高中化学离子反应知识点精讲

汇报人:xxxx2025年11月10日高中化学离子反应反应知识点精讲CONTENTS目录01

离子反应的基本概念02

离子反应发生的条件03

离子方程式的书写规则04

离子方程式的正误判断05

离子共存问题探究CONTENTS目录06

常见离子的检验方法07

氧化还原离子反应08

离子反应的实验探究09

高考应用与综合提升离子反应的基本概念01离子反应的定义与本质

离子反应的定义离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应，通常在水溶液中进行。

离子反应的环境条件主要发生在水溶液中，熔融状态下也可能发生，但中学阶段较少涉及。

离子反应的本质特征实质是溶液中某些离子的浓度发生改变，反应趋向于降低离子浓度的方向进行。

离子反应的主要类型包括复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应等类型。电解质与非电解质的辨析电解质的定义与特征电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物，其本质是自身能电离出自由移动的离子，例如NaCl固体溶于水后导电，CaSO₄、BaSO₄等难溶物质在熔融状态下可导电。非电解质的定义与特征非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，自身不能电离出自由移动的离子，常见例子有CO₂、SO₃、NH₃、蔗糖、酒精等大多数有机物及部分非金属氧化物。关键区分要点电解质和非电解质均为化合物，单质（如Cu）和混合物（如盐酸）既不是电解质也不是非电解质；电解质导电需在水溶液或熔融状态下，非电解质在任何条件下自身都不电离。强电解质与弱电解质的比较01定义与电离程度强电解质在水溶液中完全电离，如强酸（HCl、H₂SO₄）、强碱（NaOH、KOH）及大多数可溶性盐；弱电解质部分电离，如弱酸（CH₃COOH、H₂CO₃）、弱碱（NH₃·H₂O）和水。02溶液中存在的微粒强电解质溶液中主要以离子形式存在，弱电解质溶液中存在分子和少量电离出的离子，如0.1mol/LCH₃COOH溶液中H⁺浓度约为1×10⁻³mol/L。03电离方程式书写规则强电解质用“=”表示完全电离，如NaCl=Na⁺+Cl⁻；弱电解质用“⇌”表示可逆电离，如NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻，多元弱酸分步电离，如H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻。04典型物质举例强电解质：Ba(OH)₂、KAl(SO₄)₂、CaCO₃（熔融态完全电离）；弱电解质：Cu(OH)₂、H₃PO₄、(CH₃COO)₂Pb。离子反应发生的条件02生成沉淀的离子反应沉淀反应的定义沉淀反应是指在溶液中，可溶性电解质的离子之间相互结合，生成难溶性物质（沉淀）的离子反应。其实质是离子浓度降低，反应趋向于生成溶解度更小的物质。常见沉淀的生成示例例如，Ba²⁺与SO₄²⁻结合生成BaSO₄白色沉淀，离子方程式为Ba²⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓；Ag⁺与Cl⁻结合生成AgCl白色沉淀，离子方程式为Ag⁺+Cl⁻=AgCl↓。微溶物向难溶物的转化微溶物在一定条件下可转化为更难溶的物质。如用煮沸法软化暂时硬水时，MgHCO₃分解生成的MgCO₃（微溶）会进一步与水反应生成溶解度更小的Mg(OH)₂沉淀，离子方程式为MgCO₃+H₂O=Mg(OH)₂↓+CO₂↑。沉淀反应的应用沉淀反应常用于物质的分离提纯、离子检验等。例如，在粗盐提纯中，可通过加入BaCl₂溶液除去SO₄²⁻，加入Na₂CO₃溶液除去Ca²⁺、Mg²⁺等杂质离子。生成气体的离子反应

01生成气体的离子反应定义生成气体的离子反应是指离子间相互作用产生挥发性物质（气体）的反应，是离子反应发生的重要条件之一，其实质是溶液中相关离子浓度降低。

02常见气体生成的离子反应类型及实例酸与碳酸根或碳酸氢根反应：如2H⁺+CO₃²⁻=CO₂↑+H₂O（碳酸钠与盐酸反应）、H⁺+HCO₃⁻=CO₂↑+H₂O（碳酸氢钠与盐酸反应）；铵盐与强碱反应：如NH₄⁺+OH⁻$\xlongequal{\Delta}$NH₃↑+H₂O（氯化铵与氢氧化钠溶液加热反应）。

