在化學的學習中，同學們會學習到很多的知識點，其中有很多是考點，以下是整理的《高二化學選修三知識點》希望能夠幫助到大家。
1.高二化學選修三知識點 篇一
化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流?？偡磻獮椋篫n+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
2.高二化學選修三知識點 篇二
離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。
(4)生活中常見的離子反應。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：
Ca2+、Mg2+的形成。
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓
3.高二化學選修三知識點 篇三
弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
4.高二化學選修三知識點 篇四
化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現(xiàn)的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
5.高二化學選修三知識點 篇五
元素周期表的結構
元素在周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周期，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周期的劃分
周期是指能層(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。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(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。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，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(qū)
按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。
(4)元素周期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。
1.高二化學選修三知識點 篇一
化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流?？偡磻獮椋篫n+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
2.高二化學選修三知識點 篇二
離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。
(4)生活中常見的離子反應。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：
Ca2+、Mg2+的形成。
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓
3.高二化學選修三知識點 篇三
弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
4.高二化學選修三知識點 篇四
化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現(xiàn)的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
5.高二化學選修三知識點 篇五
元素周期表的結構
元素在周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周期，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周期的劃分
周期是指能層(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。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(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。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，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(qū)
按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。
(4)元素周期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。