高中化学选修三知识点总结

高中化学选修三知识点总结

篇1:高中化学选修三学问点总结

⑴极性分子和非极性分子

非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构成的

同种元素的双原子分子：H2、02、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：

82、CS2、BF3、CH4、CCI4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2>CH三CH。

极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如：HCI,HF等。

②折线型分子，如H20、H2s等。③三角锥形分子如NH3等。

(2)共价键的极性和分子极性的美系：

两者讨论对象不同，键的极性讨论的是原子，而分子的极性讨论的是分子本身;两者讨论

的方向不同，键的极性讨论的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性讨论的是分子中电

荷分布是否匀称。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲

烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，

C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，肯定含有极性键，可能含

有非极性键,如HCI、H2S、H2O2等。

(3)分子极性的推断方法

①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne

等。

②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCI、HBr等;若含非极性键，就是非极性

分子，如02、12等。

③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置打算分子的极性。

若分子中的电荷分布匀称，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中

的电荷分布不匀称，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、S02等。

④依据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参加形成.了同样的共价键。(或A是否

达最高价)

(4)相像相溶原理

①相像相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相像相溶原理的适层范围：“相像相溶”中"相像〃指的是分子的极性相像。

③假如存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相

互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

篇2：高中化学选修三学问点总结

元素在周期表中的位置由原子结构打算：原子核外的能层数打算元素所在的周期，原子的

价电子总数打算元素所在的族。

(1)原子的电子层构型和周期的划分

周期是指能层(电子层)相同，根据最高能级组电子数依次增多的挨次排列的一行元素。即

元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有

气体外)，元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。

(2)原子的电子构型和族的划分

族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，根据电子层数依次增加的挨次排列的一列元素。

即元素周期表中的一个列为一个族(第回族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元

素从上到下，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐减弱。

(3)原子的电子构型和元素的分区

按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，

除ds区外，区的名称来自按构造原理最终填入电子的能级的符号。

2、元素周期律

元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体

现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、丰金属性、第一电离能、电负性等的

周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。

高中化学选修三学问点总结

篇3：高中化学选修三学问点总结

(1)原子构造原理是电子排入轨道的挨次，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布,

(2)原子构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主

要依据之一。

⑶不同能层的能级有交叉现象,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，原子轨道的能量关系是:ns

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电了•在核外常常消失的区域。这种电子云轮廓图称为

原子轨道。

【特殊提示】

(1)任一能层的能级总是从s能级开头，而且能级数等于该能层序数。

(2)以s、p、d、f......排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7......的二倍。(3)

构造原理中存在着能级交叉现象。由于能级交叉，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电

子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

(4)前四周期的能级排布(Is、2s、2p^3s、3p>4s、3d、4p)。第-能层(K),只有s能级;

其次能层(L),有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px>py>pz,它们具有相同的能

量;第三能层(M),有s、p、d三种能级。

(5)当消失d轨道时，虽然电子按ns,(n-l)d,np挨次填充，但在书写电子排布式时，仍

把(n-l)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是全部的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期

稀有气体元素符号)。

2.基态原子的核外电子排布

Q)能量最低原理

电了•尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低

状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布挨次图。

留意：全部电子排布规章都需要满意能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态用反。

⑶洪特规章

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且

自旋状态相同。

洪特规章特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、diO、仕4)、半满(p3、d5、f7)和全空(pO、

dO、fO)状态时，体系的能量最低。

3.基态、激发态及光谱示意图

(1)电子的跃迁

①基态3激发态

当基态原子的电子汲取能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②激发态玲基态

激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

(2)原子光谱

不同元素的原子发生跃迁时会汲取或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的汲

取光谱或放射光谱，总称原子光谱。

篇5：人教版高中化学选修三学问点

原子结构与元素性质

1.原子结构与元素周期表

(1)原子结构与元素周期表

(2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

②0族：He：ls2;其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第团族)：(n-l)dl〜lOnsl〜2。