03生成气体的离子反应特征反应过程中通常伴随气泡产生，可通过气体的特征性质（如CO₂使澄清石灰水变浑浊、NH₃有刺激性气味且能使湿润红色石蕊试纸变蓝）进行检验，反应速率较快，符合离子反应趋向于降低离子浓度的本质。生成弱电解质的离子反应弱电解质的定义与特征

弱电解质是在水溶液中部分电离的化合物，包括弱酸（如CH₃COOH、H₂CO₃）、弱碱（如NH₃·H₂O）和水。其电离过程可逆，存在电离平衡。生成水的离子反应

酸碱中和反应的实质是H⁺与OH⁻结合生成弱电解质H₂O，如盐酸与氢氧化钠反应：H⁺+OH⁻=H₂O，该离子方程式可表示所有强酸与强碱的中和反应。生成弱酸的离子反应

强酸与弱酸盐反应生成弱酸，如盐酸与醋酸钠反应：H⁺+CH₃COO⁻=CH₃COOH，CH₃COOH为弱酸，以分子形式存在于溶液中。生成弱碱的离子反应

强碱与弱碱盐反应生成弱碱，如氢氧化钠与氯化铵反应：NH₄⁺+OH⁻=NH₃·H₂O，NH₃·H₂O为弱碱，在溶液中部分电离。氧化还原型离子反应

定义与实质有离子参加或生成的氧化还原反应，实质是离子间发生电子转移导致某些离子浓度改变。

常见反应类型包括置换反应（如Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu）、复杂氧化还原反应（如MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O）。

发生条件遵循"强氧化剂+强还原剂→弱氧化剂+弱还原剂"原则，即氧化性、还原性强的离子间易发生反应。

离子共存规律强氧化性离子（MnO₄⁻、ClO⁻、Fe³⁺等）与强还原性离子（S²⁻、I⁻、Fe²⁺等）在溶液中不能大量共存。离子方程式的书写规则03书写步骤：写拆删查四步法

第一步：写——写出化学方程式以客观事实为依据，正确写出反应的化学方程式，确保反应物和生成物的化学式及配平无误。例如：盐酸与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为HCl+NaOH=NaCl+H₂O。

第二步：拆——拆写离子形式将易溶于水且易电离的物质（强酸、强碱、可溶性盐）拆写成离子形式；难溶物、气体、弱电解质（如水、弱酸、弱碱）、单质、氧化物等仍用化学式表示。例如：HCl拆为H⁺+Cl⁻，NaOH拆为Na⁺+OH⁻，NaCl拆为Na⁺+Cl⁻，H₂O保留化学式。

第三步：删——删去未反应离子删去方程式两边不参加反应的相同离子，只保留实际参与反应的离子。例如：上述反应中Na⁺和Cl⁻在反应前后未发生变化，予以删去，得到H⁺+OH⁻=H₂O。

第四步：查——检查守恒关系检查方程式两边各元素的原子个数是否守恒，电荷总数是否守恒。例如：H⁺+OH⁻=H₂O中，原子个数守恒（H、O原子个数均相等），电荷守恒（左边电荷总数为0，右边也为0）。物质拆分的基本原则强电解质的拆分规则强酸（如HCl、H₂SO₄、HNO₃）、强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂）及可溶性盐（如NaCl、K₂SO₄）在溶液中完全电离，需拆写为离子形式。弱电解质与非电解质的处理弱酸（如CH₃COOH、H₂CO₃）、弱碱（如NH₃·H₂O）、水及非电解质（如乙醇、蔗糖）以分子形式存在，不可拆分。难溶物与气体的表示方法难溶物（如BaSO₄、CaCO₃、Cu(OH)₂）、气体（如CO₂、H₂S）及单质（如Fe、Cu）、氧化物（如Na₂O、SiO₂）需用化学式表示。特殊物质的拆分说明微溶物（如Ca(OH)₂）作反应物时澄清溶液拆为离子，浊液或生成物保留化学式；浓硫酸因主要以分子形式存在不拆分，浓盐酸、浓硝酸需拆分。质量守恒与电荷守恒检查

