知识点总结
前言：想要写出一篇令人眼前一亮的文章吗？我们特意为您整理了5篇知识点总结范文，相信会为您的写作带来帮助，发现更多的写作思路和灵感。
知识点总结范文第1篇
1.定义：把电源、用电器、开关、导线连接起来组成的电流的路径。
2.各部分元件的作用：(1)电源：提供电能的装置;(2)用电器：工作的设备;(3)开关：控制用电器或用来接通或断开电路;(4)导线：连接作用，形成让电荷移动的通路
二、电路的状态：通路、开路、短路
1.定义：(1)通路：处处接通的电路;(2)开路：断开的电路;(3)短路：将导线直接连接在用电器或电源两端的电路。
2.正确理解通路、开路和短路
三、电路的基本连接方式：串联电路、并联电路
四、电路图(统一符号、横平竖直、简洁美观)
五、电工材料：导体、绝缘体
1. 导体
(1) 定义：容易导电的物体;(2)导体导电的原因：导体中有自由移动的电荷;
2. 绝缘体
(1)定义：不容易导电的物体;(2)原因：缺少自由移动的电荷
六、电流的形成
1.电流是电荷定向移动形成的;
2.形成电流的电荷有：正电荷、负电荷。酸碱盐的水溶液中是正负离子，金属导体中是自由电子。
七.电流的方向
1.规定：正电荷定向移动的方向为电流的方向;
2.电流的方向跟负电荷定向移动的方向相反;
3.在电源外部，电流的方向是从电源的正极流向负极。
八、电流的效应：热效应、化学效应、磁效应
九、电流的大小：i=q/t
十、电流的测量
1.单位及其换算：主单位安(a)，常用单位毫安(ma)、微安(μa)
2.测量工具及其使用方法：(1)电流表;(2)量程;(3)读数方法(4)电流表的使
用规则。
十一、电流的规律：
(1)串联电路：i=i1+i2;
(2)并联电路：i=i1+i2
【方法提示】
1.电流表的使用可总结为(一查两确认，两要两不要)
(1)一查：检查指针是否指在零刻度线上;
(2)两确认：①确认所选量程。②确认每个大格和每个小格表示的电流值。两要：一
要让电流表串联在被测电路中;二要让电流从“+”接线柱流入，从“-”接线柱流出;③两不要：一不要让电流超过所选量程，二不要不经过用电器直接接在电源上。
在事先不知道电流的大小时，可以用试触法选择合适的量程。
2.根据串并联电路的特点求解有关问题的电路
(1)分析电路结构，识别各电路元件间的串联或并联;
知识点总结范文第2篇
科目四考试介绍：
科目四考试即安全文明驾驶常识考试，在路考合格后进行。根据公安部号令，实际上并未有科目四的说法，正式的名称为“安全文明驾驶常识考试”，因大部分学员以及 驾校为区分科目三路考，习惯称之为科目四。科目四考试合格标准90分合格。
科目四考试题库：
1、20XX年1月1日科目四题库，小车800题，大车1023题。
2、目前最新的题库版本即为2015年1月版。
3、考试题库为全国通用版本，不存在地方题。
科目四考试内容：
1、根据所考的驾照类型从相应的科目四考试题库中按比例抽取50道题进行答题，小车类驾照从800题中抽取，大车类驾照从1023题中抽取，每题2分。
2、考试时间为30分钟，答题过程中错12分(6道题)即终止本场考试。
3、考试题型分单选题(包括对错题)、多选题，前45题为单选题，最后5题为多选题。
4、考试题目包括动画题、图片题、情景识别题、文字叙述题。
科目四考试知识点总结：
1、行车中需要借道绕过前方障碍物，但对向来车已接近障碍物时，应当降低速度或停车，让对向来车优先通行。
2、行车中变更车
道，应至少提前3秒钟开启转向灯，提醒后方来车注意。
3、驾驶车辆在交叉路口前变更车道时，应在虚线区按导向箭头指示驶入要变更的车道。
4、驾驶车辆向左变更车道时，应提前开启左转向灯，在不影响其他车辆正常行驶的前提下，驶入左侧车道。
5、驾驶车辆汇入主干道车流时，应提前开启转向灯，保持直线行驶，通过后视镜观察左右情况，确认安全后汇入车流。车辆在主干道行驶，驶近主支干道交汇处时，为防止与从支路突然驶入的车辆相撞，应提前减速、观察，谨慎驾驶。
6、车辆驶近人行横道时，应当先注意观察行人、非机动车动态，再通过。行驶车道绿色箭头灯亮，但车辆前方人行横道仍有行人行走，应等行人通过后再起步。驶近没有人行横道的交叉路口时，发现有人横穿道路，应减速或停车让行。
7、通过没有交通信号的交叉路口时，应在进入路口前减速或停车瞭望，直行车辆优先通行。在堵车的交叉路口绿灯亮时，车辆不能驶入交叉路口。
8、车辆临时靠边停车后准备起步时，应先观察周围交通情况。起步后发现后方超越车辆较多时，应沿行进方向缓行，等待时机驶入车行道。
9、在一般道路倒车时，应选择在不影响正常交通的地段进行，若发现有过往车辆通过，应主动停车避让。
10、会车前选择的交会位置不理想时，应立即减速，低速会车或停车让行。在设有中心虚线的道路上，对向有车辆驶来时，应在各自的行车道内行驶，不得越过中心线。
11、在没有中心线的道路上超车时，应开启左转向灯，从被超车左侧超越。进入左侧道路超车，无法保证与正常行驶前车的横向安全间距时，应放弃超车。当被超车无让超空间时，应主动放弃超车。通过隧道、铁路道口、窄路、窄桥时，不得超车。
12、遇后车发出超车信号后，只要具备让超条件，就应主动减速，靠右侧行驶并示意后车超越。遇车辆超载本车时，不允许向左转向或紧急制动，以免后车反应不及时发生追尾或侧撞事故。
