【初中化学】常考的离子共存的判断方法
初中科学中怎么判断离子是否能在一种溶液中大量共存
初中科学中怎么判断离子是否能在一种溶液中大量共存、求方法、或者详细点关于离子的资料、还有几种物质混合在一起、能否是透明不产生气体的、怎么判断、在选择题中出现比较广泛、例如A选项Nacl、Baso⒋NaOH、Fe2o3、举例子这是不是实际题目最佳答案离子共存之一一般注意以下几点：①在强酸性溶液中，不能大量存在弱酸根离子：如碳酸根（CO3 2－）、碳酸氢根（HCO3 －）、硫离子（S 2－）、硫氢根离子（HS－）、亚硫酸根离子（SO3 2－）、硅酸根离子（SiO3 2－）、偏铝酸根离子（AlO2－）、氟离子（F－）等，也不能有大量的氢氧根（OH－）。
②强碱性溶液中，不能大量存在弱碱金属离子。
如：镁离子（Mg2+）、亚铁离子（Fe2+）、铝离子（Al3+）、铜离子（Cu2+）及铵根离子（NH4+）等，也不能大量存在氢离子（H+）及酸式根离子：HCO3－、HSO3－、HS－、H2PO4－等。
③能发生氧化还原反应的离子也不能共存：如：Fe3+与I－，Cu2+与I－，H+Fe2+与NO3－，H+与SO32－，ClO－与S2－，ClO－与Fe2+，H+、I－与NO3－，H+、I－与SO32－或S2－等。
④能形成络离子的也不能共存：如：Fe3+与SCN －，Ag+与SO32－，Fe3+与C6H5O－等。
以上内容简化为：①强酸不存弱酸根②强碱不存弱碱金属③氧化还原定不存④成弱也不存离子共存之二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。
1．同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存。
(1)生成难溶物或微溶物：Ba2+与CO32－、Ag+与Br－、Ca2+与SO42－等不能大量共存。
(2)生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH－，H+与CO32－、HCO3－、SO32－、OH－、HSO3－等不能大量共存。
(3)生成难电离的物质：如H+与CH3COO－（即醋酸根离子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－与NH4+、Cu2+、Fe3+等生成弱碱；H+与OH－生成水，这些离子不能大量共存。
离子共存的判断
离子共存的判断
离子共存是指在一定条件下存在含有多种离子的溶液中，这些离子不会相互反应而保持共存状态。
如果未能正确判断离子共存的存在，就可能导致实验数据的不准确或偏移，从而影响实验的准确性和可靠性。
判断离子共存的方法主要有以下几种：
1. 颜色反应法：该方法是针对金属离子的颜色反应进行判断的。
不同金属离子在溶液中会产生不同的颜色反应，通过对比颜色可以确定溶液中是否存在多种金属离子。
但是这种方法只适用于颜色反应比较显著的金属离子，对于颜色反应不明显或相似的金属离子判断不准确。
2. 沉淀反应法：该方法基于沉淀反应的原理进行判断，如果溶液中不同离子的溶解度积差异比较大，则会进行沉淀反应，并在溶液中形成沉淀。
通过观察溶液是否产生沉淀可以判断溶液中是否存在多种离子。
3. 电性质反应法：该方法是利用溶液中离子的电性质进行判断的。
如果在溶液中电导率明显增加，则说明存在多种离子共存。
通过电性质的变化可以判断不同离子在溶液中的存在情况。
4. 同时加入不同试剂法：该方法是利用同时加入多种试剂进行反应的原理进行判断的。
不同离子在溶液中与不同试剂反应的规律是不同的，同时加入多种试剂可以通过反应的规律来判断存在的离子种类。
5. 光学仪器检测法：该方法是利用光学仪器对溶液进行检测，通过对光学仪器的测量结果来判断不同离子的存在情况。
该方法相对其他方法准确性更高，但需要昂贵的光学仪器。
离子共存问题讲解、口诀
离子共存问题一.离子间相互反应不能大量共存1.相互结合生成沉淀。
如：Ba2+和SO42-，Ag+和Cl-，Cu2+和OH-。
中学阶段中涉及常见的强酸和强碱有:强酸:HCl、、HNO3、H2SO4、HClO4，除此外常见的酸为非强酸。
强碱: NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2，除此外常见碱为非强碱。
