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人教版高中化学必修三复习知识点总结本文档旨在为高中化学必修三的复提供知识点总结，以下是各章节的重点内容：第一章：波粒性质与量子力学- 波粒二象性：介绍粒子和波的二象性以及物质波的特点。
- 德布罗意波波长：解释德布罗意波波长与物质的粒子性质之间的关系。
- 普朗克量子化条件：介绍普朗克量子化条件的概念和应用。
第二章：周期律及元素的分析- 元素周期律：介绍元素周期表的组成、元素周期律的发现和应用。
- 元素的周期性：讲解元素周期表中周期性变化的规律和原因。
- 特殊元素群：介绍元素周期表中的特殊元素群及其特点。
第三章：化学键和化学反应- 化学键：介绍化学键的概念、种类以及化学键的性质和应用。
- 化学反应：讲解化学反应的定义、化学方程式的书写和化学反应的平衡。
第四章：金属元素与化合物- 金属元素：介绍金属元素的性质、提取和应用。
- 金属的化合物：讲解金属元素与非金属元素形成化合物的特点和性质。
第五章：酸、碱和盐- 酸和碱：介绍酸和碱的定义、性质、常见酸碱的检验和酸碱的中和反应。
- 酸碱盐：讲解酸碱盐的定义、性质和应用。
第六章：氧化还原与电化学- 氧化还原：介绍氧化还原反应的定义、氧化剂和还原剂的概念、氧化状态的变化和电子数的变化。
- 电化学：讲解电化学基本概念、电池和电解质溶液的性质和应用。
第七章：能量与化学反应- 化学能量：介绍化学能的概念、能的守恒定律和焓的变化。
- 化学反应的速率：讲解化学反应的速率与反应物浓度、温度和催化剂的关系。
以上是《人教版高中化学必修三》的复知识点总结，希望对你的复有所帮助。
（字数：xxx）。
人教版化学必修3知识点归纳总结人教版〔化学〕必修3学问点归纳总结，快收藏起来吧！熟记它，让你的成果更高。
下面学习啦我为大家共享的是人教版化学必修3学问点归纳总结的具体内容，希望对你有关怀!第一章、从试验学化学一、化学试验安全1、(1)做有毒气体的试验时，应在通风厨中进行，并留意对尾气进行适当处理(吸收或点燃等)。
进行易燃易爆气体的试验时应留意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。
(2)烫伤宜找医生处理。
(3)浓酸撒在试验台上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水冲擦干净。
浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。
浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。
(4)浓碱撒在试验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。
浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。
浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。
(5)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。
(6)酒精及其他易燃有机物小面积失火，应快速用湿抹布扑盖。
二、混合物的分别和提纯分别和提纯的方法过滤用于固液混合的分别一贴、二低、三靠如粗盐的提纯蒸馏提纯或分别沸点不同的液体混合物防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向如石油的蒸馏萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合以下要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液分别互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。
打开活塞，使下层液体慢慢流出，准时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液蒸发和结晶用来分别和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液;当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热分别NaCl和KNO3混合物三、离子检验离子所加试剂现象离子方程式Cl－AgNO3、稀HNO3产生白色沉淀Cl－＋Ag＋＝AgClSO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2＋=BaSO4四.除杂留意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是"适量'，而应是"过量';但过量的试剂必需在后续操作中便于除去。
高中化学必修三知识点总结人教版
高中化学必修三是指高中阶段化学课程中的第三个模块，主要涉及物质的化学变化和能量的转化。
以下是人教版高中化学必修三的主要知识点总结：
1. 化学反应速率
- 定义：反应物浓度随时间的变化率
- 影响因素：温度、浓度、表面积、催化剂等
- 反应速率公式：速率 = 反应物浓度变化量 / 时间
2. 化学平衡
- 定义：在闭合系统中，化学反应达到一定条件下，反应物浓度不再变化
- 平衡常数：反应物浓度的稳定比值
- 平衡常数公式：Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
- 影响因素：温度、浓度、压力
3. 化学平衡与能量变化
