容量瓶的使用注意事项
（1）容量瓶使用前要检漏。
方法：往容量瓶内加入一定量的水，塞好瓶塞，用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把瓶倒立过来，观察瓶塞周围是否有水漏出。如果不漏水，将瓶正立，并将瓶塞旋转180°，再把瓶倒立，检查是否漏水。经检查后不漏水，容量瓶才可以使用。
（2）使用容量瓶的“五不”：不能加热；不能溶解；不能稀释；不能作为反应容器；不能久贮溶液，尤其是碱液。
（3）使用前应用蒸馏水洗净，但不能用待配制溶液润洗。
（4）用玻璃棒引流时，玻璃棒与容量瓶的接触点应该在刻度线以下。
（5）定容时要平视刻度线，使凹液面的最低点与刻度线相切。
（6）不能配制任意体积的溶液，因为容量瓶的规格是有限度的。当所配溶液体积与容量瓶体积不符时，所用容量瓶的规格要大于所配溶液的体积，并用容量瓶的体积计算溶质的质量。如配制498 mL 0.1 mol/L NaOH 溶液，应该使用500 mL容量瓶，所需NaOH的质量是2 g。

容易判断为纯净物的混合物
1. 氢氟酸———HF 的水溶液。氟化氢是纯净物，氢氟酸是混合物。
2. 盐酸（又叫氢氯酸）———HCl 的水溶液。氯化氢是纯净物，盐酸是混合物。
3. 氢溴酸———HBr 的水溶液。溴化氢是纯净物，氢溴酸是混合物。
4. 氢碘酸———HI 的水溶液。碘化氢是纯净物，氢碘酸是混合物。
5. 氢硫酸———H2S 的水溶液。硫化氢是纯净物，氢硫酸是混合物。
6. 过磷酸钙—— —Ca（H2PO4）2 和CaSO4 的混合物。
7. 玻璃———Na2SiO3、CaSiO3、SiO2的混合物。
8. 水玻璃———Na2SiO3的水溶液。
9. 油脂———由多种高级脂肪酸甘油酯组成的混合物。
10. 淀粉—— —由化学式为（C6H10O5）n、n 值不同的分子构成的物质。
11. 纤维素—— —由化学式为（C6H10O5）n 、n 值不同的分子构成的物质。
12. 福尔马林———35%~40%的甲醛水溶液。
13. 碱石灰———CaO 和NaOH的混合物。
14. 漂白粉—— —Ca（ClO）2 和CaCl2的混合物。
15. 王水———浓硝酸和浓盐酸按体积比1：3混合的混合物。

电解质和非电解质
3. 电解质和非电解质的判断依据
（1）电解质与非电解质的基本前提是化合物。
（2）具备下列两个条件中的至少一个即为电解质：
①在水溶液里能导电；
②在熔融状态下能导电。
4. 注意事项
（1）不是电解质的物质不一定是非电解质
电解质和非电解质的基本前提是化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。
（2）电解质不一定同时具备以下两个条件
①在水溶液里能导电；②在熔融状态下能导电。化合物具备其中一个条件即为电解质。
如HCl 在熔融时不导电，但在水溶液中能导电，所以HCl 属于电解质。
（3）导电的物质不一定是电解质
①Fe、Cu 等金属在熔融状态下也能够导电，但它们都是单质，不属于电解质；
②稀盐酸能导电，但不能说稀盐酸是电解质，应该说HCl 是电解质，因为稀盐酸是混合物。
（4）不导电的物质不一定不是电解质
BaSO4、CaCO3 等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力很弱，但其溶于水的部分完全电离，因而它们属于电解质。
（5）电解质是指在熔融状态或溶液中能直接
给出离子的物质。而像SO2、NH3等溶于水后能电离出离子的物质是H2SO3、NH3·H2O。H2SO3是电解质，SO2、NH3不是电解质。