溶解性口诀:解释:钾钠铵硝样样溶指:所有的钾盐.钠盐.铵盐和硝酸盐均溶于水.氯盐不溶银亚汞指:氯盐除了银盐和亚汞盐不溶外,其它氯盐均溶于水硫酸铅钙钡和银指:硫酸盐除了铅钙钡盐不溶外,其它硫酸盐均溶于水2.相互结合形成挥发性(气体)物质。
如：H+和S2-、HS-、CO32-、HCO32-、SO32-、HSO3-等。
3.离子间相互结合成弱电解质。
如：H+和OH-、PO43-弱酸根等。
4.弱酸根与弱碱的阳离子会发生双水解反应。
如：S2-和Al3+，Fe3+和CO32-。
5.离子间发生氧化还原反应。
如：Fe3+和S2-、I-，MnO4-和Fe2+、S2-、I-、SO32-等。
6.离子间相互结合形成络离子。
如：Fe3+与SCN-二.特殊条件要求某些离子不能大量共存1.无色溶液中，则有色离子不能大量共存：如:Cu2+、Fe2+、Fe3+、MnO4-均是有色离子。
2.强酸性溶液，则非强酸根离子、OH-不能大量共存。
如：PH=1的溶液中,OH-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、ClO-、F-、PO43-、HPO42-、S2O32-等不能大量存在。
3.强碱性溶液中则H+、酸式根(如HCO3-、HSO3-、HS- )、非强碱的阳离子不能大量共存。
如：PH=13的溶液中,H+、Cu2+、HCO3-等不能大量共存。
4.具有较强氧化性微粒的溶液中，还原性离子不能大量共存。
如：有MnO4-离子大量存在的溶液中，I-、Fe2+、S2-、Br-和SO32-等不能大量共存。
5.具有较强还原性微粒的溶液中，氧化性离子不能大量共存：如在有I-离子大量存在的溶液中，Fe3+、MnO4-、H++NO3-和ClO-等不能大量共存。
离子共存的判断方法乐乐课堂
离子共存的判断方法乐乐课堂离子共存是化学中一个重要的概念，指的是不同离子在溶液或晶体中共存的现象。
在化学实验和实际应用中，判断离子共存的方法非常重要。
在本文中，我们将介绍一些常用的离子共存的判断方法。
一、常用的离子共存判断方法1. 气味判断法：有些离子在溶液中会产生特殊的气味，通过嗅觉判断可以初步确定离子的共存情况。
例如，硫化氢(H2S)气体具有刺鼻的臭鸡蛋味，当我们嗅到这种味道时，就可以判断溶液中可能存在硫化氢离子(HS-)。
2. 颜色判断法：某些离子具有特殊的颜色，通过观察溶液的颜色变化可以判断离子的共存情况。
例如，铁离子(Fe3+)溶液呈现黄褐色，当我们观察到溶液呈现这种颜色时，就可以初步判断溶液中可能存在铁离子。
3. 沉淀判断法：离子在溶液中常常会发生沉淀反应，通过观察溶液中是否产生沉淀可以判断离子的共存情况。
例如，当我们向溶液中加入硫酸钡(BaSO4)时，如果溶液中出现白色沉淀，则可以判断溶液中可能存在硫酸根离子(SO42-)和钡离子(Ba2+)。
二、离子共存判断方法的应用判断溶液中离子的共存情况，我们可以确定溶液的组成，进而进行相应的化学分析和处理。
1. 水质分析：水中常常含有各种离子，如钙离子(Ca2+)、镁离子(Mg2+)、铁离子(Fe3+)等。
通过对水样进行离子共存判断，可以了解水质的优劣，并采取相应的净水措施。
2. 土壤分析：土壤中也含有各种离子，如氯离子(Cl-)、硝酸根离子(NO3-)等。
通过离子共存判断，可以了解土壤的肥力和污染情况，为农业生产提供科学依据。
3. 化学分析：离子共存判断方法在化学分析中也得到广泛应用。
通过判断溶液中离子的共存情况，可以确定化合物的成分和结构，为化学实验和工业生产提供指导。
三、离子共存判断方法的局限性离子共存判断方法虽然简单易行，但也存在一定的局限性。
有些离子在共存情况下会发生复杂的化学反应，导致判断结果不准确。
此外，一些离子的共存情况也受到溶液浓度和温度等因素的影响，需要在实验中进行进一步的控制和调节。
离子共存的考察方法
四川省巴中中学杨启林离子共存问题是历年高考的热点。
要是选择题，有时也以实验推断出现。
而从定性角度考察比较常见。
仅在07复习应考提供了一个新的方向。
提供离子共存信息，力，们注意呢？(一)从定性角度考察离子共存例1.是（）A.含有大量Ba2+的溶液中：HCO3-、Fe3+、Ag+、SO42-、SCN-B.Na+、K+、CO32-、ClO-.、AlO2-C.由水电离出的C(H+)=10-14mol.L-1中：CH3COO-、S2-、Na+、K+D.加入铝粉后产生氢气的溶液中：NH4+、Na+、NO3-、Mg2+、Cl-.E.某无色溶液中：NH4+、Ba2+、Fe2+、Br-解析设要求。