- 可逆反应：正反应和逆反应同时发生
- 反应热：反应过程中释放或吸收的热量
- 热力学第一定律：能量守恒定律
- 热力学第二定律：自发变化的方向性原则
4. 平衡常数的计算
- 利用反应物和生成物的浓度计算平衡常数
- 利用气体状态方程计算平衡常数
- 利用酸碱离子浓度计算平衡常数
5. 平衡常数的应用
- 预测反应方向和平衡位置
- 确定平衡时各组分的浓度
6. 酸碱平衡
- 自离解平衡：水的自离解反应
- 酸碱定义：布朗酸碱定义、阿伦尼乌斯酸碱定义、劳里亚－布朗酸碱定义
- 酸碱离子浓度计算：Ka、Kb、pH的计算
此外，人教版高中化学必修三还涉及溶解度平衡、各种溶液的化学分析方法、化学系统平衡的动力学机制等内容。
以上仅为该模块的主要知识点总结，具体细节还需要参考教材的详细内容。
高中化学必修3知识点总结化学是一门重要的自然科学，对人类社会的发展有不可替代的作用。
其中，高中化学课程是培养学生科学思维和分析问题能力的重要阶段。
必修3是高中化学课程的一个重点，主要内容包括离子共存、盐类的氧化还原性、酸碱中和反应和碳的化学。
本文将对高中化学必修3的知识点做一个简要总结。
离子共存离子共存是指在同一溶液中同时存在两种或两种以上的离子。
在离子共存的情况下，离子之间会发生一系列的离子反应。
离子反应的发生是由离子的化学性质所决定的。
在离子共存中，需要了解以下知识点：同步沉淀法当两种或多种有机阳离子和无机阴离子的混合物加入一定量的饱和性水溶液时，常常会发生同步沉淀现象。
同步沉淀法是一种化学分析方法，可用于分离和确定某些阳离子。
钌和铱的分离若要分离钌和铱的溶液，常用的方法是采用碱性氧化和酸性还原的方法。
在碱性氧化的条件下，钌先被氧化，然后再用盐酸还原得到金属钌；铱在酸性还原的条件下还原成为铱，使其沉淀和分离。
离子的稳定性常数离子的稳定性常数是指当离子处于平衡状态时，其离解产生两个离子的比例。
离子的稳定性常数越大，离子越稳定。
盐类的氧化还原性盐类的氧化还原性是指盐类在与一定化学试剂反应时或者在电解质溶液中发生氧化还原反应的性质。
在盐类的氧化还原性中，需要了解以下知识点：铜盐的还原铜盐的还原是指铜离子在一定条件下与其他物质发生氧化还原反应。
铜盐的还原条件是需要还原剂的参与。
在还原的过程中，铜离子被还原成为铜原子或者氧化物上升而变成另一种盐类。
氯化物氧化数的确定氯化物氧化数的确定是通过化学计算，根据相应的离子对反应中原子的相对数量，算出氯离子在反应中从一个原子固定为一种氧化态转化为另一种氧化态的差。
氯化物氧化数的确定也是氧化还原反应中的重要内容。
卤素的性质卤素是一类活泼的非金属元素，具有很强的氧化还原能力。
卤素在氢氧化物溶液中的电化学还原反应可以体现卤素的氧化还原性。
卤素的氧化还原性也是有一定规律的。
化学必修三知识点总结化学必修三是高中化学课程中的重要一部分，主要内容涵盖了化学反应速率、化学平衡和酸碱理论等内容。
掌握这些知识点，对于学生理解化学反应的过程和原理有着重要的意义。
下面我们将对化学必修三的知识点进行总结，希望能帮助学生更好地掌握这些内容。
一、化学反应速率1. 反应速率的基本概念反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的数量。
它可以用化学方程式表示，例如：aA + bB → cC + dD。
反应速率可以用反应物浓度的变化率来表示，一般用△[A]/△t或者-△[B]/△t来表示。
其中△[A]/△t表示反应物浓度的变化率，△t表示时间。
2. 影响反应速率的因素（1）温度：温度升高，反应速率一般增加。
这是因为温度升高会增加分子的平均动能，使得分子之间的碰撞频率和能量增加，从而使反应速率增加。
（2）浓度：反应物的浓度升高，反应速率一般增加。
因为反应物浓度增加，分子之间的碰撞频率增加，反应速率也随之增加。
（3）催化剂：催化剂可以增加反应速率，但自身不参与反应。
它通过提供反应的新的路径降低反应的活化能，使反应速率加快。
3. 反应速率与速率方程式速率方程式是指描述反应速率与反应物浓度之间的定量关系式。
一般来说，速率方程式可以根据实验数据和反应过程的机理推导而来。
它具有形式为v = k[A]^m[B]^n的一般形式，其中v表示反应速率，k是速率常数，m、n分别为反应物A、B的反应级数。
4. 反应速率的实验研究方法（1）初始速率法：初始速率法是指在反应开始时，测定反应物的浓度变化率。
一般可以通过观察反应物浓度或生成物浓度的变化测定反应速率。
（2）零级反应与一级反应：零级反应是指反应速率与反应物浓度无关；一级反应是指反应速率与某一种反应物浓度成正比。
可以通过实验数据分析反应速率与反应物的浓度之间的关系。
二、化学平衡1. 化学平衡的基本概念化学平衡是指在一定温度下，反应物和生成物在反应终了时的浓度保持不变。
高中化学必修三知识点总结在高中化学的学习过程中，必修三是一门重要的课程。
本文将对高中化学必修三的几个知识点进行总结，帮助学生们更好地掌握这门课程。
一、化学反应与能量变化化学反应是物质发生变化的过程，而能量变化则是化学反应中重要的考察内容。
化学反应中的能量变化包括放热反应和吸热反应两种。
在化学反应中，放热反应是指物质从高能态向低能态转变时释放能量的反应。
而吸热反应则是指物质从低能态向高能态转变时吸收能量的反应。
这两种反应形式是相互转化的，而且与能量守恒定律密切相关。
化学反应中的能量变化可以通过热量变化、焓变和化学平衡等概念来描述和计算。
学生们需要掌握相关的计算方法，并能够理解其中的物理意义。
二、化学平衡与化学动力学化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物之间的浓度或压强等保持不变的状态。
