知識點總結
前言：想要寫出一篇令人眼前一亮的文章嗎？我們特意為您整理了5篇知識點總結范文，相信會為您的寫作帶來幫助，發現更多的寫作思路和靈感。
知識點總結范文第1篇
1.定義：把電源、用電器、開關、導線連接起來組成的電流的路徑。
2.各部分元件的作用：(1)電源：提供電能的裝置;(2)用電器：工作的設備;(3)開關：控制用電器或用來接通或斷開電路;(4)導線：連接作用，形成讓電荷移動的通路
二、電路的狀態：通路、開路、短路
1.定義：(1)通路：處處接通的電路;(2)開路：斷開的電路;(3)短路：將導線直接連接在用電器或電源兩端的電路。
2.正確理解通路、開路和短路
三、電路的基本連接方式：串聯電路、并聯電路
四、電路圖(統一符號、橫平豎直、簡潔美觀)
五、電工材料：導體、絕緣體
1. 導體
(1) 定義：容易導電的物體;(2)導體導電的原因：導體中有自由移動的電荷;
2. 絕緣體
(1)定義：不容易導電的物體;(2)原因：缺少自由移動的電荷
六、電流的形成
1.電流是電荷定向移動形成的;
2.形成電流的電荷有：正電荷、負電荷。酸堿鹽的水溶液中是正負離子，金屬導體中是自由電子。
七.電流的方向
1.規定：正電荷定向移動的方向為電流的方向;
2.電流的方向跟負電荷定向移動的方向相反;
3.在電源外部，電流的方向是從電源的正極流向負極。
八、電流的效應：熱效應、化學效應、磁效應
九、電流的大小：i=q/t
十、電流的測量
1.單位及其換算：主單位安(a)，常用單位毫安(ma)、微安(μa)
2.測量工具及其使用方法：(1)電流表;(2)量程;(3)讀數方法(4)電流表的使
用規則。
十一、電流的規律：
(1)串聯電路：i=i1+i2;
(2)并聯電路：i=i1+i2
【方法提示】
1.電流表的使用可總結為(一查兩確認，兩要兩不要)
(1)一查：檢查指針是否指在零刻度線上;
(2)兩確認：①確認所選量程。②確認每個大格和每個小格表示的電流值。兩要：一
要讓電流表串聯在被測電路中;二要讓電流從“+”接線柱流入，從“-”接線柱流出;③兩不要：一不要讓電流超過所選量程，二不要不經過用電器直接接在電源上。
在事先不知道電流的大小時，可以用試觸法選擇合適的量程。
2.根據串并聯電路的特點求解有關問題的電路
(1)分析電路結構，識別各電路元件間的串聯或并聯;
知識點總結范文第2篇
科目四考試介紹：
科目四考試即安全文明駕駛常識考試，在路考合格后進行。根據公安部號令，實際上并未有科目四的說法，正式的名稱為“安全文明駕駛常識考試”，因大部分學員以及 駕校為區分科目三路考，習慣稱之為科目四?？颇克目荚嚭细駱藴?0分合格。
科目四考試題庫：
1、20XX年1月1日科目四題庫，小車800題，大車1023題。
2、目前最新的題庫版本即為2015年1月版。
3、考試題庫為全國通用版本，不存在地方題。
科目四考試內容：
1、根據所考的駕照類型從相應的科目四考試題庫中按比例抽取50道題進行答題，小車類駕照從800題中抽取，大車類駕照從1023題中抽取，每題2分。
2、考試時間為30分鐘，答題過程中錯12分(6道題)即終止本場考試。
3、考試題型分單選題(包括對錯題)、多選題，前45題為單選題，最后5題為多選題。
4、考試題目包括動畫題、圖片題、情景識別題、文字敘述題。
科目四考試知識點總結：
1、行車中需要借道繞過前方障礙物，但對向來車已接近障礙物時，應當降低速度或停車，讓對向來車優先通行。
2、行車中變更車
道，應至少提前3秒鐘開啟轉向燈，提醒后方來車注意。
3、駕駛車輛在交叉路口前變更車道時，應在虛線區按導向箭頭指示駛入要變更的車道。
4、駕駛車輛向左變更車道時，應提前開啟左轉向燈，在不影響其他車輛正常行駛的前提下，駛入左側車道。
5、駕駛車輛匯入主干道車流時，應提前開啟轉向燈，保持直線行駛，通過后視鏡觀察左右情況，確認安全后匯入車流。車輛在主干道行駛，駛近主支干道交匯處時，為防止與從支路突然駛入的車輛相撞，應提前減速、觀察，謹慎駕駛。
6、車輛駛近人行橫道時，應當先注意觀察行人、非機動車動態，再通過。行駛車道綠色箭頭燈亮，但車輛前方人行橫道仍有行人行走，應等行人通過后再起步。駛近沒有人行橫道的交叉路口時，發現有人橫穿道路，應減速或停車讓行。
7、通過沒有交通信號的交叉路口時，應在進入路口前減速或停車瞭望，直行車輛優先通行。在堵車的交叉路口綠燈亮時，車輛不能駛入交叉路口。
8、車輛臨時靠邊停車后準備起步時，應先觀察周圍交通情況。起步后發現后方超越車輛較多時，應沿行進方向緩行，等待時機駛入車行道。
9、在一般道路倒車時，應選擇在不影響正常交通的地段進行，若發現有過往車輛通過，應主動停車避讓。
10、會車前選擇的交會位置不理想時，應立即減速，低速會車或停車讓行。在設有中心虛線的道路上，對向有車輛駛來時，應在各自的行車道內行駛，不得越過中心線。
11、在沒有中心線的道路上超車時，應開啟左轉向燈，從被超車左側超越。進入左側道路超車，無法保證與正常行駛前車的橫向安全間距時，應放棄超車。當被超車無讓超空間時，應主動放棄超車。通過隧道、鐵路道口、窄路、窄橋時，不得超車。
12、遇后車發出超車信號后，只要具備讓超條件，就應主動減速，靠右側行駛并示意后車超越。遇車輛超載本車時，不允許向左轉向或緊急制動，以免后車反應不及時發生追尾或側撞事故。
13、駕駛車輛行至道路急轉彎處，應充分減速并靠右側行駛。山區道路車輛進入彎道前，在對面沒有來車的情況下，應“減速、鳴號、靠右行”。車輛轉彎時應沿道路右側行駛，不要侵占對方的車道，做到“左轉轉大彎，右轉轉小彎”。
14、駕駛車輛通過無人看守的鐵路道口時，應做到“一停、二看、三通過”。駛入鐵路道口前減速降擋，用低速擋安全通過，進入道口后不能變換擋位，以避免發動機熄火。
15、駕駛車輛進入環島時，不用開啟轉向燈。駛出環島前，應開啟右轉向燈。
16、行車中超越右側停放的車輛時，為預防其突然起步或開啟車門，應預留出橫向安全距離，減速行駛。遇有非機動車準備繞過停放的車輛時，應讓其先行。駛近停在車站的公交車輛時，為預防公交車突然起步或行人從車前穿出，應減速，保持足夠間距，隨時準備停車。
17、行車中，遇到享有優先通行權的車輛時應主動禮讓。遇非機動車搶行時，應主動減速讓行。遇羊群橫穿道路時，應減速慢行，必要時停車避讓。發現牲畜搶道時，應主動減速或停車避讓。遇有人在趕牲畜時，應當適當降低車速，保持較大的安全間距。遇人力車時，應減速慢行，留出安全間距。遇畜力車時，應在較遠處鳴喇叭，并提前減速。
18、行車中遇搶救傷員的救護車從本車道逆向駛來時，應靠邊減速或停車讓行。發現其他機動車行駛異常時，應及時采取避讓措施。
