化学反应原理常考考点总结

第一篇：化学反应原理常考考点总结

化学反应原理常考考点总结 总结人：于志新

第一章化学反应与能量

1、常见的吸热放热反应

2、吸热放热反应与反应前后总能量的关系；

3、吸热放热反应与反应物与生成物键能的关系;

4、△H=∑反应物键能-∑生成物物键能

5、燃烧热的概念理解和燃烧热的热化学方程式的认定，相关计算。——必考

6、中和热的概念理解和中和热的实验

7、反应的△H的大小比较（系数不同、产物不同、反应物或生成物的状态不同）注意放热反应△H是负数。——-必考

8、盖斯定律填空必有一道，选择题可能也有一题。

第二章化学反应速率和化学平衡

1、化学反应速率的影响因素以及从活化分子有效碰撞理论解释（选择题）

2、化学反应速率的计算及速率与系数的关系及速率比大小（注意时间是否统一）

3、化学平衡态的标志（速率等、浓度，百分含量定是基本的标志；还可以从化学键、压强、平均分子量、颜色、温度等角度）----必考

4、平衡移动的题（因素、方向、转化率，百分含量的变化、图像）——必考

5、平衡的计算（三行）

6、在事实中是否能用移动原理解释

7、平衡常数的意义、影响因素（只与温度有关），表达式（固体和液体不写）和平衡常数的计算值。——填空题；平衡常数的改变与平衡移动的关系。

8、化学反应进行的方向（2个判据结合用）------一道选择题

第三章离子平衡

1、电解质的概念及电离条件----选择题；溶液导电性的变化----选择题；电离和水解离子方程式的区别;电离常数的意义、影响因素（只与温度有关）

2、溶液酸碱性的判断、PH计算（稀释、酸酸混合、碱碱混合、酸碱混合—酸性先算H+浓度、碱性先算OH-浓度）—必考（选择或填空）

3、PH试纸的使用、读数值

4、酸碱中和滴定实验：（滴定终点的认定—指示剂变色且半分钟不恢复原来颜色、终点时一定中性吗？眼睛注视的位置（锥形瓶颜色的变化）、滴定管的类型，刻度分布、读数（平视、0.01ML）、使用（水洗、润洗、装夜、排气泡、调液面至0或0以下、记下初始读数）、误差分析。——必考

5水解的口诀的理解和应用、水解离子式。

6、酸碱等浓度等体积混合后，溶液的酸碱性；酸碱PH值相当（如3和11）等体积混合后溶液的酸碱性—必考（选择或填空）

7、盐中的微粒浓度大小比较以及三个守恒———必考（多项选择或填空）

8、酸碱盐对水的电离程度的影响（定性或定量比大小）

9、离子共存（水电离出的H+浓度或OH-浓度都小于10-7，则该溶液有酸性和碱性两种可能注意双水解可以导致不共存）———必考（选择）

10、溶解平衡的沉淀转化规则及转化方程式的书写；溶度积的的意义、影响因素（只与温度有关）及简单的计算———必考（选择或填空）

第四章电化学

1、原电池的设计图（单液和双液）、电极反应式、电子和电流、离子的移动方向

2、化学电源的放电时电极反应式（氧化还是还原）、电子和电流、离子的移动方向、PH值的变化（电极附近的、整体的）；充电时电极反应式是氧化还是还原、PH值的变化及如何充电——必考（多项选择）燃料电池中的氢氧重要；二次电池铅蓄电池重要。

4、金属材料的活动性的推断（正负极、电子，电流，离子的流向、电极的变化，反应是氧化还是还原、置换的顺序）———必考（选择）

3、氯化钠、硫酸铜、硝酸银的电解重要——电极式、总反应、计算（注意一个电极需要写2个电极反应的计算）—必考（选择或最后计算）

4、放电序必背——电解后PH值的变化及如何恢复—必考（选择或填空）5金属的电化腐蚀（析氢和吸氧，吸氧重要）条件、电极式、总反应。

6、腐蚀的速度和保护效果的好坏（电解池腐蚀阳极，保护阴极；原电池腐蚀负极，保护正极、电解池腐蚀阳极最厉害，阴极保护得最好这是顺序中的最前和最后））———必考（选择）

