离子共存规律总结
离子共存知识点归纳高中
离子共存必考知识归纳1.所有的弱酸根离子：CH3COO－、F－、ClO－、AlO₂￣、SiO₃²¯、CN－与H＋都不能大量共存。
2.酸式弱酸根离子如HCO₃￣、HS－、HSO₃ˉ－既不能与OH－大量共存，又不能与H＋大量共存。
3.有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存，如Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等不能与SO₄²¯、CO₃²¯等大量共存，Mg2＋不能与OH－、CO₃²ˉ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Fe2＋、Al3＋、Cu2＋等必须在酸性条件下才能在溶液中存在；Fe3＋必须在酸性较强的条件下才能在溶液中存在(常温下，pH＝7时不能存在)。
5.能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。
如S2－、HS－、SO₃²¯、I－和Fe3＋不能大量共存；MnO₄¯、(NO₃¯、H﹢)、ClO－与S2－、HS－、SO₃²¯、HSO₃¯、I－、Fe2＋等不能大量共存；SO₃²¯和S2－在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2－＋SO₃²¯＋6H＋===3S↓＋3H₂O反应不能共存；H＋与S₂O₃²¯不能大量共存。
6.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe3＋与SCN－不能大量共存。
7.审题时应注意题中给出的附加条件。
(1)加入铝粉后放出可燃性气体的溶液、由水电离出的c(H＋)或c(OH－)＝1×10－10mol·L－1的溶液都有两种可能：酸溶液或碱溶液。
(2)无色溶液则没有MnO₄￣、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等有色离子。
澄清溶液即没有沉淀，与无色溶液不同。
高中化学离子共存问题知识点总结(最新2篇)
高中化学离子共存问题知识点总结（最新2篇）（实用版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
文档下载后可定制修改，请根据实际需要进行调整和使用，谢谢!并且，本店铺为大家提供各种类型的实用范文，如工作总结、策划方案、演讲致辞、报告大全、合同协议、条据书信、党团资料、教学资料、作文大全、其他范文等等，想了解不同范文格式和写法，敬请关注!Download tips: This document is carefully compiled by this editor. I hope that after you download it, it can help you solve practical problems. The document can be customized and modified after downloading, please adjust and use it according to actual needs, thank you!In addition, this shop provides various types of practical sample essays for everyone, such as work summary, planning plan, speeches, reports, contracts and agreements, articles and letters, party and group materials, teaching materials, essays, other sample essays, etc. Please pay attention to the different formats and writing methods of the model essay!高中化学离子共存问题知识点总结（最新2篇）理科的内容不像文科那样死记硬背，应该多掌握知识点，掌握公式，这样才能解答各种题型，本店铺精心为您带来了2篇《高中化学离子共存问题知识点总结》，如果对您有一些参考与帮助，请分享给最好的朋友。
离子共存知识点归纳总结
离子共存知识点归纳总结1. 离子的定义和性质离子是原子或分子失去或获得一个或多个电子而带有电荷的化合物。
离子通常分为阳离子和阴离子，阳离子是失去一个或多个电子而带正电荷的离子，阴离子是获得一个或多个电子而带负电荷的离子。
离子的性质包括电荷、大小、电子结构等，这些性质影响着离子之间的相互作用和化学行为。
2. 离子共存的类型离子共存可以分为同种离子共存和异种离子共存两种类型。
同种离子共存是指同一种离子在一个体系中共存，例如氯离子和氯离子在海水中的共存；异种离子共存是指不同种离子在一个体系中共存，例如氯离子和钠离子在海水中的共存。
3. 离子之间的相互作用离子之间的相互作用包括静电作用、溶解作用、络合作用等。
静电作用是指带电的离子之间产生的相互作用，通常表现为吸引或排斥的现象；溶解作用是指离子溶解在溶液中形成离子化合物的过程，溶解作用会受溶剂、溶质、温度等因素的影响；络合作用是指离子与配体形成化合物的过程，络合作用在生物体内的代谢过程中具有重要的意义。
