文档介绍：高二化学必修三知识点总结
　查字典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****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（***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***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，P1