离子反应规律及离子方程式书写知识点总结
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。
离子反应方程式书写规律小结
离子反应方程式书写规律小结离子反应方程式的书写是中学化学的重要知识点，为此笔者特将自己在教学实践中体会到的离子方程式的书写规律小结如下。
一、弱酸、中强酸作为反应物；弱碱出现在离子方程式中一律写成化学式。
如：1、乙酸与适量的氢氧化钠溶液反应CH3COOH+OH-=H2O+CH3COO-2、100mL0.1mol/L的NaOH溶液与200mL0.05mol/L的磷酸溶液反4、硫化钠溶液与盐酸反应2H++S2-=H2S↑二、难溶于水的物质、水、气体、单质出现在离子方程式中均写成化学式。
如：2、实验室用浓盐酸和二氧化锰制氯气MnO2+4H++2Cl-Mn2++2H2O+Cl2↑3、锌和硫酸铜溶液反应Zn+Cu2+=Cu+Zn2+4、钠和硫酸铜溶液反应2Na+2H2O+Cu2+=2Na++Cu(OH)2↓+H2↑三、微溶物如作为反应物，强调其溶解一面，按可溶物处理，写成离子符号（要注意浓度的大小，如果固体或悬浊液参加反应则写为化学式）；如作为产物，强调其不溶一面写成化学式。
如：3、氯化钙溶液与氢氧化钠溶液反应Ca2++2OH-=Ca(OH)2↓4、氢氧化钙溶液与碳酸氢钙溶液反应Ca2++2OH-+Ca2++2HCO3-=2CaCO3↓+2H2 O四、盐类水解有以下几种情况。
1、多元弱碱强酸盐的弱碱阳离子的单水解，写一级水解离子方程式，用“”符号表示，生成物是沉淀也不注“↓”符号，如Fe 3++3H2O Fe(OH)3+3H+；NH 4++H2O NH3·H2O+H+。
2、多元弱酸强碱盐的弱酸的阴离子单水解一般只写一级水解的离子方程式，用“”符号表示，生成物中的不稳定弱酸也不写成分解产物。
如：CO 32-+H2O HCO3-+OH-；HCO3-+H2O H2CO3+OH-；S 2-+H2O HS-+OH-。
3、弱酸弱碱盐的弱酸阴离子与弱碱阳离子均要发生水解的双离子水解，一般用“”符号，生成物不写沉淀符号，不稳定的弱酸或弱碱也不写成分解产物（如：醋酸铵溶于水CH 3COO-+NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O）；但如遇双离子均强烈水解要用“=”且也要注沉淀或气体符号（如：硫化铝溶解于水Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑）。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学反应中常见的一种类型，它是指化学反应中发生的电子转移现象。
在离子反应中，通常涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的基本特征是在反应中产生离子，因此它在化学反应中具有重要的地位。
下面将对离子反应的知识点进行总结。
1. 离子的概念。
离子是指在化学反应中失去或获得了一个或多个电子的原子或分子。
根据失去或获得电子的情况，离子可分为阳离子和阴离子。
阳离子是指失去了一个或多个电子的离子，带有正电荷；阴离子是指获得了一个或多个电子的离子，带有负电荷。
离子的生成通常发生在化学反应中。
2. 离子反应的基本过程。
离子反应的基本过程包括离子的生成、消失和转化。
在化学反应中，原子或分子失去或获得电子，从而生成离子。
生成的离子可以与其他离子或分子发生进一步的反应，产生新的化合物。
在反应过程中，原有的离子可能会消失，转化为其他离子或分子。
离子反应是化学反应中的重要环节，它决定了反应的进行和结果。
3. 离子反应的表示方法。
离子反应可以用离子方程式来表示。
离子方程式是指将反应物和生成物中的离子分别写出来，并按照它们在反应中的实际参与情况排列，以表示反应过程中离子的生成、消失和转化。
离子方程式能够清晰地展现离子反应的全貌，有助于理解反应过程和预测产物。
4. 离子反应的应用。
离子反应在生活和工业中有着广泛的应用。
例如，在水处理过程中，离子反应可以去除水中的杂质离子，使水达到清洁的标准。
在金属提取和精炼过程中，离子反应可以帮助分离和纯化金属离子，提高金属的纯度和质量。
此外，离子反应还在化学合成、药物制备和环境保护等领域发挥着重要作用。
综上所述，离子反应是化学反应中的重要类型，它涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的理解对于理解化学反应的机理和规律具有重要意义。
通过学习离子反应的知识点，可以更好地理解化学反应的本质，为相关领域的应用提供理论支持。
希望本文对离子反应的理解有所帮助。
离子反应知识点梳理
离子反应知识点梳理在化学领域中，离子反应是一个基本概念。