4. 离子共存的影响离子共存会对化学反应、溶解度、电导率等产生影响。
在化学反应中，离子共存会改变反应速率、平衡常数等，进而影响反应的进行和结果；在溶解度方面，离子共存会改变溶解度积、饱和度等，进而影响溶解度的测定和应用；在电导率方面，离子共存会改变电导率的大小和方向，影响电解质溶液的性质和应用。
5. 离子共存的应用离子共存在冶金、环境、生物等领域有着广泛的应用。
在冶金领域，离子共存是金属提取和精炼的重要过程，离子之间的相互作用和影响对金属提取和精炼过程有着重要的影响；在环境领域，离子共存是污染物处理和环境保护的重要问题，离子之间的相互作用和影响对环境中污染物的迁移和转化有着重要的影响；在生物领域，离子共存是生物体代谢和生物作用的重要过程，离子之间的相互作用和影响对生物体内的代谢和功能具有重要的影响。
总之，离子共存是化学领域一个重要的研究课题，对于理解物质的性质和化学反应具有重要的意义。
离子大量共存规律及口诀
离子大量共存规律及口诀口诀：钾钠铵盐均可融，硝酸遇水影无踪，硫酸盐不融硫酸钡，氯化物不融氯化银，酸类不融有硅酸，碱类易融钾钠钡钙氨。
可根据离子能发生什么反应进行记忆 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
⑴生成难溶物或微溶物；⑵生成气体或挥发性物质；⑶生成难电离的物质；⑷发生氧化还原反应；⑸发生络合反应；⑹发生互促双水解反应的离子；⑺弱酸酸式酸根离子不能与H+、OH－共存；⑻若题目中提示酸性溶液（pH＜7）或碱性溶液（pH＞7）应在各待选答案中均加入H+或OH－后考虑。
某溶液中水电离出的氢离子浓度为1×10－12mol/L,则该溶液可能为酸性也可能为碱性。
⑼常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等。
⑽某溶液中加入酚酞试液后，溶液先变红后褪色，则该溶液属于呈碱性且含有漂白能力的物质。
生成难溶性或微溶性的物质如果溶液中的某些离子之间能够反应有难溶性或微溶性的物质生成, 则溶液中的这些离子就不能大量共存。
常见易生成难溶物质的离子如下:如SO42－与Ba2+、Ag+；OH－与Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+；Ag+与Cl－、Br－、I－、CO32－、SO32-、S2－；Mg2+、Mn2+、Zn2+、Ba2+、Ca2+与CO32－、SO32－、PO43－；S2－与Cu2+、Pb2+；Ca2+与SO42－等不能大量共存原理:金属阳离子能够结合酸根离子或者阴离子生成难溶性或者微溶性的物质。
[1]生成难电离的物质如果溶液中的某些离子间结合有难电离的物质生成, 则溶液中的这些离子之间就不能大量共存。
常见易生成难电离的离子如下:(1) H+与OH-、ClO-、CH3COO-、F-、S2-、HCO3-、CO3 2-、HSO3-、SO3 2-、HS-、S2-、H2PO4-、HPO4 2-、PO4 3-、F-、HSiO3-、SiO3 2-.因生成水和弱酸而不能共存。
(2) OH-与H+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+、HCO3-、CO3 2-、HSO3-、SO3 2-、HS-、H2PO4-、HPO4 2-、F-、HSiO3-、SiO3 2-.因生成弱碱和水, 所以不能大量共存。
高考化学离子共存专项知识点总结
高考化学离子共存专项知识点总结离子共存是高考化学中的一个重要内容，要求学生了解不同离子在溶液中的共存与反应规律。
下面是对高考化学离子共存专项知识点的总结：一、离子共存的条件1. 相互之间没有剧烈发生化学反应的离子才能共存。
如Na+与Cl-、Ca2+与Cl-等。
2. 相互之间发生反应形成沉淀的离子不能共存。
如Ag+与Cl-、Pb2+与I-等。
3. 具有相同离子电荷的离子可以共存，但它们不能同时存在于一个水溶液中，如Na+、K+、NH4+等。
二、离子共存的规律1. 含有多种阳离子或阴离子的溶液，当它们共存时，可能会发生离子的交换反应。
2. 当溶液中存在两种可共存的阳离子或阴离子时，先用“金十字法则”判断是否发生沉淀反应。
满足金十字法则则会有沉淀生成。
3. 溶液中存在多种阳离子或阴离子时，可以借助溶液析出平衡常数的大小来确定是否发生沉淀反应。
平衡常数大的离子会先发生沉淀。
4. 溶液中多种阳离子或阴离子共存时，可以根据沉淀的溶解度积及阳离子或阴离子的加入顺序来确定产生的沉淀物。
三、常见离子共存实验操作1. 通常离子共存实验操作可以先通过外观来推断是否发生了沉淀反应，再通过试剂的颜色变化、沉淀物的产生和不产生等来确定是否发生了反应。
2. 实验中通常采用加酸和加碱的方法来选择不同的离子。
3. 在实验操作中，要注意保持反应体系的酸碱平衡，避免过量的酸碱反应。
四、离子共存的解析方法1. 离子共存的解析方法主要有质量分析法和电位滴定法。
2. 质量分析法是通过离子的各种物理和化学性质，如颜色、密度、熔点、沉淀物的溶解性等进行鉴别和测定。
3. 电位滴定法是通过离子间的氧化还原反应进行滴定分析，根据测得的电位变化来推断有关离子的存在。
五、离子共存的应用领域离子共存的知识点在实际应用中有许多方面的应用，主要包括：1. 离子共存在环境保护领域的应用，如饮用水、工业废水等中金属离子的共存与分离。
