化学网高中频道小编整理了高二化学必修三知识点总结，希望能帮助大家巩固复习知识点。

专题一：第一单元

1原子半径

(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;

(2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

2元素化合价

(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外);

(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同

(3)所有单质都显零价

3单质的熔点

(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减;

(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增

4元素的金属性与非金属性(及其判断)

(1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增;

(2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

判断金属性强弱

金属性(还原性)1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强

2，最高价氧化物的水化物的碱性越强(120号，K最强;总体Cs最强最

非金属性(氧化性)1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物

2，氢化物越稳定

3，最高价氧化物的水化物的酸性越强(120号，F最强;最体一样)

5单质的氧化性、还原性

一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱;

元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

推断元素位置的规律

判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

(1)元素周期数等于核外电子层数;

(2)主族元素的序数等于最外层电子数。

阴阳离子的半径大小辨别规律

由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子

6周期与主族

周期：短周期(1长周期(46，6周期中存在镧系);不完全周期(7)。

主族：ⅠAⅦA为主族元素;ⅠBⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)

所以,总的说来

(1)阳离子半径原子半径

(2)阴离子半径原子半径

(3)阴离子半径阳离子半径

(4对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

以上不适合用于稀有气体!

第二单元

一、化学键：

1，含义：分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用。

2，类型，即离子键、共价键和金属键。

离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl。

1，使阴、阳离子结合的静电作用

2，成键微粒：阴、阳离子

3，形成离子键：a活泼金属和活泼非金属

b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)

c强碱(NaOH、KOH)

d活泼金属氧化物、过氧化物

4，证明离子化合物：熔融状态下能导电

共价键是两个或几个原子通过共用电子(1，共用电子对对数=元素化合价的绝对值

2，有共价键的化合物不一定是共价化合物)

对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。

1，共价分子电子式的表示，P13

2，共价分子结构式的表示

3，共价分子球棍模型(H2O折现型、NH3三角锥形、CH4正四面体)

4，共价分子比例模型

补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合

乙烷(CC单键)

乙烯(CC双键)

乙炔(CC三键)

金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键。

二、分子间作用力(即范德华力)

1，特点：a存在于共价化合物中

b化学键弱的多

c影响熔沸点和溶解性对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大(特例：HF、NH3、H2O)

三、氢键

1，存在元素：O(H2O)、N(NH3)、F(HF)

2，特点：比范德华力强，比化学键弱

补充：水无论什么状态氢键都存在

第三单元

一，同素异形(一定为单质)

1，碳元素(金刚石、石墨)

氧元素(O2、O3)

磷元素(白磷、红磷)

2，同素异形体之间的转换为化学变化

二，同分异构(一定为化合物或有机物)

分子式相同，分子结构不同，性质也不同

1，C4H10(正丁烷、异丁烷)

2，C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶体分类

离子晶体：阴、阳离子有规律排列

1，离子化合物(KNO3、NaOH)

2，NaCl分子

3，作用力为离子间作用力

分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体

1，共价化合物(CO2、H2O)

2，共价单质(H2、O2、S、I2、P4)

3，稀有气体(He、Ne)

原子晶体：不存在单个分子

1，石英(SiO2)、金刚石、晶体硅(Si)

金属晶体：一切金属

总结：熔点、硬度原子晶体离子晶体分子晶体

专题二：第一单元

一、反应速率

1，影响因素：反应物性质(内因)、浓度(正比)、温度(正比)、压强(正比)、反应面积、固体反应物颗粒大小

二、反应限度(可逆反应)

化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再变化，到达平衡。

专题二：第二单元

一、热量变化

常见放热反应：1，酸碱中和

2，所有燃烧反应

3，金属和酸反应

4，大多数的化合反应

5，浓硫酸等溶解

常见吸热反应：1，CO2+C====2CO

2，H2O+C====CO+H2(水煤气)

3，Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应

4，大多数分解反应

5，硝酸铵的溶解

热化学方程式;注意事项5

二、燃料燃烧释放热量

专题二：第三单元

一、化学能电能(原电池、燃料电池)

1，判断正负极：较活泼的为负极，失去电子，化合价升高，为氧化反应，阴离子在负极

2，正极：电解质中的阳离子向正极移动，得到电子，生成新物质

3，正负极相加=总反应方程式

4，吸氧腐蚀

A中性溶液(水)

B有氧气

Fe和C正极：2H2O+O2+4e====4OH

补充：形成原电池条件

1，有自发的氧化反应

2，两个活泼性不同的电极

3，同时与电解质接触

4，形成闭合回路

二、化学电源

1，氢氧燃料电池

阴极：2H++2e===H2

阳极：4OH4e===O2+2H2O

2，常见化学电源

银锌纽扣电池

负极：

正极：

铅蓄电池

负极：

正极：

三、电能化学能

1，判断阴阳极：先判断正负极，正极对阳极(发生氧化反应)，负极对阴极

2，阳离子向阴极，阴离子向阳极(异性相吸)

补充：电解池形成条件

1，两个电极

2，电解质溶液

3，直流电源

4，构成闭合电路

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