离子共存与离子反应方程式的书写判断规律总结
高三化学一 知识点归纳与总结：离子反应离子共存离子方程式
高三化学一知识点归纳与总结：离子反应离子共存离子方程式电解质在溶液里所起的反应，实质上就是离子之间的相互反应。
离子间的反应是趋向于降低离子浓度的方向进行。
离子反应通常用离子方程式来表示。
理解掌握离子反应发生的条件和正确书写离子方程式是学好离子反应的关键。
溶液中离子共存的问题，取决于离子之间是否发生化学反应，如离子间能反应，这些离子就不能大量共存于同一溶液中。
(一)离子反应发生的条件1.离子反应生成微溶物或难溶物。
2.离子反应生成气体。
3.离子反应生成弱电解质。
4.离子反应发生氧化还原反应。
根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之间的复分解反应;二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还原反应。
离子反应还应注意：1.微溶物向难溶物转化，如用煮沸法软化暂时硬水MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2OMgCO3虽然难溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全电离的，当Mg2+遇到水溶液里的OH-时会结合生成比MgCO3溶解度更小的Mg(OH)2而沉淀析出MgCO3+H2O==Mg(OH)2↓+CO2↑2.生成络离子的反应：FeCl3溶液与KSCN溶液的反应：Fe3++SCN-==Fe(SCN)2+生成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢?主要是生成了难电离的Fe(SCN)2+络离子。
3.优先发生氧化还原反应：具有强氧化性的离子与强还原性的离子相遇时首先发生氧化还原反应。
例如：Na2S溶液与FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+离子，而不是发生双水解生成Fe(OH)3沉淀和H2S气体。
2Fe3++S2-=2Fe2++S↓总之：在水溶液里或在熔融状态下，离子间只要是能发生反应，总是向着降低离子浓度的方向进行。
反之，离子反应不能发生。
(二)离子反应的本质反应体系中能够生成气、水(难电离的物质)、沉淀的离子参与反应，其余的成分实际上未参与反应。
(三)离子反应方程式的类型1.复分解反应的离子方程式。
2.氧化还原反应的离子方程式。
高中化学 离子反应知识总结
化学离子反应知识点离子反应定义：•凡是有离子参加或离子生成的反应都是离子反应。
•离子反应包括：复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应•化学离子反应•第一片：概述•1.概念：有离子参加或生成的反应•2.环境：水溶液或熔融状态下(中学很少涉及)。
•3.分类：①复分解反应，②氧化还原反应，③双水解反应，④络合反应•4.实质：有离子的浓度发生改变(具体到最常见的复分解反应体现为：生成难溶、难电离、易挥发性物质)•5.应用：•第一片：离子共存•通常指的是大量共存，发生离子反应就不能共存，不能发生离子反应就可以共存。
其考查方式一般有判断和推断。
解决该问题需注意：•⑴首先看清楚题第一要求：•是“能”还是“不能”、是“一定”还是“可能”。
•⑵颜色要求：•通常是要求无色，有色离子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-无色)。
•⑶反应类型要求：•如要求是因氧化还原反应、双水解反应、生成沉淀、生成气体等等。
一般以要求氧化还原反应为多。
•⑷酸碱性要求•①酸性环境含有大量H+，能与H+反应的所有弱酸的酸根离子和酸式酸根离子(生成弱酸)、OH-离子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。
•②碱性环境中含有大量OH-，凡能与之反应生成弱碱的金属阳离子、NH4+及所有酸式酸根离子、H+(中和)，都不能大量存在。
•③加入铝产生氢气及由水电离的H+或OH-非常小(水的电离被强烈抑制)，可能是强酸性环境，也可能是强碱性环境。
•④附：常见题给提示的溶液酸碱性情况•A.直接点明、•B.溶液的PH值、•C.H+或OH-的浓度、•D.使酸碱指示剂变色情况、•E.Kw与H+或OH-比值大小、•F.H+与OH-比值大小、•G.由水电离的H+或OH-的大小。
•⑸其他题意要求：加入某粒子的反应情况、已经含有某离子的情况等。
•⑹常见的：•A.因氧化还原反应不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)与还原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;•B.因双水解不能大量共存的：Al3+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-;•C.因络合反应不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。
高三化学 二轮复习 离子反应
【变式训练】
7.（08全国Ⅰ卷）在溶液中加入过量Na2O2后仍能大量共存 的离子组是（ B ）
A．NH4+、Ba2+、Cl-、NO3－ B．K+、AlO2-、Cl-、SO42C．Ca2+、Mg2+、NO3-、HCO3D．Na+、Cl-、CO32-、SO32-
8.已知某溶液中存在较多的H＋、SO42－、NO3－，则溶液中还可能
①以少定多 ②注意氧化性、还原性强弱顺序
7
【变式训练】写出下列反应的离子方程式：
3、向碳酸氢钠溶液滴加过量氢氧化钡: Ba2+ + OH- + HCO3- = H20 + BaCO3↓
4、向明矾溶液中加氢氧化钡溶液至Al3+刚好完全沉淀:
2Al3+ + 3SO42 -+ 6OH- + 3Ba2+ = 2Al(OH)3↓+ 3BaSO4↓
5、向氢氧化钡溶液中加明矾溶液至Ba2＋刚好完全沉淀:
2Ba2+ + 4OH- + Al3 + + 2SO42- = AlO2-+ 2BaSO4↓ + 2H2O
6、含4molFeI2的溶液中通入5molCl2
2Fe2+ + 8I-+ 5 Cl2 =2 Fe3+ + 10Cl-
+4I2
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三、离子共存问题
NH4+、Ba2+、Fe2+、BrF．加入Al粉能产生氢气的无色溶液中：
Na+、SO42-、Cl- 、 NO3-
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【问题讨论】 在什么情况下离子不能共存？ 【规律总结】 离子不共存规律： 1、生成难溶物、气体及弱电解质 2、能发生氧化还原反应、络合反应的离子 3、注意隐含条件：（无色溶液、强酸性、强碱性）
离子方程式及离子共存问题
二、看离子反应是否正确的步骤
3、看反应物的量（过量、少量、适量） 如向氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳：
离子方程式及离子共存问题
一、书写离子方程式的步骤
1、写：写出反应的化学方程式 2、拆：将在溶ห้องสมุดไป่ตู้中以离子形式存在的物 质的化学式拆写成离子形式。