2. 离子共存在生活中的应用，如家庭自来水中钙、镁等金属离子的浓度分析。
高中化学离子共存知识点总结8篇
高中化学离子共存知识点总结8篇第1篇示例：高中化学离子共存知识点总结在高中化学学习过程中，离子共存是一个非常重要的知识点，涉及到化学反应的进行和产物的判断。
离子共存是指在溶液中同时存在两种或两种以上的离子。
在实际生活和实验中，离子通常是以离子固体的形式存在，通过溶解可以形成溶液。
1. 离子溶液的电导性离子是带有电荷的粒子，因此溶解在水中形成的离子固体在水中会形成带电的离子溶液。
带电的离子会导致溶液的电导性增加，其中离子的浓度越高，电导性越强。
通过电导实验可以判断离子是共存还是单独存在。
2. 离子溶液的化学反应离子在溶液中会发生各种化学反应，例如酸碱中和反应、氧化还原反应、络合反应等。
不同离子之间的反应会产生不同的化学物质，这些化学物质的性质和溶液中的离子有关。
3. 离子共存的判断在观察一种溶液时，如果存在多种离子，则需要通过化学实验鉴定其中所含的离子种类。
通常使用的方法有析出法、沉淀法、鉴定法等。
通过这些方法可以准确地判断出溶液中所含的离子种类。
4. 常见的离子共存情况常见的离子共存情况有氯离子和硫酸根离子、氯离子和硝酸根离子、氢氧化物离子和硫酸根离子等。
这些共存情况在化学实验和生活中都有一定的应用，需要我们进行仔细的观察和分析。
5. 离子溶液的应用离子共存的知识在化学实验和工业生产中有着广泛的应用。
比如在水处理中，需要判断水中离子的种类和浓度，以确定水质的好坏；在矿产资源开发中，也需要通过分析离子种类来选择合适的提取方法等。
离子共存是化学学习中的一个重要知识点，需要我们掌握好离子的性质、化学反应和鉴定方法，才能更好地进行化学实验和问题解决。
希望以上内容对大家有所帮助，希望大家能够在学习中加深对离子共存知识的理解。
【文章字数已达上限，如需更多知识请继续咨询。
】第2篇示例：高中化学离子共存知识点总结在高中化学学习中，离子共存是一个重要的知识点。
离子是带电的原子或者分子，当两种或两种以上的离子在一起时，就会形成离子共存。
高中化学离子共存知识点总结8篇
高中化学离子共存知识点总结8篇篇1一、离子共存的概念离子共存是指离子之间在一定的条件下，能够稳定地存在于同一溶液中，不会发生化学反应或沉淀现象。
在高中化学中，离子共存是一个重要的知识点，涉及到离子之间的相互作用、溶液的酸碱性、氧化还原反应等多个方面。
二、离子共存的条件1. 无毒无害：离子共存的首要条件是离子之间不会发生化学反应或产生有毒有害物质。
2. 电性中和：溶液中的正负离子应保持电性中和，即正离子的电荷总数等于负离子的电荷总数。
3. 浓度适中：离子浓度过高或过低都会影响溶液的稳定性，因此需要在合适的浓度范围内。
4. 温度适宜：温度也是影响离子共存的重要因素，过高或过低的温度都会导致溶液中的离子不稳定。
三、常见的离子共存组合1. Na+、Cl-、H2O：这是最常见的离子共存组合，氯化钠溶于水后形成氯化钠溶液，其中钠离子和氯离子可以稳定共存。
2. Ba2+、SO42-、H2O：硫酸钡是一种难溶于水的白色沉淀物，因此硫酸根离子和钡离子不能共存于同一溶液中。
3. Fe3+、OH-、H2O：铁离子和氢氧根离子在溶液中会发生反应生成氢氧化铁沉淀，因此它们不能稳定共存。
4. MnO4-、Cl-、H2O：高锰酸根离子和氯离子在酸性溶液中会发生反应生成氯气和水，因此它们不能稳定共存。
四、影响离子共存的因素1. 溶液的酸碱性：溶液的酸碱性会影响离子的存在状态，例如铁离子在酸性溶液中可以稳定存在，但在碱性溶液中则会生成氢氧化铁沉淀。
2. 氧化还原反应：有些离子之间会发生氧化还原反应，导致溶液中的离子不稳定。
例如，高锰酸根离子和氯离子在酸性溶液中会发生反应生成氯气和水。
3. 盐效应：盐效应是指盐类物质溶解后对溶液中其他离子的影响。
例如，氯化铵溶于水后会产生铵根离子和氯离子，而铵根离子和氢氧根离子会发生反应生成氨气和水，导致溶液中的氢氧根离子浓度降低。
五、总结与归纳通过以上分析可以看出，高中化学中涉及的离子共存知识点较为广泛且深入。
离子共存四大原则
离子共存四大原则离子共存是指不同种类离子在一个溶液或固体中共存的现象。
在化学中，离子的共存是非常常见且重要的，它在生命体内的许多生化过程中起着关键作用，也广泛应用于环境科学、工艺制造等领域。
离子共存的四大原则是指，离子之间共存的规律和条件。
这四大原则分别是：电荷平衡原则、溶解平衡原则、沉淀平衡原则和分配平衡原则。
首先，电荷平衡原则是指在溶液中或者固体中，总的正电荷和总的负电荷要保持平衡。
这意味着如果溶液中存在一个带正电荷的离子，就必须存在一个带负电荷的离子来维持电荷平衡。
比如，当溶液中存在Na+离子时，就必须有Cl-离子存在来保持电荷平衡。
其次，溶解平衡原则是指溶解度有限的离子化合物在溶液中达到一种平衡状态。
当溶解度有限的离子化合物溶解在溶液中时，溶解物和溶出物之间会达到一个平衡，即溶解度。
这个原则是描述离子共存的重要原则，比如一些常见的离子化合物如AgCl在水溶液中溶解时，会达到一个动态平衡状态。
第三，沉淀平衡原则是指当两种互相补偿电荷的离子遇到时，会发生沉淀反应而达到平衡。
当溶液中两种离子浓度适当，且能够形成互补电荷的沉淀物时，就会发生沉淀反应。
这个原则在工艺制造中应用广泛，比如在水处理过程中，铁离子与氢氧根离子结合形成Fe(OH)3沉淀物。