(3)元素周期表的分区

①依据核外电子排布

a.分区

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

②依据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图),

处于金属与非金属交界线i又称梯形线)四周的非金属元素具有肯定的金属性，又称为半金属

或准金属，但不能叫两性非金属。

【特殊提示】

“外围电子排布〃即"价电子层"，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元

素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

2.对角线规章

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相像的。

3.元素周期律

(1)原子半径

①影响因素

能层数：能层数越多，原子半径越大。

核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。

②变化规律

元素周期表中的同周期主族元索从左到右，原子半径渐渐减小;同主族元素从上到下，原

子半径渐渐增大。

⑵电离能

①第一甩离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低

能量，符号：3单位：kJ/mol。

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最终一种元素的第一电离能最大，总体呈现从

左至右渐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能渐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即II

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子力量的标度。元素的电负性越大，表示其

原子在化合物中吸引键合电子的力量越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负

性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区

边界的"类金属''(如错、锚等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性渐渐增大，同主族从上至下，元素的电

负性渐渐减小。

4.电离能、电负性的应用

(1)电离能的应用

①推断元素金属性的强弱

电离能越小，金属越简单失去电子，金属性越强;反之越弱。

②推断元素的化合价12……表示各级电离能)

假如某元素的ln+l?ln,则该元素的常见化合价为+n。如钠元素所以钠元素的化合

价为+1。

③推断核外电子的分层排布状况

多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有肯定的规律性。当电离能的变化消失突变

时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点

同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是渐渐增大的，当元素的核外电子排布是全

空、半布满和全布满状态时，第一电离能就会反常的大。

篇6：人教版高中化学选修二学问点

共价键

1.本质

在原子之间形成共用电子对(Eg子云的重叠)。

2.特征

具有饱和性和方向性。

3.分类

【特殊提示】

(1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电

负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。

(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。

⑶在分子中，有的只存在极性键，如HCI、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，

有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等;有的不存在化学键，如稀有气体分

子。

⑷在离子化合物中，肯定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2s04等;有的

存在非极性键,如Na2O2、CaC2等。

⑸通过物质的结构式，可以快速有效地推断键的种类及数目;推断成键方式时，需把握：

共价单键全为。键，双键中有一个。键和一个TI键，三键中有一个。键和两个71键。

4.键参数

⑴概念

(2)键参数对分子性质的影响

键能越大，键长越短，分子越稳定。

5.等电子原理

原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相像的化学键特征，物理性质相近，但化学性

质不同。

常见的等电子体

篇7：人教版高中化学选修三学问点

分子的立体结构

1.价层电子对互斥理论

（1）价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

（2）孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

（3）用价层电子对互斥理论推想分子的立体构型的关键是推断分子中中心原子上的价层电

子对数。

其中：a是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数），b是1个

与中心原子结合的原子供应的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。

（4）价层电子对互斥理论与分子构型

2.杂化轨道理论

当原子成键时.，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。

杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。

3.配位键

（1）孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

（2）配位键

①配位键的形成：成键原子一方供应孤电子对，另一方供应空轨道形成共价键。

②配位键的表示；常用“一1”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4十可

表示如下，在NH4+中，虽然有一个N-H键形成过程与其他3个N-H键形成过程不同，但

是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

篇8：高中化学选修三基础学问点

原子结构与性质.

熟悉原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.

1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间消失的机会大小所得的图形叫电子

云图.离核越近，电子消失的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子消失的机会小，电子

云密度越小.

电子层（能层）：依据电子的能量差异和主■要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电

子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、0、P、Q.

原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道

上运动，分别用s、p、d、f表示不同外形的凯道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道

和f轨道较简单.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.

2.（构造原理）

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1〜36号元素原子

核外电子的排布.

⑴・原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道（亚层）和自旋方一直进行描述,在含

有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.

（2）.原子核外电子排布原理.

①.能最最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能最高的轨道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

③・洪特规章:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.