（注意酸、碱、盐是电解质，它们可以电离。但是弱酸、弱碱、 不溶性盐要写化学式。其它物质如单质、氧化物均写化学式。）
3、删：消去方程式两边相同的离子 4、查：检查是否符合质量守恒、电荷守 恒
-=CO 2-+H O CO2+2OH 3 2
如向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳：
-=HCO – CO2+OH 3 4、看电荷是否守恒、质量是否守恒
三、离子共存问题
共存指大量共存，就是离子间不能相互 反应，离子浓度不降低。
三、离子共存问题
离子共存判断中的条件应用规律：
（1）溶液无色透明时，不含有色离子。常见的有色离子有： Cu 2+（蓝色）、Fe 3+ （黄色）、Fe 2+（浅绿色）、 MnO4－（紫色）。 （2）酸性溶液中不能存在与 H＋反应的OH－、弱酸根离子： CO3 2－、HCO3－ 、SO3 2－、 HSO3－、S 2－、HS－、ClO －、F－等。 （3）碱性溶液中不能存在与OH－反应的H＋、弱碱离子： Cu 2+、Fe 2+、Mg 2+（虽然Mg(OH)2能完全电离，但其溶 解度太小，所以它不属于强碱）、Zn 2+、NH4＋等及酸式 酸根离子： HCO3－ 、 HSO3－ 、HS－等。
离子反应方程式正误判断-2022届新高考化学二轮备考选择题(解析版)
2022年新高考化学二轮备考选择题高频热点特训06 离子方程式正误判断（一）必备知识和方法1.离子方程式书写的基本规律要求(1)合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
(2)式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
(3)号实际：“===”、“”、“―→”、“↑”、“↓”等符号符合实际。
(4)三守恒：两边原子数、电荷数必须守恒，氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等。
(5)明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
(6)细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
2. 离子方程式中的拆写原则(1)强酸、强碱和可溶性盐写成离子形式。
(2)弱酸、弱碱、难溶盐、单质、氧化物、气体用化学式表示。
(3)固体之间的反应(如消石灰与氯化铵)或固体与特定溶液(如铜和浓硫酸)的反应不能用离子方程式表示。
(4)微溶物的两种处理情况：当反应物是微溶物的澄清稀溶液时，微溶物应写成离子形式；当反应物是微溶物的浊液或固态时，微溶物应写化学式。
(5)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写，多元强酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中拆开写。
3.离子反应的先后顺序(1)氧化还原型离子反应应抓住氧化性或还原性的强弱：确定氧化剂或还原剂强弱顺序，如还原性I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－，氧化性Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋＞Fe2＋＞Zn2＋等；根据强弱规律，判断反应顺序，同一氧化剂与多种还原剂反应，还原性强的还原剂优先发生反应；同一还原剂与多种氧化剂反应，氧化性强的氧化剂优先发生反应。
(2)复分解型离子反应应判断反应产物与其他成分是否能大量共存。
如某溶液中含有Al3＋、NH＋4、H＋，向溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，若先发生反应：NH＋4＋OH－===NH3·H2O，则生成的NH3·H2O与H＋、Al3＋都不能大量共存，会发生反应：NH3·H2O＋H＋===NH＋4＋H2O，Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
化学离子方程式的书写,正误判断,离子共存
化学离⼦⽅程式的书写,正误判断,离⼦共存⼀、离⼦⽅程式离⼦⽅程式书写的基本规律要求。
（1）合事实：离⼦反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：化学式与离⼦符号使⽤正确合理。
（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：两边原⼦数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离⼦⽅程式中氧化剂得电⼦总数与还原剂失电⼦总数要相等）。
（5）明类型：依据离⼦反应原理，分清类型，总结⽅法技巧。
（6）检查细：结合书写离⼦⽅程式过程中易出现的错误，细⼼检查。
⼆、离⼦共存1．由于发⽣复分解反应，离⼦不能⼤量共存。
（1）有⽓体产⽣。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能⼤量共存。
（2）有沉淀⽣成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等⼤量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-⼤量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能⼤量共存。
（3）有弱电解质⽣成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN -、等与H+不能⼤量共存；⼀些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-⼤量共存；NH4+与OH-不能⼤量共存。
*（4）⼀些容易发⽣⽔解的离⼦，在溶液中的存在是有条件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。
这两类离⼦不能同时存在在同⼀溶液中，即离⼦间能发⽣“双⽔解”反应。
如3AlO2-+ 3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2．由于发⽣氧化还原反应，离⼦不能⼤量共存。
（1）具有较强还原性的离⼦不能与具有较强氧化性的离⼦⼤量共存。
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结离子共存是指在溶液中同时存在不同离子种类的情况。
在化学反应和溶液中，离子共存是非常常见的现象。
离子共存会对化学反应的进行产生影响，因此对离子共存的规律进行总结是非常重要的。
首先，离子共存会影响沉淀反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，如果它们的生成物有一个是不溶的沉淀，那么就会发生沉淀反应。
这时，我们需要根据溶解度积来判断沉淀的生成。
溶解度积是指在一定温度下，沉淀的生成物的溶解度的乘积。
如果溶解度积大于实际溶解度，就会生成沉淀。
其次，离子共存还会影响氧化还原反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会参与氧化还原反应。
这时，我们需要根据标准电极电势来判断氧化还原反应的进行。