最后，分配平衡原则是指在两种不同相的溶液中，离子在两相之间按一定比例分配，达到平衡状态。
比如在液液萃取过程中，当两种溶液中存在相同的化学物质但浓度不同时，离子会在两相之间按一定比例分配，直到达到平衡。
这个原则在环境科学中用于解决水体中有机污染物的分离与去除问题。
总而言之，离子共存的四大原则包括电荷平衡原则、溶解平衡原则、沉淀平衡原则和分配平衡原则。
这些原则指导我们理解离子共存的规律和途径，在化学、生命科学、环境科学等领域中具有广泛的应用价值。
通过研究离子共存的原则，我们能更好地理解和利用离子相互作用，进一步推动科学的发展和应用的创新。
离子大量共存规律总结
离子大量共存规律知识点总结1.离子共存问题是离子反响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响；假设离子之间能发生反响，那么不能大量共存。
2、熟记常考离子的性质注：“两性离子"指既能与酸反响又能与疏反响的离子，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响，能互反响的离子不能大量共存。
仃〕复分解反响①、有沉淀生成。
如Bf、Ca2\ 等不能与SO产、CO：：等大量共存主要是由于Ba2*+C0：（2 =CaC03 \ ; Cu\ F/等不能与OH 大量共存也是因为Cu2*+20H =Cu（0H）2 I , Fe" + 30H = Fe（0H）3）等。
②有气体产生。
如CO：：、S2\ HS、HSO「等易挥发的弱酸的酸根与M不能大量共存，主要是由于C0?+2H4=C021 +氏0、HS +H*=H2S t o③有弱电解质生成。
如OH. CH£OO、P0<3\ HP0：2\ H2P0；（一般除Cl、SO：、NO—I\ Br、CIO,外的阴离子）等与H‘不能大量共存，主要是由于OH +H4=H2O. CILCOO +H = CHaCOOH；一些酸式弱酸根不能与0H大量共存是因为HCOa +0H「二COf+HO HPO广+0H =POt‘ +H20、NH<4+0H =NH3• H20 等。
（2）、发生氧化复原反响：具有较强复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：MnOJ、C10\ Fe3\ NO3 （Hj常见的复原性离子：S2（HS ）. SO?（HSOO . I\ Br\ Fe"注：Fe"与FeH Br「能大量共存(3)发生双水解反响：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：®A13\ Fe"和COf (HCO. )、S2 (HS ). A102、CIO 等②NIV和SiOj、Al@⑷ 络合反响：如Fe：“和SCN\ CJW ,由于Fe"+SCN [Fe(SCN)严等络合反响而不能大量共存。
离子共存知识点总结
离子共存问题离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应） .一般可从以下几方面考虑1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中 .如 Fe3+ 、Al3+ 、Zn2+ 、Cu2+ 、NH4+ 、Ag+ 等均与 OH-不能大量共存 .2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如 CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43- 、AlO2- 均与 H+ 不能大量共存.3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存 .它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（ OH- ）生成正盐和水. 如：HSO3- 、HCO3- 、HS- 、H2PO4- 、HPO42- 等4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存 .如：Ba2+、Ca2+与 CO32- 、SO32- 、 PO43-、SO42- 等；Ag+与 Cl-、Br-、I- 等；Ca2+ 与F-，C2O42-等5.若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+ 与 HCO3- 、CO32- 、HS-、S2-、AlO2- 、ClO-、SiO32- 等 Fe3+ 与 HCO3- 、CO32- 、AlO2- 、ClO- 、SiO32- 、C6H5O- 等；NH4+与 AlO2- 、SiO32- 、ClO- 、CO32- 等6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe3+与 I-、S2-；MnO4- （H+）与 I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+ 等；NO3-（H+）与上述阴离子； S2-、SO32- 、H+7.因络合反应或其它反应而不能大量共存如：Fe3+ 与 F-、CN-、SCN- 等；H2PO4- 与 PO43- 会生成 HPO42- ，故两者不共存。