洪特规章的特例:在等价轨道的全布满（p6、diO、fl4）,半布满（p3、d5、团、全空时（pO、

dO、fO）的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24CrAr]3d54sl、29CuAr]3dl04sl.

（3）.把握能级交叉图和1-36号元素的核外电子排布式.

①依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图回筒头所示的挨次。

②依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图0所示，由下而上表示七个

能级组，其能量依次上升;在同一能级组内，从左到右能量依次上升。基态原子核外电子的

排布按能量由低到高的挨次依次排布。

3.元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫

做第一电离能。常用符号II表示，单位为kJ/mol。

篇9：高中化学选修三基础学问点

化学键与物质的性质.

内容：离子键一一离子晶体

1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCI型和CsCI型离子晶体的结构特征,

能用晶格能解释离子化合物的物理性质.

(1).化学键：相邻原子之间剧烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键强弱的推断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点

越高.

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开lmol离子晶体使之形成气态

阴离子和阳离子所汲取的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCI型和CsCI型.氯化钠晶体中，每个钠离子四周有6个氯离子,

每个氯离子四周有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化钠晶

体中，每个艳离子四周有8个氯离子，每个氯离子四周有8个艳离子，每个氯化钠晶胞中含

有1个葩离子和1个氯离子.

(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.

2.了解共价键的主要类型。键和ri键，能用键能、键长、键角等数据说明简洁分子的某些

性质(对。键和n键之间相对强弱的比较不作要求).

(1).共价健的分类和推断：。键("头碰头"重叠)和n键(“肩碰肩”重叠)、极性键和非极性键，

还有一类特别的共价键-配位键.

(2).共价键三参数.

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=全部反应物键能总和-全部生成物键能总和.

3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.

(1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.

(2)键的极性:

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的力量不同，共用电子对发生

偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的力量相同，共用电子对不发

生偏移.

(3)分子的极性：

①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②分子极性的推断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同打算.

篇10：高中化学选修三基础学问点

分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区分.

分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱

得多，包括范德华力和氢健.

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.

2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.

(1).分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰.

(2).分子间作用力强弱和分了•晶体熔沸点大小的推断：组成和结构相像的物质，相对分子

质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、

沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.

3.了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢健相对强弱的比较不作要求).

NH3,H2O,HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.

影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

表示方法：X-H......Y(N0F)一般都是氢化物中存在.

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区分.

篇11：高中化学选修三基础学问点

1、尚子键、共价键和金属键的比较

2、非极性犍和极性键的比较

3.物质溶沸点的比较(重点)

(1)不同类晶体：一般状况下，原子晶体〉离子晶体〉分子晶体

(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

(3)常温常压下状态

①熔点：固态物质＞液态物质

②沸点：液态物质〉气态物质

篇12：高中化学选修4学问点总结

第一章化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区分

特殊留意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必定的联系，而打算于反应物和生成物

具有的总能量(或焰)的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应；

②活泼金属与酸或水的反应；

③酸碱中和反应；

④铝热反应；

⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO,CO2+C=2CO等均为吸

热反应)。

3、常见的吸热反应

①Ba(OH)2・8H2O与NH4CI反应；

②大多数分解反应是吸热反应

③等也是吸热反应；

④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.依据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.依据反应物和生成物的总能量计算

△H=E生成物-E反应物。

3.依据键能计算

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.依据盖斯定律计算

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，而与反应的途径无

关。即假如一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应

热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的等数学运算，对应AH也进行“+〃〃-〃等数学计算。

5.依据物质燃烧放热数值计算：0（放）5（可燃物*他川。

其次章化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法o

化学反应速率通常用亘位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：

其常用的单位是、或o

2、影响化学反应速率的因素

1）内因（主要因素）

反应物本身的性质。

2）外因（其他条件不变，只转变一个条件）

3、理论解释一一有效碰撞理论

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3,反应热为E1-E2。（注：E2为

逆反应的活化能）

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：肯定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反应里，正反应和逆反应的速