A中，HCO3-与Fe3+会双水解；Ba2+ Ag+与SO42-会生成沉淀; Fe3+与SCN-络合反应。
B色的溶液为酸性溶液，CO32-、ClO-.、AlO2与酸中的H+反应产生气体或弱电解质；中：由水电离出的C(H+)=10-14mol.L-1可为PH=14的强碱性溶液，此时，均可以共存；该溶液还可以为PH=0性溶液，此时，CH3COO-、S2-质而不共存。
D溶液,既可为强碱性溶液,液。
为强碱性溶液时，NH4+、Mg2+不共存; 强酸性溶液时，此时，NO3-与铝粉反应时不产生氢气；E中，Fe2+绿色。
综上所述，答案为C小结：解离子共存问题，规律：干燥的沉淀 6.27g ，经足量的盐酸洗涤、干燥后，沉淀质量为2.33g 。
根据上述实验，以下推断正确的是（）A. K + 一定存在B.100ml 溶液中含0.01 mol CO 32-C. Cl -一定存在D. Ba 2+一定不存在，Mg 2+可能存在解析：K +、NH 4+、Cl -、Mg 2+、Ba 2+ 、CO 32-、SO 42- 中，Mg 2+、Ba 2+与CO 32-、SO 42-不能大量共存；由（1）知，可能存在Cl -、CO 32-、SO 42-;由（2）中“只”推知无Mg 2+,“足量”知有NH 4+且100mL 溶液中有0.04 mol NH 4+;由（3）可算出100mL 溶液中有SO 42-:2.33g/233g ·mol -1=0.01 mol; 有CO 32-：(6.27g-2.33g)/197 g ·mol -1=0.02 mol.再结合共存信息，排除Ba 2+;又据溶液中电荷守恒，推知必有K +.故答案为A 。
化学离子共存问题归纳总结
化学离子共存问题归纳总结化学离子共存问题一直是化学研究中的重要课题之一。
当不同离子同时存在于溶液中时，它们之间的相互作用会引起一系列的现象和反应。
在这篇文章中，我们将对化学离子共存问题进行归纳总结，探讨其中的关键因素和常见情况。
一、离子共存的类型离子共存可以分为三种类型：同离子共存、异离子共存和复离子共存。
1. 同离子共存：指同种离子在溶液中同时存在的情况。
例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）在食盐溶液中形成同离子共存状态。
2. 异离子共存：指不同种离子在溶液中同时存在的情况。
例如，钠离子（Na+）和铜离子（Cu2+）在铜盐溶液中形成异离子共存状态。
3. 复离子共存：指由多个离子通过化学反应而形成的复合离子在溶液中同时存在的情况。
例如，氢氧根离子（OH-）和铝离子（Al3+）在氢氧化铝溶液中形成复离子共存状态。
二、离子共存的关键因素离子共存的现象和反应受到多个因素的影响，包括溶液中离子的浓度、溶解度积、配位数等。
1. 浓度：溶液中离子的浓度对离子共存的程度具有重要影响。
在低浓度情况下，离子的共存相对较容易；而在高浓度情况下，离子会发生竞争性吸附和沉淀现象，导致共存的困难增加。
2. 溶解度积：溶解度积是指在一定温度下，离子与其对应化合物溶解度的乘积。
离子共存的可能性与其溶解度积有密切关系。
当溶液中各离子的浓度适当，溶解度积小的离子相对容易共存；而溶解度积大的离子则较难共存。
3. 配位数：离子的配位数也会影响离子共存。
配位数较大的离子往往具有较强的亲合力和络合能力，容易形成稳定的配合物。
在离子共存时，配位数高的离子可能会与其他离子形成络合物，从而影响共存的结果。
三、常见的离子共存情况在实际的化学研究和应用中，一些离子共存情况比较常见且具有重要意义。
1. 锶和钙共存：当锶离子和钙离子共存于水溶液中时，它们往往会发生竞争性吸附和沉淀现象。
这在环境科学和地球化学领域中具有一定的研究价值。
2. 氧化还原离子的共存：在电化学和电池领域，氧化还原反应涉及到多种离子的共存问题。
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。
离子共存判断的四个原则
离子共存判断的四个原则一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，常通过颜色、特征反应和特征现象来确定。