离子大量共存规律总结
离子大量共存规律总结«发布时间：2008-8-26 11:28:25«来源：网络转载«作者：佚名* 点击量：114本文导读：有关溶液中离子能否共存问题是中学化学中的常见问题。
近几年高考几乎每年都设置判断离子共存问题的试题。
-- 好父母”教育咨询网是专业性家庭教育咨询网有关溶液中离子能否共存问题是中学化学中的常见问题。
近几年高考几乎每年都设置判断离子共存问题的试题。
从历年高考中有关离子共存问题的难度上分析，这类问题都属于中等难度偏易题，但这类题的区分度都比较高。
也就是说，题不难，但考生在这类题上能否得分差异较大。
造成这种状况的原因，主要是考生在元素及其化合物知识的学习中，没有将众多的元素及其化合物知识统摄整理，使之网络化并进行有序的存储，因而在提取、再现、辨认时，或出现错误，或发生障碍，或不完整。
也有知识掌握不完整，物质间相互反应的规律不清晰，在解决问题时缺乏信心等因素造成。
相关知识点:(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CO2-、扌、HS、HSO、等易挥发的弱酸的酸根与H不能大量共存，主要是由于CO2-+ 2H+= CO件HO HS+ H+= HS f。
2、有沉淀生成。
按照溶解性表，如果两种离子结合能形成沉淀的，就不能大量共存。
溶解性表，可总结成这么五句话：钾(K+)钠(Na+)硝(NQ-)铵(NH+)溶，硫酸(S O2-)除钡(Ba2+)铅(Pb2+)(不溶)，盐酸(C「)除银(Ag+)亚汞(Hg22 + )(不溶)，其他离子基本与碱同。
如Bf、Cf、等不能与S&-、CO2-等大量共存主要是由于B『+ CO2-= CaCO、CaT+ SO2-= CaSO(微溶)；CiT、Fe3+等不能与OH大量共存也是因为Ci f++ 2OH = Cu(OH)4，Fe3++ 3OH = Fe(OH)3；等。
3、有弱电解质生成。
如OH、CHCOO PO3-、HP/-、"PO等与M不能大量共存，主要是由于OH +H+= H2O CHCOO H F= CHCOO；—些酸式弱酸根不能与0H大量共存是因为HCO + OH二C&-+ HO HPO-+ OH = PO3-+ H2O NH++ OH=NH HO等。
离子共存专题总结
离子共存专题总结正确判断离子间能否大量共存的关键是看离子间能否发生反应.如:能生成沉淀.生成气体、生成弱电解质、生成络离子，大致可分为以下几种情况：1 、氢离子与弱酸的酸根离子不能大量共存，如：CO32-、HCO3-、CH3COO-、HS-、S2-、F-、SO32-、HSO3?、PO43-、HPO42-、AlO2、SiO32-等都不能与H+大量共存。
2、氢氧根离子与弱碱的金属阳离子及弱酸的酸式酸根不能大量共存，如：NH4+ 、Fe3+、Fe2+ 、Cu2+ 、Al3+ 、Zn2+、HCO3-、HS? 、H2PO4-、HPO42-、HSO3? 、SO32-等与OH- 不能大量共存。
3 、能生成难溶物质的两种离子不能大量共存，如：Ca2+与CO32-，Ba2+与SO42-Cu2+与S2-，Pb2+与SO42-等不能大量共存。
4、离子间能发生氧化还原反应的不能大量共存，如：Fe3+与S2-、I-；MnO4-与SO32-、S2-；MnO4、H+与Cl-；NO3?、H+与Fe2+；ClO-与S2-等不能大量共存。
5、弱酸的酸根与弱碱的金属阳离子因发生双水解反应而不能大量共存，如：Al3+和HCO3-；Fe3+与HCO3- ；AlO2-与Al3+,NH4+与SiO32-等不能大量共存。
6、微粒间能发生络合的不能大量共存，如Fe3+与SCN-，Ag+与NH3 等。
一、离子共存下面是离子间不能共存的几种情况：1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存(1)有气体产生。
例如：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。
例如：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Cl-、Br-、I—等不能大量共存。
化学离子共存问题规律总结
化学离子共存问题规律总结IMB standardization office【IMB 5AB- IMBK 08- IMB 2C】【干货】化学“离子共存问题”规律总结离子共存，所谓离子共存实质上就是看离子间是否发生反应。
若离子在溶液中发生反应，就不能共存。
有关溶液中离子能否共存问题是中学化学中的常见问题。
近几年高考几乎每年都设置判断离子共存问题的试题。
（注：“√”表示能发生反应，“×”表示不能发生反应）S2-SO32-I-Fe2+Br-Cl-(H+) MnO4-√√√√√√ClO-√√√√√√NO3-(H+)√√√√√×Fe3+√√√××ו离子间相互结合生成难溶物或微溶物Ba2+、Ca2+CO32-、SO32-、SO42-Ag+CO32-、SO32-、Cl-•离子间相互结合生成气体或挥发性物质H+CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-OH-NH4+•离子间相互结合生成弱电解质H+CO32-、SO32-、S2-、CH3COO-、F-弱酸OH-NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+、Mg2+弱碱H+水（1）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-、C17H35COO-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。