质量守恒检查要点确保方程式两边各元素原子个数相等。例如Na₂CO₃与HCl反应，错误式"CO₃²⁻+H⁺=CO₂↑+H₂O"中H原子不守恒，正确式应为"CO₃²⁻+2H⁺=CO₂↑+H₂O"。

电荷守恒检查方法验证方程式两边离子所带总电荷数相等。如Fe与CuSO₄反应，错误式"Fe+Cu²⁺=Fe³⁺+Cu"电荷不守恒（左+2，右+3），正确式"Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu"（左+2，右+2）。

常见错误案例分析1.铁与稀硫酸反应错写为"2Fe+6H⁺=2Fe³⁺+3H₂↑"，既违背反应事实（生成Fe²⁺），又电荷不守恒；2.氯气与溴化钠反应"Cl₂+Br⁻=Cl⁻+Br₂"，未配平导致原子与电荷均不守恒，正确式为"Cl₂+2Br⁻=2Cl⁻+Br₂"。离子方程式的正误判断04常见错误类型分析

违背客观事实如Fe与稀硫酸反应错写为2Fe＋6H⁺＝2Fe³⁺＋3H₂↑，正确应为Fe＋2H⁺＝Fe²⁺＋H₂↑，忽视Fe与非氧化性酸反应生成Fe²⁺的事实。

物质拆分错误将CaCO₃拆为Ca²⁺和CO₃²⁻（如CaCO₃与盐酸反应），或将CH₃COOH拆为H⁺和CH₃COO⁻，难溶物、弱电解质需保留化学式。

电荷不守恒如Fe与Cu²⁺反应错写为Fe＋Cu²⁺＝Fe³⁺＋Cu，左边电荷+2，右边+3，正确应为Fe＋Cu²⁺＝Fe²⁺＋Cu，确保两边电荷总数相等。

漏写参与反应离子CuSO₄与Ba(OH)₂反应仅写Ba²⁺＋SO₄²⁻＝BaSO₄↓，漏写Cu²⁺与OH⁻生成Cu(OH)₂沉淀，完整式为Ba²⁺＋2OH⁻＋Cu²⁺＋SO₄²⁻＝BaSO₄↓＋Cu(OH)₂↓。

忽略量的关系少量CO₂通入NaOH溶液错写为CO₂＋OH⁻＝HCO₃⁻，实际少量时生成CO₃²⁻：CO₂＋2OH⁻＝CO₃²⁻＋H₂O，过量时才生成HCO₃⁻。与量有关的离子方程式书写“少定多变”原则应用将量少的反应物化学式中离子按固定比例写出，过量反应物离子根据需要确定。例：少量NaOH与Ca(HCO₃)₂反应，定OH⁻为1mol，离子方程式为Ca²⁺+HCO₃⁻+OH⁻=CaCO₃↓+H₂O。多元弱酸与碱反应CO₂通入NaOH溶液，少量时生成CO₃²⁻：CO₂+2OH⁻=CO₃²⁻+H₂O；过量时生成HCO₃⁻：CO₂+OH⁻=HCO₃⁻。酸式盐与碱反应NaHSO₄与Ba(OH)₂反应至中性：2H⁺+SO₄²⁻+Ba²⁺+2OH⁻=BaSO₄↓+2H₂O；至SO₄²⁻完全沉淀：H⁺+SO₄²⁻+Ba²⁺+OH⁻=BaSO₄↓+H₂O。氧化还原反应的量比影响FeBr₂溶液中通入Cl₂，少量时优先氧化Fe²⁺：2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl⁻；过量时Fe²⁺、Br⁻均被氧化：2Fe²⁺+4Br⁻+3Cl₂=2Fe³⁺+2Br₂+6Cl⁻。典型例题解析与技巧

离子方程式书写正误判断以铁与稀硫酸反应为例，错误式为2Fe＋6H⁺=2Fe³⁺＋3H₂↑，违背反应事实，正确应为Fe＋Cu²⁺=Fe²⁺＋Cu；检查电荷守恒，如钠与水反应需满足2Na＋2H₂O=2Na⁺＋2OH⁻＋H₂↑。