7、精炼铜和电镀装置的电极材料和电解液的选择、电极式。PH值和离子浓度的变化

附加口诀：1升温，全快

2加压，不管平衡是否移动，气体浓度全大

3、增加廉价原料的浓度，提高价贵原料的转化率

4、等倍数改变气体浓度，按照改变压强讨论移动方向

第二篇：化学反应原理知识点总结

2012届高考化学反应原理知识点总结

化学反应速率、化学平衡

一．化学反应速率

1．定义：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。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s)

v=△c·△t

2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影响反应速率的因素

内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。

外因：

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。

③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。

（二）化学平衡

1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2．化学平衡状态的特征

（1）“等”即

V正=V逆>0。

（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。

（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。

（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。

（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。

3．化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x

:

y

③c(C)、C%、n(C)%等不变

④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定

⑤体系颜色不变

⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量

⑦体系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等

4．影响化学平衡的条件

（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理

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。

①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。

②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。

④催化剂：不能影响平衡移动。

5．等效平衡

在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。

（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。

（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。

（3）在定温、定容情况下，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）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。

6．化学平衡计算时常用的2个率

（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7．催化剂

能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。

催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应

二氧化锰

氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。

五氧化二钒

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

铁触媒

合成氨。

铂或铂铑合金

氨的催化氧化。

硫酸汞

乙炔水化制乙醛。

醋酸锰

乙醛氧化制乙酸。

镍

不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

三溴化铁

笨的溴化制溴苯。

使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。

8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不

平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系

Qc＝，Qc叫该反应的浓度商．

Qc＜K，反应向正反应方向进行

Qc＝K，反应处于平衡状态

Qc＞K，反应向逆反应方向进行

电解质溶液

一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质

1．电解质

凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。

2．分类

（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。

（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。

3．强电解质和弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

水溶液里完全电离的电解质

水溶液里部分电离的电解质

化学键种类

离子键、强极性键

极性键

电离过程

完全电离

部分电离

表示方法

用等号“=”

用可逆号“”

代表物

强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI

强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

绝大多数盐：NaCl、BaSO4

弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱碱：NH3·H2O

个别盐：HgCl2、Pb(CH3COO)2

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质

非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物：CH4、NH3

大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖

二．弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。

（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

三．水的电离和溶液的pH值

1．水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+

+

OH–

25℃时

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1

水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）

①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃

Kw=10–12

②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：0～14

四．盐类水解

1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。

2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。

3．盐类水解的类型

（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-

+

H2O

CH3COOH

+

OH-

（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-

+

NH4+

CH3COOH

+

NH3·H2O

（3）

互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如

(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

Fe2+

+

2H2O

Fe(OH)2

+

H+

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．电离平衡和水解平衡的比较

电

离

平

衡

水

解

平

衡

实

例

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究对象

弱电解质（弱酸、弱碱、水）

强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实

质

弱酸

H+

+

弱酸根离子

弱碱

OH—

+

弱碱阳子

H2O

+

H2O

H3O+

+

OH—

离子化速率

=

分子化速率

弱酸根阴离子+H2O

弱酸

+

OH—

弱碱阳离子+H2O

弱碱

+

H+

水解速率

=

中和速率

程

度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……

“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化

吸热（极少数例外）

吸热

表达式

电离方程式：①用“

”

②多元弱酸分步电离

H2S

H+

+

HS—

HS—

H+

+

S2—

水解反应离子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解

③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微

粒

浓

度

大小比较

c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—)

>c(OH-)

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>

c(H+)