标准电极电势是指当物质在标准状态下，与标准氢电极发生氧化还原反应时所产生的电动势。
根据标准电极电势的大小，可以判断氧化还原反应的进行方向和强弱。
此外，离子共存还会影响络合反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会发生络合反应。
络合反应是指金属离子与配体形成配位化合物的反应。
这时，我们需要根据络合平衡常数来判断络合反应的进行。
络合平衡常数是指在一定温度下，络合反应的反应物和生成物的浓度的乘积与络合物的浓度的商。
如果络合平衡常数大于1，就会生成络合物。
总的来说，离子共存会对化学反应的进行产生影响，需要根据不同的化学反应来判断离子共存的规律。
在实际应用中，我们需要根据实际情况来选择合适的化学方法来判断离子共存的规律，从而更好地进行化学分析和实验研究。
希望本文所述的离子共存问题规律总结能对相关领域的研究工作有所帮助。
离子方程式规律
一、离子方程式 离子方程式书写的基本规律要求。
（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
（1）有气体产生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
（2）有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
（3）有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN -、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。
*（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。
这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。
如3AlO2-+ 3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。
（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
《离子共存 离子的检验和推断》知识完全归纳与典题分析(解析版)
《离子共存 离子的检验和推断》知识完全归纳与典题分析【核心素养分析】宏观辨识与微观探析：能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。
证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子的检验与推断的规律。
【重点知识梳理】 知识点一 离子共存所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
发生下列反应而不能大量共存的情况：1、发生复分解反应。
（1）生成难溶物或微溶物：如：Ba 2+与CO 2－3，Ag +与Br -，Ca 2+与SO 2－4等不能大量共存。
（2）生成气体或挥发性物质：如：NH ＋4与OH －，H +与CO 2－3、HCO －3、S 2-、HS -、SO 2－3、HSO -3 等不能大量共存。
（3）生成难电离物质：如：H +与CH 3COO -、CO 2－3、S 2-、SO 2－3等因生成弱酸不能大量共存；OH -与NH ＋4因生成的弱碱不能大量共存；H +与OH －生成水不能大量共存。
2、发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe 3+、NO －3、ClO -、MnO －4 (H +)等)与还原性离子(如S 2-、I -、Fe 2+、SO 2－3等)不能大量共存。
3、离子间发生水解相互促进不能共存：弱酸对应的阴离子和弱碱对应的阳离子相互促进双水解进行到底。
如Al 3+、Fe 3+、NH ＋4与CO 2－3、HCO －3、S 2-、HS -、AlO －2等。
4、络合反应：如Fe3+和SCN-。
【知识拓展】多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一句话：一色、二性、三特殊、四反应。
1、一色。
即溶液颜色。
若限定无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO－4、Co2+、Cr2O2－7、CrO42-、Cr3+等有色离子不能存在。
2、二性。
即溶液的酸性和碱性。
[化学]高中化学：最易考离子方程式汇总化学必备之--离子共存问题
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[化学]⾼中化学：最易考离⼦⽅程式汇总化学必备之--离⼦共存问题[化学] ⾼中化学：最易考离⼦⽅程式汇总⼀、离⼦反应常见类型： 1、复分解型离⼦反应：例：Ag++Cl-=AgCl↓2H++CO32- =CO2↑+H2O 2、置换反应型：例：Zn+2H+=Zn2++H2 ↑ Cl2+2I-=2Cl-+I2 3、盐类⽔解型：例：NH4++H2O==NH3·H2O+H+ CH3COO-+H2O==CH3COOH+0H- 4、复杂的氧化还原型：例：MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 另外还有⽣成物中有络合物时的离⼦反应等。
⼆、离⼦⽅程式书写规则： 1、只能将强电解质(指溶于⽔中的强电解质)写出离⼦形式，其它(包括难溶强电解质)⼀律写成分⼦形式。
如碳酸钙与盐酸的反应：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O 因此熟记哪些物质是强电解质、哪些强电解质能溶于⽔是写好离⼦⽅程式的基础和关键。
2、不在⽔溶液中反应的离⼦反应，不能书写离⼦⽅程式。
如铜与浓H2SO4的反应，浓H2SO4与相应固体物质取HCI、HF、HNO3的反应，以及Ca(OH)2与NH4Cl制取NH3的反应。
3、碱性氧化物虽然是强电解质，但它只能⽤化学⽅程式写在离⼦⽅程式中。
如CuO与盐酸的反应：CuO+2H+=Cu2++H2O 4、有酸式盐参加的离⼦反应，对于弱酸酸式根离⼦不能拆成H+和酸根阴离⼦(HSO4-除外)。
如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能写成：H++OH-=H2O 5、书写氧化还原反应的离⼦⽅程式时，⾸先写好参加反应的离⼦，然后确定氧化产物和还原产物，再⽤观察配平并补齐其它物质即可;书写盐类⽔解的离⼦⽅程式时，先写好发⽣⽔解的离⼦，然后确定产物，再配平并补⾜⽔分⼦即可。
6、必须遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离⼦⽅程式不仅要配平原⼦个数，还要配平离⼦电荷数和得失电⼦数。
离子反应及离子共存
[解析] A 中 H＋来自水，水是弱电解质，不能拆分；B 中离 子方程式本身没有问题，但 KMnO4 能将浓盐酸氧化，不能 实现证明 H2O2 具有还原性的目的(还原性：HCl>H2O2，HCl 先反应)，B 错误；C 中含有 AlO－ 2 的溶液为碱性溶液，正确； D 中乙醇在酸性条件下会被 Cr2O72－氧化，D 错误。 [答案] C
7
．
已
知
电
离
平
衡
常
数
：
H2CO3>HClO>HCO
－
3
，
氧
化
