高二化學選修三知識點總結

總結是指社會團體、企業單位和個人對某一階段的學習、工作或其完成情況加以回顧和分析，得出教訓和一些規律性認識的一種書面材料，透過它可以全面地、系統地瞭解以往的學習和工作情況，不如我們來制定一份總結吧。我們該怎麼寫總結呢？以下是小編爲大家整理的高二化學選修三知識點總結，歡迎閱讀，希望大家能夠喜歡。

高二化學選修三知識點總結1

1——原子半徑

(1)除第1週期外，其他週期元素(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週期外，同週期從左到右，元素正價由鹼金屬+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);第一章物質結構元素週期律

1.原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關係

2.元素週期表和週期律

(1)元素週期表的結構

A.週期序數=電子層數

B.原子序數=質子數

C.主族序數=最外層電子數=元素的正價數

D.主族非金屬元素的負化合價數=8-主族序數

E.週期表結構

(2)元素週期律(重點)

A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較(難點)

a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性

b.價氧化物的水化物的鹼性或酸性強弱

c.單質的還原性或氧化性的強弱

(注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反)

B.元素性質隨週期和族的變化規律

a.同一週期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱

b.同一週期，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.第三週期元素的變化規律和鹼金屬族和鹵族元素的變化規律(包括物理、化學性質)

D.微粒半徑大小的比較規律：

a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子

(3)元素週期律的應用(重難點)

A.“位，構，性”三者之間的關係

a.原子結構決定元素在元素週期表中的位置

b.原子結構決定元素的化學性質

c.以位置推測原子結構和元素性質

B.預測新元素及其性質

3.化學鍵(重點)

(1)離子鍵：

A.相關概念：

B.離子化合物：大多數鹽、強鹼、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

高二化學選修三知識點總結2

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：反應物的總能量小於生成物的總能量

b.放熱反應：反應物的總能量大於生成物的總能量

(3)化學反應的一大特徵：化學反應的過程中總是伴隨着能量變化，通常表現爲熱量變化

練習：

氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰，在反應中，破壞1molH-H鍵消耗的能量爲Q1kJ，破壞1molO=O鍵消耗的能量爲Q2kJ，形成1molH-O鍵釋放的能量爲Q3kJ。下列關係式中正確的是(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.大多數化合反應;D.活潑金屬跟水或酸反應;

E.物質的緩慢氧化

(5)常見的吸熱反應：

A.大多數分解反應;

氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。

(6)中和熱：(重點)

A.概念：稀的強酸與強鹼發生中和反應生成1molH2O(液態)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)，發生氧化反應

b.正極：得電子(化合價降低)，發生還原反應

C.原電池的構成條件：

關鍵是能自發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溶液

c.兩電極相連(直接或間接)形成閉合迴路

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，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極)爲較不活潑金屬

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)原電池的設計：(難點)

根據電池反應設計原電池：(三部分+導線)

A.負極爲失電子的金屬(即化合價升高的物質)

B.正極爲比負極不活潑的金屬或石墨

C.電解質溶液含有反應中得電子的陽離子(即化合價降低的物質)

(3)金屬的電化學腐蝕

A.不純的金屬(或合金)在電解質溶液中的腐蝕，關鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕

B.金屬腐蝕的防護：

a.改變金屬內部組成結構，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不鏽鋼。

b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質接觸，達到耐腐蝕的效果。(油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成緻密的氧化膜)

c.電化學保護法：

犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法

(4)發展中的化學電源

A.乾電池(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、不污染環境的發電裝置。它的電極材料一般爲活性電極，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

電極反應爲(電解質溶液爲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.已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化後再求反應速率v

c.化學反應速率之比=化學計量數之比，據此計算：

已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率;

已知反應中各物質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

關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率(即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率)

(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(內因)

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、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”，這種狀態稱爲化學平衡狀態，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的標誌：

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量分數不再發生變化;

(4)條件變，反應所能達到的限度發生變化。

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存在於(D)

A.只存在於氧氣中

B.只存在於O2和SO3中

C.只存在於SO2和SO3中

2、SO3、O2中都有可能存在

例2.下列各項中，可以說明2HIH2+I2(g)已經達到平衡狀態的是(BDE)

A.單位時間內，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,對於反應前後氣體,總體積發生變化的反應,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，平衡將向着減弱這種改變的方向發生移動。

高二化學選修三知識點總結3

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子裏電荷的分佈是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關係：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分佈是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

(3)分子極性的判斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分佈均勻，即排列位置對稱，則爲非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分佈不均勻，即排列位置不對稱，則爲極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達價)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用範圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

高二化學選修三知識點總結4

1、元素週期表的結構

元素在週期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的週期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和週期的劃分

週期是指能層(電子層)相同，按照能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素週期表中的一個橫行爲一個週期，週期表共有七個週期。同週期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素週期表中的一個列爲一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族週期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把週期表裏的元素劃分成5個區，分別爲s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。

2、元素週期律

元素的性質隨着核電荷數的遞增發生週期性的遞變，叫做元素週期律。元素週期律主要體現在覈外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的週期性變化。元素性質的週期性來源於原子外電子層構型的週期性。

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(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分佈。

(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪製基態原子軌道表示式的主要依據之一。

(3)不同能層的能級有交錯現象，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。原子軌道的能量關係是：ns<(n-2)f<(n-1)d

(4)能級組序數對應着元素週期表的週期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應着每個週期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數爲2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

(5)基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱爲基態原子。

②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱爲激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑑定元素。