电荷守恒式

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

c(Na+)+

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

物料守恒式

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L=

c(Na+)/2

影

响

因

素

温

度

升温促进电离（极少数例外）

升温促进水解

浓

度

稀

释

促进电离，但浓度减小，酸性减弱

促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S

电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。

S2—+H2O

HS—+

OH—

H2S

+

OH—

HS—+

H2O

促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

加Na2S

H2S

H+

+

HS—

S2—+

H+

HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

七．何时考虑盐的水解

1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)

c(PO43

4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

八．溶液中微粒间的关系

（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+)

+

c(H+)

=

2c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(OH

—)

（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na)

:

n

(S的各种存在形式总和)

==

:

表达形式：c(Na+)

=

c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(H2S)

（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—)

==

溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

表达形式：c(OH

—)

=

c(H+)

+

c(HS—)

+

2c(H2S)

★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

第三篇：2015化学反应原理教学总结

2015秋季高二化学备课组教学总结

苏伟波

这学期我们高二化学开设的课程是《化学反应原理》，这门课程是高考选课程的必考内容。在化学反应原理模块教学中主要存在三方面的困难，一是学科知识的储备上存在欠缺，例如，对如何用化学动力学和化学热力学的思路分析速率和平衡问题还不是很清楚；二是在焓、熵、化学反应方向等新增内容的教学中存在困难；三是深广度的把握，主要是处理不好高中内容与大学内容的关系，有时会超纲越界。经过大量的课例观察我们发现在化学反应原理模块的教学中主要存在以下三方面的问题：

一是不能正确处理必修模块与化学反应原理模块教学的层次性问题。一方面，忽略了必修模块与选修模块的衔接，在进行选修模块内容教学前，常会忽略学生在必修的已有基础；在教学后，又经常会忽略引导学生对“在必修基础上发展了什么？”这一问题的反思。另一方面是深广度把握不到位，经常出现“选修模块教学平庸化”的现象，即在化学反应原理模块教学中，仅关注具体知识的教学，缺乏对学科思想方法的体现。

二是在教学中没有突出化学反应原理模块特点。在化学反应原理模块内容的教学中，要突出定性与定量相结合、实验与理性推理相结合的特点，要关注物理化学基本思想方法的运用。

三是处理不好几个关系。例如，处理不好定量分析与计算的关系，将定量分析问题的思路与复杂的数学计算等同；在教学中死抠概念定义，忽视对概念的整体关系和内涵实质的把握；缺乏多样化教学处理方式。

“化学反应原理”是为了对化学反应原理感兴趣的学生开设的选修模块，以满足不同学生学习和发展的需求。人类在探索自然规律造福社会的历程中，大量利用化学反应获得人类所需要的新物质以及利用化学反应获得能量。化学反应原理就是人类在研究大量化学反应本质的基础上，总结得到的关于化学反应的一般规律。“化学反应原理”模块通过研究化学反应与能量、化学反应速率、化学平衡以及溶液中的离子平衡等内容，探究诸如如何选择燃料、人类如何解决能源危机、如何确定合成氨反应条件等问题。通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：

l.认识化学变化所遵循的基本原理，初步形成关于物质变化的正确观念；

2.了解化学反应中能量转化所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用；

3.赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类社会文明所起的重要作用，能对生产、生活和自然界中的有关化学变化现象进行合理的解释；

4.增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。

今后，我们更应该合理安排，合理设计教学内容，化学反应原理是人类总结得到的关于化学反应的一般规律，涉及化学反应的能量转化、方向、限度、速率以及机理等方面的问题，因此“化学反应原理”设置了“化学反应与能量”、“化学反应速率和化学平衡”以及“溶液中的离子平衡”三个主题。“化学反应与能量”研究化学反应中能量转化所遵循的规律，包括化学能与热能、化学能与电能的转化以及化学对解决人类能源问题的重要贡献等内容。“化学反应速率和化学平衡”研究化学反应发生的方向、限度和速率所遵循的规律，包括化学反应速率的含义及影响化学反应速率的因素、化学平衡的含义及影响化学平衡的因素、判断化学反应方向的依据等。“溶液中的离子平衡”着重介绍化学平衡原理的一些应用，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解以及沉淀溶解平衡等。把握好本模块的教学要求，学习本模块的主要目的是让学生通过科学探究获得对化学反应所遵循的一般原理即化学反应本质的认识，增进对科学探究的理解，增强探索化学反应原理的兴趣，赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类文明发挥的重大作用，树立学习和研究化学的志向。