性Leabharlann HClO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2。下列有关离子反应或离子方程式的叙
述中，正确的是
()
A．能使 pH 试纸显深红色的溶液中，Fe3＋、Cl－、Ba2＋、Br－能大量
共存
B．向溴水中加入足量氯化亚铁溶液能使溴水变成无色
C．向 NaClO 溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式： 2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO23－
(1)对于离子共存可以按“抓特征、补盲点、挖反应、用条件” 的思路进行，具体如下：①理解每种离子的特殊性质(如 颜色、化学性质)；②注意教材中出现但不是常考的反应， 如Cl－和ClO－在酸性条件下的反应；③注意一些离子共 存的条件，如与铝反应产生氢气、水电离出的氢离子浓 度等特殊条件。
(2)对于离子反应方程式书写按“抓特性(即物质的典型性质)、 循过程(即书写离子方程式的步骤)、用守恒、看变量”的 策略。守恒思想是离子方程式书写和正误判断的重要方 法，而由“量”不同引起反应不同的典型反应要逐一突破， 这是离子反应考查的难点，也是重点。
D．向碳酸氢钠溶液中滴入过量澄清石灰水：
离子方程式及离子共存
离子方程式及离子共存一、离子方程式的正误判断离子方程式正误判断主要抓住二个原则，一是符号书写是否正确，包括：①原理是否正确②化学式与离子形式拆合是否正确，二是是否守恒，包括原子守恒、电荷守恒，氧化还原反应还要转移电子守恒。
（1）一查反应是否符合客观事实如钠投入CuSO4溶液中：2Na+Cu2+=2Na++Cu (×) 2Na+Cu2++2H2O＝2Na++Cu(OH)2↓+H2↑(√)（2）二查化学式与离子形式拆合是否正确写成化学式的：单质、氧化物、难溶物质、难电离物质、易挥发的物质、非电解质、浓硫酸；写成离子符号的：强酸、强碱、大多数可溶性盐。
微溶的物质作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是浊液写化学式；若作生成物一般写化学式。
如：澄清的石灰水与稀盐酸反应的离子方程式为：H++OH-=H2O石灰乳与稀盐酸反应的离子方程式为：Ca(OH)2+2H+=Ca2++2H2O（3）三查原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒如Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl-(×) 2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-(√)（4）四查化学符号(↑、↓、=、、化学式、离子形式)使用是否正确（5）五查是否忽略隐含的离子反应如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应：Ba2++SO42- ＝BaSO4↓(×)Cu2++ SO42-+Ba2++2OH- ＝Cu(OH)2↓+BaSO4↓(√)二、离子共存解答离子共存的选择题，首先要看清题干要求：一是判断离子共存（一定、可能），还是判断不共存；二要看题目中的隐含条件：碱性、酸性、无色透明、pH为多大；三看离子间是否发生氧化还原反应、复分解反应等。
1、判断离子共存的规律：离子反应发生的条件就是离子不能大量共存的原因：即离子之间若能发生反应则不能共存，若离子之间不发生反应则能大量共存。
①离子结合生成难溶物或微溶物不能大量共存：如Fe2+与S2- ，Ca2+与CO32-，Ag+与Cl-、Br-、I-；Ba2+、SO32-；Fe3+与OH－等。
必备知识规律总结离子反应过量判断
【必备知识规律总结】(一)由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
１．有气体产生：如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
２．有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-、PO43-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ag+与I-、Cl-、Br-不能大量共存。
３．有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、C6H5O-等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。
(二)由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１.具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
２.在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O72-、NO3-(H+)、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存（二）离子反应中的过量问题一、多元弱酸盐与酸的反应例：a. 将碳酸钠溶液滴加到稀盐酸溶液中 b . 将稀盐酸溶液滴加到碳酸钠溶液中解析：a中其实就是盐酸过量，以碳酸钠为“标准”化学方程式为：Na2CO3＋2HCl=2NaCl＋H2O＋CO2↑离子方程式为：CO32－＋2H+=H2O＋CO2↑b中其实就是碳酸钠过量，以盐酸为“标准”化学方程式为：HCl＋Na2CO3=NaCl＋NaHCO3离子方程式为：H+＋CO32－= HCO3-二、多元酸的酸式盐与碱反应例1：a. 碳酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液 b. 氢氧化钡溶液中加入过量的碳酸氢钠溶液解析：a中氢氧化钡过量，以碳酸氢钠为“标准”化学方程式为：NaHCO3＋Ba(OH)2=BaCO3↓＋NaOH＋H2O离子方程式为：HCO3－＋Ba2+＋OH－=BaCO3↓＋H2O b中碳酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”化学方程式为：Ba(OH)2＋2NaHCO3 =BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O离子方程式为：2OH－＋Ba2+＋2HCO3－=BaCO3↓＋CO32－＋2H2O例2：a. 碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液 b. 氢氧化钠溶液中加入过量的碳酸氢钙溶液解析：a中氢氧化钠过量，以碳酸氢钙为“标准”化学方程式为：Ca(HCO3)2＋2NaOH=CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O离子方程式为：2HCO3－＋Ca2+＋2OH－=CaCO3↓＋CO32-＋2H2Ob中碳酸氢钙过量，以氢氧化钠为“标准”化学方程式为：NaOH＋Ca(HCO3)2 =CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O离子方程式为：OH－＋Ca2+＋HCO3－=CaCO3↓＋H2O例3：a. 硫酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液 b. 