高二化学期末总结

汇报人:XXXX2026年01月01日高二化学期末总结PPTCONTENTS目录01

化学反应与能量02

化学反应速率与化学平衡03

电解质溶液与电化学基础04

元素化合物性质05

有机化学基础06

化学实验与计算化学反应与能量01反应热与焓变的基本概念反应热的定义反应热是化学反应过程中放出或吸收的热量，通常在恒压条件下用焓变（ΔH）表示，单位为kJ/mol。焓变的符号与意义放热反应：ΔH<0，体系能量降低；吸热反应：ΔH>0，体系能量升高。焓变数值等于生成物总能量与反应物总能量之差。焓变与键能的关系ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和。例如：H(g)+Cl(g)=2HCl(g)ΔH=-183kJ/mol，因断裂旧键吸收能量小于形成新键释放能量。常见反应的热效应类型放热反应：燃烧、中和、金属与酸反应等；吸热反应：多数分解反应、Ba(OH)与NHCl反应、碳与CO高温反应等。中和热的测定与计算01中和热的核心概念在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH₂O时所释放的热量，单位为kJ/mol。其本质是H⁺(aq)与OH⁻(aq)结合生成H₂O(l)的反应热。02强酸强碱的中和热数值强酸与强碱的稀溶液反应，中和热ΔH固定为-57.3kJ/mol，热化学方程式为：H⁺(aq)+OH⁻(aq)=H₂O(l)ΔH=-57.3kJ/mol。03弱酸弱碱的中和热特点弱酸或弱碱在电离过程中需吸收热量，导致其参与的中和反应放出的热量减少，中和热数值小于57.3kJ/mol。04测定实验的关键要点实验需使用稀溶液以确保完全电离，通过量热计测量温度变化，根据Q=cmΔt计算反应热，其中c为溶液比热容，m为溶液总质量。燃烧热的定义及应用

01燃烧热的核心定义在25℃、101kPa条件下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时释放的热量，单位为kJ/mol，ΔH<0。例如1mol甲烷完全燃烧生成CO₂(g)和H₂O(l)时放出890.3kJ热量，其燃烧热即为-890.3kJ/mol。

02燃烧热的四大测定条件①压力限定为101kPa标准大气压；②反应程度需达到完全燃烧，如C→CO₂(g)、H→H₂O(l)、S→SO₂(g)；③燃烧物物质的量固定为1mol；④研究对象为放出的热量，ΔH为负值。

03燃烧热与能源利用的关系燃烧热是衡量燃料能源价值的重要指标，如相同质量下，H₂燃烧热(285.8kJ/mol)高于CH₄，表明其能量密度更高。工业上据此选择燃料，如火箭推进剂常选用高燃烧热的肼类物质。

04与中和热的区别对比燃烧热特指1mol纯物质完全燃烧，中和热则是稀溶液中生成1molH₂O的反应热；燃烧热产物为稳定氧化物，中和热产物为盐和水；二者均属反应热，但研究对象和应用场景不同。盖斯定律及其计算技巧

盖斯定律的核心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。若一个反应可分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热相同。

盖斯定律的应用前提反应热的计算需在恒温、恒压条件下进行，且反应体系的始态和终态明确。反应过程中不考虑非体积功，仅关注能量变化与途径无关的特性。

反应热计算的基本步骤1.确定目标反应的始态和终态；2.寻找已知反应热的相关反应；3.通过加减运算将已知反应组合成目标反应；4.对应叠加各反应的反应热，得到目标反应的总反应热。

计算技巧：方程式的"四则运算"若反应①的反应热为ΔH₁，反应②的反应热为ΔH₂，目标反应可表示为①×a+②×b，则目标反应热ΔH=aΔH₁+bΔH₂。如：C(s)+O₂(g)=CO₂(g)ΔH可由C(s)+1/2O₂(g)=CO(g)ΔH₁和CO(g)+1/2O₂(g)=CO₂(g)ΔH₂相加得到，即ΔH=ΔH₁+ΔH₂。化学反应速率与化学平衡02化学反应速率的表示方法

化学反应速率的基本概念化学反应速率是衡量化学反应进行快慢程度的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示，符号为v。