率相等，反应混合物（包括反应物和生成物）中各组分的浓度保持不变的状态。

2、化学平衡状态的特征

3、推断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1、概念

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转

化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

（l）viH>v逆：平衡向正反应方向移动。

（2卜正山逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

（3）v正

3、影响化学平衡的因素

4、”惰性气体〃对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大一1体系中各组分的浓度不变一1平衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小一今体系中各组分的浓度同倍数减小

5、勒夏特列原理

定义：假如转变影响平衡的一个条件（如C、P或T等），平衡就向能够减弱这种转变的方

向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、全部的平衡状态（如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、

水解平衡等）和只限于转变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种转变〃的解释：外界条件转变使平衡发生移动的结果，是减弱对

这种条件的转变，而不是抵消这种转变，也就是说:外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

第三章水溶液中的囱子平衡

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•部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区分：

电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物

留意：①电解质、非电解质都是化合物②S02、NH3、C02等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaS04不溶于水，但溶于水的BaS04全部电离，

故BaS04为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在肯定佗条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电

离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、

同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、

其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6、电离常数：在肯定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离

子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用

Ka表示酸，Kb表示碱。）

表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影响因素:

a、电离常数的大小主要由物质的本性打算。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：

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

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

水的离子积：KW=c[H+]-c[OH-]

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

留意：KW只与温度有关，温度肯定，则KW值肯定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热⑶极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离KW<1*10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离KW>1*10-14

4-.溶液的酸碱性和pH：

⑴pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚猷o

变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酷8.2~10.0（浅红色）

pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

留意：①事先不能用水潮湿PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再

求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（Vl+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的0H回离子物质的量相加除以总体积，

再求其它）[OH-]混=（[OH-nvl+[OH・]2V2）/（Vl+V2）（留意:不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余，则用余

下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH・有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-）混,

再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀（pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原山（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）;任何溶液无限稀释后pH均接

近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、强酸（pHl）强碱（pH2）混和计算规律w

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

1、若等体积混合

pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7

pHl+pH2>15则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pHl+pH2413则溶液显酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后显中性

pHl+pH2=14V酸:V碱=1：1

pHl+pH2。14V酸：V碱=1：10（14-（pHl+pH2））

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++0H-=H20即酸能供应的H+和碱能供应的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（I）仪②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大

刻度值，由于下端有一部分没有刻度。滴定时.，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定

使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。

（2）药品：标准液;待测液;指示剂。

（3）预备过程：

预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗3检漏：滴定管是

否漏水3用水洗^用标准液洗（或待测液洗”装溶液今排气泡好调液面少记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n一一酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c一一酸或碱的物质的量浓度；

V一一酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱二

上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，

由于在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体

现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注

入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的

削减，即V酸减小，则c碱降低了;对于观看中消失的误差亦同样如此。综上所述，当用标

准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时，

c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离•子跟水电离出来的H+或0H-结合生成弱电解质

的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或0H-结合，破坏水的电

离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显诣性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如:Na2CO3>NaHCO3）

4、盐类水解的特点：⑴可逆（与中和反应互逆）⑵程度小⑶吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离了•水解币抑制阳离子水解;0H-促进阳离子

水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HS04-显酸性

②电离程度〉水解程度,显酸性（如:HS03-、H2PO4-）

③水解程度,电离程度，显碱性（如:HC03-、HS-、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的

甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、AI3+与AI02-、CO32-（HCO3-）>S2-（HS-）>

SO32-(HSO3-);S2.与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完

全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2AI3++3S2-+6H2O==2AI(OH)34/+3H2St