氢氧化钡溶液中加入过量的硫酸氢钠溶液解析：a中氢氧化钡过量，以硫酸氢钠为“标准”化学方程式为：NaHSO4＋Ba(OH)2=BaSO4↓＋NaOH＋H2O 离子方程式为：H+＋SO42－＋Ba2+＋OH－=BaSO4↓＋H2O b中硫酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”化学方程式为：Ba(OH)2＋2NaHSO4=BaSO4↓＋Na2SO4＋2H2O离子方程式为：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-= BaSO4↓＋2H2O三、Al3+与AlO2-的问题例1：a. 向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失b. 向氯化铝溶液中加入过量的氢氧化钠溶液解析：a中先发生Al3+＋3OH－=Al(OH)3↓继续滴加发生Al(OH)3＋OH－= AlO2－＋2H2Ob中氢氧化钠过量，Al3+直接转化为AlO2－Al3+＋4OH-= AlO2-＋2H2O例2：a.向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失b. 向偏铝酸钠溶液中滴加过量稀盐酸溶液解析：a中先发生AlO2-＋H+＋H2O= Al(OH)3↓继续滴加发生Al(OH)3＋3H+= Al3+＋3H2Ob中盐酸过量，AlO2－直接转化为Al3+AlO2-＋4H+= Al3+＋2H2O注：弱碱NH3·H2O、弱酸H2CO3均不能使Al(OH)3溶解四、酸性氧化物与碱的反应例：a. 氢氧化钠溶液中通入少量的二氧化硫气体 b. 氢氧化钠溶液中通入过量的二氧化硫气体解析：a中氢氧化钠过量，以二氧化硫为“标准”SO2＋2OH－=SO32－＋H2Ob中二氧化硫过量，以氢氧化钠为“标准”OH－＋SO2=HSO3－五、银离子与氨水反应的问题例：a. 硝酸银溶液中滴入氨水，有白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失Ag+＋NH3·H2O= AgOH↓＋NH4+AgOH＋2NH3·H2O=Ag(NH3)2+＋OH-＋2H2Ob. 向硝酸银溶液溶液中滴加过量氨水Ag+＋2NH3·H2O= Ag(NH3) 2+＋2H2O六、变价金属的问题例：a. 向铁粉中加入少量稀硝酸化学方程式为：3Fe＋8HNO3= 3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 离子方程式为：3Fe＋8H+＋2NO3-= 3Fe2+＋2NO↑＋4H2Ob. 向稀硝酸中加入少量铁粉化学方程式为：Fe＋4HNO3= Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 离子方程式为：Fe＋4H+＋NO3－= Fe3+＋NO↑＋2H2O 7. 多种还原剂同时存在的问题例：a.向溴化亚铁溶液中通入少量氯气Cl2＋2Fe2+=2Cl－＋2Fe3+b. 向溴化亚铁溶液中通入过量氯气2Fe2+＋4Br-＋3Cl2=2Fe3+＋2Br2＋6Cl-注：根据还原性的强弱判断，还原性强的优先被氧化。
离子大量共存规律总结
离子大量共存规律总结1.离子共存问题是离子反应条件所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
2、熟记常考离子的性质注：“两性离子”指既能与酸反应又能与碱反应的离子，一般多元弱酸的酸式酸根离子3、离子间通常发生四种类型的反应，能互反应的离子不能大量共存。
（1）复分解反应(非氧化还原反应)①、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存主要是由于Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓；Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存也是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等。
②有气体产生。
如CO32-、S2-、HS-、HSO3-、等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑。
③有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-( 一般除Cl－、SO42—、NO3－、I-、Br-、ClO4－外的阴离子)等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH；一些酸式弱酸根不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。
（2）、发生氧化还原反应：具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存常见的氧化性离子：MnO4、－、ClO－、Fe3+、NO3－（H+）常见的还原性离子：S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)、I-、Br-、Fe2+注：Fe3+与Fe2+、Br-能大量共存（3）发生双水解反应：能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存。
常见的双水解：①Al3+、Fe3+和CO32(HCO3－)、S2-(HS-)、AlO2－、ClO－等②NH4+和SiO32－、AlO2－（4）络合反应：如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+等络合反应而不能大量共存。
2021届高考化学高频考点 八 离子反应
2021届高考高频考点八：离子反应【题型特点】考查离子反应的题型主要为离子共存、离子方程式书写与正误判断。
1.离子共存题是高考中的常见题型，命题发展趋势如下(1)增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH=1甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等;(2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H+)=1X10-12mol.L-1的溶液中....”.(3)结合离子间能否反应来分析判断物质的成分，是一大难点，因为它综合了元素化合物的大部分知识，且题型变化多端，思维强度大，往往借助离子不共存来肯定一方的同时否定另一方，同时溶液的颜色、酸碱性、溶液中电荷守恒等也渗透其中。
2.离子方程式的书写正误判断，从命题的内容看，存在着三种特点:(1)所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应(2)提高难度的题型，主要为涉及“滴加顺序”“与量相关”等的复分解反应，以及溶液中的氧化还原反应。
(3)作为最基本、最重要的化学用语，离子方程式成为必考题是在情理之中，2020年重现在全国Ⅲ卷的选择题13。
命题趋势预测，由于离子反应与工农业生产、日常生活、科学实验有密切关系，它们之间的融合会成为今后命题的热点；随着环境污染已成为社会问题，污水中的离子反应担负着变废为宝的重担，必将在理科综合考试中担当重要角色。
