高二化学必修三知识点总结

非常感谢大家对高二化学必修三知识点总结问题集合的贡献。我会努力给出简明扼要的回答，并根据需要提供一些具体实例来支持我的观点，希望这能给大家带来一些新的思路。

文章目录列表:

高二化学必修三知识点总结

篇一

　1.化学能与热能

　（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成

　（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小

　a.吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量

　b.放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量

　（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化

　练习：

　氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO＝O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ。下列关系式中正确的是（B）

　A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3

　C.Q1+Q2

　（4）常见的放热反应：

　A.所有燃烧反应；B.中和反应；C.大多数化合反应；D.活泼金属跟水或酸反应；

　E.物质的缓慢氧化

　（5）常见的吸热反应：

　A.大多数分解反应；

　氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。

　（6）中和热：（重点）

　A.概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1molH2O（液态）时所释放的热量。

　2.化学能与电能

　（1）原电池（重点）

　A.概念：

　B.工作原理：

　a.负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应

　b.正极：得电子（化合价降低），发生还原反应

　C.原电池的构成条件：

　关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池

　a.有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极

　b.电极均插入同一电解质溶液

　c.两电极相连（直接或间接）形成闭合回路

　D.原电池正、负极的判断：

　a.负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高

　b.正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低

　E.金属活泼性的判断：

　a.金属活动性顺序表

　b.原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼；

　c.原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属

　F.原电池的电极反应：（难点）

　a.负极反应：X－ne＝Xn－

　b.正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应

　（2）原电池的设计：（难点）

　根据电池反应设计原电池：（三部分＋导线）

　A.负极为失电子的金属（即化合价升高的物质）

　B.正极为比负极不活泼的金属或石墨

　C.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的物质）

　（3）金属的电化学腐蚀

　A.不纯的金属（或合金）在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀

　B.金属腐蚀的防护：

　a.改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。如：不锈钢。

　b.在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜）

　c.电化学保护法：

　牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法

　（4）发展中的化学电源

　A.干电池（锌锰电池）

　a.负极：Zn－2e-＝Zn2+

　b.参与正极反应的是MnO2和NH4+

　B.充电电池

　a.铅蓄电池：

　铅蓄电池充电和放电的总化学方程式

　放电时电极反应：

　负极：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4

　正极：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O

　b.氢氧燃料电池：它是一种 、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。

　总反应：2H2+O2＝2H2O

　电极反应为（电解质溶液为KOH溶液）

　负极：2H2+4OH--4e-→4H2O

　正极：O2+2H2O+4e-→4OH-

　3.化学反应速率与限度

　（1）化学反应速率

　A.化学反应速率的概念：

　B.计算（重点）

　a.简单计算

　b.已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v

　c.化学反应速率之比＝化学计量数之比，据此计算：

　已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；

　已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程。

　d.比较不同条件下同一反应的反应速率

　关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率）

　（2）影响化学反应速率的因素（重点）

　A.决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质（内因）

　B.外因：

　a.浓度越大，反应速率越快

　b.升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率

　c.催化剂一般加快反应速率

　d.有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快

　e.固体表面积越大，反应速率越快

　f.光、反应物的状态、溶剂等

　（3）化学反应的限度

　A.可逆反应的概念和特点

　B.绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同

　a.化学反应限度的概念：

　一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。

　b.化学平衡的曲线：

　c.可逆反应达到平衡状态的标志：

　反应混合物中各组分浓度保持不变

　↓

　正反应速率＝逆反应速率

　↓

　消耗A的速率＝生成A的速率

　d.怎样判断一个反应是否达到平衡：

　（1）正反应速率与逆反应速率相等；（2）反应物与生成物浓度不再改变；

　（3）混合体系中各组分的质量分数不再发生变化；

　（4）条件变，反应所能达到的限度发生变化。

　化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。

　典型例题

　例1.在密闭容器中充入SO2和18O2，在一定条件下开始反应，在达到平衡时，18O存在于（D）

　A.只存在于氧气中

　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.下列各项中，可以说明2HIH2+I2(g)已经达到平衡状态的是（BDE）