高中化学离子共存知识点总结
高中化学离子共存知识点总结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-、C17H35COO-、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。
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-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。
H+与S2O32-不能大量共存。
3.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(双水解)。
高中离子共存知识点归纳
高中离子共存知识点归纳一、离子的概念和基本特点离子是指由于原子或分子失去或获得电子而带有电荷的物质，可以是单个原子离子或多个原子结合产生的复合离子。
离子可以带正电荷的正离子，也可以带负电荷的负离子。
二、离子共存的条件离子共存是指不同离子在同一溶液或晶体中同时存在的现象。
离子共存需要具备以下条件：1. 存在可以离子化的物质：只有具备离子化倾向的物质才能在适当条件下形成离子。
2. 适当的溶剂：离子化物质需要溶解在适当的溶剂中，形成离子溶液或离子晶体。
3. 离子化物质的浓度：离子化物质浓度足够高，使得离子之间发生相互作用。
三、离子共存的类型1. 同种离子共存：指同一种离子在溶液或晶体中共存的情况。
例如，氯离子和氢氧根离子可以在溶液中共存。
2. 异种离子共存：指不同种离子在溶液或晶体中共存的情况。
例如，氯离子和钠离子可以在溶液中共存。
四、离子共存的影响因素离子共存会受到以下几个因素的影响：1. 离子电荷：离子的电荷大小会影响离子之间的相互作用力。
同种离子之间的相互作用力通常比异种离子之间的相互作用力强。
2. 离子半径：离子的半径大小会影响离子之间的空间排列和相互作用。
通常情况下，离子半径较小的离子会更容易共存。
3. 溶剂性质：溶剂的性质会影响离子的溶解度和稳定性。
不同离子在不同溶剂中的溶解度和稳定性可能会有所差异。
五、离子共存的实际应用离子共存的知识在生活和科学研究中有着广泛的应用。
一些常见的实际应用包括：1. 水处理：离子共存的知识可以帮助我们理解水中离子的含量和组成，从而进行水质检测和水处理。
2. 药物研究：离子共存的知识可以帮助药物研究人员理解药物与离子的相互作用，从而优化药物的性质和效果。
3. 电化学反应：离子共存的知识对于电化学反应的研究和应用具有重要意义，可以帮助我们理解电化学反应中离子的迁移和转化过程。
六、离子共存的实验技术在实验中，离子共存的研究通常需要使用一些特定的实验技术，例如：1. 离子色谱法：离子色谱法可以通过离子交换和分离技术，将离子从溶液中分离出来并进行定量分析。
离子共存规律总结
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。如I-和Fe3+不能大量共存 是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+。
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+存在情况下则不能共存；SO32-和S2-在碱性条件下也可以共 存，但在酸性条件下则由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O反应不能存在。
例3. 某溶液既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液，在该溶液中可以大量共存的离子组 是 A. K+、Na+、HCO3－、NO3－ B. Na+、SO42－、Cl－、ClO－ C. H+、Mg2+、SO42－、NO3－ D. Ag+、K+、NO3－、Na+ 解析:正确选项应满足溶液既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液(有OH－存在)、可以大 量共存两个条件，只有B项符合题意。
4 “酸性或碱性”条件型 常见的叙述有能使Al反应放出H2的溶液等。 若题目中出现这样的条件，则溶液中可能有H+存在，也可能有OH－存在，分析时要注意题目 要求回答的是一定能大量共存（满足无论是与H+还是与OH－都不会反应）还是可能大量共存 （只要满足与H+、OH－中的一种不会反应就可以）。
例4. 若溶液能与Al反应放出H2，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是 A. Al3+、Na+、NO3－、Cl－ B. K+、Na+、Cl－、SO42－ C. K+、Na+、Cl－、AlO2－ D. K+、NH4+、SO42－、NO3－ 解析:题目所给的溶液为酸性(含有H+)或碱性(含有OH－)溶液。正确选项应满足在酸性或碱性 都能大量共存的条件，只有B项符合题意。