题型1：离子共存【例1】(2020·山东德州二模)在指定条件下，下列各组离子一定能大量共存的是( ) A．滴加甲基橙显红色的溶液中：Na＋、Fe2＋、Cl－、NO－3B．0.1 mol·L－1FeCl3溶液中：NH＋4、Mg2＋、SO2－4、NO－3C．0.1mol·L－1KI溶液中：Na＋、K＋、ClO－、OH－D．由水电离的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1的溶液中：K＋、NH＋4、Cl－、HCO－3【答案】B【解析】A.滴加甲基橙显红色的溶液为酸性，Fe2＋、NO－3在酸性条件下发生氧化还原反应，故A不符合题意；B.0.1 mol·L－1FeCl3溶液显酸性，NH＋4、Mg2＋、SO2－4、NO－3之间不反应，在酸性条件下可以大量共存，故B符合题意；C.0.1 mol·L－1 KI溶液中碘离子具有还原性，ClO－具有氧化性，会发生氧化还原反应，不能大量共存，C不符合题意；D.由水电离的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1的溶液为酸性或碱性，酸性或碱性条件下HCO－3均不能大量共存，故D不符合题意。
离子共存及离子方程式的书写
离子共存及离子方程式的书写一、离子共存问题1.与H+大量共存：所有阳离子都可共存。
阴离子：只与SO4-、NO3-、CI-、B R-、I-2.与OH-大量共存：所有阴离子。
阳离子：K+、N A+、B A2+3.在酸碱条件下都不能共存：酸式酸根（酸式酸根是指由正盐酸根离子结合一个或多个氢离子得到的酸根阴离子）4.氧化还原反应：还原性离子：S2-、SO3-、HS-、I-、Fe2+、Br-。
氧化性离子：MnO4-、ClO-、CrO7-、NO3-（在H+条件下）、Fe3+。
除了Fe2+、Fe3+相遇可以共存，其他都不能共存5.彻底双水解不共存：水解显酸性的离子与水解显碱性的离子不共存。
a)常见的能发生“水解相互促进的反应”的离子对有：Al3 +与HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-；Fe3+与HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-；Fe2+与AlO2-；NH4+与SiO32-等.b)有关方程式：1、【铝离子和碳酸氢根离子】Al3++3HCO3-=AL(OH)3↓+3CO2↑2、【铝离子和碳酸根离子】2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑3、【铝离子和硫离子】2Al3++3S2-+6H20=2Al(OH)3↓+3H2S↑4、【铝离子和HS-（硫氢根）离子】Al3++3HS-+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑5、【铁离子和四羟基合铝酸根离子】Fe3++3(Al(OH)4)-=Fe(OH)3+3Al(OH)3↓6、【铁离子和碳酸根离子】2Fe3++3(CO3)2-+3H2O=2Fe(OH)3+3CO2↑7、【铵根离子和四羟基合铝酸根离子】NH4++(Al(OH)4）-=NH3·H2O+Al(OH)3↓8、【铁离子和碳酸氢根离子】Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3+3CO2↑二、高中化学中常见的化学方程式（量变引起质变）的归纳如下（正盐+相应酸→酸式盐；酸式盐+碱或加热→正盐）：1.铁（少量、过量）与稀硝酸的反应Fe+4HNO3（稀）=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O2Fe(NO3)3+Fe=3Fe(NO3)23Fe+8HNO3（稀）=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O2、铜与硝酸（浓变稀）反应Cu+4HNO3（浓）=Cu(NO3)2+2NO2 ↑+2H2O3Cu+8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O3、锌与硫酸（浓变稀）反应Zn+2H2SO4（浓）=ZnSO4+SO2 ↑+2H2OZn+H2SO4（稀）=ZnSO4+ H2 ↑注意：常常结合定量计算考查硫酸的性质。
离子共存离子方程式正误判断
离子方程式正误判断规律（八“看”）
⑴看离子反应是否符合客观事实，不可 主观臆造产物及反应。 ⑵看“=”“≒”“↑”“↓”等是否正确。 ⑶看表示各物质的化学式是否正确。如 HCO3-不能写成CO32-＋H+ ⑷看是否漏掉离子反应。 ⑸看电荷是否守衡。 ⑹看反应物或产物的配比是否正确。 ⑺看是否符合题设条件及要求。 ⑻看物料是否守衡。
②酸式盐的含氢弱酸根离于不 能与强碱(OH—)、强酸(H＋)共存。
如HCO3-+OH—=CO32—+H2O ，
HCO3—+H＋=CO2↑+H2O
说明：无色≠透明（透明是溶液 的基本性质）
一、离子能否大量共存规律总 结 ：一色、二性、三特、四反 应。 “一色”
即溶液颜色，若限定溶液无色， 则Fe3+ 黄色 Fe2+ 浅绿色Cu2+ 蓝色MnO4- 紫色等有色离子不 能存在。
b、室温时溶液中由水电离出来的 H+浓度如果小于10-7mol/L表示溶 液显酸性或碱性
“三特”指三种特殊情况。 ①+②性HA“，CNlO能OO233与---与++SHHH22+-CO、”O和=H=3“S-A不-lC、(能OlOFH大e-”)23量等+↓、+共代CI-存表O等3：的发2-A是。生lO强氧2氧-化化还
NH4+ HCO3- HSO3- HS- HPO42-
H2PO4-等）均不能大量共存；
③酸式弱酸根离子（HCO3-、 HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等） 在强酸性或强碱性溶液中均不能大 量共存。
④若题中涉及到水的电离则考虑到
a、室温时溶液中由水电离出来的 H+浓度如果大于10-7mol/L表示溶 液显酸性
判断离子共存的四原则
判断离子共存的四原则离子共存知识是高考的热点,也是每年高考的必考内容。
离子能否共存其实就是看离子之间能否发生反应,能反应,则不能大量共存;否则,能大量共存。
在判断离子能否共存时,常用到以下四大原则: 1肯定性原则肯定性原则就是根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子。
此原则常根据一色、四反应、三特等来确定溶液中存在或不存在的离子。
(1)一色:无色溶液中不存在Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-、CrO42-、Cr2O72-等有色离子。
(2)四反应:发生以下四大反应,均不能共存。
①复分解反应离子间相互反应能生成难溶物、易挥发物质、难电离物质都不能大量共存。
I. 生成难溶物:如Ba2+、Ca2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Ag+与Cl-、SO42-、CO32- 等不能大量共存。
为了确定哪些物质难溶,我们最好能记住溶解性口诀表:钾钠铵硝皆可溶、盐酸盐不溶银亚汞;硫酸盐不溶钡和铅、碳磷酸盐多不溶;多数酸溶碱少溶、只有钾钠铵钡溶;几种微溶物要牢记、口诀中未有皆下沉。