化学反应速率的表达式表达式为v=Δc/Δt，其中Δc表示浓度变化量（单位：mol/L），Δt表示时间变化量（单位：s或min），常用单位为mol/(L·s)或mol/(L·min)。

化学反应速率与化学计量数的关系对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

化学反应速率的注意事项计算速率时，B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率；表示的是平均速率，而非瞬时速率；速率比等于方程式系数比，变化量比也等于方程式系数比。影响反应速率的因素分析浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞频率提高，正反应速率增大；反之则减小。对于气体反应，压强通过改变浓度影响速率，压缩体积使气体浓度增大，速率加快。温度对反应速率的影响

升高温度，分子能量增加，活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多，反应速率显著加快。阿伦尼乌斯公式表明，温度对活化能大的反应影响更明显，通常温度每升高10℃，速率约增大2-4倍。催化剂对反应速率的影响

催化剂通过改变反应历程，降低反应活化能，使活化分子百分数大幅提高，从而同等程度加快正、逆反应速率。催化剂不影响平衡移动，具有选择性，如合成氨中使用铁催化剂。其他因素对反应速率的影响

固体表面积增大（如粉碎固体）可增加反应物接触面积，加快反应速率；光照、超声波、溶剂等也能通过提供能量或改变反应环境影响速率，如氯水受光照分解速率加快。化学平衡状态的判断依据速率关系判断同一物质的生成速率与消耗速率相等，即v正=v逆≠0；不同物质的速率之比等于化学计量数之比且方向相反。浓度与含量判断各组分的浓度、物质的量、质量分数等保持不变；对于有颜色的物质，体系颜色不再变化。物理量不变判断恒温恒容下，反应前后气体分子数改变时，总压强、总体积、平均相对分子质量不再变化；体系温度不再变化（绝热容器中）。特殊条件判断有固体或纯液体参与的反应，固体质量不再变化；对于溶液中的反应，离子浓度不再变化；化学键断裂与形成的物质的量相等。平衡常数与转化率的计算

平衡常数(K)的表达式与意义对于可逆反应aA+bB⇌cC+dD，平衡常数表达式为K=[C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)（固体和纯液体浓度视为1）。K值越大，反应正向进行程度越大，仅与温度有关。

转化率(α)的定义与计算式转化率α=（已转化反应物的浓度/初始浓度）×100%。对于反应A→产物，α=(c始-c平)/c始×100%，可衡量反应进行的程度。

平衡常数与转化率的关联计算通过“三段式”（初始浓度、变化浓度、平衡浓度）可联立求解K和α。例如：N₂+3H₂⇌2NH₃，若N₂初始浓度1mol/L，平衡浓度0.5mol/L，则α(N₂)=50%，代入数据可计算K值。

计算注意事项①K的单位需根据表达式中浓度的幂次确定；②α受初始浓度影响，而K仅与温度有关；③涉及气体时可用分压代替浓度计算Kp（压力平衡常数）。化学平衡移动原理及应用

化学平衡移动原理（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素（浓度、压强、温度），平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。

浓度对平衡移动的影响增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。

压强对平衡移动的影响对于有气体参与的反应，增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动；减小压强平衡向气体物质的量增大的方向移动；反应前后气体物质的量不变时，压强改变平衡不移动。