离子共存问题分析在无色透明强酸性溶液中，排除Cu²⁺（蓝色）、Fe³⁺（黄色）等有色离子；H⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻因生成气体不共存，如Na⁺、K⁺、Cl⁻、NO₃⁻组合符合条件。

与量有关的离子反应Ca(HCO₃)₂溶液与过量NaOH反应：Ca²⁺＋2HCO₃⁻＋2OH⁻=CaCO₃↓＋CO₃²⁻＋2H₂O；少量NaOH时：Ca²⁺＋HCO₃⁻＋OH⁻=CaCO₃↓＋H₂O，遵循"少定多变"原则。

离子检验实验设计检验SO₄²⁻：先加盐酸酸化排除Ag⁺、CO₃²⁻干扰，再滴加BaCl₂溶液，若生成白色沉淀则含SO₄²⁻；检验Cl⁻用硝酸酸化的AgNO₃溶液，避免CO₃²⁻影响。离子共存问题探究05离子共存的判断依据

复分解反应类不共存生成沉淀：如Ba²⁺与SO₄²⁻结合生成BaSO₄沉淀；生成气体：如H⁺与CO₃²⁻反应生成CO₂气体；生成弱电解质：如H⁺与OH⁻结合生成H₂O。

氧化还原反应类不共存强氧化性离子（如Fe³⁺、MnO₄⁻）与强还原性离子（如S²⁻、I⁻）不能共存，例如Fe³⁺与I⁻会发生氧化还原反应生成Fe²⁺和I₂。

特殊反应类不共存络合反应：如Fe³⁺与SCN⁻结合生成Fe(SCN)₃络合物；双水解反应：如Al³⁺与HCO₃⁻因相互促进水解而不能共存。

隐含条件类不共存无色溶液排除有色离子（如Cu²⁺蓝色、Fe³⁺黄色）；酸性溶液（含大量H⁺）与OH⁻、CO₃²⁻等不共存；碱性溶液（含大量OH⁻）与NH₄⁺、Cu²⁺等不共存。隐含条件的挖掘与应用溶液颜色隐含条件无色溶液中，需排除Cu²⁺（蓝色）、Fe³⁺（黄色）、Fe²⁺（浅绿色）、MnO₄⁻（紫红色）等有色离子。溶液酸碱性隐含条件酸性溶液含大量H⁺，与OH⁻、CO₃²⁻、HCO₃⁻等不共存；碱性溶液含大量OH⁻，与H⁺、NH₄⁺、Cu²⁺等不共存。反应类型隐含条件如“因氧化还原反应不能共存”，需考虑Fe³⁺与I⁻、MnO₄⁻（酸性）与Fe²⁺等组合；“加入Al生成H₂”可能为强酸或强碱溶液。水的电离隐含条件水电离出c(H⁺)=1×10⁻¹³mol/L时，溶液可能为强酸性（H⁺抑制）或强碱性（OH⁻抑制），需分别讨论离子共存情况。氧化还原与双水解不共存实例

氧化还原不共存典型案例Fe³⁺与I⁻：2Fe³⁺+2I⁻=2Fe²⁺+I₂（Fe³⁺氧化性强于I₂）

酸性条件下的氧化还原禁忌MnO₄⁻(H⁺)与Fe²⁺：MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O（硝酸根在酸性中同理）

双水解彻底反应实例Al³⁺与HCO₃⁻：Al³⁺+3HCO₃⁻=Al(OH)₃↓+3CO₂↑（泡沫灭火器原理）

络合反应导致不共存Fe³⁺与SCN⁻：Fe³⁺+3SCN⁻=Fe(SCN)₃（血红色络合物，常用于离子检验）常见离子的检验方法06Cl⁻、SO₄²⁻、CO₃²⁻的检验Cl⁻的检验方法向待测溶液中加入硝酸酸化的硝酸银溶液，若产生白色沉淀，则证明溶液中含有Cl⁻。反应的离子方程式为：Ag⁺+Cl⁻=AgCl↓。SO₄²⁻的检验方法先向待测溶液中加入盐酸酸化，无明显现象，再加入氯化钡溶液，若产生白色沉淀，则证明溶液中含有SO₄²⁻。反应的离子方程式为：Ba²⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓。CO₃²⁻的检验方法向待测溶液中加入稀盐酸，将产生的气体通入澄清石灰水，若石灰水变浑浊，则证明溶液中含有CO₃²⁻。反应的离子方程式为：CO₃²⁻+2H⁺=CO₂↑+H₂O，CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O。离子检验的原则离子检验需遵循操作简单、现象明显、排除干扰的原则。例如检验SO₄²⁻时，先加盐酸酸化可排除CO₃²⁻、Ag⁺等的干扰。离子检验的干扰排除策略