它描述了化学反应中发生的电离过程，其中原子或分子失去或获得电子而形成带电离子。
在本文中，我们将对离子反应的一些关键知识点进行梳理。
1. 离子的定义离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，它们是由于失去或获得电子而形成的。
带正电荷的离子称为阳离子，而带负电荷的离子称为阴离子。
2. 离子反应的类型离子反应可分为四个类型：酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应和复分解反应。
酸碱中和反应发生在酸和碱之间，形成水和盐。
它们的一般方程式为：酸 + 碱→盐 + 水。
沉淀反应指的是在溶液中形成固体沉淀的反应。
沉淀是由于离子之间的相互作用而形成的，其一般方程式为：阳离子 + 阴离子→沉淀。
氧化还原反应描述了电子的转移过程。
氧化是指物质失去电子，而还原则指物质获得电子。
它们的一般方程式为：氧化剂 + 还原剂→氧化物 + 还原物。
复分解反应是指一个化合物分解为两个或更多的物质。
它的一般方程式为：化合物→物质1 + 物质2。
3. 离子反应的离子方程式离子反应的方程式可以分为分子方程式、离子方程式和净离子方程式。
分子方程式是指将反应物和生成物表示为未电离的分子。
例如，对于酸碱中和反应，分子方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
离子方程式是通过将化合物离解成离子来表示反应物和生成物。
例如，离子方程式为：H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O。
净离子方程式是从离子方程式中消除平衡反应中相同离子的涉及。
例如，对于酸碱中和反应，净离子方程式为：H+ + OH- →H2O。
4. 离子反应的离子溶解度规律离子在溶液中的溶解度受其所在盐的溶解度规律的影响。
这些规律包括普通离子的溶解度规律和氢氧根离子的溶解度规律。
普通离子的溶解度规律是指一些常见盐的溶解度。
例如，大多数氯盐和硝酸盐是可溶的，而大多数碳酸盐、磷酸盐和银盐则是不溶的。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学中重要的概念和反应类型之一。
我们所研究的物质中存在许多带电的粒子，称为离子。
离子反应就是指在化学反应中，离子相互作用、交换或者结合形成新的化合物的过程。
一、离子的定义和命名规则离子是带电的原子或者分子。
带正电的离子称为阳离子，带负电的离子称为阴离子。
离子可以通过给予或失去电子而形成。
离子的命名规则通常根据它所属的元素和电荷来进行命名。
例如，氯离子（Cl- ）是氯原子获得了一个电子而形成的。
二、离子反应的基本概念离子反应是指离子之间的相互作用。
离子反应中，离子之间可以发生三种基本类型的反应：反应、析出反应和置换反应。
1. 反应（Combination）：两个或多个离子结合成一个新的化合物。
例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）结合形成氯化钠（NaCl）。
Na+ + Cl- → NaCl2. 析出反应（Decomposition）：一个化合物被分解为两个或多个离子。
例如，氧化镁（MgO）在高温下分解成氧离子（O2-）和镁离子（Mg2+）。
MgO → Mg2+ + O2-3. 置换反应（Replacement）：一个离子被另一个离子替代。
例如，铜离子（Cu2+）在锌金属中被锌离子（Zn2+）替代。
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+三、离子反应的平衡离子反应在不断进行中的过程中，会达到平衡。
平衡是指反应物和产物浓度之间的比例保持不变的状态。
离子反应的平衡可以通过离子的溶解度积（Ksp）来描述。
溶解度积是指在饱和溶液中离子浓度的乘积。
离子反应的平衡可以通过改变温度、浓度和压力等条件来调节。
根据 Le Chatelier 原理，当一个系统受到外界影响时，它会向着减小外界影响的方向发生变化。
例如，考虑一个可逆反应的平衡：A +B ↔C + D如果向平衡中加入更多的 A 反应物，平衡会向右转，生成更多的产物 C 和 D。
如果从平衡中减少 B 反应物，平衡会向右转。
四、离子反应中的净离子方程式为了更好地描述离子反应，可以使用净离子方程式。
高中化学离子反应知识点详解
高中化学离子反应知识点详解一、离子反应的定义离子反应是指在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应。
二、离子反应发生的条件1、生成沉淀（1）常见的沉淀有：硫酸钡（BaSO₄）、氯化银（AgCl）、碳酸钙（CaCO₃）、氢氧化铜Cu(OH)₂等。
