目录高一必修一化学课本 化学必修4知识点归纳 高中化学必修二方程式归纳 化学必修二知识点总结笔记 高中化学必修四
必修1，2东西很碎租首。哗知4相对弊芦数来说比较。只要跟上趟了，懂了以后就很简单了。但一旦跟不上趟那就很难了。
1.用手记，用心背
化学是一个内容多，知识碎的学科。并且有很多东西都是知其然，而无法探究其所以然。所以需要我们用手多做笔记，记下那些特殊知识，然后用心去背。一般来说，化学成绩优秀者必然是记住了学过的每一种物质典型的物理，化学性质，并且能够顺利写出相对应的化学方程式。
心理学表明，学习是一个对短时记忆进行加工的过程，而多多温习则是将短期的记忆变成长期记忆的一个关键。艾宾浩斯遗忘曲线也告诉我们遗忘的发生是不均衡的，总体上是先快后慢，先多后少，到了一定程度就几乎不再忘记。
所以下内容，需要特别的花时间去记和背:
①牢记特殊知识点
化学考试考查特殊知点的概率很高。例如铝是一种特殊的单质，它既能与酸反应又能与碱反应并且都能释放氢气，而其他单质通常只能与一种反应。SiO2可与HF反应生成SiF4,从而用HF来刻蚀玻璃，生成SiF4是能刻化玻璃的关键。再比如氢氧化钙的在不同温度下溶解度是不同的
②记住一些有规律的知识
除了特殊的知识点，化学也常考查一些带有规律的知识点。例如过滤操作的要点为一贴二低三靠。氧化性：氧化剂＞氧化产物，还原性：还原剂＞还原产物 以及金属的活动性顺序等。
③记住一些容易忘记的知识点
易忘知识点是化学最容易考的第三种知识点。比如二氧化氮是红棕色有刺激性气味的有毒气体，易溶于水生成HNO和NO，干燥氨气用碱石灰。构成原电词的条件是：两种活泼性不同的电极。
④巧记一句话总结
我们在学习盐类水解时，常总结为一句话：谁弱谁水解，谁强显水性，同强显中性。在氧化还原反应中，还有（化合价）升、失（电子）、还（原反应）、氧（被氧化），降、得、氧 、还。
2.重视课堂学习，加强课外拓展
课堂学习是学习最重要的一步，课堂的学习效率直接和学习成绩的好坏有一定的关系。而课本的知识有限，为了拓展自己的视眼，必然需要进行课外拓展，阅读课外的一些书籍和习题，帮助题高自己的成绩。
①听课时，思想必须要有老师讲解的思路保持一致。
学会听老师怎么去分析一个问题，去解决一个问题。听老师传授解题方法，解题技巧，把握住听课的重点，以方便加强自己的思考，认识与提高。听的同时还需要思考，看老师的想法与自己的想法有什么区别，老师的解题技巧与自己的解题技巧有什么不同，在比较中不同进步，如果一直想不清楚一定要请教老师解除自己的思想烦恼。
②通过一数猛些国家杂志，竟赛题进行合理的课外拓展
这些杂志内容紧扣高考化学大纲，而且题目新颖，针对性强，而且更重视解题能力的培养。而且更重要的是可以丰富自己的知识面，培养学习化学的兴趣。因为目前课本内容过于粗略，但高考的考查要求又高，所以拓展知识面尤为重要。
3.分类学习，学会总结
学习化学虽然要有一个有的概念，但在复习时如果我们分开来，也是可以事半功倍的。高中化学一般可以分为，元素化学（必修一）有机化学（必修二选修五）化学反应远理（必修二，选修四）薯团桥三个大块，每个板块分开学习，学会总结，更有利于学习和进步。
①元素化学这里面最重视的就是各种物质的性质状态，以及它们之间的相互联系。这时我们可以自己做物质的转化图，把各种物质和元素放在图里，逐个突破，并写出他们都方程式，这样的复习会更加有效果。同时也要学会总结自己的错题，如果错题不弄懂其实等于没做。因为元素这部分的试题都不会太难，一定要弄懂然后稳稳的拿分。
②反应原理 这里面最重视的就是物质的反应原理。而反应原理一般需要去理解，这时候就需要有一点都理解能力，不理解的话很难去做题目。同时在反应原理这个板块里面还有一部分的计算题，这些计算题虽然不像数学那样复杂，但还是要好好去算。平时多注意训练，算错了及时总结，切勿自大，认为自己下次一定能算对。
③有机化学有机化学里面有一些实验值得去注意一下，因为经常考。同时有机化学就是要记住一些关键的东西，比如单键到双键怎么转化，醇到醛，醛到酸怎么演变，反过来也是如此，就是考一个转化和推理能力，说难也难，说不难其实也不难。多做题，多见识是拿分的关键。
最后，分类学习的关键就在于总结，自己那部分学会了，那部分没学会一目了然，然或芹后自己去学，对症下药。
4.精做题做精题，并学会举一反三
目前有很多学生，学习化学陷入题做的越多做好的局面，每个人的时间都是有限，多做题其实意义并没有那么大。精做题才是关键，而化学里面由一个题型进行演变的题目有不少，如果能够弄懂里面的解题原理，以反三，那么成绩也可以得到很大的提高。一般来说，一个题不止有一种变换方法，今天考这种，明天就考另一种，如果把它的根源弄清楚，那么学习就会进步的更快。
这种能力其实不止可以用在化学，用在物理，数学上也可以。很多学生都陷入了做题的思维误区，其实多做题有时候并不是一件好事。
应该是选修4吧，必修只有化学1、化学2.