关于离子共存问题的总结
关于离子共存问题的总结关于离子共存问题的总结：1.因发生复分解反应而不能大量共存：-2--2--2--2------H+：OH﹑SiO3﹑AlO2﹑CO3﹑HCO3﹑SO3﹑HSO3﹑S ﹑HS﹑CN﹑ClO﹑F﹑CH3COO﹑--3--HCOO﹑C6H5O﹑PO4﹑C17H35COO。
-2+3+2+2+3++2+--2--+OH：H+﹑Mg﹑Al﹑Cu﹑Fe﹑Fe﹑Ag﹑Ca(微溶)、HCO3﹑HSO3﹑HPO4﹑H2PO4﹑NH4。
+----3-2-2-2-2Ag ：OH﹑Cl﹑Br﹑I﹑PO4﹑CO3﹑SiO3﹑SO3﹑SO4(微溶)。
2+2+3-2-2-2-2-Ca、Ba ：PO4﹑CO3﹑SiO3﹑SO3﹑SO4。
2-2+2++2+2+S：Fe﹑Cu﹑Ag﹑Pb﹑Hg。
2+-2-2-2-Mg ：OH﹑SiO3﹑CO3﹑SO3.2. 因发生氧化还原反应而不能大量共存：3+-2-Fe （氧化性）：I﹑S。
--2--+2-2-2+-MnO4﹑ClO﹑Cr2O7﹑NO3(H)具有强氧化性，SO3﹑S﹑Fe﹑I具有强还原性，两类离子不共存。
3. 因发生双水解反应而不能大量共存：3+2--2---Al：CO3﹑HCO3﹑S﹑HS﹑AlO2。
3+2---Fe：CO3﹑HCO3﹑AlO2。
+2--NH4：SiO3﹑AlO2。
1/ 33+4. 因发生络合反应而不能大量共存：Fe：SCN-(以上内容记在名师金典名目下第2页背诵)关于离子共存问题的总结：1.因发生复分解反应而不能大量共存：-2--2--2--2------H+：OH﹑SiO3﹑AlO2﹑CO3﹑HCO3﹑SO3﹑HSO3﹑S ﹑HS﹑CN﹑ClO﹑F﹑CH3COO﹑--3--HCOO﹑C6H5O﹑PO4﹑C17H35COO。
-2+3+2+2+3++2+--2--+OH：H+﹑Mg﹑Al﹑Cu﹑Fe﹑Fe﹑Ag﹑Ca(微溶)、HCO3﹑HSO3﹑HPO4﹑H2PO4﹑NH4。
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结
离子共存是指在一个化合物中，不同离子种类以一定比例共存的现象。
离子共存可以分为以下几种情况：
1. 氢氧化物与非金属离子共存：当氢氧化物与非金属离子共存时，非金属离子会取代氢氧化物中的氢离子。
例如，氢氧化钠（NaOH）与氯化铵（NH4Cl）共存时，生成氢氧化铵
（NH4OH）和氯化钠（NaCl）。
2. 酸与金属离子共存：当酸与金属离子共存时，酸中的氢离子会取代金属离子中的阳离子。
例如，盐酸（HCl）与氯化钠（NaCl）共存时，生成氯化氢（HCl）和硝酸钠（NaNO3）。
3. 盐与金属离子共存：当盐与金属离子共存时，金属离子会取代盐中的阳离子。
例如，氯化钠（NaCl）与溴化银（AgBr）共存时，生成氯化银（AgCl）和溴化钠（NaBr）。
4. 不同价态的金属离子共存：当不同价态的金属离子共存时，通常是由于金属元素的氧化还原性导致。
例如，二价铁离子（Fe2+）和三价铁离子（Fe3+）共存时，形成铁混合价态化合物，如铁(II, III)氧化物（Fe3O4）。
总结来说，离子共存的规律是离子之间会发生取代或氧化还原反应，形成新的化合物。
这种共存是由于离子之间的相对稳定性和反应能力不同所导致的。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
解题指导
1“无色透明”条件型
若题目限定溶液“无色”，则不含有色离子，即Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4－ （紫色）等离子。若“透明”，则溶液不形成混浊或沉淀（与溶液有无颜色无关）。如Ag+与Cl－、Br－、I－、 SO42－；Ca2+与CO32－、SO42－；Ba2+与CO32－、SO32－、SO42－等在水溶液中会发生反应，有混浊 或明显的沉淀生成，它们不能大量共存。
离子共存规律总结
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-、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↑。 ２、有沉淀生成。按照溶解性表，如果两种离子结合能形成沉淀的，就不能大量共存。溶解性表，可 总结成这么五句话：钾(K+)钠(Na+)硝(NO3-)铵(NH4+)溶，硫酸(SO42-)除钡(Ba2+)铅(Pb2+)（不溶），盐 酸（Cl－）除银（Ag＋）亚汞（Hg２２＋）（不溶），其他离子基本与碱同。如Ba2+、Ca2+、Mg2+等 不能与SO42-、CO32-等大量共存主要是由于Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4（微溶）； 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。 ３、有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2P O-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。 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。
