在化学学习中，掌握元素化合价是理解化合物组成、书写化学式的基础。观察常见元素的价态分布，碱金属（如Na、K）与Ag、H通常显+1价；F作为电负性的元素，几乎始终保持-1价。
二价元素中，Ca、Mg、Ba、Zn是典型代表，而Cl的价态变化较丰富，除常见-1价（如NaCl）外，HClO中显+1价，HClO₃中+5价，HClO₄中+7价。Cu的+1价（如Cu₂O）与+2价（如CuSO₄）、Fe的+2价（FeCl₂）与+3价（FeCl₃）需特别注意区分。O元素以-2价为主（H₂O），但在过氧化物（如H₂O₂）中显-1价；S的-2价（H₂S）、+4价（SO₂）、+6价（H₂SO₄）同样需要重点记忆。
值得注意的是，Al固定为+3价（Al₂O₃），Mn的价态跨度大（+2价MnCl₂、+4价MnO₂、+6价K₂MnO₄、+7价KMnO₄），P和N的变价则需结合具体化合物分析（如NH₃中N为-3价，NO中+2价，HNO₃中+5价）。
氧化还原反应是高中化学的核心反应类型，其本质是电子的转移（包括得失与偏移），外在表现为元素化合价的升降。理解这一反应需明确两组关键概念：氧化剂与还原剂。
氧化剂具有氧化性，在反应中得电子（化合价降低），自身被还原，生成还原产物。例如，CuO与H₂反应时，CuO作为氧化剂得电子，Cu从+2价降至0价，生成还原产物Cu。还原剂则相反，具有还原性，失电子（化合价升高），自身被氧化，生成氧化产物——如上述反应中H₂作为还原剂失电子，H从0价升至+1价，生成氧化产物H₂O。
记忆口诀“升失氧还剂，降得还氧剂”可辅助快速判断：化合价升高→失电子→被氧化→作还原剂；化合价降低→得电子→被还原→作氧化剂。需注意，四种基本反应类型（化合、分解、置换、复分解）中，置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是，而化合与分解反应可能是也可能不是。
金属活动性顺序表（K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au）是判断金属与酸、盐溶液反应的重要依据，表中从左到右金属还原性逐渐减弱。
位于H前的金属（如Zn、Fe）能与非氧化性酸（稀盐酸、稀硫酸）发生置换反应生成H₂，而H后的金属（如Cu）则不能。例如，实验室制H₂常用Zn与稀硫酸反应（Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑），而Cu与稀硫酸不反应（需浓硫酸并加热条件）。
金属与盐溶液的反应遵循“前置后”原则：活动性强的金属可置换出活动性弱的金属。如Fe能置换CuSO₄中的Cu（Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu），但Cu不能置换FeSO₄中的Fe。需注意，K、Ca、Na等活泼金属与盐溶液反应时，优先与水反应生成碱和H₂，再与盐反应（如Na投入CuSO₄溶液：2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑；2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄）。
离子反应是电解质在溶液中进行的反应，其本质是离子浓度的变化。掌握离子方程式的书写需严格遵循四步规则：写（正确化学方程式）、拆（易溶易电离物质拆为离子）、删（删除未参与反应的离子）、查（检查原子与电荷守恒）。
拆分时需注意：难溶物（如CaCO₃、AgCl）、难电离物质（如CH₃COOH、NH₃·H₂O）、气体（如CO₂、H₂）、氧化物（如Na₂O、Al₂O₃）均不拆分。例如，碳酸钙与盐酸反应的离子方程式应为：CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + CO₂↑ + H₂O（CaCO₃不拆，HCl拆为H⁺和Cl⁻，Cl⁻前后删除）。
离子共存问题需从四方面判断：①是否生成沉淀（如Ba²⁺与SO₄²⁻生成BaSO₄）；②是否生成弱电解质（如H⁺与CH₃COO⁻生成CH₃COOH）；③是否生成气体（如H⁺与CO₃²⁻生成CO₂）；④是否发生氧化还原反应（如Fe³⁺与I⁻发生2Fe³⁺ + 2I⁻ = 2Fe²⁺ + I₂）。
化学反应必然伴随能量变化，根据能量变化方向可分为放热反应与吸热反应。放热反应中，反应物总能量高于生成物总能量，常见类型包括燃烧反应（如C+O₂=CO₂）、酸碱中和反应（如NaOH+HCl=NaCl+H₂O）、活泼金属与酸的置换反应（如Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↑）。
吸热反应则相反，反应物总能量低于生成物总能量，典型例子有Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl的反应（混合后烧杯底部结冰）、灼热的碳与CO₂反应（C+CO₂=2CO，需持续加热）、C/CO/H₂还原CuO（如H₂+CuO=Cu+H₂O，需加热条件）。
学习中需注意，反应条件（如加热）与反应类型无必然联系——放热反应可能需要加热引发（如铝热反应），吸热反应也可能在常温下进行（如NH₄NO₃溶于水）。
物质的量是连接微观粒子与宏观质量的桥梁，其相关公式需熟练掌握。微粒数（N）与物质的量（n）的关系为n=N/NA（NA≈6.02×10²³mol⁻¹），如3.01×10²³个H₂分子的物质的量为0.5mol。
物质的量与质量（m）的关系为n=m/M（M为摩尔质量，单位g/mol），例如44gCO₂的物质的量为1mol（M=44g/mol）。对于气体，标准状况下（0℃，101kPa）气体摩尔体积Vm=22.4L/mol，因此n=V/Vm（如22.4LO₂的物质的量为1mol）。
阿伏加德罗定律指出，同温同压下气体体积比等于物质的量比（V₁/V₂=n₁/n₂），由此可推导气体密度比等于摩尔质量比（ρ₁/ρ₂=M₁/M₂）。物质的量浓度（C）与物质的量的关系为C=n/V（如0.5molNaOH溶于水配成1L溶液，浓度为0.5mol/L），与质量分数（ω）的关系为C=1000ρω/M（ρ为溶液密度，单位g/cm³）。
配置一定物质的量浓度的溶液是高中重要实验，需严格遵循九步操作：
关键仪器包括托盘天平（称固体）、量筒/滴定管（量液体）、烧杯（溶解）、玻璃棒（搅拌与引流）、容量瓶（定容）、胶头滴管（精确加水）。常见误差如未冷却至室温定容（体积偏小，浓度偏高）、定容时俯视刻度线（体积偏小，浓度偏高）等需重点关注。
