在學習新知識的同時還要復習以前的舊知識，肯定會累，所以要注意勞逸結(jié)合。只有充沛的精力才能迎接新的挑戰(zhàn)，才會有事半功倍的學習。高二頻道為你整理了《高二化學必修三知識點總結(jié)》希望對你的學習有所幫助！
【篇一】
1.化學能與熱能
（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量
b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量
（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化
練習：
氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍色火焰，在反應中，破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO＝O鍵消耗的能量為Q2kJ，形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ。下列關(guān)系式中正確的是（B）
A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3
C.Q1+Q2
（4）常見的放熱反應：
A.所有燃燒反應；B.中和反應；C.大多數(shù)化合反應；D.活潑金屬跟水或酸反應；
E.物質(zhì)的緩慢氧化
（5）常見的吸熱反應：
A.大多數(shù)分解反應；
氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。
（6）中和熱：（重點）
A.概念：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（液態(tài)）時所釋放的熱量。
2.化學能與電能
（1）原電池（重點）
A.概念：
B.工作原理：
a.負極：失電子（化合價升高），發(fā)生氧化反應
b.正極：得電子（化合價降低），發(fā)生還原反應
C.原電池的構(gòu)成條件：
關(guān)鍵是能自發(fā)進行的氧化還原反應能形成原電池
a.有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極
b.電極均插入同一電解質(zhì)溶液
c.兩電極相連（直接或間接）形成閉合回路
D.原電池正、負極的判斷：
a.負極：電子流出的電極（較活潑的金屬），金屬化合價升高
b.正極：電子流入的電極（較不活潑的金屬、石墨等）：元素化合價降低
E.金屬活潑性的判斷：
a.金屬活動性順序表
b.原電池的負極（電子流出的電極，質(zhì)量減少的電極）的金屬更活潑；
c.原電池的正極（電子流入的電極，質(zhì)量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬
F.原電池的電極反應：（難點）
a.負極反應：X－ne＝Xn－
b.正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應
（2）原電池的設(shè)計：（難點）
根據(jù)電池反應設(shè)計原電池：（三部分＋導線）
A.負極為失電子的金屬（即化合價升高的物質(zhì)）
B.正極為比負極不活潑的金屬或石墨
C.電解質(zhì)溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質(zhì)）
（3）金屬的電化學腐蝕
A.不純的金屬（或合金）在電解質(zhì)溶液中的腐蝕，關(guān)鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕
B.金屬腐蝕的防護：
a.改變金屬內(nèi)部組成結(jié)構(gòu)，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。
b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質(zhì)接觸，達到耐腐蝕的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜）
c.電化學保護法：
犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法
（4）發(fā)展中的化學電源
A.干電池（鋅錳電池）
a.負極：Zn－2e-＝Zn2+
b.參與正極反應的是MnO2和NH4+
B.充電電池
a.鉛蓄電池：
鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式
放電時電極反應：
負極：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4
正極：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O
b.氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等。
總反應：2H2+O2＝2H2O
電極反應為（電解質(zhì)溶液為KOH溶液）
負極：2H2+4OH--4e-→4H2O
正極：O2+2H2O+4e-→4OH-
3.化學反應速率與限度
（1）化學反應速率
A.化學反應速率的概念：
B.計算（重點）
a.簡單計算
b.已知物質(zhì)的量n的變化或者質(zhì)量m的變化，轉(zhuǎn)化成物質(zhì)的量濃度c的變化后再求反應速率v
c.化學反應速率之比＝化學計量數(shù)之比，據(jù)此計算：
已知反應方程和某物質(zhì)表示的反應速率，求另一物質(zhì)表示的反應速率；
已知反應中各物質(zhì)表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。
d.比較不同條件下同一反應的反應速率
關(guān)鍵：找同一參照物，比較同一物質(zhì)表示的速率（即把其他的物質(zhì)表示的反應速率轉(zhuǎn)化成同一物質(zhì)表示的反應速率）
（2）影響化學反應速率的因素（重點）
A.決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質(zhì)（內(nèi)因）
B.外因：
a.濃度越大，反應速率越快
b.升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率
c.催化劑一般加快反應速率
d.有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快
e.固體表面積越大，反應速率越快
f.光、反應物的狀態(tài)、溶劑等
（3）化學反應的限度
A.可逆反應的概念和特點
B.絕大多數(shù)化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同
a.化學反應限度的概念：
一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。
b.化學平衡的曲線：
c.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志：
反應混合物中各組分濃度保持不變
↓
正反應速率＝逆反應速率
↓
消耗A的速率＝生成A的速率
d.怎樣判斷一個反應是否達到平衡：
（1）正反應速率與逆反應速率相等；（2）反應物與生成物濃度不再改變；
（3）混合體系中各組分的質(zhì)量分數(shù)不再發(fā)生變化；
（4）條件變，反應所能達到的限度發(fā)生變化。
化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。
【典型例題】
例1.在密閉容器中充入SO2和18O2，在一定條件下開始反應，在達到平衡時，18O存在于（D）
A.只存在于氧氣中
B.只存在于O2和SO3中
C.只存在于SO2和SO3中
D.SO2、SO3、O2中都有可能存在
例2.下列各項中，可以說明2HIH2+I2(g)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的是（BDE）
A.單位時間內(nèi)，生成nmolH2的同時生成nmolHI
B.一個H—H鍵斷裂的同時，有2個H—I鍵斷裂
C.溫度和體積一定時，容器內(nèi)壓強不再變化
D.溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化
E.溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化
F.條件一定，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化
化學平衡移動原因：v正≠v逆
v正>v逆正向v正. 濃度:其他條件不變,增大反應物濃度或減小生成物濃度,正向移動反之