4 “酸性或碱性”条件型
常见的叙述有能使Al反应放出H2的溶液等。 若题目中出现这样的条件，则溶液中可能有H+存在，也可能有OH－存在，分析时要注意题目要求回答的 是一定能大量共存（满足无论是与H+还是与OH－都不会反应）还是可能大量共存（只要满足与H+、OH －中的一种不会反应就可以）。
例4．若溶液能与Al反应放出H2，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是 A．Al3+、Na+、NO3－、Cl－ B．K+、Na+、Cl－、SO42－ C．K+、Na+、Cl－、AlO2－ D．K+、NH4+、SO42－、NO3－ 解析:题目所给的溶液为酸性(含有H+)或碱性(含有OH－)溶液。正确选项应满足在酸性或碱性都能大量共 存的条件，只有B项符合题意。
例1．某无色透明的溶液中，下列各组离子能大量共存的是 A．H+、Cl－、Ba2+、CO32－ B．Ag+、I－、K+、NO3－ C．K+、OH－、Cl－、Na+ D．Fe3+、Cl－、NO3－、Na+ 解析:正确选项应满足无色透明和能大量共存两个条件。答案为C项。
2 “酸性”条件型
常见的叙述有强酸性溶液、PH=1的溶液、能使PH试纸变红的溶液、紫色石蕊试液呈红色的溶液、甲基橙呈红 色的溶液、加入镁粉能放出氢气的溶液等。若题目中限定溶液呈酸性，则溶液中有H+存在，其中不能大量含 有OH－、弱酸根离子（如CO32－、SO32－、S2－、F－、ClO－、CH3COO－、PO43－、AlO2－、SiO32 －等）以及弱酸的酸式根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－、HPO42－、H2PO4－等）。
3 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+等络合反应而不能大量共存。
4 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。 例：Al3＋和HCO3-，Al3＋和S２－等。
5 “氧化还原反应”条件型
若题目中出现因发生氧化还原反应而不能大量共存这样的条件时，要考虑各离子组中是否存在强氧 化性和强还原性的离子。如Fe3+与S2－、SO32－、HSO3－、I－；H+与S2O32－和S2－；MnO4 －(H+)与Cl－；MnO4－(H+)、NO3－(H+)与Fe2+、S2－、HS－、SO32－、HSO3－、Br－、I－ 等不能大量共存。
常见的叙述有强碱性溶液、PH=14的溶液、能使PH试纸变蓝的溶液、红色石蕊试纸变蓝的溶液、酚酞 呈红色的溶液、甲基橙呈黄色的溶液、加入铝粉反应后生成AlO2－的溶液、既能溶解Al(OH)3又能溶解 H2SiO3的溶液等。 若题目中限定溶液呈碱性，则溶液中有OH－存在，其中不能大量含有H+、弱碱的阳离子（如NH4+、 Mg2+、Ag+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等）以及弱酸的酸式根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－、 HPO42－、H2PO4－等)。
பைடு நூலகம் 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。如I-和Fe3+不能大量共存 是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+。 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+存在情况下则不能共存；SO32-和S2-在碱性条件下也可以共 存，但在酸性条件下则由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O反应不能存在。
例2．在pH=1的溶液中，可以大量共存的离子是 A．K+、Na+、SO42－、SO32－ B．NH4+、Mg2+、SO42－、Cl－ C．Na+、K+、HCO3－、Cl－ D．K+、Na+、AlO2－、NO3－ 解析:正确选项应满足pH=1(有大量H+存在)和可以大量共存两个条件。答案为B项。
3 “碱性”条件型
例3．某溶液既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液，在该溶液中可以大量共存的离子组是 A．K+、Na+、HCO3－、NO3－ B．Na+、SO42－、Cl－、ClO－ C．H+、Mg2+、SO42－、NO3－ D．Ag+、K+、NO3－、Na+ 解析:正确选项应满足溶液既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液(有OH－存在)、可以大量共存两个 条件，只有B项符合题意。
例5．下列离子在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存的是()。 A．H+、NO3－、Fe2+、Na+ B．Ag+、NO3－、Cl－、K+ C．K+、Ba2+、OH－、SO42－ D．Cu2+、NH4+、Br－、OH－ 解析:正确选项应满足发生氧化还原反应、不能大量共存两个条件。A项中H+、NO3－、Fe2+能发生 氧化还原反应，故答案为A项。