13、驾驶车辆行至道路急转弯处，应充分减速并靠右侧行驶。山区道路车辆进入弯道前，在对面没有来车的情况下，应“减速、鸣号、靠右行”。车辆转弯时应沿道路右侧行驶，不要侵占对方的车道，做到“左转转大弯，右转转小弯”。
14、驾驶车辆通过无人看守的铁路道口时，应做到“一停、二看、三通过”。驶入铁路道口前减速降挡，用低速挡安全通过，进入道口后不能变换挡位，以避免发动机熄火。
15、驾驶车辆进入环岛时，不用开启转向灯。驶出环岛前，应开启右转向灯。
16、行车中超越右侧停放的车辆时，为预防其突然起步或开启车门，应预留出横向安全距离，减速行驶。遇有非机动车准备绕过停放的车辆时，应让其先行。驶近停在车站的公交车辆时，为预防公交车突然起步或行人从车前穿出，应减速，保持足够间距，随时准备停车。
17、行车中，遇到享有优先通行权的车辆时应主动礼让。遇非机动车抢行时，应主动减速让行。遇羊群横穿道路时，应减速慢行，必要时停车避让。发现牲畜抢道时，应主动减速或停车避让。遇有人在赶牲畜时，应当适当降低车速，保持较大的安全间距。遇人力车时，应减速慢行，留出安全间距。遇畜力车时，应在较远处鸣喇叭，并提前减速。
18、行车中遇抢救伤员的救护车从本车道逆向驶来时，应靠边减速或停车让行。发现其他机动车行驶异常时，应及时采取避让措施。
19、行车中看到注意儿童标志的时候，应谨慎选择行车速度。遇儿童时，应当减速慢行，必要时停车避让。突然有皮球滚到路上，应立即减速，随时准备停车，以防碰撞追逐的儿童。遇列队横过道路的学生时，应当停车让行。
20、行车中遇醉酒的行人时，应减速慢行，保持足够的横向间距。遇接听手机等注意力高度集中的行人时，应减速、鸣喇叭提醒。遇行为异常行人影响车辆正常行驶时，应提前减速慢行，必要时停车。遇老年人时，应当适当降低车速，提前鸣喇叭。遇盲人时，应当减速、避让。
21、车辆通过凹凸路面时，应当低速缓慢平稳通过。
22、行车中超越成群青少年骑自行车时，应当提前减速慢行，随时准备停车。超越同向行驶的自行车时，合理的做法是：注意观察动态，减速慢行，留有足够的安全距离。遇老年人骑自行车时，应提前鸣喇叭，减速避让。夜间驾驶车辆遇自行车对向驶来时，应使用近光灯，减速或停车避让。
23、车辆在交叉路口有优先通行权，遇有车辆抢行时，应减速避让，必要时停车让行。
24、车辆在允许停车路段停车时，应按顺行方向靠路边停放，不得逆向或并列停放。车辆在路边临时停车时，右侧车轮与路肩的距离不能超过30厘米。在雨天、雪天临时停车时，应开启危险报警闪光灯。在雾天、夜间临时停车时，应开启危险报警闪光灯、示廓灯和后位灯。车辆长时间停放时，应选择停车场停车。
25、夜间行车，对面来车没有关闭远光灯时，应当减速或停车让行。雨天行车，遇撑雨伞和穿雨衣的行人在公路上行走时，应当提前鸣喇叭，并适当降低车速。冬天行车中，遇戴棉帽或穿大衣的行人时，应鸣喇叭，提前做好制动准备。行车中遇挑担或扛家具人时，应观察其动态，控制好车速，通过时需要保持较大的安全距离。
知识点总结范文第3篇
化学选修4知识点总结
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－1或 kJ·mol－1,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)2Na＋Cl2
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－
阴极：2H＋＋e－H2
总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2＋Cl2
(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：CuCu2＋＋2e－,还发生几个副反应
ZnZn2＋＋2e－；NiNi2＋＋2e－
FeFe2＋＋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：CuCu2＋＋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：ZnZn2＋＋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：ZnZn2＋＋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：FeFe2＋＋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.
(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：
阳极反应式：2CO＋2CO32－4CO2＋4e－
阴极反应式： ；
总电池反应式： .
解析： 作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2.用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2
例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( )
A、放热的自发过程都是熵值减小的过程.
B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程.