壓強:其他條件不變,對于反應前后氣體,總體積發(fā)生變化的反應,增大壓強,平衡向氣體體積縮小的方向移動,反之…
溫度:其他條件不變,溫度升高,平衡向吸熱方向移動反之…
催化劑:縮短到達平衡的時間,但平衡的移動無影響
勒沙特列原理：如果改變影響化學平衡的一個條件，平衡將向著減弱這種改變的方向發(fā)生移動。
【篇二】
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(shù)的遞增而減??；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)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）；第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律
1.原子結(jié)構(gòu)：如：的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關(guān)系
2.元素周期表和周期律
（1）元素周期表的結(jié)構(gòu)
A.周期序數(shù)＝電子層數(shù)
B.原子序數(shù)＝質(zhì)子數(shù)
C.主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)＝元素的正價數(shù)
D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)＝8－主族序數(shù)
E.周期表結(jié)構(gòu)
（2）元素周期律（重點）
A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）
a.單質(zhì)與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
b.價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c.單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱
（注意：單質(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反）
B.元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律
a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變?nèi)?BR> b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強
c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強
d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱
C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質(zhì)）
D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：
a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子
（3）元素周期律的應用（重難點）
A.“位，構(gòu)，性”三者之間的關(guān)系
a.原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置
b.原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學性質(zhì)
c.以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)
B.預測新元素及其性質(zhì)
3.化學鍵（重點）
（1）離子鍵：
A.相關(guān)概念：
B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物
C.離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）
（2）共價鍵：
A.相關(guān)概念：
B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C.共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）
D極性鍵與非極性鍵
（3）化學鍵的概念和化學反應的本質(zhì)：
1.化學能與熱能
（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量
b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量
（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化
練習：
氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍色火焰，在反應中，破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO＝O鍵消耗的能量為Q2kJ，形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ。下列關(guān)系式中正確的是（B）
A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3
C.Q1+Q2
（4）常見的放熱反應：
A.所有燃燒反應；B.中和反應；C.大多數(shù)化合反應；D.活潑金屬跟水或酸反應；
E.物質(zhì)的緩慢氧化
（5）常見的吸熱反應：
A.大多數(shù)分解反應；
氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。
（6）中和熱：（重點）
A.概念：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（液態(tài)）時所釋放的熱量。
2.化學能與電能
（1）原電池（重點）
A.概念：
B.工作原理：
a.負極：失電子（化合價升高），發(fā)生氧化反應
b.正極：得電子（化合價降低），發(fā)生還原反應
C.原電池的構(gòu)成條件：
關(guān)鍵是能自發(fā)進行的氧化還原反應能形成原電池
a.有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極
b.電極均插入同一電解質(zhì)溶液
c.兩電極相連（直接或間接）形成閉合回路
D.原電池正、負極的判斷：
a.負極：電子流出的電極（較活潑的金屬），金屬化合價升高
b.正極：電子流入的電極（較不活潑的金屬、石墨等）：元素化合價降低
E.金屬活潑性的判斷：
a.金屬活動性順序表
b.原電池的負極（電子流出的電極，質(zhì)量減少的電極）的金屬更活潑；
c.原電池的正極（電子流入的電極，質(zhì)量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬
F.原電池的電極反應：（難點）
a.負極反應：X－ne＝Xn－
b.正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應
（2）原電池的設(shè)計：（難點）
根據(jù)電池反應設(shè)計原電池：（三部分＋導線）
A.負極為失電子的金屬（即化合價升高的物質(zhì)）
B.正極為比負極不活潑的金屬或石墨
C.電解質(zhì)溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質(zhì)）
（3）金屬的電化學腐蝕
A.不純的金屬（或合金）在電解質(zhì)溶液中的腐蝕，關(guān)鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕
B.金屬腐蝕的防護：
a.改變金屬內(nèi)部組成結(jié)構(gòu)，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。
b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質(zhì)接觸，達到耐腐蝕的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜）
c.電化學保護法：
犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法
（4）發(fā)展中的化學電源
A.干電池（鋅錳電池）
a.負極：Zn－2e-＝Zn2+
b.參與正極反應的是MnO2和NH4+
B.充電電池
a.鉛蓄電池：
鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式
放電時電極反應：
負極：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4
正極：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O
b.氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等。
總反應：2H2+O2＝2H2O
電極反應為（電解質(zhì)溶液為KOH溶液）
負極：2H2+4OH--4e-→4H2O
正極：O2+2H2O+4e-→4OH-
3.化學反應速率與限度
（1）化學反應速率
A.化學反應速率的概念：
B.計算（重點）
a.簡單計算
b.已知物質(zhì)的量n的變化或者質(zhì)量m的變化，轉(zhuǎn)化成物質(zhì)的量濃度c的變化后再求反應速率v
c.化學反應速率之比＝化學計量數(shù)之比，據(jù)此計算：
已知反應方程和某物質(zhì)表示的反應速率，求另一物質(zhì)表示的反應速率；
已知反應中各物質(zhì)表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。
d.比較不同條件下同一反應的反應速率
關(guān)鍵：找同一參照物，比較同一物質(zhì)表示的速率（即把其他的物質(zhì)表示的反應速率轉(zhuǎn)化成同一物質(zhì)表示的反應速率）
（2）影響化學反應速率的因素（重點）
A.決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質(zhì)（內(nèi)因）
B.外因：
a.濃度越大，反應速率越快
b.升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率
c.催化劑一般加快反應速率
d.有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快
e.固體表面積越大，反應速率越快
f.光、反應物的狀態(tài)、溶劑等
（3）化學反應的限度
A.可逆反應的概念和特點
B.絕大多數(shù)化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同
a.化學反應限度的概念：
一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。
b.化學平衡的曲線：
c.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志：
反應混合物中各組分濃度保持不變
↓
正反應速率＝逆反應速率
↓
消耗A的速率＝生成A的速率
d.怎樣判斷一個反應是否達到平衡：
（1）正反應速率與逆反應速率相等；（2）反應物與生成物濃度不再改變；
（3）混合體系中各組分的質(zhì)量分數(shù)不再發(fā)生變化；
（4）條件變，反應所能達到的限度發(fā)生變化。
化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。
【典型例題】
例1.在密閉容器中充入SO2和18O2，在一定條件下開始反應，在達到平衡時，18O存在于（D）
A.只存在于氧氣中
B.只存在于O2和SO3中
C.只存在于SO2和SO3中
D.SO2、SO3、O2中都有可能存在
例2.下列各項中，可以說明2HIH2+I2(g)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的是（BDE）
A.單位時間內(nèi)，生成nmolH2的同時生成nmolHI
B.一個H—H鍵斷裂的同時，有2個H—I鍵斷裂
C.溫度和體積一定時，容器內(nèi)壓強不再變化
D.溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化
E.溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化
F.條件一定，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化
化學平衡移動原因：v正≠v逆
v正>v逆正向v正.
壓強:其他條件不變,對于反應前后氣體,總體積發(fā)生變化的反應,增大壓強,平衡向氣體體積縮小的方向移動,反之…
溫度:其他條件不變,溫度升高,平衡向吸熱方向移動反之…
催化劑:縮短到達平衡的時間,但平衡的移動無影響
勒沙特列原理：如果改變影響化學平衡的一個條件，平衡將向著減弱這種改變的方向發(fā)生移動。
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(shù)的遞增而減??；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)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）；第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律
1.原子結(jié)構(gòu)：如：的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關(guān)系
2.元素周期表和周期律
（1）元素周期表的結(jié)構(gòu)
A.周期序數(shù)＝電子層數(shù)
B.原子序數(shù)＝質(zhì)子數(shù)
C.主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)＝元素的正價數(shù)
D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)＝8－主族序數(shù)
E.周期表結(jié)構(gòu)
（2）元素周期律（重點）
A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）
a.單質(zhì)與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
b.價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c.單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱
（注意：單質(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反）
B.元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律
a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變?nèi)?BR> b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強
c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強
d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱
C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質(zhì)）
D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：
a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子
（3）元素周期律的應用（重難點）
A.“位，構(gòu)，性”三者之間的關(guān)系
a.原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置
b.原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學性質(zhì)
c.以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)
B.預測新元素及其性質(zhì)
3.化學鍵（重點）
（1）離子鍵：
A.相關(guān)概念：
B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物
C.離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）
（2）共價鍵：
A.相關(guān)概念：
B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C.共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）
D極性鍵與非極性鍵
（3）化學鍵的概念和化學反應的本質(zhì)：