第四篇：2015年考研政治常考考点总结

一、“思维与存在”等同于“物质与意识/精神”吗?

思维与存在何者在第一性是哲学的基本问题之一。在考研政治中，通常把“思维”等同于“意识”或“精神”，把“存在”等同于“物质”，常常忽略这几个概念之间的差别。因此在考生在复习中，可以把“思维与存在何者为第一性”等同于“物质与意识或精神何者为第一性”。但实际上，这几个概念有着严格的区别。考生做到心中有数即可。

二、物质是东西，还是不是东西?

在马克思主义认为，即辩证唯物主义认为，物质不是东西，是所有东西的共性。而古代朴素唯物主义和近代形而上学唯物主义都是把物质归于某一或某些具体物质，如金木水火土、原子、分子等等，而不是指东西的共性。因此，对物质概念理解的不同，也是辩证唯物主义和唯心主义的差别之一。

三、世界统一于存在吗?

存在是一个模糊的概念，混淆唯物主义和唯心主义的对立，是折中主义。马克思主义哲学认为，世界统一于物质，凡是存在都是应是物质的存在。因此，在马克思主义看来，说世界统一于存在是错误的。

四、赫拉克利特说：“人不能两次踏入同一条河流。”克拉底鲁说：“人一次也不能踏入同一条河流。”这两种观点哪一个是正确的?为什么?

这种观点考查的是唯物主义运动观的相关理论。马克思主义哲学认为，任何物质的存在应该是绝对运动和相对静止的统一。赫拉克利特的观点中“同一条河流” 反映了物质的相对静止;“不能两次踏入”反映了物质的决定运动，因此它体现了物质存在是绝对运动和相对静止的统一，是正确的辨证的观点。而赫拉克利特的学生克拉底鲁的观点中，“人一次也不能踏入”是否认了物质存在的相对静止，只强调其绝对运动，这属于相对主义、诡辩论，因此是错误的。

五、意识是人脑所分泌的一种特殊物质吗?

这种观点否认了意识的主观性从而把意识与客观物质相混同，它属于庸俗唯物主义的范畴，因此是错误的。马克思主义哲学认为，意识的主体性首先表现在意识的主体能力具有差异，但都具有客观的根源;其次表现为意识主观特征的不同，既有正确的反映，也有虚幻歪曲的错误的反映，但都是对客观物质的反映，都有客观原型、社会原型。

六、辩证唯物主义、机械唯物主义和唯心主义分别如何对待意识的能动作用的?

首先，辩证唯物主义坚持物质决定意识的前提下承认意识对物质的能动作用;其次，机械唯物主义只承认物质对意识的决定作用，而完全否认意识的能动作用;最后，唯心主义是夸大意识的能动作用，完全否认物质对意识的决定作用。

七、为什么在辩证整体观中，1+1>2呢?

辩证整体观认为，整体由部分构成，但不是各个部分的简单总和;整体具有部分所不具有的属性;整体与部分相互依赖。正如在一个集体当中，集体中的个人合作完成一项任务，在这个合作的过程中，既有分工也有凝聚力，也就是说，这个时候整体/集体具有了部分/每个人所不具有的属性。这样的工作效率要比只有分工而没有合作的集体的工作效率要大。因此1+1>2。

八、矛盾就是差异吗?

