目錄高一必修一化學課本 化學必修4知識點歸納 高中化學必修二方程式歸納 化學必修二知識點總結筆記 高中化學必修四
必修1，2東西很碎租首。嘩知4相對弊蘆數來說比較。只要跟上趟了，懂了以后就很簡單了。但一旦跟不上趟那就很難了。
1.用手記，用心背
化學是一個內容多，知識碎的學科。并且有很多東西都是知其然，而無法探究其所以然。所以需要我們用手多做筆記，記下那些特殊知識，然后用心去背。一般來說，化學成績優秀者必然是記住了學過的每一種物質典型的物理，化學性質，并且能夠順利寫出相對應的化學方程式。
心理學表明，學習是一個對短時記憶進行加工的過程，而多多溫習則是將短期的記憶變成長期記憶的一個關鍵。艾賓浩斯遺忘曲線也告訴我們遺忘的發生是不均衡的，總體上是先快后慢，先多后少，到了一定程度就幾乎不再忘記。
所以下內容，需要特別的花時間去記和背:
①牢記特殊知識點
化學考試考查特殊知點的概率很高。例如鋁是一種特殊的單質，它既能與酸反應又能與堿反應并且都能釋放氫氣，而其他單質通常只能與一種反應。SiO2可與HF反應生成SiF4,從而用HF來刻蝕玻璃，生成SiF4是能刻化玻璃的關鍵。再比如氫氧化鈣的在不同溫度下溶解度是不同的
②記住一些有規律的知識
除了特殊的知識點，化學也常考查一些帶有規律的知識點。例如過濾操作的要點為一貼二低三靠。氧化性：氧化劑＞氧化產物，還原性：還原劑＞還原產物 以及金屬的活動性順序等。
③記住一些容易忘記的知識點
易忘知識點是化學最容易考的第三種知識點。比如二氧化氮是紅棕色有刺激性氣味的有毒氣體，易溶于水生成HNO和NO，干燥氨氣用堿石灰。構成原電詞的條件是：兩種活潑性不同的電極。
④巧記一句話總結
我們在學習鹽類水解時，常總結為一句話：誰弱誰水解，誰強顯水性，同強顯中性。在氧化還原反應中，還有（化合價）升、失（電子）、還（原反應）、氧（被氧化），降、得、氧 、還。
2.重視課堂學習，加強課外拓展
課堂學習是學習最重要的一步，課堂的學習效率直接和學習成績的好壞有一定的關系。而課本的知識有限，為了拓展自己的視眼，必然需要進行課外拓展，閱讀課外的一些書籍和習題，幫助題高自己的成績。
①聽課時，思想必須要有老師講解的思路保持一致。
學會聽老師怎么去分析一個問題，去解決一個問題。聽老師傳授解題方法，解題技巧，把握住聽課的重點，以方便加強自己的思考，認識與提高。聽的同時還需要思考，看老師的想法與自己的想法有什么區別，老師的解題技巧與自己的解題技巧有什么不同，在比較中不同進步，如果一直想不清楚一定要請教老師解除自己的思想煩惱。
②通過一數猛些國家雜志，竟賽題進行合理的課外拓展
這些雜志內容緊扣高考化學大綱，而且題目新穎，針對性強，而且更重視解題能力的培養。而且更重要的是可以豐富自己的知識面，培養學習化學的興趣。因為目前課本內容過于粗略，但高考的考查要求又高，所以拓展知識面尤為重要。
3.分類學習，學會總結
學習化學雖然要有一個有的概念，但在復習時如果我們分開來，也是可以事半功倍的。高中化學一般可以分為，元素化學（必修一）有機化學（必修二選修五）化學反應遠理（必修二，選修四）薯團橋三個大塊，每個板塊分開學習，學會總結，更有利于學習和進步。
①元素化學這里面最重視的就是各種物質的性質狀態，以及它們之間的相互聯系。這時我們可以自己做物質的轉化圖，把各種物質和元素放在圖里，逐個突破，并寫出他們都方程式，這樣的復習會更加有效果。同時也要學會總結自己的錯題，如果錯題不弄懂其實等于沒做。因為元素這部分的試題都不會太難，一定要弄懂然后穩穩的拿分。
②反應原理 這里面最重視的就是物質的反應原理。而反應原理一般需要去理解，這時候就需要有一點都理解能力，不理解的話很難去做題目。同時在反應原理這個板塊里面還有一部分的計算題，這些計算題雖然不像數學那樣復雜，但還是要好好去算。平時多注意訓練，算錯了及時總結，切勿自大，認為自己下次一定能算對。
③有機化學有機化學里面有一些實驗值得去注意一下，因為經常考。同時有機化學就是要記住一些關鍵的東西，比如單鍵到雙鍵怎么轉化，醇到醛，醛到酸怎么演變，反過來也是如此，就是考一個轉化和推理能力，說難也難，說不難其實也不難。多做題，多見識是拿分的關鍵。
最后，分類學習的關鍵就在于總結，自己那部分學會了，那部分沒學會一目了然，然或芹后自己去學，對癥下藥。
4.精做題做精題，并學會舉一反三
目前有很多學生，學習化學陷入題做的越多做好的局面，每個人的時間都是有限，多做題其實意義并沒有那么大。精做題才是關鍵，而化學里面由一個題型進行演變的題目有不少，如果能夠弄懂里面的解題原理，以反三，那么成績也可以得到很大的提高。一般來說，一個題不止有一種變換方法，今天考這種，明天就考另一種，如果把它的根源弄清楚，那么學習就會進步的更快。
這種能力其實不止可以用在化學，用在物理，數學上也可以。很多學生都陷入了做題的思維誤區，其實多做題有時候并不是一件好事。
應該是選修4吧，必修只有化學1、化學2.
