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化學必修4,化學必修4電子版

  • 化學
  • 2023-06-07
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

  • 高一必修一化學課本

    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。

    化學必修4知識點歸納

    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。

    高中化學必修二方程式歸納

    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!

    化學必修二知識點總結筆記

    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

    高中化學必修四

    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

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