温度对平衡移动的影响升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。

工业合成氨中的平衡应用合成氨反应为放热、气体物质的量减小的反应，工业上采用高压、适当温度（700K左右）并及时分离出氨气，以促进平衡向生成氨的方向移动，提高氨的产率。电解质溶液与电化学基础03弱电解质的电离平衡电离平衡的概念在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，溶液中各分子和离子的浓度保持不变的状态，称为电离平衡。电离平衡的特征电离平衡具有动态平衡的特点，即v(电离)=v(结合)≠0；溶液中分子和离子的浓度保持不变；当外界条件改变时，平衡会发生移动。影响电离平衡的因素温度升高，电离平衡向电离方向移动，因为电离过程吸热；浓度减小，电离程度增大；同离子效应会抑制弱电解质的电离，如向CH₃COOH溶液中加入CH₃COONa固体，平衡逆向移动。电离平衡常数在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，电离出的离子浓度幂之积与未电离的分子浓度之比为一常数，称为电离平衡常数(K)。K值越大，表明弱电解质的电离程度越大，酸性或碱性越强。盐类水解的规律与应用盐类水解的概念与实质盐类水解是指在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。其实质是破坏水的电离平衡，促进水的电离。盐类水解的核心规律核心规律为"有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性"。多元弱酸根离子，正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。影响盐类水解的外界因素温度越高水解程度越大（水解吸热）；浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）；H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解，OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解。盐类水解的应用场景应用于判断溶液酸碱性（如Na2CO3溶液显碱性）、离子共存（如Al3+与HCO3-因双水解不能共存）、盐溶液的配制（如配制FeCl3溶液需加盐酸抑制水解）等方面。沉淀溶解平衡及溶度积沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率与沉淀速率相等，溶质的离子浓度不再变化，此时建立的动态平衡称为沉淀溶解平衡。溶度积常数(Ksp)的定义溶度积常数是指在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂的乘积为一常数，用Ksp表示。表达式为：AmBn(s)⇌mAn+(aq)+nBm-(aq)，Ksp=[An+]^m·[Bm-]^n。溶度积与溶解度的关系溶度积(Ksp)反映了难溶电解质在水中的溶解能力，对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr），Ksp越大，溶解度越大；不同类型的难溶电解质需通过计算溶解度比较溶解能力。沉淀溶解平衡的影响因素主要影响因素有温度（多数难溶电解质溶解吸热，升温Ksp增大）、离子浓度（加入相同离子会使平衡逆向移动，即同离子效应；加入能与离子反应的物质会使平衡正向移动）。原电池的工作原理与电极反应原电池的定义与构成条件

原电池是将化学能转变为电能的装置，其构成需满足四个条件：两个活泼性不同的电极、电解质溶液、闭合回路、自发进行的氧化还原反应。工作原理：电子转移与电流形成

原电池通过氧化还原反应实现电子转移，还原剂在负极失去电子发生氧化反应，电子经导线流向正极，氧化剂在正极得到电子发生还原反应，形成电流。正负极判断方法

一般活泼金属作负极（如锌铜原电池中锌为负极），发生氧化反应；较不活泼金属或导电非金属作正极（如铜为正极），发生还原反应。可通过电子流向（负极流出）、电流方向（正极流出）及电极现象（负极溶解、正极增重或产气）辅助判断。电极反应式书写示例（铜-锌原电池）

负极（锌）：Zn-2e⁻=Zn²⁺（氧化反应）；正极（铜）：Cu²⁺+2e⁻=Cu（还原反应）；总反应：Zn+Cu²⁺=Zn²⁺+Cu。离子与电子的移动方向

电子沿导线从负极流向正极；电解质溶液中阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，以维持溶液电中性。电解原理及应用实例

电解的核心概念在直流电作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程称为电解，电能转化为化学能的装置叫做电解池。

电极反应规律阳极与电源正极相连，发生氧化反应；阴极与电源负极相连，发生还原反应。以电解熔融NaCl为例：阳极：2Cl⁻→Cl₂↑+2e⁻；阴极：Na⁺+e⁻→Na。

氯碱工业：电解食盐水阳极反应：2Cl⁻→Cl₂↑+2e⁻；阴极反应：2H⁺+2e⁻→H₂↑；总反应：2NaCl+2H₂O$\xlongequal{通电}$2NaOH+H₂↑+Cl₂↑，可制备烧碱、氯气和氢气。

铜的电解精炼以粗铜为阳极，精铜为阴极，CuSO₄溶液为电解质溶液。阳极杂质（Zn、Ni、Fe等）发生氧化反应，阴极Cu²⁺得电子析出纯铜，Au、Ag等形成阳极泥。

电镀工艺：铁表面镀铜待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO₄溶液为电解质溶液。阳极：Cu→Cu²⁺+2e⁻；阴极：Cu²⁺+2e⁻→Cu，使铁表面均匀覆盖铜镀层。元素化合物性质04卤族元素的性质递变