矛盾，即对立统一。差异仅仅是矛盾的一方面，忽视了矛盾的统一的一面。因此，矛盾不是差异。

九、真理面前人人平等吗?

真理是人对客观事物的本质规律的正确放映，标志主观与客观相一致的哲学范畴。真理的定义告诉我们，凡是人的认识实现了主客观的相一致就拥有了真理，不依人的社会地位、权势而定。因此，真理面前是人人平等的。

十、既然实践是认识的来源，为什么我们还要从书本上获取知识而不去亲身去实践呢?

这实际上考查的是直接经验与间接经验的关系问题。首先，直接经验是亲身实践所获得的知识，间接经验是通过书本所获取的知识，但书本上的只是最终也是写书人亲身实践的产物。因此直接经验和间接经验最终都是来自于实践。也就是说，一切只是归根结底最终都来自于直接经验。其次，人的生命是有限的，不可能事事亲身实践，所以间接经验是十分重要的，但间接经验还要进一步到实践中检验、发展。最后，直接经验与间接经验的关系是源和流的关系，直接经验是间接经验的源，间接经验是直接经验的流。因此，我们既要坚持认识来源于实践，但同时也不应该否认学习间接经验的重要性。

十一、商品生产价格形成后，是否违背价值规律?

商品生产价格形成后，并不违背价值规律。这是因为，首先，商品的生产价格是以商品的价值为基础的;其次，就全社会而言，商品的生产价格总额与商品的价值总额是一致的;最后，它改变的只是价值规律的表现形式，即价格围绕商品的生产价格上下波动。(商品生产价格形成之前，价值规律的表现形式为，价格围绕价值上下波动。)

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第五篇：小升初语文常考题型及考点

小升初语文常考题型及考点

小升初择校考试中，数学题型一般是：判断、选择、填空、直接写得数(口算)、脱式计算(简算)、解方程、列式计算、图形解答题(一般是求阴影部分面积居多)、应用题等。数学考试往往是学校的重中之重，同样语文考试也是不容小觑，下面简单说一下小升初语文考试题型及考点，具体内容如下：

第一部分：语言的积累及运用

1.语音

出题方式：读拼音，写字、词；给汉字注音；多音字；划去不正确的读音；读音完全正确的一项是。

2.字形

出题方式：改正词语中的错别字；把词语补充完整；没有错别字的一项是。

3.字、词义

出题方式：解释加点字的意思；写出词语的反义词或近义词；按照语体色彩给词语分类；用所给词语造句；选择正确的词项；下列词语的用法正确的或错误的一项是；关联词的使用。

4.句子

出题方式：句式改写；修改病句；修辞手法的运用。

5.古诗句积累

出题方式：默写一首大纲所要求背诵的古诗；按要求默写诗句。

6.语文知识的实际运用

出题方式：语言是否得体，如何修改；仿写一句话或一小段话；写对联；如何表达更得体。俗语、谚语；拟写广告语；言外之意；通知、书信、表扬稿、请假条的拟写；根据主题，写一段话。

第二部分：阅读

(一)现代文阅读

考点：为文章划分段落层次，说明缘由，概括段义；概括文章的中心思想；词语释义；说说你对文章的感悟；分析某句话的作用；分析概括人或事物的特点、性状等；作者思想感情前后不一，是否矛盾；换词是否得当；语言修辞手法的考察；解释某句话的含义；拟写标题；标点符号的运用；选择恰当的词语填空。

(二)文言文阅读

考点：解释文中加点词语的意思；翻译两个句子；对文言文的领悟。

(三)诗歌鉴赏

考点：对意象的分析；对某一句诗的分析；诗人表达情感的方式；押韵；诗人表达的情感；诗歌的体裁。

第三部分：作文

常考记叙文，分为半命题和全命题作文。考察学生是否能够准确审题，语言的表达是否清楚、贴切，行文是否生动形象，表达是否条理清晰，思想是否深刻，以及书写是否规范。