II. 生成易挥发物质:如H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等;OH-与NH4+。
III. 生成难电离物质:如H+与F-、ClO-、PO43-、CH3COO-等弱酸根离子。
②氧化还原反应常见的四种氧化性离子有:Fe3+、NO3-、MnO4-、ClO-,常见的六种还原性离子有:Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-、Cl-。
其中Fe3+ 能将S2-、SO32-、I-氧化而不能大量共存;NO3-在酸性条件下能将Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-氧化而不能大量共存;MnO4-、ClO- 在碱性或中性条件下能将S2-、SO32-、I- 等氧化而不能大量共存,在酸性条件下可以将上述六种还原性离子都氧化而不能大量共存。
除此之外,S2-与SO32-在碱性条件下可以共存,但酸性条件下则会发生氧化还原反应而不能大量共存。
离子共存与离子反应方程式的书写判断规律总结
离子共存与离子反应方程式的书写判断规律离子共存： (一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
1、有气体产生。
如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于发生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑等。
２、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存，主要是由于Ba2+＋CO32-＝BaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4↓（微溶）；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等；SiO32-、AlO2-、S2O3２－等不能与H+大量共存是因为SiO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O３、有弱电解质生成。
如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。
４、一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。
如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、SiO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。
(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１、一般情况下，具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
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离子共存与离子反应方程式的书写判断规律离子共存：(一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
1、有气体产生。
如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于发生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑等。
２、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存，主要是由于Ba2+＋CO32-＝BaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4↓（微溶）；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等；SiO32-、AlO2-、S2O3２－等不能与H+大量共存是因为SiO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O ３、有弱电解质生成。
如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。
４、一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。
如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、SiO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。
(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１、一般情况下，具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如I-、、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+、2Fe3+＋S2-=S↓＋2Fe2+、2Fe3+＋3S2-=S↓＋2Fe S↓。
２、在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下不能共存；SO32-、S2O32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O、2S2-＋S2O32-＋6H+＝4S↓＋3H2O不能共存。
ClO-与S2-不论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。
(三)、由于形成络合离子，离子不能大量共存中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。
如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+等络合反应的发生而不能大量共存。
(四)、能水解的阳离子与能水解的阴离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。
例如：Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Al3＋和C6H5O-，Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。
如3AlO2-＋Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。
特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。
注意事项1．审题时应注意题中给出的附加条件，如：①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃性气体的溶液、由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液等。
②有色离子：MnO4－，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋，Fe（SCN）２＋使溶液呈现一定的颜色。
③MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性条件下具有强氧化性。
④注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。
2．审题时还应特别注意以下几点：（1）注意溶液的酸碱性对离子间发生氧化还原反应的影响。
如：Fe2＋与NO3－能共存，但在强酸性条件下发生3Fe2＋+NO3－+4H＋=3Fe3+ + NO↑＋2H2O而不能大量共存；I－与NO3－能共存，但在强酸性条件下不能大量共存；MnO4－与Cl－在强酸性条件下也不能大量共存；S2－与SO32－在碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能大量共存。
(2) 弱酸的酸式根离子（如HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-）既不能与H＋大量共存也不能与OH－大量共存。
如：HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O (HCO3－遇碱时进一步电离)HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。
(3) 注意挖掘题目中隐含的信息，排除干扰信息，克服非智力因素失分。
离子方程式的书写正误是历年高考必出的试题，考查离子方程式的目的主要是了解考生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性。
从命题的内容看，存在着三种特点：⑴所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应，错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等。
(2)所涉及的化学反应类型以复分解反应、溶液中的氧化还原反应为主。
⑶一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。
[lx]1、下列各组中的离子，能在溶液中大量共存的是：A．K＋、Ag＋、NO3－、Cl－B．Ba2＋、Na＋、CO32－、OH－C．Mg2＋、Ba2＋、OH－、NO3－D．H＋、K＋、CO32－、SO42－E．Al3＋、Fe3＋、SO42－、Cl－F．K＋、H＋、NH4＋、OH－2、在pH＝1的无色透明溶液中，不能大量共存的离子组是：A．Al3＋、Ag＋、NO3－、I－B．Mg2＋、NH4＋、NO3－、Cl－C．NH4＋、K＋、S2－、Br－D．Zn2＋、Na＋、NO3－、SO42－3、下列各组离子，在强碱性溶液中可以大量共存的是：A．K＋、Na＋、HSO3－、Cl－B．Na＋、Ba2＋、AlO2－、NO3－C．NH4＋、K＋、Cl－、NO3－D．K＋、Na＋、ClO－、S2－4、下列各组离子在水溶液中能大量共存的是：(1)I－、ClO－、NO3－、H＋(2)K＋、NH4＋、HCO3－、OH－(3)SO32－、SO42－、Cl－、OH－(4)Fe3＋、Cu2＋、SO42－、Cl－(5)H＋、K＋、AlO2－、HSO3－(6)Ca2＋、Na＋、SO42－、CO32－A．(1)和(6)B．(3)和(4)C．(2)和(5)D．(1)和(4)5、下列各组离子，能够在溶液中大量共存的是：A．Na＋、Al3＋、NO3－、AlO2－B．Na＋、Ca2＋、HCO3－、HSO4－C．Cu2＋、K＋、NO3－、OH－D．S2O32－、Na＋、H＋、SO42－E．Fe3＋、Cl－、SCN－、K＋F．Fe3＋、NH4＋、Cl－、NO3－G．Fe2＋、Cl－、NO3－、H＋H．Na＋、Al3＋、SO42－、HCO3－6、下列各组物质的无色溶液，不用其他试剂即可鉴别的是（）①KOH Na2SO4 AlCl3②NaHCO3Ba(OH)2H2SO4③HCl NaAlO2NaHSO4④Ca(OH)2Na2CO3BaCl2A、①②B、②③C、①③④D、①②④7、有M、N两种溶液，各含下列14种离子的7种：Al3+、Cl-、Na+、K+、NO3-、OH-、S2-、MnO4-、Fe3+、AlO2-、CO32-、NH4+、SO42-、H+。
已知两溶液所含离子各不相同，M溶液里的阳离子只有两种，则N溶液里的阴离子应该是（）A、OH-、S2-、CO32-B、MnO4-、SO42-、NO3-C、Cl-、NO3-、SO42-D、AlO2-、MnO4-、SO42-离子方程式正误的判断：判断离子方程式的正误是常见题型，能比较全面地考查考生对离子反应方程式的掌握和理解。
在分析离子方程式的错误时主要从以下方面入手：（1）微粒存在形式错误。
查易溶于水的强电解质是否写成离子形式，难溶物质、难电离物质、易挥发性气体、单质、氧化物是否写成化学式，酸式酸根离子是否表示正确。
如HCO3-不能写成CO32-+H+等。
（2）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SO42+离子的反应，又要写Cu2+与OH-的离子反应。
（3）方程式未配平：质量、电荷、电子得失守恒。
查微粒总数及电荷数是否均配平，查参与反应的离子是否等量消去。
（4）物质组成配比错误。
看反应物与产物的组成配比是否正确。
如稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-==BaSO4↓+ H2O，应写成2H++2OH-+Ba2++SO42-==BaSO4↓+ 2H2O。
在实际分析时一般考虑少量物质的组成配比，即少量物质电离出来的离子个数比必须符合化学式中的离子个数比。
如将少量NaOH溶液滴入过量的Ca(HCO3)2溶液中的离子方程式：OH-+Ca2++HCO3-==CaCO3↓+H2O；而过量的NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应的离子方程式为2OH-+Ca2++2HCO3-==CaCO3↓+2H2O+CO32-。
再如将Ba(OH)2溶液滴入NaHSO4溶液的反应：①恰好显中性为Ba2++2OH-+2H++SO42-=== BaSO4↓+2H2O，恰好沉淀则为：Ba2++OH-+H++SO42-=== BaSO4↓+H2O。
因此判断时必须要观察题设条件及要求。
如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量比”、“滴加顺序”对反应方式或产物的影响。
（5）反应不能发生、产物不正确或不能书写离子方程式①查反应是否符合客观事实，不是主观臆造产物及反应。
有些反应不能发生，若写成离子方程式当然是错误的。
②查反产物是否正确。
由于发生的反应方向错误或者由于反应物量的不同导致产物不同。
③某些反应不能书写离子方程式。
离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参与反应，不能写离子反应方程式。
如浓硫酸与固体（如Cu、Fe、NaCl固体）的反应不是离子反应。
（6）离子反应次序错误。
当有多种离子间发生反应，必须考虑离子的反应次序，才能写出正确的离子方程式。
如FeBr2中通入少量氯气，由于Fe2+的还原性大于Br-，所以氯气先与Fe2+反应；而FeI2中通入少量氯气，由于I-的还原性大于Fe2+，所以氯气先与I-反应，两个反应的离子方程不同。
（7）符号表示错误。
查符号“↓”、“↑”、“===”、“胶体”等是否写对、写齐。