C、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向.
D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的.
解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确.
答案：BC.
化学反应原理复习（二）
【知识讲解】
第2章、第3、4节
一、化学反应的速率
1、化学反应是怎样进行的
(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的.
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理.
(3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同.
2、化学反应速率
(1)概念：
单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示.
(2)表达式：
(3)特点
对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比.
3、浓度对反应速率的影响
(1)反应速率常数(K)
反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响.
(2)浓度对反应速率的影响
增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小.
增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小.
(3)压强对反应速率的影响
压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响.
压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小.
4、温度对化学反应速率的影响
(1)经验公式
阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：
式中A为比例系数,e为自然对数的底,R为摩尔气体常数量,Ea为活化能.
由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关.
(2)活化能Ea.
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大.
5、催化剂对化学反应速率的影响
(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：
催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率.
(2)催化剂的特点：
催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变.
催化剂具有选择性.
催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率.
二、化学反应条件的优化——工业合成氨
1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动.
2、合成氨反应的速率
(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大.
(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率.
(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成.
(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率.
3、合成氨的适宜条件
在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ,制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比.
第3章、物质在水溶液中的行为
一、水溶液
1、水的电离
H2OH＋＋OH－
水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大.
2、溶液的酸碱度
室温下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7
碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7
3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示.
(2)弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“ ”表示.
二、弱电解质的电离及盐类水解
1、弱电解质的电离平衡.
(1)电离平衡常数
在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数.
弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的H＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主.
(2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例.
加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH的电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动.
2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解.
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②强碱弱酸盐水解显碱性.
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③强酸强碱盐不水解.
④弱酸弱碱盐双水解.
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3＋3H2S
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解.
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp表示.
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度积Ksp的特点
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积.
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力.
2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较,规则如下：
Qc＝Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态.
Qc＞Ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡.
Qc＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.
(2)沉淀的转化
根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.
四、离子反应
1、离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.
(2)生成弱电解质
主要是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O.
(3)生成气体
生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.
(4)发生氧化还原反应
强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.
2、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判据
对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.
(2)根据平衡常数判据
离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.
3、离子反应的应用
(1)判断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件.
(2)用于物质的定性检验
根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.
(4)生活中常见的离子反应.
硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成.
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加热煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3＋CO2＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3＋CO2＋H2O
知识点总结范文第4篇
圆
一、圆的概念和性质
1、
圆是由一条曲线围成的平面图形。
（以前所学的图形如长方形、梯形等都是由几条线段围成的平面图形）
2、
画圆时，针尖固定的一点是圆心，通常用字母O表示；
连接圆心和圆上任意一点的线段是半径，通常用字母r表示；
通过圆心并且两端都在圆上的线段是直径，通常用字母d表示。
在同一个圆里，有无数条半径和直径。
在同一个圆里，所有半径的长度都相等，所有直径的长度都相等。
3、
用圆规画圆的过程：先两脚叉开，再固定针尖，最后旋转成圆。
画圆时要注意：针尖必须固定在一点，不可移动；两脚间的距离必须保持不变；要旋转一周。
4、在同一个圆里，半径是直径的一半，直径是半径的2倍。（d=2r,
r
=d÷2）
5、圆是轴对称图形，有无数条对称轴，对称轴就是直径所在的直线。
6、圆心决定圆的位置，半径决定圆的大小。要比较两圆的大小，就是比较两个圆的直径或半径。
7、正方形里最大的圆。两者联系：边长＝直径；圆的面积=78.5%正方形的面积
画法：（1）画出正方形的两条对角线；（2）以对角线交点为圆心，以边长为直径画圆。
8、长方形里最大的圆。两者联系：宽＝直径
画法：（1）画出长方形的两条对角线；（2）以对角线交点为圆心，以宽为直径画圆。
9、同一个圆内的所有线段中，圆的直径是最长的。
二、圆的周长
10、圆围成的长度就是圆的周长。
车轮滚动一周前进的路程就是车轮的周长。
每分前进米数（速度）＝车轮的周长×转数
11、任何一个圆的周长除以它直径的商都是一个固定的数，我们把它叫做圆周率。
用字母π表示。π是一个无限不循环小数。π＝3.141592653……
我们在计算时，一般保留两位小数，取它的近似值3.14。π>3.14
12、如果用C表示圆的周长，那么C＝πd或C
=
2πr
13、求圆的半径或直径的方法：d
=
C÷π
r
=
C÷
π÷2=
C÷2π
14、半圆的周长等于圆周长的一半加一条直径。
C半圆=
πr＋2r=5.14r
C半圆=
πd÷2＋d=2.57d
15、常用的3.14的倍数：
3.14×2＝6.28
3.14×3＝9.42
3.14×4＝12.56
3.14×5＝15.7
3.14×6＝18.84
3.14×7＝21.98
3.14×8＝25.12
3.14×9＝28.26
3.14×12＝37.68
3.14×14＝43.96
3.14×16＝50.24
3.14×18＝56.52
3.14×24＝75.36
3.14×25＝78.5
3.14×36＝113.04
3.14×49＝153.86
3.14×64＝200.96
3.14×81=254.34
三、圆的面积
16、圆所占(平方
)的大小就是圆的面积。
圆的面积公式：S=πr2。圆的面积是半径平方的π倍。
17、圆的面积推导：
圆可以切拼成近似的长方形，长方形的面积与圆的面积相等（即S长方形＝S圆）；
长方形的宽是圆的半径（即b＝r）；
长方形的长是圆周长的一半（即a＝C÷2=πr）。
即：S长方形＝
a
×
b
S圆＝
πr
×
r
＝
πr2
所以，S圆
＝
π
r2
18、半圆的面积是圆面积的一半。S半圆＝πr2÷2
四、补充
19、大小两个圆比较，半径的倍数＝直径的倍数＝周长的倍数，面积的倍数＝半径倍数的平方
（即r扩大n倍，直径扩大n倍，周长扩大n倍，面积扩大n2倍）
20、
周长相等的平面图形中，圆的面积最大；
面积相等的平面图形中，圆的周长最短。
21、求阴影部分的面积的常用方法有割补法、和差和等分法等。
22、几个直径和为n的圆的周长=直径为n的圆的周长（如图）
几个直径和为n的圆的面积
n
23、常用的平方数：112＝121
122＝144
132＝169
142＝196
152＝225
162＝256
172＝289
182＝324
知识点总结范文第5篇
岳麓版历史知识点总结一
中国古代的科技思想和实践
取得辉煌成就的原因：
(经济)农耕经济高度繁荣;
(政治)国家统一，政局稳定;
(思想)中国古代思想文化的发展;
(社会)对外交往与民族融合
(一)四大发明：
1、造纸术：西汉植物纤维纸;东汉蔡伦改进造纸术。
2、印刷术：
①唐：现存世界最早的雕版印刷品《金刚经》。
②北宋毕升，活字印刷术。
③13世纪出现金属活字，后传入朝鲜、欧洲。
3、火药：
①唐：发明火药，孙思邈《丹经》记载，唐末用于军事。
②五代、宋：广泛应用。火炮、火箭、突火枪等。
③14世纪：由阿拉伯人传入欧洲。
4、指南针：
①战国：司南。
②北宋：人工指南针用于航海。
③13世纪：传入欧洲。
(二)天文学
①战国：《甘石星经》中《石氏星表》为世界最早的星表。
②东汉：张衡——水运浑象仪;地圆说早1000多年;地动仪早1700多年。
