化學選修四課本
高中化學人教版的選修4是黑白的，主要因為這本書的理論性最強，需要的圖片較少。
1、圖片較少，需要參考的實際生活的內容較少，用黑白版的可以適應。
2、難度較大，黑白版的也可以提高學生們對於知識的學習度。
3、《化學反應原理》 更多的是需要思考，動腦偏多，而不是多看，黑白版的可以更好的轉移學生的注意力。
化學反應實質
化學反應的本質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
在反應中常伴有發光、發熱、變色、生成沉澱物等。判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。根據化學鍵理論，又可根據一個變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學反應。
以上資料參考網路—化學反應
『貳』 化學高中課本有多少本，人教版的
人教版高中化學共有8本，2本必修，6本選修。
必修：必修1、必修2
選修：《化學與生活》、《化學與技術》、《物質結構與性質》、《化學反應原理》、《有機化學基礎》、《實驗化學》
(2)化學選修四課本擴展閱讀：
1、必修1目錄
引言
第一章從實驗學化學
第一節化學實驗基本方法
第二節化學計量在實驗中的應用
歸納與整理
第二章化學物質及其變化
第一節物質的分類
第二節離子反應
第三節氧化還原反應
歸納與整理
第三章金屬及其化合物
第一節金屬的化學性質
第二節幾種重要的金屬化合物
第三節用途廣泛的金屬材料
歸納與整理
第四章非金屬及其化合物
第一節無機非金屬材料的主角——硅
第二節富集在海水中的元素——氯
第三節硫和氮的氧化物
第四節氨硝酸硫酸
歸納與整理
附錄1
附錄2
附錄3
後記
2、必修2目錄
第一章物質結構元素周期律
第一節元素周期表
第二節元素周期律
第三節化學鍵
歸納與整理
第二章化學反應與能量
第一節化學能與熱能
第二節化學能與電能
第三節化學反應的速率和限度
歸納與整理
第三章有機化合物
第一節最簡單的有機化合物——甲烷
第二節來自石油和煤的兩種基本化工原料
第三節生活中兩種常見的有機物
第四節基本營養物質
歸納與整理
第四章化學與自然資源的開發利用
第一節開發利用金屬礦物和海水資源
第二節資源綜合利用環境保護
歸納與整理
結束語
附錄一
附錄二
附錄三
『叄』 關於高二理科化學選修4(人教版)的學習..
選修有3，4，5，6四本，3，6裡面選一本，4，5必選
3是物質結構和性質
4是化學反應原理
5是有機化學基礎
6是實驗化學
一般是選3，4，5
『肆』 高中化學選修課本除選修4外為什麼可以只選一本學呢
不是只可以學一本，是學校不想浪費多餘的時間，只學好一本。反正高考到時候選修是選做，保證一本書學好，拿最高的分
『伍』 高中化學書選修4課後習題的答案
去買本《王後雄》，裡面有答案
『陸』 高中化學選修4課本為什麼是黑白的
我是化學老師，最近剛教完這一冊，從難度來講，這冊書最難，這本書僅僅只是提綱而已，最深刻的圖形和方程式這里根本就沒有提到，所以只是黑白版了。其他幾本書書考驗的是學生的刻苦能力，而這本書考的是學生的理解能力，如果在學這本書的時候，不去思考，不去理解，那麼會死的很難看！
『柒』 高中化學選修四
《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系
3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為「-」，吸熱反應△H為「+」，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不註明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要註明「通電」
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子 Nm++me-→N
正極： 2H++2e-→H2↑
②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
9、電解原理的應用：
⑴氯鹼工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的澱粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似於可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、鹼性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當於原電池，充電時相當於電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），
11、計算時遵循電子守恆，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S<0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態
△H-T△S>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恆壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當於減壓對平衡的影響
⑵恆容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對於△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恆容、恆壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恆溫恆壓，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。
②恆溫恆容，△vg=0的反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恆溫恆容，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章 物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用「＝」，且一步電離；強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。
⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用「」，多元弱酸的電離方程式分步寫，其餘的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。
⑶常見的鹼：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強鹼，其餘為弱鹼；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其餘為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表徵了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。
⑶ 溶液的酸鹼性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。
無論是單一溶液還是溶液混合後求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈鹼性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或鹼，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強鹼性，即室溫下，pH=1或13
向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱鹼鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標「↑」「↓」；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉澱，用＝，標出「↑」「↓」。
Ⅱ部分水解，無沉澱、氣體，用，產物不標「↑」「↓」；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配製，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉澱溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。
⑵ Q>Ksp,有沉澱生成；Q=Ksp，沉澱與溶解處於平衡狀態；Q<Ksp，沉澱溶解。
⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在後，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對後面的鑒定是否有影響。
⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論。
『捌』 求魯科版高中化學選修4電子課本
這本書淘寶上有賣的，我就是在淘寶上買的。
『玖』 化學選修4是什麼
如果我沒記錯的話,選修四應該是有關化學平衡的內容,非常詳細的化學平衡,包括物料守恆,質子守恆等,還有平衡移動,一年多了,就記住這么點了,