8、盐类水解的应用：

水解的应用

实例

原理

1、净水

明矶净水

AI34-+3H2OQAI(OH)3(胶例:)+3H+

2、去油污用热碱水冼油污物品

CO32-+H2O0HC03-+0H-

3、药品的保存

①配制FeCI3溶液时常加入少量盐酸

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

②配制Na2CO3溶液时常加入少最NaOH

CO32-+H2CX3HCO3-+OH-

4、制备无水盐

由MgCI2-GH2O制无NMgCI2在HCI气流中加热

若不然，则：

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

Mg(OH)2MgO+H2O

5、泡沫灭火器

用AI2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

AI3++3HCO3-=AI(OH)3J+3c02个

6、比较盐溶液中离子浓度的大小

比较NH4CI溶液中离子浓度的大小

NH4++H2O0NH3H2O+H+

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

9、水解平衡常数(Kh)

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的禽子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的

弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的

弱碱的电离平衡常数)

电离、水解方程式的书写原则

1)、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写

留意：不管是水解还是电离，都打算于第一步，其次步一般相当微弱。

2)、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

酬基本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：

①电荷守恒：：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘枳之和=各阴

离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒：(即原子个数守恒或质量守恒)

某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的全部微粒的量(或浓度)之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与0H-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问

⑴溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

⑵反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时［H+］降至

10-7mol/LKSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC

第四章电化学

1.原电池的工作原理及应用

1.概念和反应本质

原电池是把化学能转化为甩能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

2.原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质

溶液反应)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合同路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间

接接触;③两电极插入电解质溶液中。

3.工作原理

以锌铜原电池为例

⑴反应原理

电极名称

负极

正极

电极材料

锌片

铜片

电极反应

Zn-2e—===Zn2+

Cu2+4-2e-===Cu

反应类型

氧化反应

还原反应

电子流向

由Zn片沿导线流向Cu片

盐桥中离子移向

盐桥含饱和KCI溶液，K+移向正极，CI一移向负极

(2)盐桥的组成和作用

①盐桥中装有饱和的KCI、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路;b.平衡电荷，使原电池不断产生电流,

2.电解的原理

1.电解和电解池

(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程，

(2)电解池：电能转化为化学能的装置。

⑶电解池的构成

①有与电源相连的两个电极。

②电解质溶液(或熔融电解质)。

③形成闭合回路。

2.电解池的工作原理

⑴电极名称及电极反应式(电解CuCI2溶液为例)

总反应式：

⑵电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极;从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

3.阴阳两极上放电挨次

⑴阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电挨次：

⑵阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电手，发生氧化反应。

若是惰性电极作阳极，放电挨次为

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池

⑴碱性锌钵干电池一一一次电池

正极反应：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

负极反应：Zn+2OH-2e-===Zn(OH)2;

总反应：Zn+2Mn02+2H20===2Mn00H+Zn(0H)2o

⑵锌银电池一一一次电池

负极反应：Zn+2OH-2e-===Zn(OH)2;

正极反应：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

总反应：Zn+Ag20+H20===Zn(0H)2+2Ago

⑶二次电池(可充电电池)

铅蓄电池是最常见的二次甩池，负极材料是Pb,正极材料是PbO2。

①放电时的反应

a.负极反应：Pb+SO42-2e-===PbSO4;

b.正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.总反应：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O.>

②充电时的反应

a.阴极反应：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.总反应：2PbSO4+2H2O电解=====Pb+PbO2+2H2so4。

注可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

2."高效、环境友好”的燃料电池

氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

种类

酸性

碱性

负极反应式

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

2H2+4OH——4e-===4H2O

正极反应式

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

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

电池总反应式

2H2+O2===2H2O

备注

燃料电池的电极不参加反应，有很强的催化活性，起导电作用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业

⑴电极反应

阳极反应式：2CI--2e-===CI2个（氧化反应）

阴极反应式：2H++2e-===H2个（还原反应）

⑵总反应方程式

2NaCI+2H2O2NaOH+H2个+CI2个

⑶氯碱工业生产流程图

2.电镀

下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：

⑴镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

⑵电解质溶液是AgN03溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

⑶电极反应：

阳极：Ag-e-===Ag+;

阴极：Ag++e-===Ag.>

⑷特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

3.电解精炼铜

⑴电极材料：阳极为粗铜;阴极为纯铜。

⑵电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

⑶电极反应：

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

阴极：Cu2++2e-===Cu»