离子共存问题的判断
判断离子能否共存，实际是判断离子间是否可以发生反应。只要离子间相互反应则离子不能大量共存。
常见的离子不能大量共存的情况：
1.若溶液中有阴、阳离子能够相互结合成难溶物或微溶盐，则不能大量共存。如Ba2+、Ca2+与CO32-、SO24-、SO23-、SiO23-等；Ag+与Cl-、Br-、I-、CO23-、SO24-等。
2. 弱碱的阳离子不能与OH-大量共存。如Fe3+、Cu2+、NH4+、Ag+、Mg2+、Al3+、Fe2+等均不能与OH-大量共存。
3. 弱酸根离子不能与H+大量共存。如F-、CO2猿-、SO23-、S2-、ClO-、CH3COO-等均不能与H+大量共存。
4.弱酸的酸式酸根离子与H+或OH-均不能大量共存。如HCO3 -、HSO3 -、HS-等既不能与H+大量共存，也不能与OH-大量共存。
5.若阴、阳离子都能发生水解，二者可相互促进（强烈双水解），则二者不能大量共存。如Al3+与
HCO3 -、CO32-、S2-等，Fe3+ 与HCO3 -、CO32-等不能大量共存。
6.若离子间能发生氧化还原反应，则不能大量共存。如Fe3+与I-、S2-；MnO4 -（H+）与I-、Br-、S2-、SO23-、Fe2+等。
7.若离子间能形成络合物，则不能大量共存。如Fe3+与SCN-、CN-、F-之间络合。
8. 注意隐含条件，如注意溶液颜色和溶液的酸碱性。
（1）无色溶液中无Cu2+（蓝色）、Fe3+（棕黄色）、Fe2+（浅绿色）、MnO-4（ 紫红色）。
（2）酸性溶液：强酸性或ph<7 或使石蕊试液变红或使甲基橙变红。
（3）碱性溶液：强碱性或ph>7 或使石蕊试液变蓝或使酚酞试液变红。

判断离子反应方程式正误的方法
1. 违背反应客观事实
如Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3 + 6H+ ======2Fe3 + +3H2O
错因：忽视了Fe3+与I-可发生氧化还原反应。
2. 违反质量守恒或电荷守恒规律
如FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+ + Cl2=====Fe3+ + 2Cl-
错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒。
3. 混淆化学式（分子式）和离子书写形式
如NaOH溶液中通入HI：OH-+ HI=====H2O + I-
错因：HI被误认为是弱酸。
4. 反应条件或环境不分
如次氯酸钠中加HCl：ClO-+H++ Cl- =====OH- +Cl2↑
错因：强酸制得强碱。
5. 忽视一种物质中阴、阳离子配比
如H2SO4溶液加入Ba（OH）2溶液:
Ba2+ + OH- + H+ + SO4-2-=====BaSO4↓+ H2O
正确：Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO4-2- =====BaSO4↓+2H2O
6.“ =====”“↔”“↑”“↓”符号运用不当
如Al3+ + 3H2O ======Al（OH）3↓+ 3H+
错因：盐的水解一般是可逆的，Al（OH）3量少，故不能写“ ”和“↓”。
7. 看是否漏掉离子反应
如Ba（OH）2 溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2+与SO24-反应生成BaSO4沉淀，也不能漏掉Cu2+与OH-反应生成Cu（OH）2 沉淀。
8. 看是否符合题设条件的要求
如过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序等对反应产物的影响。如在溴化亚铁溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2+ + Cl2=====2Fe3+ + 2Cl-；在溴化亚铁溶液中通入过量Cl2的离子方程式为2Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 =====2Fe3+ + 6Cl- +2Br2。

氧化剂和还原剂、氧化性和还原性
1. 概念
（1）氧化剂：在氧化还原反应中，所含的某种元素的化合价降低的反应物。还原剂：在氧化还原反应中所含的某种元素的化合价升高的反应物。
如在反应Fe + 4HNO3（稀）===== Fe（NO3）3 + 2H2O+ NO↑中，Fe 的化合价由0 升到+3，铁作还原剂，而HNO3 中N 的化合价由+5 降到+2，HNO3 作氧化剂。
（2）氧化性：氧化剂在反应中表现出来的性质，是物质得电子的能力。
还原性：还原剂在反应中表现出来的性质，是物质失电子的能力。
点拨：越容易得到电子的物质，氧化性越强；越容易失去电子的物质，还原性越强。
氧化产物和还原产物
1. 基本概念
（1）氧化产物：还原剂在反应中失去电子（或偏离电子）后，被氧化而生成的生成物。
（2）还原产物：氧化剂在反应中得到电子（或偏向电子）后，被还原而生成的生成物。
如在Fe + 4HNO3（稀）=====Fe（NO3）3 + NO↑+2H2O 中，Fe 被氧化后得到Fe（NO3）3，Fe（NO3）3 就是该反应的氧化产物；HNO3 被还原后得到NO，NO 就是该反应的还原产物。
2. 同一个氧化还原反应中基本概念的关系

3. 对氧化还原反应基本概念的巧记
氧化还原反应的基本概念可记忆为：“升~失~氧~还→氧；降~得~还~氧→还”。
升（化合价升高）~失（失去电子）~氧（被氧化或发生氧化反应）~还（还原剂）→氧（氧化产物）。
降（化合价降低）~得（得到电子）~还（被还原或发生还原反应）~氧（氧化剂）→还（还原产物）。
提醒
（1）氧化剂和还原剂均指反应物，氧化产物和还原产物均指生成物。
（2）氧化剂和还原剂均可以是具体的物质，也可以是分子、原子或离子。
（3）在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可以是同一反应物，氧化产物和还原产物也可以是同一生成物。