力量的雙鉆環(huán)狀

DNA分子。

(3)其它載體：噬菌體的衍生物、動植物病毒

基因工程的基本操作程序

第一步：目的基因的獵取

1.目的基因是指：編碼蛋白質的結構基因。

2.原核基因實行直接分別獲得，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：①加熱至90?95團DNA解鏈；

②冷卻到55?600,引物結合到互補DNA鏈；

③加熱至70-750,熱穩(wěn)定DNA聚合酹從引物起始互補鏈的合成

其次步：基因表達載體的構建

1.目的：使目的基因在受體細胞中穩(wěn)定存在，并且可以遺傳至下??代，使目的基因能夠表

達和發(fā)揮作用。

2.組成：目的基因+啟動子+終止子+標記基因

(1)啟動子：是一段有特別結構的DN_,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：也是一段有特別結構的DN_,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

L轉化的概念：是目的感因進入受體細胞內，并且在受體細胞內維持穩(wěn)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：采納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。

3.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：

4.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(jù)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，方法是采納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,方法是采納用標記的目的基因作探針與

mRNA

雜交。

3.最終檢測日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消失抗蟲性狀。

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(fā)揮作用。

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(guī)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(xiàn)有蛋白質進行改造，或制造一種新的蛋白質，以滿意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)

(1)蛋白質工程崛起的緣由：基因工程只能生產自然界己存在的蛋白質

(2)蛋白質工程的基本原理：它可以依據(jù)人的需求來設計蛋白質的結構，又稱為其次代的

基因工程。

(3)基本途徑：從預期的蛋白質功能動身，設計預期的蛋白質結構，推想應有的氨基酸序

列，找到相對應的脫氧核甘酸序列(基因)以上是蛋白質工程特有的途徑;以下根據(jù)基因工程的

一般步驟進行。(留意：目的基因只能用人工合成的方法)

(4)設計中的困難：如何推想非編碼區(qū)以及內含子的脫氧核甘酸序列

【二】

1.基因工程的誕生

(1)基因工程：根據(jù)人們的意愿，進行嚴格的設計，并通過體外DNA重組和轉基因等技術，

從而制造出更符合人們需要的新的生物類型和生物產品。

(2)基因工程誕生的理論基礎是在生物化學、分子生物學和微生物學科的基礎上進展起來,

技術支持有基因轉移載體的發(fā)覺、工具酶的發(fā)覺，DNA合成和測序儀技術的創(chuàng)造等。

2.基因工程的原理及技術

基因工程操作中用到了限制酶、DNA連接酶、運載體

3.基因工程的應用

(1)在農業(yè)生產上：主要用于提高農作物的抗逆力量(如：抗除草劑、抗蟲、抗病、抗干旱

和抗鹽堿等)，以及改良農作物的品質和利用植物生產藥物等方面。

(2)基因治療不是對患病基因的修復，基因檢測所用的DNA分子只有處理為單鏈才能與被

檢測的樣品，按堿基配對原則進行雜交。

4.蛋白質工程

蛋白質工程的本質是通過基因改造或基因合成，對先有蛋白質進行改造或制造新的蛋白質,

所以被形象地稱為其次代基因工程;基因工程在原則上只能生產自然界已存在的蛋白質

高中生物選修三學問點

1.植物的組織培育

(1)細胞工程：指應用細胞生物學和分子生物學的原理和方法，通過細胞水平或者細胞器

水平上的操作，根據(jù)人們的意愿來轉變細胞內的遺傳物質或獵取細胞產品的一門綜合科學技

術。在細胞器水平上轉變細胞的遺傳物質，屬于細胞工程。

(2)細胞全能性：具有某種生物全部遺傳信息的任何一個細胞，都具有發(fā)育成完整生物體

的潛能。

考點細化：

①都具有該生物全部遺傳信息，因此從理論上講，生物體的每一個活細胞都應當具有全

能性。

②細胞在生物體內沒有表現(xiàn)出全能性的緣由是基因選擇性表達。

③植物細胞的全能性得以實現(xiàn)的條件是離體，合適的養(yǎng)分和激素，無菌操作。

④在生物的全部的細胞中，受精卵細胞的全能性。

(3)植物組織培育：在無菌和人工掌握的條件下，將離體的植物器官、組織、細胞，培育

在人工配置的培育基上，賜予相宜的培育條件，誘導其產生愈傷組織、叢芽，最終形成完整

的植株。

考點細化：

①已分化的細胞經過誘導后，失去其特有的結構和功能而轉變成未分化細胞的過程叫脫

分化。

②再分化是愈傷組織連續(xù)進行培育，重新分化出根或芽等器官。

③愈傷組織細胞排列疏松而無規(guī)章，高度液泡化的呈不定型狀態(tài)的薄壁細胞。

④植物組織培育時培育基的成分有礦質元素、蔗糖、維生素、植物激素、有機添加物，

與動物細胞培育相比需要蔗糖、植物激素，不需要動物血清。

⑤在植物組織培育脫分化過程中，需要植物激素

⑥植物組織培育全過程中都需要無菌，愈傷組織之前不需要光照

(4)植物組織培育技術的用途：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。

考點細化：

①用植物體的莖尖、根尖來獲得無病毒植物

②人工種子中人工胚乳相當于大豆種子的子葉，人工種子與正常種子相比發(fā)芽率高。

③轉基因植物的培育需要植物組織培育

(5)將不同種植物的體細胞，在肯定條件下融合成雜種細胞，并把雜種細胞培育成新的植

物體叫做植物體細胞雜交。

考點細化：

①用纖維素陶、果膠酶去除細胞壁獲得原生質體

②物理方法：電刺激、振蕩、離心;化學方法：聚乙二醇

③植物體細胞雜交完成的標志是新細胞壁的形成

④融合后的雜種細胞通過植物組織培育才能發(fā)育成完整的植物體

(6)植物體細胞雜交這一育種方法的優(yōu)點是克服遠緣雜交不親和障礙

2.動物的細胞培育與體細胞克隆

(7)動物細胞工程常用的技術手段有動物細胞培育、動物細胞核移植、動物細胞融合、生

產單克隆抗體、胚胎移植等

(8)動物細胞培育經過原代培育和傳代培育

考點細化：

①動物細胞培育液的成分有糖、氨基酸、促生長因子、無機鹽、微量元素等

②動物細胞培育基液體，植物細胞培育基固體，培育的動物細胞通常取自胚胎、幼齡動

物的組織器官

②動物細胞培育時的氣體環(huán)境是95%的空氣+5%二氧化碳的混合氣體，C02起到調