（2）当溶液中的离子结合生成上述沉淀时，离子反应能够发生。
2、生成气体（1）常见的气体有：二氧化碳（CO₂）、氨气（NH₃）、硫化氢（H₂S）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与碳酸钠（Na₂CO₃）反应生成二氧化碳气体，离子反应为：2H⁺＋ CO₃²⁻＝ H₂O ＋ CO₂↑3、生成弱电解质（1）常见的弱电解质包括：水（H₂O）、弱酸（如醋酸CH₃COOH）、弱碱（如一水合氨 NH₃·H₂O）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）反应生成水，离子反应为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O4、发生氧化还原反应（1）具有氧化性和还原性的离子在溶液中相遇，发生电子转移，从而导致离子反应的发生。
（2）例如，铁（Fe）与硫酸铜（CuSO₄）溶液的反应，离子反应为：Fe ＋ Cu²⁺＝ Fe²⁺＋ Cu三、离子方程式的书写1、书写步骤（1）写出反应的化学方程式。
（2）将易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。
（3）删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
2、书写时的注意事项（1）只有在溶液中或熔融状态下进行的离子反应才能写离子方程式。
（2）固体与固体之间的反应一般不写离子方程式。
四、离子方程式的意义1、表示同一类型的离子反应例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）、硫酸（H₂SO₄）与氢氧化钾（KOH）的反应，离子方程式均为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O2、反映了离子反应的实质通过离子方程式，可以更清晰地看出反应中实际参与的离子和离子之间的相互作用。
初中化学离子反应知识点总结
初中化学离子反应知识点总结离子反应是化学中重要且常见的一类反应类型。
在离子反应中，离子之间发生电荷的转移和重新组合，形成新的离子化合物。
在初中化学学习中，离子反应也是一个重要的知识点。
本文将对初中化学离子反应的相关知识进行总结。
1. 离子的定义和分类离子是带电的原子或分子。
根据电荷的性质，离子可分为阳离子和阴离子。
正离子（阳离子）带有正电荷，通常是由金属原子失去一个或多个电子形成的；负离子（阴离子）带有负电荷，通常是由非金属原子获得一个或多个电子形成的。
2. 生成离子的方式离子可以通过以下方式生成：- 金属和非金属的化合反应：金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子；- 酸和碱的中和反应：酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子（H2O）；- 水的电离：在适当条件下，水分子自动发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
3. 离子方程式离子反应可以通过使用离子方程式来表示。
离子方程式使用离子符号和方括号来表示物质的离子状态。
例如，NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 可以写成离子方程式：Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)。
4. 离子反应的平衡离子反应中，离子会发生电荷的转移和重新组合形成新的离子化合物。
在离子反应中，离子的数量必须保持平衡。
例如，对于反应方程式：2AgNO3(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)，可以看到反应前后每个离子的数量都必须相等。
5. 离子反应的常见类型离子反应有很多不同的类型，常见的类型包括：- 生成沉淀反应：当两个溶液中的离子相遇，形成不溶于水的固体产物时，就发生了生成沉淀反应；- 酸碱中和反应：酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子；- 氧化还原反应：在氧化还原反应中，电子从一个物质转移给另一个物质；- 双水解反应：当一个化合物与水反应时，产生两个产物；- 无水物质的水解反应：无水物质与水反应，形成一种或多种化合物。
高中化学知识点：离子方程式书写的基本规律
高中化学知识点：离子方程式书写的基本规律
高中化学知识点：离子方程式书写的基本规律
导读：化学方程式的.很复杂，需要考生耐心细心，才能避免失误，以下是离子方程式书写的基本规律要求，供大家学习参考!