常见干扰离子类型沉淀型干扰：如检验Cl⁻时Ag⁺与CO₃²⁻生成Ag₂CO₃沉淀；氧化还原型干扰：酸性条件下NO₃⁻氧化Fe²⁺干扰Fe³⁺检验；络合型干扰：Fe³⁺与SCN⁻络合影响Fe³⁺常规检验。

预处理排除法酸溶法：检验SO₄²⁻前加盐酸酸化，排除CO₃²⁻、SO₃²⁻干扰；氧化还原法：用H₂O₂氧化Fe²⁺为Fe³⁺，消除Fe²⁺对Cr₂O₇²⁻检验的干扰；沉淀分离法：加Ba(NO₃)₂沉淀SO₄²⁻，排除对Cl⁻检验的干扰。

选择性试剂选择针对性掩蔽剂：用NH₄F掩蔽Al³⁺，消除对Ca²⁺检验的干扰；专属指示剂：用KSCN专一检验Fe³⁺，不受Cu²⁺、Zn²⁺等离子影响；控制pH值：碱性条件下检验NH₄⁺，避免H⁺与OH⁻中和干扰。

实验条件控制温度控制：加热排除HCO₃⁻对CO₃²⁻检验的干扰（HCO₃⁻受热分解）；浓度调节：稀硝酸酸化AgNO₃溶液，避免Ag₂SO₄微溶物产生；分步检验：先检验并除去干扰离子，再检验目标离子，如先加Ba²⁺除去SO₄²⁻，再检验Cl⁻。离子推断题的解题思路

审题要点：挖掘隐含条件关注溶液颜色（如无色溶液排除Cu²⁺、Fe³⁺等有色离子）、酸碱性（pH值、指示剂变色）、与铝反应放H₂等隐含信息，确定离子存在环境。

解题步骤：离子共存分析根据离子反应条件（沉淀、气体、弱电解质、氧化还原），判断离子间能否共存，逐步排除不可能存在的离子，缩小范围。

突破策略：特征反应与现象利用典型离子的特征反应（如Cl⁻与Ag⁺生成白色沉淀、CO₃²⁻与H⁺产生CO₂气体）及实验现象作为解题突破口，优先确定肯定存在或不存在的离子。

验证方法：电荷守恒与离子配比推断完成后，依据溶液呈电中性（电荷守恒）及离子间配比关系进行验证，确保推断结果符合客观事实，无遗漏或矛盾。氧化还原离子反应07基本概念与判断方法