选修4化学反应原理相比化学1、化学2肯定要难，因为化学1、化学2是针对所有高中生的，包括文科生，而选修4主要针贺乱手对理科学生，比较地学习化学反应中的禅嫌热效应、化学能与电能的相互转化、化学反应速率、化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡等，只要用心学陪御，还是很有意思的，也很有用。祝你成功！
1、硫酸根离子的检验： BaClz + NazSD ==BaS04+2NaC12、碳酸根离子的检验：CaCl2+Na2C03=CaO03↓+2NaC1
3、碳酸钠与盐酸反应：NaC03+2HC1 F =2NaC1++C02个
4、木炭还原氧化铜：2Cu0+ c 过温严2Cu+C0z个
5、铁片与硫酸铜溶液反应： Fe +CuS04==FeS04+ Cu
6、氯化钙与碳酸钠溶液反应： CaClz +NazO0=CaQ0s↓+2NaC1
7、钠空气中燃烧：2Na+ O NazOz 钠与氧气岁笑反应：4Na+0z=2NazO
8、过氧化钠与水反应：2NavOz+2H04NaOH+0个
9、过氧化钠与二氧化碳反应：2NazOz+200z==2NauO0s+ Oz
10、钠与水反应：2Na+2H02NaOH＋个
11、铁与水蒸气反应：3Fe+4H0g)==Fcs0+4H个
12、铝与氢氧前唯化钠浴液反应：2A1+2NaOH+2H0=2NaA10z+3班个
13、氧化钙与水反应：Ca0+H0= Ca ( OHz
14、氧化铁与盐酸反应：Fez0s+6HC1一＝2FeCls+3HO
15、氧化铝与盐酸反应：Alz0s+6HC12A1Cls+3HO
16、氧化铝与氢氧化钠溶液反应：Alz0s+2NaOH=2NaA10z+0
17、氯化铁与氢氧化钠溶液反应： FeCls +3NaOH= Fe ( OH ) s +3NaC1
18、硫酸业铁与氢氧化钠洛液反应：FeS04+2NaOH= Fe ( OHz +NazS0
19、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4e( OH ) z +2H0+ Oz 4Fe( OH ) s
20、氢氧化铁加热分解：2Fe( OH ); Fels +31HO↑
21、实验室制取氢氧化铝： Alz ( SD ) s +6NHs·0一2A1( OH ) s +3( NHb )zS0
22、氢氧化铝盐酸反应： A ( OH ) s +3HC1 AICls +3HO
23、氢氧化铝与氢氧化钠溶液反应：A1( OH );+ NaOH NaA10z+2HO
24、氢氧化乎悔含铝热分解：2A1( OH );Al0+310
25、三氯化铁溶液与铁粉反应：2FeCls+ Fe 一3FeClz
26、氯化亚铁中通入氯气：2eClz+ Clz ==2FcCls
27、二氧化硅与氢氟酸反应： SiOz +4H== SiFa +21t0
硅单质与氢氟酸反应： Si +4HF= SiF +2H个
28、二氧化硅与氧化钙高温反应： SiO + Cao 高温CaSi0s
高中化学选修4知识点归纳总结
高激或中化学选修4知识点归纳总结
第一章 化学反应与能量
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）.符明尺伍号： △H
（2）.单位：kJ/mol 3.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放热，
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
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 kPa25℃
②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 mol
④研究内容：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/mol
3．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、盖斯定律
1．内容：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 化学反应速率和化学平衡
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，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内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（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（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
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困好）
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
（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）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.
单位：J/（mol-1*K-1）
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
