高二化學必修三知識點總結
育路小編整理了高二化學必修三知識點總結，希望能幫助大家鞏固復習知識點。
專題一：第一單元
1——原子半徑
(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數的遞增而減小;
(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6價，除外);
(2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
(1)同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減;
(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 (及其判斷)
(1)同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增;
(2)同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性(還原性) 1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，最高價氧化物的水化物的堿性越強(1—20號，K最強;總體Cs最強 最
非金屬性(氧化性)1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號，F最強;最體一樣)
5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱;
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
(1)元素周期數等于核外電子層數;
(2)主族元素的序數等于最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期(1—3);長周期(4—6，6周期中存在鑭系);不完全周期(7)。
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)
所以, 總的說來
(1) 陽離子半徑<原子半徑
(2) 陰離子半徑>原子半徑
(3) 陰離子半徑>陽離子半徑
(4 對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用于稀有氣體!
第二單元
一 、化學鍵：
1，含義：分子或晶體內相鄰原子(或離子)間強烈的相互作用。
2，類型 ，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。
1，使陰、陽離子結合的靜電作用
2，成鍵微粒：陰、陽離子
3，形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽(Nacl、NH4cl、BaCo3等)
c強堿(NaOH、KOH)
d活潑金屬氧化物、過氧化物
4，證明離子化合物：熔融狀態下能導電
共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子(1，共用電子對對數=元素化合價的絕對值
2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物)
對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子。
1，共價分子電子式的表示，P13
2，共價分子結構式的表示
3，共價分子球棍模型(H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體)
4，共價分子比例模型
補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合
乙烷(C—C單鍵)
乙烯(C—C雙鍵)
乙炔(C—C三鍵)
金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。
二、分子間作用力(即范德華力)
1，特點：a存在于共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結構相似的分子，其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大(特例：HF、NH3、H2O)
三、氫鍵
1，存在元素：O(H2O)、N(NH3)、F(HF)
2，特點：比范德華力強，比化學鍵弱
補充：水無論什么狀態氫鍵都存在
第三單元
一，同素異形(一定為單質)
1，碳元素(金剛石、石墨)
氧元素(O2、O3)
磷元素(白磷、紅磷)
2，同素異形體之間的轉換——為化學變化
二，同分異構(一定為化合物或有機物)
分子式相同，分子結構不同，性質也不同
1，C4H10(正丁烷、異丁烷)
2，C2H6(乙醇、二甲醚)
三，晶體分類
離子晶體：陰、陽離子有規律排列
1，離子化合物(KNO3、NaOH)
2，NaCl分子
3，作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體
1，共價化合物(CO2、H2O)
2，共價單質(H2、O2、S、I2、P4)
3，稀有氣體(He、Ne)
原子晶體：不存在單個分子
1，石英(SiO2)、金剛石、晶體硅(Si)
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體
專題二 ：第一單元
一、反應速率
1，影響因素：反應物性質(內因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(正比)、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度(可逆反應)
化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再變化，到達平衡。
專題二 ：第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應：1，酸堿中和
2，所有燃燒反應
3，金屬和酸反應
4，大多數的化合反應
5，濃硫酸等溶解
常見吸熱反應：1，CO2+C====2CO
2，H2O+C====CO+H2(水煤氣)
3，Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應
4，大多數分解反應
5，硝酸銨的溶解
熱化學方程式;注意事項5
二、燃料燃燒釋放熱量
專題二 ：第三單元
一、化學能→電能(原電池、燃料電池)
1，判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧化反應，陰離子在負極
2，正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質
3，正負極相加=總反應方程式
4，吸氧腐蝕
A中性溶液(水)
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補充：形成原電池條件
1，有自發的 氧化反應
2，兩個活潑性不同的電極
3，同時與電解質接觸
4，形成閉合回路
二、化學電源
1，氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽極：4OH——4e—===O2+2H2O
2，常見化學電源
銀鋅紐扣電池
負極：
正極：
鉛蓄電池
負極：
正極：
三、電能→化學能
1，判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極(發生氧化反應)，負極對陰極
2，陽離子向陰極，陰離子向陽極(異性相吸)
補充：電解池形成條件
1，兩個電極
2，電解質溶液
3，直流電源
4，構成閉合電路
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(責任編輯：彭海芝)
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