1. 根据颜色来判断1.1有颜色的离子：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO－4(紫色)、CrO2－4(黄色)、Cr2O2－7(橙色)（2CrO2－4＋2H＋Cr2O2－7＋H2O）1.2有颜色的沉淀：Fe(OH)3(红褐色絮状)、Cu(OH)2(蓝色絮状)、Fe(OH)2(氧化：白色→红褐色)1.3有颜色的固体：Fe2O3(红褐色)，Cu2O(砖红色)，CuO、MnO2、FeO、Fe3O4(黑色)，S(淡黄色)，AgBr(淡黄色)，AgI(黄色)1.4有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)、NO(氧化：无色→红棕色)二互斥性原则互斥性原则是指在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律（复分解反应、氧化还原反应的规律），否定一些离子的存在。
1根据溶液的酸碱性1.1强酸性溶液(非盐类水解)中不能共存：CH3COO－、F－、CO2－3/HCO－3、SO2－3/HSO－3、SiO2－3、ClO－、S2－（弱酸根）1.2强酸性溶液(非盐类水解)中不能共存：NH＋4、Mg2+~Ag+、酸式根（HCO－3、HSO－3）溶液中隐含的酸碱性：①常温下，水电离产生的c(H+)= 1.0×10-12mol·L-1，则要注意溶液的pH可能为2或者12②与Al反应放出氢气的溶液，该溶液可能是酸性或强碱性③使酸碱指示剂变色，熟记常见指示剂变色范围：甲基橙：3.1~4.4（红、橙、黄）酚酞8.2~10.0（无色、粉、红）石蕊 5.0~8.2（红、紫、蓝）④常温下，c(H+)c(OH—)＝10-a，若10-a＞1则溶液呈酸性，若10-a＜1则溶液呈碱性，当左右两边同乘以K w，c2(H+)＝10－(a+14)2根据复分解反应不能大量共存K盐、Na盐和铵盐均可溶解；Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+与OH－、CO2－3、SO2－3、SiO2－3；Cl－只与Ag+不能共存；SO2－4只与Ba2+、Ag＋、Ca2+不能大量共存；CO2－3、SO2－3只与K+、Na+、NH+4共存HCO－3、HSO－3不与会发生双水解的Fe2+、Fe3+、(Al3+)共存3三进出性原则进出性原则通常是在一些实验过程中应用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
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能相互反应的离子显然不能大量共存。 ① 复 分 解 反 应 ， 如 Ba2+和 SO42- 、 OH-和 NH4+、 H+和 CH3COO-、 ②氧化还原反应，如 Fe3+与 I③ 相 互 促 进 的 水 解 反 应 ，如 Al3+和 HCO3-、Al3+和 AlO2-等 。 ④生成配合物的反应，如 Fe3+和 SCN-等。
【初中化学】常考的离子共存的判断方法
多种离子能否共存于同一溶液中，归纳起来有四点：一色、二性、 三特殊、四反应。
若限定溶液为无色溶液，则 Cu2+、Fe3+、MnO4-、Co2+、 Cr2O72-、 CrO42-、 Cr3+等 有 色 离 子 不 能 存 在 。
在强酸性溶液中，OH-及弱酸根离子（比如 CO32-、SO32-、 S2-、CH3COO-等）均不能大量存在； 在 强 碱 性 溶 液 中 ，H+及 弱 碱 阳 离 子（ 如 NH4+、Al3+、Mg2+、 Fe3+、等）均不能大量存在，多元弱酸的酸式酸根离子（如 HCO3-、 HSO3-、 HS-、 H2PO4-等 ） 在 强 酸 性 和 强 碱 性 溶 液 中均不能大量存在。
①AlO2-与 HCO3-不能大量共存，发生反应的方程式为 AlO2-+ HCO3-+H2O==Al（OH）3↓+CO32-； ②“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与 S2-、Fe2+、I-等发生发 应，而这种组合常常较为隐蔽，不易被察觉； ③NH4+与 CH3COO-，Mg2+与 HCO3-等组合中，虽然两种离子 都能水解且相互促进，但总的水解程度仍很小，他们在溶液中可 以大量共存，但加热时不能大量共存。