19、行車中看到注意兒童標志的時候，應謹慎選擇行車速度。遇兒童時，應當減速慢行，必要時停車避讓。突然有皮球滾到路上，應立即減速，隨時準備停車，以防碰撞追逐的兒童。遇列隊橫過道路的學生時，應當停車讓行。
20、行車中遇醉酒的行人時，應減速慢行，保持足夠的橫向間距。遇接聽手機等注意力高度集中的行人時，應減速、鳴喇叭提醒。遇行為異常行人影響車輛正常行駛時，應提前減速慢行，必要時停車。遇老年人時，應當適當降低車速，提前鳴喇叭。遇盲人時，應當減速、避讓。
21、車輛通過凹凸路面時，應當低速緩慢平穩通過。
22、行車中超越成群青少年騎自行車時，應當提前減速慢行，隨時準備停車。超越同向行駛的自行車時，合理的做法是：注意觀察動態，減速慢行，留有足夠的安全距離。遇老年人騎自行車時，應提前鳴喇叭，減速避讓。夜間駕駛車輛遇自行車對向駛來時，應使用近光燈，減速或停車避讓。
23、車輛在交叉路口有優先通行權，遇有車輛搶行時，應減速避讓，必要時停車讓行。
24、車輛在允許停車路段停車時，應按順行方向靠路邊停放，不得逆向或并列停放。車輛在路邊臨時停車時，右側車輪與路肩的距離不能超過30厘米。在雨天、雪天臨時停車時，應開啟危險報警閃光燈。在霧天、夜間臨時停車時，應開啟危險報警閃光燈、示廓燈和后位燈。車輛長時間停放時，應選擇停車場停車。
25、夜間行車，對面來車沒有關閉遠光燈時，應當減速或停車讓行。雨天行車，遇撐雨傘和穿雨衣的行人在公路上行走時，應當提前鳴喇叭，并適當降低車速。冬天行車中，遇戴棉帽或穿大衣的行人時，應鳴喇叭，提前做好制動準備。行車中遇挑擔或扛家具人時，應觀察其動態，控制好車速，通過時需要保持較大的安全距離。
知識點總結范文第3篇
化學選修4知識點總結
第1章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收.
一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示.
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系.
Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應.
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前后溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱.
2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為“焓”的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1.
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示.
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系.
對于等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等于反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物).
(3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：
ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應.
ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應.
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq).
②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反應溫度.
③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍.
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律.
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算.
常見題型是給出幾個熱化學方程式,合并出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和.
(3)根據標準摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH.
對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］
二、電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－Cl2＋2e－.
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－Na.
總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.
陽極：2Cl－Cl2＋2e－
陰極：2H＋＋e－H2
總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2＋Cl2
(2)銅的電解精煉.
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液.
陽極反應：CuCu2＋＋2e－,還發生幾個副反應
ZnZn2＋＋2e－；NiNi2＋＋2e－
FeFe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.
陰極反應：Cu2＋＋2e－Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液.
陽極反應：CuCu2＋＋2e－
陰極反應： Cu2＋＋2e－Cu
三、化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池.
(2)Cu－Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：ZnZn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極.
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：ZnZn2＋＋2e－；
正極反應：2NH4＋＋2e－2NH3＋H2；
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.
充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2＋4OH－4H2O＋4e－
正極反應：O2＋2H2O＋4e－4OH－
電池總反應：2H2＋O2＝2H2O
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.
(2)金屬腐蝕的電化學原理.
生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：FeFe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－4OH－,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：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分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－H2,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.
第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)
原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢?
一、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2.
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利于反應的自發進行.
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH－TΔS＜0反應能自發進行.
ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態.
ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行.
在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態.
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 .
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全.
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對于給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數.
(4)借助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態.
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α（A）＝
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高.
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算.
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的.
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動.
溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率.
(3)壓強的影響
ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變.
ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動.
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動.
【例題分析】
例1、已知下列熱化學方程式：
(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
寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 .
解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起.
將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(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
將(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、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,制得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：
陽極反應式：2CO＋2CO32－4CO2＋4e－
陰極反應式： ；
總電池反應式： .
解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2
例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( )
A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程.
B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程.
C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向.