原子结构与核外电子排布卤族元素（F、Cl、Br、I、At）原子最外层均为7个电子，随着原子序数递增，电子层数依次增加（F：2层，Cl：3层，Br：4层，I：5层），原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性依次减弱。

单质物理性质递变状态：F₂、Cl₂为气态，Br₂为液态，I₂为固态；颜色：由浅黄绿色（F₂）→黄绿色（Cl₂）→深红棕色（Br₂）→紫黑色（I₂）逐渐加深；熔沸点：随相对分子质量增大而升高，F₂沸点-188℃，I₂沸点184℃。

单质化学性质递变与H₂反应：F₂在暗处剧烈反应爆炸，Cl₂光照或点燃反应，Br₂加热缓慢反应，I₂持续加热可逆反应，生成的氢化物稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；与水反应：F₂剧烈置换出O₂，Cl₂、Br₂、I₂与水发生歧化反应，反应程度逐渐减弱。

氢化物与卤离子性质氢化物酸性：HF（弱酸）＜HCl（强酸）＜HBr（强酸）＜HI（强酸），HI酸性最强；卤离子还原性：F⁻＜Cl⁻＜Br⁻＜I⁻，I⁻能被Fe³⁺、O₂等氧化，Cl⁻能被MnO₂、浓H₂SO₄等氧化。氧族元素及其化合物

氧族元素概述氧族元素包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)等，位于元素周期表第VIA族，最外层均有6个电子，主要化合价有-2、+4、+6（氧除外），随原子序数递增，非金属性减弱，金属性增强。

硫及其重要化合物硫单质有多种同素异形体，如斜方硫和单斜硫；二氧化硫(SO₂)是酸性氧化物，具有漂白性（可使品红褪色，加热恢复）和还原性（能使溴水、KMnO₄溶液褪色）；浓硫酸具有吸水性、脱水性和强氧化性，可与铜反应：Cu+2H₂SO₄(浓)△==CuSO₄+SO₂↑+2H₂O。

重要性质与反应二氧化硫与硫化氢反应：SO₂+2H₂S=3S↓+2H₂O（归中反应）；三氧化硫(SO₃)是硫酸的酸酐，与水剧烈反应生成硫酸；硫的氧化物是大气污染物，SO₂是引发酸雨的主要物质。

常见物质鉴别与用途检验硫酸根离子(SO₄²⁻)：先加稀盐酸酸化，再加入BaCl₂溶液，有白色沉淀生成；硫酸钡(BaSO₄)不溶于水和酸，常用作“钡餐”检查肠胃；浓硫酸可作干燥剂、催化剂和脱水剂。氮族元素的重要化合物

氨气（NH₃）的性质与应用氨气是无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1:700），水溶液呈碱性。实验室通过加热氯化铵与氢氧化钙固体混合物制取，工业上采用哈伯法合成。氨气可用于制备硝酸、化肥（如碳酸氢铵），也可作制冷剂。

硝酸（HNO₃）的特性与反应硝酸是强氧化性酸，浓硝酸遇金属（如铜）生成NO₂，稀硝酸生成NO。常温下，浓硝酸使铁、铝钝化。硝酸不稳定，见光或受热分解：4HNO₃（浓）$\stackrel{△或光照}{=}$4NO₂↑+O₂↑+2H₂O，需避光低温保存。

铵盐的性质与检验铵盐均易溶于水，受热易分解（如NH₄Cl$\stackrel{△}{=}$NH₃↑+HCl↑）。与强碱共热放出氨气：NH₄⁺+OH⁻$\stackrel{△}{=}$NH₃↑+H₂O，此反应可用于检验NH₄⁺。常见铵盐有NH₄HCO₃、(NH₄)₂SO₄，是重要的氮肥。