在化学平衡中，正反应与逆反应同时进行，速度相等，达到动态平衡。
学生们需要理解化学平衡的条件和特点，包括浓度、压强、温度以及催化剂等因素对平衡的影响。
同时，还需掌握平衡常数的概念和计算方法。
化学动力学则是研究化学反应速率的学科。
学生们需要了解反应速率与反应物浓度、温度、催化剂和表面积等因素的关系，并能够通过实验数据进行分析和计算。
三、电化学电化学是研究电与化学反应之间的关系的学科。
其中，电解和电池是重要的研究内容。
电解是指在一定条件下，通过外加电流将化学物质分解为正、负离子的过程。
学生们需要了解电解的原理和相关的实验方法，同时掌握电解的应用，如电镀和电解制氢等。
电池是将化学能转化为电能的装置。
学生们需要理解电池的构造和工作原理，包括原电池、干电池和燃料电池等。
同时，还需要了解电池的应用，如锂电池和太阳能电池等。
四、有机化学基础有机化学是研究碳氢化合物及其衍生物的学科。
学生们需要掌握有机化合物的命名规则和结构表示方法，如饱和烃、烯烃和炔烃等。
同时，还需了解有机化合物的性质和化学反应，如取代反应、加成反应和消除反应等。
此外，学生们还需了解羰基化合物、醇和酚、醛和酮以及羧酸等有机化合物的性质和反应。
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高中化学必修三知识点总结人教版
以下是高中化学必修三人教版的一些重点知识总结：
1. 化学反应的速率：速率的表达式、速率与浓度的关系、速率与温度的关系、速率与
反应物的物理状态的关系、速率与催化剂的关系。
2. 化学平衡与化学平衡常数：平衡常数的定义和表示、平衡常数与反应物浓度的关系、平衡常数与温度的关系、平衡常数与反应物物理状态的关系、平衡常数与摩尔比的关系。
3. 物质的溶解：溶液的表示方法、溶液的浓度表示、溶解度的概念和影响因素、溶解
热的计算和影响因素、溶解度与温度的关系。
4. 酸碱中和反应：酸碱的概念和性质、强弱酸碱的判断、酸碱中和反应的表示、酸碱
滴定和指示剂、酸碱盐的命名。
5. 氧化还原反应：氧化还原反应的概念和特点、氧化数的计算、氧化还原反应的表示、氧化还原反应的应用、电化学电池的构成和表示。
6. 电解质溶液：电解质的概念、离子在溶液中的自由度和活度系数、电解质溶液的电
导性。
7. 化学热力学：化学反应焓变、热化学方程式的应用、内能与焓的关系、热力学第一
定律、标准生成焓和标准反应焓。
8. 化学动力学：反应速率、反应级数、速率常数、反应的速率方程、反应的活化能。
这些是高中化学必修三人教版中的一些重点知识点，希望对你有帮助！。
化学必修三知识点总结化学是自然科学的一门重要学科，它研究物质的组成、性质、结构以及变化规律。
在高中化学课程中，必修三是学生接触到的一门重要课程。
本文将对必修三中的几个知识点进行总结和归纳，以帮助学生更好地理解和掌握这些知识。
1. 元素、化合物和混合物元素指的是由相同类型的原子组成的纯物质，它们无法通过化学反应分解成其他物质。
化合物是由两种或更多种不同类型的元素以固定比例组成的物质，它们可以通过化学反应分解成更简单的物质。
混合物则是由两种或两种以上的物质混合而成，混合物的组成不是固定的。
2. 反应物和生成物化学反应中，反应物是指参与反应并消耗的物质，生成物是指反应中产生的新物质。
反应物和生成物之间的物质的质量守恒是化学反应的基本定律，即所消耗的质量等于所生成的质量。
3. 离子和离子反应离子是电荷带正或负的原子或原子团，它们在溶液中呈现出游离状态。
离子反应是指在水溶液中，发生离子之间的化学反应。
其中，阳离子带正电荷，阴离子带负电荷。
离子在水溶液中的溶解和反应对于化学反应机理的研究具有重要意义。
4. 化学平衡和平衡常数化学平衡是指反应物和生成物在宏观上的量保持不变的状态。
化学平衡可以通过改变温度、压力、浓度等条件来调节。
平衡常数是化学平衡体系中反应物和生成物在一定温度下的浓度之比，它可以用来衡量反应的倾向性和均衡的程度。
5. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下发生的反应，生成盐和水。
其中，酸是指能够产生氢离子（H+）的物质，碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的物质。
酸碱中和反应是化学反应中非常重要的一类反应，它在日常生活和工业生产中具有广泛的应用。
6. 溶液和溶解度溶液是由溶剂和溶质组成的一种均匀的混合物。
溶解度是指在一定温度下，某种溶质在溶剂中能够溶解的最大量。
溶液的饱和度是指在特定条件下，溶质溶解到达一定浓度后不再溶解的状态。
7. 化学反应的速率和影响因素化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
高中化学必修三知识点高中化学必修三知识点概述一、化学反应与能量变化1. 化学反应的热效应- 反应热的概念与测量- 热化学方程式的书写规则- 燃烧热与中和热2. 化学反应的电效应- 电解质与非电解质- 电化学电池的工作原理- 伏打电堆与伽伐尼电池- 电解质溶液的电导率3. 化学反应速率- 反应速率的定义与表示方法- 影响化学反应速率的因素- 反应机理与碰撞理论- 催化剂的作用与分类4. 化学平衡- 可逆反应与化学平衡状态- 勒夏特列原理- 化学平衡常数- 转化率与平衡计算二、溶液与胶体1. 溶液的组成与性质- 溶液的定义与分类- 溶质与溶剂的相互作用- 溶液的浓度表示方法- 溶液的沸点升高与凝固点降低2. 溶液的酸碱性- 酸碱理论的发展- pH值的概念与计算- 缓冲溶液的组成与作用- 酸碱指示剂的工作原理3. 胶体与界面现象- 胶体的定义与分类- 胶体的稳定性与聚沉- 表面活性剂的作用- 乳化与破乳现象三、周期表与元素化学1. 