D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的.
解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確.
答案：BC.
化學反應原理復習（二）
【知識講解】
第2章、第3、4節
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的.
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理.
(3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同.
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示.
(2)表達式：
(3)特點
對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比.
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響.
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小.
增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小.
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響.
壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減?。粴怏w物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小.
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能.
由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關.
(2)活化能Ea.
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大.
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率.
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變.
催化劑具有選擇性.
催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率.
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大.
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率.
(3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率.
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比.
第3章、物質在水溶液中的行為
一、水溶液
1、水的電離
H2OH＋＋OH－
水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利于水的電離, KW增大.
2、溶液的酸堿度
室溫下,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
堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用“ ”表示.
二、弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡.
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數.
弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主.
(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.
加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解.
(2)水解類型及規律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性.
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強堿鹽不水解.
④弱酸弱堿鹽雙水解.
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3＋3H2S
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示.
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：
Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.
Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.
Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.
(2)沉淀的轉化
根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.
四、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉淀
既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.
(3)生成氣體
生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生.
2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行.
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大.
3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法.
(4)生活中常見的離子反應.
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成.
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3＋CO2＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3＋CO2＋H2O
知識點總結范文第4篇
圓
一、圓的概念和性質
1、
圓是由一條曲線圍成的平面圖形。
（以前所學的圖形如長方形、梯形等都是由幾條線段圍成的平面圖形）
2、
畫圓時，針尖固定的一點是圓心，通常用字母O表示；
連接圓心和圓上任意一點的線段是半徑，通常用字母r表示；
通過圓心并且兩端都在圓上的線段是直徑，通常用字母d表示。
在同一個圓里，有無數條半徑和直徑。
在同一個圓里，所有半徑的長度都相等，所有直徑的長度都相等。
3、
用圓規畫圓的過程：先兩腳叉開，再固定針尖，最后旋轉成圓。
畫圓時要注意：針尖必須固定在一點，不可移動；兩腳間的距離必須保持不變；要旋轉一周。
4、在同一個圓里，半徑是直徑的一半，直徑是半徑的2倍。（d=2r,
r
=d÷2）
5、圓是軸對稱圖形，有無數條對稱軸，對稱軸就是直徑所在的直線。
6、圓心決定圓的位置，半徑決定圓的大小。要比較兩圓的大小，就是比較兩個圓的直徑或半徑。
7、正方形里最大的圓。兩者聯系：邊長＝直徑；圓的面積=78.5%正方形的面積
畫法：（1）畫出正方形的兩條對角線；（2）以對角線交點為圓心，以邊長為直徑畫圓。
8、長方形里最大的圓。兩者聯系：寬＝直徑
畫法：（1）畫出長方形的兩條對角線；（2）以對角線交點為圓心，以寬為直徑畫圓。
9、同一個圓內的所有線段中，圓的直徑是最長的。
二、圓的周長
10、圓圍成的長度就是圓的周長。
車輪滾動一周前進的路程就是車輪的周長。
每分前進米數（速度）＝車輪的周長×轉數
11、任何一個圓的周長除以它直徑的商都是一個固定的數，我們把它叫做圓周率。
用字母π表示。π是一個無限不循環小數。π＝3.141592653……
我們在計算時，一般保留兩位小數，取它的近似值3.14。π>3.14
12、如果用C表示圓的周長，那么C＝πd或C
=
2πr
13、求圓的半徑或直徑的方法：d
=
C÷π
r
=
C÷
π÷2=
C÷2π
14、半圓的周長等于圓周長的一半加一條直徑。
C半圓=
πr＋2r=5.14r
C半圓=
πd÷2＋d=2.57d
15、常用的3.14的倍數：
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、圓的面積
16、圓所占(平方
)的大小就是圓的面積。
圓的面積公式：S=πr2。圓的面積是半徑平方的π倍。
17、圓的面積推導：
圓可以切拼成近似的長方形，長方形的面積與圓的面積相等（即S長方形＝S圓）；
長方形的寬是圓的半徑（即b＝r）；
長方形的長是圓周長的一半（即a＝C÷2=πr）。
即：S長方形＝
a
×
b
S圓＝
πr
×
r
＝
πr2
所以，S圓
＝
π
r2
18、半圓的面積是圓面積的一半。S半圓＝πr2÷2
四、補充
19、大小兩個圓比較，半徑的倍數＝直徑的倍數＝周長的倍數，面積的倍數＝半徑倍數的平方
（即r擴大n倍，直徑擴大n倍，周長擴大n倍，面積擴大n2倍）
20、
周長相等的平面圖形中，圓的面積最大；
面積相等的平面圖形中，圓的周長最短。
21、求陰影部分的面積的常用方法有割補法、和差和等分法等。
22、幾個直徑和為n的圓的周長=直徑為n的圓的周長（如圖）
幾個直徑和為n的圓的面積
n
23、常用的平方數：112＝121
122＝144
132＝169
142＝196
152＝225
162＝256
172＝289
182＝324
知識點總結范文第5篇
岳麓版歷史知識點總結一
中國古代的科技思想和實踐
取得輝煌成就的原因：
(經濟)農耕經濟高度繁榮;
(政治)國家統一，政局穩定;
(思想)中國古代思想文化的發展;
(社會)對外交往與民族融合
(一)四大發明：