氮的氧化物与环境影响氮的氧化物主要有NO、NO₂，NO为无色气体，易被氧化为NO₂；NO₂为红棕色有刺激性气味气体，溶于水生成硝酸和NO：3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO。NOx是酸雨和光化学烟雾的主要成因，需通过催化转化等方式治理。金属元素的化学性质归纳与非金属单质反应金属与氧气反应：如4Al+3O₂=2Al₂O₃（常温氧化），2Mg+O₂点燃=2MgO（燃烧）；与硫反应：Fe+S△=FeS，2Cu+S△=Cu₂S；与氯气反应：Mg+Cl₂点燃=MgCl₂，2Fe+3Cl₂点燃=2FeCl₃。与酸反应规律活泼金属（K、Ca、Na等）与非氧化性酸（如HCl、稀H₂SO₄）反应生成盐和H₂，如2Na+2HCl=2NaCl+H₂↑；金属活动性顺序表中H前金属与非氧化性酸反应，H后金属不反应；金属与氧化性酸（如浓H₂SO₄、HNO₃）反应不生成H₂，如Cu+2H₂SO₄(浓)△=CuSO₄+SO₂↑+2H₂O。与水反应特点活泼金属（K、Ca、Na）与冷水剧烈反应生成碱和H₂，如2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑；较活泼金属（Mg、Al）与热水或沸水反应，如Mg+2H₂O△=Mg(OH)₂+H₂↑；Fe与水蒸气高温反应：3Fe+4H₂O(g)高温=Fe₃O₄+4H₂；Cu等不活泼金属与水不反应。与盐溶液反应遵循金属活动性顺序表，活泼金属置换不活泼金属（K、Ca、Na先与水反应），如Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu（湿法炼铜）；Al与某些盐溶液发生置换反应：2Al+3CuCl₂=2AlCl₃+3Cu；金属与盐溶液的复分解反应（如Mg与FeCl₃溶液，先发生氧化还原反应）。与碱反应特性多数金属不与碱反应，少数两性金属（Al）与强碱溶液反应生成盐和H₂，如2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂↑；Zn也能与强碱反应：Zn+2NaOH+2H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]+H₂↑。有机化学基础05烃的分类与化学性质烷烃：饱和链烃烷烃通式为CnH2n+2（n≥1），分子中碳原子间以单键结合成链状。化学性质稳定，常温下不与强酸、强碱、强氧化剂反应，主要发生取代反应（如与氯气在光照条件下）和燃烧反应，燃烧产物为CO2和H2O。烯烃：含碳碳双键的不饱和烃烯烃通式为CnH2n（n≥2），分子中含碳碳双键（C=C）。具有加成反应（如与溴水加成使溴水褪色）、加聚反应（如乙烯聚合生成聚乙烯）和氧化反应（能使酸性KMnO4溶液褪色）等性质，燃烧时火焰明亮伴有黑烟。炔烃：含碳碳三键的不饱和烃炔烃通式为CnH2n-2（n≥2），分子中含碳碳三键（C≡C）。化学性质与烯烃相似，能发生加成反应（如与氢气加成）、氧化反应（使酸性KMnO4溶液褪色），燃烧时火焰更明亮且伴有浓烈黑烟，典型代表为乙炔（C2H2）。芳香烃：含苯环的烃类芳香烃包括苯及其同系物，苯的同系物通式为CnH2n-6（n≥6）。苯分子具有平面正六边形结构，碳碳键介于单双键之间，易发生取代反应（如硝化反应、卤代反应），难加成，可燃烧，苯的同系物（如甲苯）因侧链受苯环影响，能被酸性KMnO4溶液氧化。烃的衍生物结构与性质卤代烃的结构与化学性质

卤代烃由烃基与卤素原子(-X)相连，如CH₃CH₂Cl。主要性质：①水解反应(取代反应)，在NaOH水溶液中生成醇，如CH₃CH₂Br+NaOH→CH₃CH₂OH+NaBr；②消去反应，在NaOH醇溶液中生成烯烃，如CH₃CH₂Br+NaOH→CH₂=CH₂↑+NaBr+H₂O(条件：加热)。醇的结构与化学性质

醇含羟基(-OH)，饱和一元醇通式CₙH₂ₙ₊₁OH，如乙醇(CH₃CH₂OH)。性质：①与Na反应生成H₂，2CH₃CH₂OH+2Na→2CH₃CH₂ONa+H₂↑；②催化氧化，Cu/Ag作催化剂生成醛或酮，2CH₃CH₂OH+O₂→2CH₃CHO+2H₂O(加热)；③消去反应生成烯烃，CH₃CH₂OH→CH₂=CH₂↑+H₂O(浓硫酸，170℃)。醛和酮的结构与化学性质