(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：分清类型，注意少量、过量等。
(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。
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离子反应规律和离子方程式书写
1 基本概念
离子反应:在溶液(或熔化态)中有离子参与或有离子生成的化学反应统称离子反应。
它包括有离子参与或有离子生成的氧化还原反应和非氧化还原反应两大类。
2 强电解质和弱电解质
在溶液中（或熔化状态）本身能发生电离的化合物叫电解质，不能发生电离的化合物叫非电解质。
在溶液中能全部电离成离子的电解质叫强电解质，它包括大多数的盐类、强酸和强碱。
;在溶液中只有部分电离为离子的电解质叫弱电解质，它包括弱酸（H2SO3、HF、HClO）以及弱碱（NH3•H2O）等。
2 离子反应规律（仅讨论非氧化还原反应的离子反应）
复分解反应发生的条件
对于复分解反应而言，有下列三种物质之一生成的反应就能进行完全：①更难溶物质；②更难电离的物质；③气态物质。
简言之，复分解反应的方向总是朝着有利于某种离子浓度减少的一方进行。
沉淀的生成及转化
常见难溶物有：①酸：H2SiO3 ；②碱：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；③盐:AgCl、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。
常见弱电解质有：①弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等；②弱碱：NH3•H2O；③其它：H2O、C6H5OH 等
(3) 气态物质生成
常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等
3 离子方程式的书写
3.1.1 离子方程式书写方法步骤—“写拆删查“
以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳为例
第一步“写“ 2NaClO + CO2 + H2O ＝ 2HClO + Na2CO3
第二步“拆“ 2Na+ + 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + 2Na+ + CO32-
第三步“删“ 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + CO32-
第四步“查“查原子个数、离子电荷是否配平
[说明] ①原则上说，电解质要不要拆分改写为离子形式，应以物质客观存在的形式为依据。
若化合物主要以离子形式存在，则应“拆”为离子形式表示；若化合物主要以“分子”形式存在，则不能“拆”，而仍应以“分子”形式表示。
如浓H2SO4应以分子式表示，稀H2SO4则应“拆”为离子式（2H+ 和SO42- ）表示。
②牢记掌握：氧化物、弱电解质、（弱酸、弱碱、水）、气体、难溶性物质（难溶盐）等，不能拆为离子式，要用化学式表示。
③弱酸根离子，如 HCO3-、HSO3-等不能再拆（HSO42-除外）
④强酸强碱及大部分可溶性盐应拆为离子式表示。
⑤对于微溶物的处理分三种情况：微溶物作为生成物析出的不拆，仍写其化学式，（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4）；微溶物作为反应物，若呈混浊液或固态则写其化学式，若呈澄清溶液则拆为离子式表示。
（3）隐含反应易被忽视的离子反应
①[例] Mg（HCO3）2 与过量的NaOH溶液反应（不可忽视Mg(OH)2比MgCO3难溶）
（正） Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- ＝ Mg(OH)2 + 2CO32- + 2H2O
②[例] 明矾[KAl(SO4)2]与足量Ba(OH)2溶液反应（不可忽视Al(OH)3的两性）
（正） Al3+ + 2SO42- + 2Ba 2+ + 4OH- ＝ AlO2- + 2H2O + 2BaSO4↓
③[例] 少量SO2通入漂白粉溶液中
（错）SO2 + H2O + Ca2+ + 2ClO- ＝ CaSO3 + 2HClO 错在忽视了可发生的氧化还原反应：