4.电冶金

利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。

⑴冶炼钠

2NaCI（熔融）2Na+CI2个

电极反应：

阳极：2Cl--2e・===Cl2个;阴极:2Na++2e-===2Nao

⑵冶炼铝

2Al203（熔融）4AI+3O2个

电极反应：

阳极：602・12e・===3O2个;

阴极：4AI3++12e-===4AL

5.金属的腐蚀与防护

1.金属腐蚀的本质

金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。

2.金属腐蚀的类型

⑴化学腐蚀与电化学腐蚀

类型

化学腐蚀

电化学腐蚀

条件

金属跟非金属单质直接接触

不纯金属或合金跟电解质溶液接触

现象

无电流产生

有微弱电流产生

木质

金属被氧化

较活泼金属被氧化

联系

两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍

(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

以钢铁的腐蚀为例进行分析：

类型

析氢腐蚀

吸氧腐蚀

条件

水膜酸性较强(PHW4.3)

水膜酸性很弱或呈中性

电极反应

负极

Fe_2e-===Fe2+

正极

2H++2e—===H2个

O2+2H2O+4e—===4OH—

总反应式

Fe+2H+===Fe2++H2个

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

联系

吸氧腐蚀更普遍

3.金属的防护

(1)电化学防护

①牺牲阳极的阴极爱护法一原电池原理

a.负极：比被爱护金属活泼的金属；

b.正极：被爱护的金属设备。

②外加电流的阴极爱护法一电解原理

a.阴极：被爱护的金属设备；

b.阳极：惰性金属或石墨。

(2)转变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。

(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

篇13：选修三生物学问点总结

选修三生物学问点总结

【一】

一、基因工程的概念

基因工程是指根据人们的愿望，进行严格的设计，通过体外DNA重组和转基因技术，给

予生物以新的遗传特性，制造出更符合人们需要的新的生物类型和生物产品。基因工程是在

DNA分子水平上进行设计和施工的，又叫做DNA重组技术。

二、基因工程的原理及技术原理：基因重组技术

基因工程的基本工具

1.”分子手术刀“一一限制性核酸内切酶(限制的)

(1)来源：主要是从原核生物中分别纯化出来的。

(2)功能：能够识别双链DNA分子的某种特定的核若酸序列，并且使每一条链中特定部位

的两个核甘酸之间的磷酸二酯键断开，因此具有专一性。

⑶结果：经限制酶切割产生的DN_末端通常有两种形式：黏性末端和平末端.