1、造紙術：西漢植物纖維紙;東漢蔡倫改進造紙術。
2、印刷術：
①唐：現存世界最早的雕版印刷品《金剛經》。
②北宋畢升，活字印刷術。
③13世紀出現金屬活字，后傳入朝鮮、歐洲。
3、火藥：
①唐：發明火藥，孫思邈《丹經》記載，唐末用于軍事。
②五代、宋：廣泛應用?；鹋凇⒒鸺?、突火槍等。
③14世紀：由阿拉伯人傳入歐洲。
4、指南針：
①戰國：司南。
②北宋：人工指南針用于航海。
③13世紀：傳入歐洲。
(二)天文學
①戰國：《甘石星經》中《石氏星表》為世界最早的星表。
②東漢：張衡——水運渾象儀;地圓說早1000多年;地動儀早1700多年。
③唐：僧一行——黃道游儀;世界首次測量子午線長度;水運渾象儀。
④元：郭守敬——簡儀早300年;《授時歷》我國古代最精確的歷法。
(三)數學：
①春秋：九九乘法表;度量衡;籌算
②西漢：《周髀算經》勾股定理早500年
③東漢：《九章算術》
④南朝：祖沖之圓周率點后七位，早1000年
(四)四大農書：
①南北朝：賈思勰《齊民要術》：現存最早最完整的農書 (農業，畜牧業;因地制宜。最能反映時代特點：民族交融)
②元：王禎《農書》介紹工具改進
③明：徐光啟《農政全書》“中國近代科學先驅” (開始汲取西方科技思想)
宋應星《天工開物》“中國17世紀工藝百科全書” ：總結農業和手工業;反映工業因素萌動時期
(五)醫學：
①西漢：《黃帝內經》奠定中醫學理論基礎
②東漢：“醫圣”張仲景《傷寒雜病論》，介紹四診法;華佗發明麻沸散，創立“五禽戲”
③明朝：李時珍《本草綱目》創立世界最先進分類法
(六)中國古代科技發展的特點：
第一，中國古代科技具有很強的實用性，服務于生產和鞏固統治的需要。
第二，中國古代科技著作大多是對生產經驗的直接記載或對自然現象的直觀描述，具有較強的經驗性。
第三， 古代科學理論的技術化傾向嚴重，而這些技術又不具有開放性，沒有轉化為普遍的生產力。
(七)中國古代科技高度發達的原因：
A. 統一多民族國家的鞏固和發展，農耕經濟的高度繁榮，是中國古代科技取得輝煌成就的要本保障。
B. 各朝代十分重視交通的發展，促進了科學技術的交流和傳播。
C. 中華文明具有強大的包容性，能夠不斷吸收來自外部的先進成果充實和發展自身，在歷史上不斷創新，與時俱進，長期走在世界的前列。
D. 中國勞動人民的勤勞與智慧，富有創造力。
E. 相對封閉獨立的地理環境，強大的中央集權政權保證了中華文明免受外來勢力的沖擊。
F. 中國古代的科技成就大多與社會生產、生活直接相關，易于在社會上傳播。
(八)中國古代有著如此輝煌的科技成果，而自明清以來，多出現一些總結性的著作，如李時珍著《本草綱目》，宋應星著《天工開物》，徐光啟著有《農政全書》。想一想為什么明清時期在科技發展方面會出現這種現象?(也是導致中國近代落后的原因)
1. 中國古代建立在農耕文明基礎上，科技一旦能夠滿足農業生產的需要，就失去了發展的條件和動力。
2. 為鞏固大一統封建專制統治的需要，古代統治者重視社會秩序和倫理道德的教化，不重視科學技術的發展，教育中缺乏自然科學教育的成分。
(九)明清中國古代科技落后于西方的啟示
啟示：先進文化要不斷地創新才有新的生機，更要學會如何在日常學習中揚長避短，避免故步自封?？萍寄芊癞a生巨大的經濟效益和社會效益，取決于社會環境?，F在我們要堅持以經濟建設為中心，堅持科教興國，充分發揮國家的宏觀調控的職能等。
岳麓版歷史知識點總結二
一、書法藝術
1、漢字起源和演變：
商甲骨文(最早成熟文字)—商周金文—西周籀文(大篆)—秦統一小篆—漢隸書—三國楷書(鐘繇)
2、書法藝術發展
1、秦漢小篆、隸書
2、魏晉南北朝時期形成書法藝術：王羲之 《蘭亭序》
3、隋唐達到新高峰：張旭、懷素狂草;歐陽詢、顏真卿、柳公權楷書;書法理論
4、兩宋：蘇軾、黃庭堅、米芾、蔡襄四大家各具情態
5、明代：平民化、世俗化，強調個性：祝枝山、文徵明
二、繪畫藝術
1、起源：新石器時代 壁畫，地面畫，陶器裝飾
2、戰國：帛畫(《人物龍鳳圖》)
3、東晉：顧愷之《女史箴圖》：提出以形寫神
4、唐代：吳道子《送子天王圖》：創造法度，雍容華貴
5、宋代：山水畫興起：注重意境
民間風情畫：張擇端《清明上河圖》
6、明清：山人：風格奇特; 木刻版畫、年畫等
7、民間繪畫興起原因：商業興盛、城市發展、文化普及
8、中國古代繪畫的基本特點：一方面盛行注重寫實的宮廷和民間繪畫;另一方面出現了非功利、主寫意的文人畫;不求形似，注重個人主觀性情的抒發，表現手法靈活、自由。
三、文學
(一)詩歌
1、《詩經》：我國最早的詩歌總集 ：風雅頌;四言為主(現實主義)。
楚辭：戰國屈原新體詩歌《離騷》(浪漫主義)
3、漢賦：司馬相如(鋪成排比，文采華麗)
4、唐詩：李白、杜甫、白居易
(二)宋詞：蘇軾、李清照、辛棄疾
(三)元曲：元朝民族歧視，常用散曲抒發愁悶情懷。關漢卿《竇娥冤》
(四)小說
1、唐代：傳奇《柳毅傳》、《南柯太守傳》
2、宋代：話本
3、明清時期興盛原因：商品經濟的發達和市民階層的崛起。
代表作品：
明：四大奇書(三國演義，水滸傳，西游記，金瓶梅)、“三言二拍”;
清：《紅樓夢》、《聊齋志異》、《儒林外史》
(五)戲曲
1、原始—漢唐：儺舞
2、唐：梨園
3、兩宋：南戲，形成完備的戲曲形式
4、元代(黃金時代，標志戲曲的成熟)：雜劇(關漢卿、白樸、馬致遠、鄭光祖為元曲四大家)