醛含醛基(-CHO)，如乙醛(CH₃CHO)；酮含羰基(＞C=O)，如丙酮(CH₃COCH₃)。醛的特性：①银镜反应，CH₃CHO+2Ag(NH₃)₂OH→CH₃COONH₄+2Ag↓+3NH₃+H₂O(水浴加热)；②与新制Cu(OH)₂反应，CH₃CHO+2Cu(OH)₂+NaOH→CH₃COONa+Cu₂O↓+3H₂O(加热)。酮一般不发生银镜反应。羧酸与酯的结构与化学性质

羧酸含羧基(-COOH)，如乙酸(CH₃COOH)，具有酸性：CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，能与Na₂CO₃反应生成CO₂。酯含酯基(-COO-)，如乙酸乙酯(CH₃COOCH₂CH₃)，能发生水解反应：CH₃COOCH₂CH₃+H₂O⇌CH₃COOH+CH₃CH₂OH(稀硫酸作催化剂，加热)；在碱性条件下彻底水解：CH₃COOCH₂CH₃+NaOH→CH₃COONa+CH₃CH₂OH。有机反应类型及应用

加成反应加成反应是不饱和键（如碳碳双键、三键）两端的原子与其他原子或原子团直接结合生成新化合物的反应。例如乙烯与溴水反应生成1,2-二溴乙烷，该反应可用于鉴别烯烃。

取代反应取代反应是有机物分子中的某些原子或原子团被其他原子或原子团所替代的反应。如甲烷与氯气在光照条件下生成一氯甲烷等卤代物，苯与液溴在FeBr₃催化下生成溴苯。

消去反应消去反应是有机物在一定条件下从一个分子中脱去一个或几个小分子（如H₂O、HX等）而生成含不饱和键化合物的反应。例如乙醇在浓硫酸、170℃条件下生成乙烯，该反应是制备烯烃的重要方法。

酯化反应酯化反应是酸与醇作用生成酯和水的反应，属于取代反应。如乙酸与乙醇在浓硫酸催化下生成乙酸乙酯，该反应在香料、涂料等工业中有广泛应用，实验室常用饱和碳酸钠溶液分离提纯酯。化学实验与计算06化学实验基本操作规范

药品取用规则固体药品用药匙或镊子取用，粉末状药品用药匙（或纸槽）送入试管底部；液体药品倾倒时标签向手心，滴加时胶头滴管垂直悬空于容器口上方，严禁平放或倒置。

加热操作要求直接加热时使用酒精灯外焰，试管夹夹在距管口1/3处，液体不超过试管容积1/3；间接加热需垫石棉网（如烧杯、烧瓶），点燃酒精灯用火柴，熄灭时用灯帽盖灭，严禁吹灭。

溶液配制步骤计算溶质质量或体积后，固体溶解于烧杯，液体稀释时“酸入水”并搅拌；转移至容量瓶需用玻璃棒引流，洗涤烧杯和玻璃棒2-3次，定容时视线与凹液面最低处相切。

仪器洗涤标准玻璃仪器洗净标准为内壁附着的水既不聚成水滴，也不成股流下；油污用热纯碱溶液或洗涤剂清洗，难溶物用稀盐酸浸泡（如碳酸钙、氢氧化铜）。

安全防护措施实验时穿实验服、戴护目镜，浓酸/碱溅到皮肤立即用大量水冲洗（酸溅后涂碳酸氢钠溶液，碱溅后涂硼酸溶液）；有毒气体实验在通风橱中进行，易燃易爆品远离火源。物质的检验与分离提纯

常见离子的检验方法Cl⁻检验：先加稀HNO₃酸化，再加入AgNO₃溶液，生成白色沉淀；SO₄²⁻检验：先加稀盐酸酸化，再加入BaCl₂溶液，生成白色沉淀；NH₄⁺检验：加入浓NaOH溶液并加热，产生能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体。

气体的鉴别与性质Cl₂：黄绿色气体，能使湿润淀粉碘化钾试纸变蓝；SO₂：能使品红溶液褪色，加热后恢复原色；NH₃