2."分子缝合针〃一一DNA连接两

⑴两种DNA连接酶(E・coliDNA连接酶和T4DNA连接酶)的比较：

①.相同点：都缝合磷酸二酯键。

②.区分：E・coliDNA连接酶来源于T4噬菌体，只能将双链DN_互补的黏性末端之间的磷

酸二酯键连接起来;而T4DNA连接的能缝合两种末端，但连接平末端的之间的效率较低。

(2)与DNA聚合酶作用的异同:DNA聚合酶只能将单个核苜酸加到已有的核甘酸片段的末端,

形成磷酸二酯键。DNA连接酶是连接两个DN_的末端，形成磷酸二酯键。

3.“分子运输车”一一载体

(1)载体具备的条件：

①能在受体细胞中复制并稳定保存。

②具有一至多个限制酶切点，供外源DN_插入。

③具有标记基因，供重组DNA的鉴定和选择。

(2)最常用的载体是质粒：

它是•种暴露的、结构简洁的、独立于细菌染色体之外，并具有自我复制力量的双钻环状

DNA分子。

(3)其它载体：噬菌体的衍生物、动植物病毒

基因工程的基本操作程序

第一步：目的基因的猎取

1.目的基因是指：编码蛋白质的结构基因。

2.原核基因实行直接分别获得，真核基因是人工合成。人工合成目的基因的常用方法有反

转录法和化学合成法。

3.PCR技术扩增目的基因

(1)原理：DNA双链复制

(2)过程：①加热至90〜95团DNA解链；

②冷却到55〜600,引物结合到互补DNA链；

③加热至70-750,热稳定DNA聚合酹从引物起始互补链的合成

其次步：基因表达载体的构建

1.目的：使目的基因在受体细胞中稳定存在，并且可以遗传至下••代，使目的基因能够表

达和发挥作用。

2.组成：目的基因+启动子+终止子+标记基因

(1)启动子：是一段有特别结构的DN_,位于基因的首端，是RNA聚合酶识别和结合的部

位，能驱动基因转录出mRNA,最终获得所需的蛋白质。

(2)终止子：也是一段有特别结构的DN_,位于基因的尾端。

(3)标记基因的作用：是为了鉴定受体细胞中是否含有目的基因，从而将含有目的基因的

细胞筛选出来。常用的标记基因是抗生素基因。

第三步：将目的基因导入受体细胞

L转化的概念：是目的感因进入受体细胞内，并且在受体细胞内维持稳定和表达的过程。

2.常用的转化方法：将目的基因导入植物细胞：采纳最多的方法是农杆菌转化法，其次还

有基因枪法和花粉管通道法等。

3.将目的基因导入动物细胞：最常用的方法是显微注射技术。此方法的受体细胞多是受精

卵。将目的基因导入微生物细胞：

4.重组细胞导入受体细胞后，筛选含有基因表达载体受体细胞的依据是

标记基因是否表达.

第四步：目的基因的检测和表达

1.首先要检测转基因生物的染色体DNA上是否插入了目的基因，方法是采纳DNA分子杂

交技术.

2.其次还要检测目的基因是否转录出了mRNA,方法是采纳用标记的目的基因作探针与

mRNA

杂交。

3.最终检测日的基因是否翻译成蛋白质，方法是从转基因生物中提取

蛋白质，用相应的抗体进行抗原-抗体杂交。

4.有时还需进行个体生物学水平的鉴定。如转基因抗虫植物是否消失抗虫性状。

基因工程的应用：

1.植物基因工程：抗虫、抗病、抗逆转基因植物，利用转基因改良植物的品质。

2.动物基因工程：提高动物生长速度、改善畜产品品质、用转基因动物生产药物。

3.基因治疗：把正常的外源基因导入病人体内，使该基因表达产物发挥作用。

蛋白质工程的概念：

蛋白质工程：

是指以蛋白质分子的结构规律及其生物功能的关系作为基础，通过基因修饰或基因合成，

对现有蛋白质进行改造，或制造一种新的蛋白质，以满意人类的生产和生活的需求。(基因

工程在原则上只能生产自然界已存在的蛋白质)

(1)蛋白质工程崛起的缘由：基因工程只能生产自然界己存在的蛋白质

(2)蛋白质工程的基本原理：它可以依据人的需求来设计蛋白质的结构，又称为其次代的

基因工程。

(3)基本途径：从预期的蛋白质功能动身，设计预期的蛋白质结构，推想应有的氨基酸序

列，找到相对应的脱氧核甘酸序列(基因)以上是蛋白质工程特有的途径;以下根据基因工程的

一般步骤进行。(留意：目的基因只能用人工合成的方法)