　A.单位时间内，生成nmolH2的同时生成nmolHI

　B.一个H—H键断裂的同时，有2个H—I键断裂

　C.温度和体积一定时，容器内压强不再变化

　D.温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化

　E.温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化

　F.条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化

　化学平衡移动原因：v正≠v逆

　v正>v逆正向v正.<v逆逆向 p=""> </v逆逆向>

　浓度:其他条件不变,增大反应物浓度或减小生成物浓度,正向移动反之

　压强:其他条件不变,对于反应前后气体,总体积发生变化的反应,增大压强,平衡向气体体积缩小的方向移动,反之…

　温度:其他条件不变,温度升高,平衡向吸热方向移动反之…

　催化剂:缩短到达平衡的时间,但平衡的移动无影响

　勒沙特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件，平衡将向着减弱这种改变的方向发生移动。

　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）； 章物质结构元素周期律

　1.原子结构：如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系

　2.元素周期表和周期律

　（1）元素周期表的结构

　A.周期序数＝电子层数

　B.原子序数＝质子数

　C.主族序数＝最外层电子数＝元素的正价数

　D.主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数

　E.周期表结构

　（2）元素周期律（重点）

　A.元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）

　a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性

　b.价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱

　c.单质的还原性或氧化性的强弱

　（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）

　B.元素性质随周期和族的变化规律

　a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱

　b.同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强

　c.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强

　d.同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱

　C.第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）

　D.微粒半径大小的比较规律：

　a.原子与原子b.原子与其离子c.电子层结构相同的离子

　（3）元素周期律的应用（重难点）

　A.“位，构，性”三者之间的关系

　a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置

　b.原子结构决定元素的化学性质

　c.以位置推测原子结构和元素性质

　B.预测新元素及其性质

　3.化学键（重点）

　（1）离子键：

　A.相关概念：

　B.离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物

　C.离子化合物形成过程的电子式的表示（难点）

　（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）

　（2）共价键：

　A.相关概念：

　B.共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）

　C.共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）

　（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）

　D极性键与非极性键

　（3）化学键的概念和化学反应的本质：

1.化学平衡状态的判定

作为一个高 考点，多数同学认为稍有难度，其实要解决这个问题，我们只须记住两点“一正一逆，符合比例”;“变量不变，平衡出现”。

2.化学平衡常数K

(1)K值的意义，表达式，及影响因素。

化学平衡常数的表达式是高考经常出现的考点，对大多数同学来说是一个得分点，简单来说，K值等于“生成物与反应物平衡浓度冥的乘积之比”，只是我们一定不要把固体物质及溶剂的浓度表示进去就行了。

对于平衡常数K，我们一定要牢记，它的数值只受温度的影响;对于吸热反应和放热反应来说，温度对K值的影响也是截然相反的。

(2)K值的应用

比较可逆反应在某时刻的Q值(浓度商)与其平衡常数K之间的关系，判断反应在某时刻的转化方向及正、逆反应速率的相对大小。

利用K值受温度影响而发生的变化情况，推断可逆反应是放热还是吸热。

(3)K值的计算

K值等于平衡浓度冥的乘积之比，注意两个字眼：一是平衡;二是浓度。一般情况下，这里的浓度不可用物质的量来代替，除非反应前后，各物质的系数都为1。

互逆的两反应，K的取值为倒数关系;可逆反应的系数变为原来的几倍，K值就变为原来的几次方; 如反应3由反应1和反应2叠回而成，则反应3的K值等于反应1和反应2的K值之积。

例题：将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I(s)===NH3(g)+HI(g);②2HI(g)===H2(g)+I2(g)。达到平衡时，c(H2)=0.5 mol/L，c(HI)=4 mol/L，则此温度下反应①的平衡常数为(　　)

A.9 B.16 C.20 D.25

3.化学平衡的移动问题

依据勒夏特列原理进行判断，一般的条件改变对平衡状态的影响都很容易判断。

惰性气体的充入对平衡状态的影响，对很多同学来说，往往会构成一个难点。其实只需要明白一点，这个问题就不难解决：影响平衡状态的不是总压强，而是反应体系所占的分压强。恒容时，充入惰性气体，总压强增大(因惰性气体占有一部分压强)，但反应体系所占的分压强却没有改变，平衡不移动;恒压时，充入惰性气体，总压强不变，但惰性气体占据了一部分压强，因此反应体系的分压强减小，平衡向着气体物质的量增多的方向移动。