周期表的结构与规律- 周期与族的划分- 元素周期律- 元素的电子排布- 原子的电子结构与性质关系2. 主族元素的化学性质- 碱金属与卤素的特性- 氧族元素的氧化还原性质- 硼族与铝族元素的化合物- 碳族元素的多样性与有机化学3. 过渡金属与稀土元素- 过渡金属的一般性质- 配位化学基础- 稀土元素的应用- 金属的腐蚀与防护四、有机化学基础1. 有机化合物的组成与结构- 有机化合物的定义与特点- 碳的杂化理论与有机分子结构- 同分异构体与立体化学- 官能团与有机化合物的分类2. 有机化学反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化还原反应3. 有机合成与推断- 逆合成分析法- 保护基团策略- 有机合成路线设计- 有机化合物的鉴别与推断以上是高中化学必修三的主要内容概述，每个部分都包含了该章节的核心知识点。
这些知识点是理解和掌握高中化学必修三课程的基础，对于准备化学考试和深入学习化学学科都具有重要意义。
必修三化学知识点总结有机物之间的类别异构关系：分子组成符合CnH2n(n≥3)的类别异构体：烯烃和环烷烃。
分子组成符合CnH2n-2(n≥4)的类别异构体：炔烃和二烯烃。
分子组成符合CnH2n+2O(n≥3)的类别异构体：饱和一元醇和醚。
分子组成符合CnH2nO(n≥3)的类别异构体：饱和一元醛和其他化合物。
分子组成符合CnH2nO2(n≥2)的类别异构体：饱和一元羧酸和酯。
分子组成符合CnH2n-6O(n≥7)的类别异构体：苯酚的同系物、芳香醇及芳香化合物。
热化学和反应焓变：利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
元素周期表和周期律：生铁含碳2~4%。
同一周期ⅡA与ⅢA元素原子序数之差为1、11、25。
每一周期元素种类：第一周期2种，第二周期8种，第三周期8种，第四周期18种，第五周期18种，第六周期32种，第七周期（未排满）（最后一种元素质子数118）。
非金属元素种类：共23种（已发现22种，未发现元素在第七周期0族）。
每一周期（m）非金属：8-m（m≠1）；每一主族（n）非金属：n-2（n≠1）。
化学键和分子结构：共价键数：C-4，N-3，O-2，H或X-1。
正四面体键角109°28′，P4键角60°。
离子或原子个数比：Na2O2中阴阳离子个数比为1:2。
CaC2中阴阳离子个数比为1:1。
NaCl中Na+周围的Cl-为6，Cl-周围的Na+也为6。
安全和实验技巧：进行易燃易爆气体的试验时，应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。
烫伤宜找医生处理。
浓酸撒在试验台上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水冲擦洁净。
浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。
浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。
化学必修三知识点总结化学是一门研究物质组成、性质、结构、变化规律和应用的科学，而必修三是高中阶段化学学习的重要阶段。
在必修三的学习过程中，我们学习了众多的知识点，下面进行一个总结。
1.离子反应离子反应是化学反应中常见的一种类型，通过离子之间的相互作用来实现反应物转化成产物。
离子反应中的关键是离子间的吸引和排斥力，而离子的合成和分解是离子反应的主要过程。
2.氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中的重要类型。
在这类反应中，物质会失去电子（氧化）或获得电子（还原）。
这种反应体现了化学物质之间电荷转移的过程，常常与氧气的参与有关。
3.酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱发生反应生成盐和水的过程。
在这类反应中，酸质子（H+）与碱的氢氧根离子（OH-）进行结合，形成水，并释放出盐。
4.氧化还原电位氧化还原电位是衡量物质对电子的吸引能力和释放能力的一种指标。
它可以用于预测氧化还原反应的方向和速率，并帮助我们理解电化学过程。
5.化学平衡化学平衡是指反应物与产物浓度在一定条件下不再发生变化，达到动态平衡的状态。
化学平衡的关键是反应物和产物浓度之间的比例关系，可以用化学平衡常数来表示。
6.反应速率反应速率是指化学反应中单位时间内发生的化学变化量。
影响反应速率的因素包括反应物浓度、温度、催化剂等。
了解反应速率可以帮助我们优化化学反应条件。
7.电解质和非电解质电解质是指能够在溶液中电离产生离子的物质，而非电解质则不具备这种能力。
电解质和非电解质的区别在于它们在溶液中的行为和导电性。
8.溶解度和溶解度积溶解度是指在一定温度下单位溶剂中可溶解的最大物质量。
溶解度积是指在饱和溶液中离子乘积的乘积，通常用来表示溶解度。
9.化学键化学键是指化学元素之间通过电子的共享或转移而形成的连接。
常见的化学键有共价键、离子键和金属键等。
10.有机化合物有机化合物是由碳元素为主链构成的化合物。
它们通常与生命活动和有机物的合成有关，是生物、医学、农业等领域的重要研究对象。
高中化学必修3知识点总结篇一：【高中化学选修3知识点总结1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向比如，p3的轨道式为↑ ↓ ↓ 而↑洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