(4)设计中的困难：如何推想非编码区以及内含子的脱氧核甘酸序列

【二】

1.基因工程的诞生

(1)基因工程：根据人们的意愿，进行严格的设计，并通过体外DNA重组和转基因等技术，

从而制造出更符合人们需要的新的生物类型和生物产品。

(2)基因工程诞生的理论基础是在生物化学、分子生物学和微生物学科的基础上进展起来,

技术支持有基因转移载体的发觉、工具酶的发觉，DNA合成和测序仪技术的创造等。

2.基因工程的原理及技术

基因工程操作中用到了限制酶、DNA连接酶、运载体

3.基因工程的应用

(1)在农业生产上：主要用于提高农作物的抗逆力量(如：抗除草剂、抗虫、抗病、抗干旱

和抗盐碱等)，以及改良农作物的品质和利用植物生产药物等方面。

(2)基因治疗不是对患病基因的修复，基因检测所用的DNA分子只有处理为单链才能与被

检测的样品，按碱基配对原则进行杂交。

4.蛋白质工程

蛋白质工程的本质是通过基因改造或基因合成，对先有蛋白质进行改造或制造新的蛋白质,

所以被形象地称为其次代基因工程;基因工程在原则上只能生产自然界已存在的蛋白质

高中生物选修三学问点

1.植物的组织培育

(1)细胞工程：指应用细胞生物学和分子生物学的原理和方法，通过细胞水平或者细胞器

水平上的操作，根据人们的意愿来转变细胞内的遗传物质或猎取细胞产品的一门综合科学技

术。在细胞器水平上转变细胞的遗传物质，属于细胞工程。

(2)细胞全能性：具有某种生物全部遗传信息的任何一个细胞，都具有发育成完整生物体

的潜能。

考点细化：

①都具有该生物全部遗传信息，因此从理论上讲，生物体的每一个活细胞都应当具有全

能性。

②细胞在生物体内没有表现出全能性的缘由是基因选择性表达。

③植物细胞的全能性得以实现的条件是离体，合适的养分和激素，无菌操作。

④在生物的全部的细胞中，受精卵细胞的全能性。

(3)植物组织培育：在无菌和人工掌握的条件下，将离体的植物器官、组织、细胞，培育

在人工配置的培育基上，赐予相宜的培育条件，诱导其产生愈伤组织、丛芽，最终形成完整

的植株。

考点细化：

①已分化的细胞经过诱导后，失去其特有的结构和功能而转变成未分化细胞的过程叫脱

分化。

②再分化是愈伤组织连续进行培育，重新分化出根或芽等器官。

③愈伤组织细胞排列疏松而无规章，高度液泡化的呈不定型状态的薄壁细胞。

④植物组织培育时培育基的成分有矿质元素、蔗糖、维生素、植物激素、有机添加物，

与动物细胞培育相比需要蔗糖、植物激素，不需要动物血清。

⑤在植物组织培育脱分化过程中，需要植物激素

⑥植物组织培育全过程中都需要无菌，愈伤组织之前不需要光照

(4)植物组织培育技术的用途：微型繁殖、作物脱毒、制造人工种子、单倍体育种、细胞

产物的工厂化生产。

考点细化：

①用植物体的茎尖、根尖来获得无病毒植物

②人工种子中人工胚乳相当于大豆种子的子叶，人工种子与正常种子相比发芽率高。

③转基因植物的培育需要植物组织培育

(5)将不同种植物的体细胞，在肯定条件下融合成杂种细胞，并把杂种细胞培育成新的植

物体叫做植物体细胞杂交。

考点细化：

①用纤维素陶、果胶酶去除细胞壁获得原生质体

②物理方法：电刺激、振荡、离心;化学方法：聚乙二醇

③植物体细胞杂交完成的标志是新细胞壁的形成

④融合后的杂种细胞通过植物组织培育才能发育成完整的植物体

(6)植物体细胞杂交这一育种方法的优点是克服远缘杂交不亲和障碍

2.动物的细胞培育与体细胞克隆

(7)动物细胞工程常用的技术手段有动物细胞培育、动物细胞核移植、动物细胞融合、生

产单克隆抗体、胚胎移植等

(8)动物细胞培育经过原代培育和传代培育

考点细化：

①动物细胞培育液的成分有糖、氨基酸、促生长因子、无机盐、微量元素等

②动物细胞培育基液体，植物细胞培育基固体，培育的动物细胞通常取自胚胎、幼龄动

物的组织器官

②动物细胞培育时的气体环境是95%的空气+5%二氧化碳的混合气体，C02起到调