CaSO3 + HClO ＝ CaSO4 + 2H+ + Cl- 故
（正）SO2 + H2O + Ca2+ + ClO- ＝ CaSO4 + 2H+ + Cl-
3.3 离子方程式正误判断
[练3-5]判断下列各离子方程式是否正确，并想一想错在哪里？
①向饱和碳酸氢钙溶液中加入饱和氢氧化钙溶液
Ca2+ + HCO3- + OH- ＝ CaCO3↓ + H2O （√）
②过量的硫酸氢钠和氢氧化钡溶液反应
Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- ＝ BaSO4↓ + 2H2O （√）
③碳酸氢铵溶液与过量的氢氧化钠溶液反应
NH4+ + OH- ＝ NH3↑ + H2O （х）[产物还应有 CO32-]
正为 NH4+ +HCO3- + 2OH- ＝ NH3H2O + H2O + CO32-
④向氢氧化钡溶液中逐滴加入硫酸氢铵溶液至刚好深浅沉淀完全
Ba2+ + 2OH- + NH4+ +H+ + SO42- ＝ NH3•H2O + H2O + BaSO4↓（√）
⑤明矾溶液中与氢氧化钡溶液,使SO42- 恰好沉淀完全
Al3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 4OH- ＝ 2BaSO4↓+ AlO2- + 2H2O （√）
⑥氧化铁粉未投入氢碘酸溶液
Fe2O3 + 6HI ＝ 2Fe3+ + 6I- + 3H2O （х）[一错HI应拆为离子；二错HI有氧化性产物应为Fe2+，不是Fe3+ ] 正为Ｆe2O3 + 6 H+ + 2I- ＝ 2Fe2+ + I2 + 3H2O
⑦在硫酸铁的酸性溶液中通入足量硫化氢
Fe3+ + H2S ＝Fe2+ + S↓+ 2H+ （х）[离子电荷不配平]
⑧FeS固体投入稀硝酸溶液中
FeS + 2H+ ＝ Fe3+ + H2S↑（х）[电荷不配平；违背客观事实，产物不是H2S ]
⑨硫酸亚铁溶液中加入过氧化氢
Fe2+ + 2H2O2 + 4H+ ＝ Fe3+ + 4H2O （х）[电荷不配平]
⑩氯化铝溶液中加入过量氨水
Al3+ + 4NH3•H2O ＝ AlO2- + 4NH4+ + 2H2O （х）[违背客观事实，产物应是Al（OH）3 ]
⑾在溶液中将亚硫酸氢铵与氢氧化钠等物质的量混合
NH4+ + HSO3- + 2OH- ＝SO32-+ NH3↑ + 2H2O （х）[两反应物用量之比与题意不符]
⑿碳酸钙溶于醋酸中
CaCO3 + 2H+ ＝ Ca2+ + 2H2O + CO2↑（х）[醋酸是弱电解质不能拆为离子表示]
⒀向100ml 0.1mol/L FeBr2溶液中通入 0.025mol Cl2
2Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 ＝ 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl- （√）
⒁碳酸钠溶液中加入过量苯酚 C6H5OH + CO32- ＝ C6H5O- + HCO3- （√）
⒂澄清石灰水加入盐酸 Ca(OH)2 + 2H+ ＝ Ca2+ + 2H2O （х）[微溶反应物应改写为离子]
⒃偏铝酸钠溶液中通入过量的二氧化碳 AlO2- + CO2 + H2O ＝ Al(OH)3↓+ HCO3- （√）
⒄醋酸滴到碳酸钙上 CaCO3 + 2CH3COOH ＝ Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2↑（√）
⒅用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫 2CO32- + SO2 + H2O ＝ 2HCO3- + SO32- （√）
4 离子共存问题
所谓几种离子在溶液中能大量共存，就是指这些离子之间不发生任何化学反应。
若离子之间能发生反应则不能大量共存。
这里指的反应不仅包括诸如生成沉淀、生成气体、生成弱电解质等的非氧化还原反应，也包括能发生的氧化还原反应。
判断离子是否共存，要注意附加隐含条件的限制。
如：若溶液为无色透明，则肯定不存在有色离子（Cu2+蓝色、Fe3+ 棕黄色、Fe2+ 浅绿、MnO4-紫色）；若为强碱溶液，则一定不存在能与OH-反应的离子，如 Al3+、Fe3+、Cu2+及酸式根离子等；若为强酸性溶液，则一定不存在能与H+反应的离子，如弱酸根离子、酸式弱酸根离子。