01离子反应的定义有离子参加或生成的化学反应，通常在水溶液中进行，其实质是溶液中某些离子浓度发生改变。

02离子反应的分类根据反应原理可分为复分解反应、氧化还原反应、络合反应和双水解反应等类型，其中复分解反应和氧化还原反应最为常见。

03离子方程式的意义用实际参加反应的离子符号表示反应，既能揭示反应本质，又能表示同一类型的离子反应，如H⁺+OH⁻=H₂O可表示强酸与强碱的中和反应。

04离子反应发生的判断依据溶液中离子浓度是否降低，具体表现为是否生成沉淀（如BaSO₄）、气体（如CO₂）、弱电解质（如H₂O）或发生氧化还原反应（如Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu）。电子守恒配平技巧01确定变价元素及价态变化找出反应中化合价发生变化的元素，分别标注反应前后的化合价，计算单原子化合价升降值。例如：MnO₄⁻与Fe²⁺反应中，Mn由+7价降为+2价（降5），Fe由+2价升为+3价（升1）。02计算化合价升降总数的最小公倍数根据单原子化合价升降值，求出最小公倍数以确定氧化剂和还原剂的化学计量数。如上述反应中，5和1的最小公倍数为5，故MnO₄⁻配1，Fe²⁺配5。03配平氧化剂、还原剂及对应产物依据最小公倍数确定的计量数，配平含变价元素的物质，再依次配平其他原子。例如：MnO₄⁻+5Fe²⁺→Mn²⁺+5Fe³⁺。04结合溶液酸碱性补充H⁺/OH⁻和H₂O酸性条件下用H⁺和H₂O平衡电荷与原子数，如上述反应左侧补8H⁺，右侧补4H₂O，最终得MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O。05验证电子守恒与电荷守恒检查反应前后电子转移总数是否相等（如Mn得5e⁻，5Fe失5e⁻），并确保两侧离子电荷代数和相等（左侧：-1+5×2++8=+17，右侧：2++5×3=+17）。典型反应方程式书写

复分解反应方程式书写酸碱中和：H⁺+OH⁻=H₂O（如盐酸与氢氧化钠反应）；沉淀反应：Ba²⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓（如氯化钡与硫酸钠反应）；气体生成：2H⁺+CO₃²⁻=CO₂↑+H₂O（如碳酸钠与盐酸反应）

氧化还原反应方程式书写置换反应：Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu（铁与硫酸铜溶液反应）；离子氧化：2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl⁻（氯化亚铁溶液中通氯气）

微溶物转化反应方程式书写微溶物生成难溶物：MgCO₃+H₂O=Mg(OH)₂↓+CO₂↑（碳酸镁与水煮沸反应）；澄清石灰水反应：Ca²⁺+2OH⁻+CO₂=CaCO₃↓+H₂O（少量二氧化碳通入澄清石灰水）离子反应的实验探究08实验设计与现象观察

酸碱中和反应实验向盛有NaOH溶液的烧杯中滴加酚酞，溶液变红；逐滴加入稀HCl至红色褪去，用pH试纸测溶液pH=7。离子方程式：H⁺+OH⁻=H₂O。

沉淀反应实验向CuSO₄溶液中滴加NaOH溶液，立即生成蓝色絮状沉淀Cu(OH)₂。离子方程式：Cu²⁺+2OH⁻=Cu(OH)₂↓。

气体生成反应实验向Na₂CO₃溶液中加入稀H₂SO₄，产生大量气泡，将气体通入澄清石灰水变浑浊。离子方程式：CO₃²⁻+2H⁺=CO₂↑+H₂O。

氧化还原离子反应实验将铁钉放入CuSO₄溶液中，铁钉表面有红色Cu析出，蓝色溶液逐渐变为浅绿色。离子方程式：Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu。电导率变化与反应验证

电导率的定义与测定电导率是衡量溶液导电能力的物理量，单位为西门子每米(S/m)，与溶液中离子浓度及运动速率相关。可使用电导率仪通过测量电流通过溶液的难易程度确定其值。

离子反应中的电导率特征离子反应发生时，溶液中参与反应的离子浓度降低，导致电导率下降；反应完全后，若加入过量反应物使离子浓度回升，电导率则会上升。例如向Ba(OH)₂溶液中滴加H₂SO₄，电导率先降至最低再回升。

电导率法验证离子反应实例以盐酸与氢氧化钠中和反应为例，反应前后溶液中Na⁺、Cl⁻浓度不变，但H⁺与OH⁻结合生成H₂O，离子总数减少，电导率下降，证明离子反应发生。实验安全与注意事项

个人防护装备要求实验时必须穿戴实验服、护目镜和手套，以防化学品溅出或泄漏造成伤害。

化学品安全处理规范使用化学品前应仔细阅读材料安全数据表(MSDS)，了解其危险性并采取相应防护措施。

混合反应操作禁忌在未充分了解反应性之前，切勿将不同化学品混合，以防止剧烈反应或产生有毒气体。

有害实验环境操作要求进行可能产生有害气体或蒸汽的实验时，应在通风橱中操作，以确保实验室空气流通。

紧急情况应对措施准备急救设备和洗眼站，确保在发生化学品溅射或吸入时能迅速采取紧急措施。高考应用与综合提升09高考常见题型分析

离子方程式书写与正误判断考查重点：物质拆分（如弱电解质CH₃COOH不拆、难溶物BaSO₄不拆