高中化学必修三知识点篇一：高中化学必修3知识点第一单元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（1—20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（1—20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—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB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。
高三化学必修三知识点总结【导语】高中化学有许多需要记忆的知识，例如化学方程式、化学实验、化学元素等等，为各位同学整理了《高三化学必修三知识点总结》，希望对你的学习有所帮助！1.高三化学必修三知识点总结篇一微粒半径的比较1.判断的依据①电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。
②核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
③最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
2.具体规律：①同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)，如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.②同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li③同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F--④电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F->Na+>Mg2+>Al3+⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+2.高三化学必修三知识点总结篇二1.N2:合成氨,填充灯泡(与氩气),保存粮食2.稀有气体—保护气,霓虹灯,激光3.H2探空气球,氢氧焰,冶金,合成氨,高能无害燃料;4.CO2灭火剂,制纯碱,制尿素,人工降雨(干冰)5.C.金刚石:制钻头石墨:制电极,坩埚,铅笔芯,高温润滑剂6.CaCO3：建筑石料，混凝土，炼铁熔剂，制水泥，制玻璃，制石灰7.Cl2：自来水消毒，制盐酸，制漂白粉，制氯仿8.AgBr：感光材料;AgI：人工降雨9.S：制硫酸，硫化橡胶，制XX，制农药石硫合剂，制硫磺软膏治疗皮肤病10.P：白磷制高纯度磷酸，红磷制农药，制火柴，制XX11.Si：制合金，制半导体。
12.SiO2：制光导纤维，石英玻璃，普通玻璃13.Mg、Al制合金，铝导线，铝热剂14.MgO、Al2O3：耐火材料，Al2O3用于制金属铝15.明矾：净水剂;16.漂白剂：氯气、漂白粉(实质是HClO);SO2(或H2SO3);Na2O2;H2O2;O317.消毒杀菌：氯气，漂白粉(水消毒);高锰酸钾(稀溶液皮肤消毒)，酒精(皮肤，75%)碘酒;苯酚(粗品用于环境消毒，制洗剂，软膏用于皮肤消);甲醛(福尔马林环境消毒)18.BaSO4：医疗“钡餐”19制半导体：硒，硅，锗Ge，镓Ga20.K、Na合金，原子能反应堆导热剂;锂制热核材料，铷、铯制光电管3.高三化学必修三知识点总结篇三物质的量的单位――摩尔1.物质的量(n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
高三化学必修三知识点归纳（实用版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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高中化学必修3知识点总结高中化学必修3知识点总结第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24CrAr]3d54s1、29Cu Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等注：①需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应②通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验五、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同特别提醒：1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。
2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。
注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH－需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。
3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。
4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。
燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。
要点二：能源新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。
关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。
②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。
③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。
④地球能、海洋能。
六、盖斯定律1．容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）⑷影响因素：①决定因素（因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件特别提醒：①化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率②无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。
③同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。
注意比较时单位要统一。
2.※注意：（1）、改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。
（2）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢（3）温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。
（4）从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：二、化学平衡（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的标志及特征标志：（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。
特征：逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据其他如体系颜色不再变化等平衡1．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向．．说时，则不能说明达到平衡状态；若按化学计量数比例异向．．说明，则可以说明达到平衡状态。
2．恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。
如H2（g）+I2（g）2HI（g）。
3．全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。
如2HI（g）H2（g）+I2（g）4．全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。
（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V 正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。
对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。
如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。
另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。
（三）化学速率和化学平衡图象1．速率v——时间t的图象：（1）由速率的变化判断外界条件的改变：①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。
②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象①“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。
②“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。
（四）化学平衡常数1．对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡．．时的浓度,而不是其他时刻的.2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。
例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数表示为。
3．利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。
例如，在某温度下，可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。
若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：，则有以下结论：①Qc＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；②Qc＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；③Qc＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。
4．化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。