選修4化學反應原理相比化學1、化學2肯定要難，因為化學1、化學2是針對所有高中生的，包括文科生，而選修4主要針賀亂手對理科學生，比較地學習化學反應中的禪嫌熱效應、化學能與電能的相互轉化、化學反應速率、化學平衡、電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡等，只要用心學陪御，還是很有意思的，也很有用。祝你成功！
1、硫酸根離子的檢驗： BaClz + NazSD ==BaS04+2NaC12、碳酸根離子的檢驗：CaCl2+Na2C03=CaO03↓+2NaC1
3、碳酸鈉與鹽酸反應：NaC03+2HC1 F =2NaC1++C02個
4、木炭還原氧化銅：2Cu0+ c 過溫嚴2Cu+C0z個
5、鐵片與硫酸銅溶液反應： Fe +CuS04==FeS04+ Cu
6、氯化鈣與碳酸鈉溶液反應： CaClz +NazO0=CaQ0s↓+2NaC1
7、鈉空氣中燃燒：2Na+ O NazOz 鈉與氧氣歲笑反應：4Na+0z=2NazO
8、過氧化鈉與水反應：2NavOz+2H04NaOH+0個
9、過氧化鈉與二氧化碳反應：2NazOz+200z==2NauO0s+ Oz
10、鈉與水反應：2Na+2H02NaOH＋個
11、鐵與水蒸氣反應：3Fe+4H0g)==Fcs0+4H個
12、鋁與氫氧前唯化鈉浴液反應：2A1+2NaOH+2H0=2NaA10z+3班個
13、氧化鈣與水反應：Ca0+H0= Ca ( OHz
14、氧化鐵與鹽酸反應：Fez0s+6HC1一＝2FeCls+3HO
15、氧化鋁與鹽酸反應：Alz0s+6HC12A1Cls+3HO
16、氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應：Alz0s+2NaOH=2NaA10z+0
17、氯化鐵與氫氧化鈉溶液反應： FeCls +3NaOH= Fe ( OH ) s +3NaC1
18、硫酸業鐵與氫氧化鈉洛液反應：FeS04+2NaOH= Fe ( OHz +NazS0
19、氫氧化亞鐵被氧化成氫氧化鐵：4e( OH ) z +2H0+ Oz 4Fe( OH ) s
20、氫氧化鐵加熱分解：2Fe( OH ); Fels +31HO↑
21、實驗室制取氫氧化鋁： Alz ( SD ) s +6NHs·0一2A1( OH ) s +3( NHb )zS0
22、氫氧化鋁鹽酸反應： A ( OH ) s +3HC1 AICls +3HO
23、氫氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應：A1( OH );+ NaOH NaA10z+2HO
24、氫氧化乎悔含鋁熱分解：2A1( OH );Al0+310
25、三氯化鐵溶液與鐵粉反應：2FeCls+ Fe 一3FeClz
26、氯化亞鐵中通入氯氣：2eClz+ Clz ==2FcCls
27、二氧化硅與氫氟酸反應： SiOz +4H== SiFa +21t0
硅單質與氫氟酸反應： Si +4HF= SiF +2H個
28、二氧化硅與氧化鈣高溫反應： SiO + Cao 高溫CaSi0s
高中化學選修4知識點歸納總結
高激或中化學選修4知識點歸納總結
第一章 化學反應與能量
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
（1）.符明尺伍號： △H
（2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱；化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應：放熱>吸熱△H 為“—”或△H<0放熱，
吸收熱量的化學反應： 吸熱>放熱△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的.放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸堿中和反應③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2-8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa25℃
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
※注意：
（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡 （一）
1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特征
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等困好）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：
（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。
2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應向正反應方向進行; Q=K:反應處于平衡狀態 ; Q〉K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應
＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S.
單位：J/（mol-1*K-1）
(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行 ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態 ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行 注意：
（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