4.平衡移动与转化率α、物质的量分数φ之间的关系

例如：对于N2+3H2?2NH3反应，在恒容体系中，如果增加N2的量，则会使平衡向右移动，α(H2)增大，α(N2)减小，φ(N2)增大。思考为什么?[H2转化率增大很好理解，而N2转化率减小，我们可以从平衡常数不变的角度去分析]{此种情况要从反应物浓度改变的角度去理解转化率变化及物质的量分数的变化情况}

如果按照N2与H2的初始量之比，在恒容体系中同时增加N2与3H2的量，则平衡右移，α(H2)增大，α(N2)增大，φ(N2)减小。思考为什么?[按初始量之比同时增大反应物的量，相当于给体系增大压强]{要从反应体系压强改变的角度去理解各种量的变化情况}

思考对于2NO2?N2O4，如果在恒容体系中，增大NO2的量，那么反应的最终α(NO2)会如何变化，φ(NO2)会如何变化?

5.图像问题

(1)给出各种物质的物质的量变化曲线，或浓度变化曲线，写化学方程式(依据系数比等于转化量之比)

(2)根据某物质的百分含量，或者转化率等在不同条件下随时间的变化曲线，或者在不同温度下随压强变化的曲线(也可能是不同压强下了随温度变化的曲线)判断反应的特点，即：反应是吸热还是放热;反应前后，气体的物质的量是增加还是减少。

(3)根据正逆反应速率的变化情况，判断条件的改变;或者给出条件的改变，画出正逆反应速率的变化情况。(关键是把握住温度、压强、催化剂及浓度对反应速率及平衡状态的影响情况。)

6.利用三段式进行有关转化率、平衡常数等的计算(计算的核心在于：转化量之比等于系数比)

例：2L密闭容器中，充入1mol N2和3molH2，3min后达到平衡状态，此时压强变为原来的4/5(或者平均分子量变为原来的5/4，或者恒压体系中，密度变为原来的5/4)，求N2的平衡转化率，平衡常数K，以及平衡时H2的物质的量分数;求NH3表示的反应速率。

7.等效平衡(达到平衡状态时，两体系对应物质的分数分别相同)

(1)恒容等效

等效条件：一边倒之后，对应物质的量完全相等;等效特点：完全等效(两体系达到等效平衡时，各对应物质的物质的量及浓度分别相等。)

恒容条件下，在体系中①加入1molN2和3molH2②加入2molNH3③加入0.5molN2、1.5molH2和1molNH3(为什么会达到相同的平衡状态，可从平衡常数的角度来解释)④若加入0.3molN2、xmolH2和ymolNH3可达到与体系完全相同的平衡状态，求x和y。

假设N2+3H2?2NH3 △H=-QKJ/mol，在恒容体系中，①加入1molN2和3molH2达平衡状态时，放热Q1,N2的转化率为a②加入2molNH3达平衡状态时，吸热Q2，NH3的转化率为b。问：Q1、Q2间的关系，a、b间的关系。

(2)恒压等效

等效条件：一边倒之后，各对应物质的比例关系相同;等效特点：等比等效(两体系达到等效平衡时，对应物质的浓度相等，而物质的量成比例。)

恒压条件下，N2+3H2?2NH3 ，体系①加入1molN2和4molH2,达平衡后，NH3的物质的量为nmol;体系②加入0.5molN2、xmolH2和ymolNH3，若要达平衡后，NH3的物质的量为2nmol，求x与y的值。

(3)针对反应前后气体物质的量不变的反应的恒容等效

等效条件：一边倒之后，各对应物质的比例关系相同;等效特点：等比等效(两体系达到等效平衡时，对应物质的浓度成比例，各物质的量也成比例。)

好了，关于“高二化学必修三知识点总结”的话题就讲到这里了。希望大家能够通过我的讲解对“高二化学必修三知识点总结”有更全面、深入的了解，并且能够在今后的工作中更好地运用所学知识。