③唐：僧一行——黄道游仪;世界首次测量子午线长度;水运浑象仪。
④元：郭守敬——简仪早300年;《授时历》我国古代最精确的历法。
(三)数学：
①春秋：九九乘法表;度量衡;筹算
②西汉：《周髀算经》勾股定理早500年
③东汉：《九章算术》
④南朝：祖冲之圆周率点后七位，早1000年
(四)四大农书：
①南北朝：贾思勰《齐民要术》：现存最早最完整的农书 (农业，畜牧业;因地制宜。最能反映时代特点：民族交融)
②元：王祯《农书》介绍工具改进
③明：徐光启《农政全书》“中国近代科学先驱” (开始汲取西方科技思想)
宋应星《天工开物》“中国17世纪工艺百科全书” ：总结农业和手工业;反映工业因素萌动时期
(五)医学：
①西汉：《黄帝内经》奠定中医学理论基础
②东汉：“医圣”张仲景《伤寒杂病论》，介绍四诊法;华佗发明麻沸散，创立“五禽戏”
③明朝：李时珍《本草纲目》创立世界最先进分类法
(六)中国古代科技发展的特点：
第一，中国古代科技具有很强的实用性，服务于生产和巩固统治的需要。
第二，中国古代科技著作大多是对生产经验的直接记载或对自然现象的直观描述，具有较强的经验性。
第三， 古代科学理论的技术化倾向严重，而这些技术又不具有开放性，没有转化为普遍的生产力。
(七)中国古代科技高度发达的原因：
A. 统一多民族国家的巩固和发展，农耕经济的高度繁荣，是中国古代科技取得辉煌成就的要本保障。
B. 各朝代十分重视交通的发展，促进了科学技术的交流和传播。
C. 中华文明具有强大的包容性，能够不断吸收来自外部的先进成果充实和发展自身，在历史上不断创新，与时俱进，长期走在世界的前列。
D. 中国劳动人民的勤劳与智慧，富有创造力。
E. 相对封闭独立的地理环境，强大的中央集权政权保证了中华文明免受外来势力的冲击。
F. 中国古代的科技成就大多与社会生产、生活直接相关，易于在社会上传播。
(八)中国古代有着如此辉煌的科技成果，而自明清以来，多出现一些总结性的著作，如李时珍著《本草纲目》，宋应星著《天工开物》，徐光启著有《农政全书》。想一想为什么明清时期在科技发展方面会出现这种现象?(也是导致中国近代落后的原因)
1. 中国古代建立在农耕文明基础上，科技一旦能够满足农业生产的需要，就失去了发展的条件和动力。
2. 为巩固大一统封建专制统治的需要，古代统治者重视社会秩序和伦理道德的教化，不重视科学技术的发展，教育中缺乏自然科学教育的成分。
(九)明清中国古代科技落后于西方的启示
启示：先进文化要不断地创新才有新的生机，更要学会如何在日常学习中扬长避短，避免故步自封。科技能否产生巨大的经济效益和社会效益，取决于社会环境。现在我们要坚持以经济建设为中心，坚持科教兴国，充分发挥国家的宏观调控的职能等。
岳麓版历史知识点总结二
一、书法艺术
1、汉字起源和演变：
商甲骨文(最早成熟文字)—商周金文—西周籀文(大篆)—秦统一小篆—汉隶书—三国楷书(钟繇)
2、书法艺术发展
1、秦汉小篆、隶书
2、魏晋南北朝时期形成书法艺术：王羲之 《兰亭序》
3、隋唐达到新高峰：张旭、怀素狂草;欧阳询、颜真卿、柳公权楷书;书法理论
4、两宋：苏轼、黄庭坚、米芾、蔡襄四大家各具情态
5、明代：平民化、世俗化，强调个性：祝枝山、文徵明
二、绘画艺术
1、起源：新石器时代 壁画，地面画，陶器装饰
2、战国：帛画(《人物龙凤图》)
3、东晋：顾恺之《女史箴图》：提出以形写神
4、唐代：吴道子《送子天王图》：创造法度，雍容华贵
5、宋代：山水画兴起：注重意境
民间风情画：张择端《清明上河图》
6、明清：山人：风格奇特; 木刻版画、年画等
7、民间绘画兴起原因：商业兴盛、城市发展、文化普及
8、中国古代绘画的基本特点：一方面盛行注重写实的宫廷和民间绘画;另一方面出现了非功利、主写意的文人画;不求形似，注重个人主观性情的抒发，表现手法灵活、自由。
三、文学
(一)诗歌
1、《诗经》：我国最早的诗歌总集 ：风雅颂;四言为主(现实主义)。
楚辞：战国屈原新体诗歌《离骚》(浪漫主义)
3、汉赋：司马相如(铺成排比，文采华丽)
4、唐诗：李白、杜甫、白居易
(二)宋词：苏轼、李清照、辛弃疾
(三)元曲：元朝民族歧视，常用散曲抒发愁闷情怀。关汉卿《窦娥冤》
(四)小说
1、唐代：传奇《柳毅传》、《南柯太守传》
2、宋代：话本
3、明清时期兴盛原因：商品经济的发达和市民阶层的崛起。
代表作品：
明：四大奇书(三国演义，水浒传，西游记，金瓶梅)、“三言二拍”;
清：《红楼梦》、《聊斋志异》、《儒林外史》
(五)戏曲
1、原始—汉唐：傩舞
2、唐：梨园
3、两宋：南戏，形成完备的戏曲形式
4、元代(黄金时代，标志戏曲的成熟)：杂剧(关汉卿、白朴、马致远、郑光祖为元曲四大家)
