离子反应及离子共存相关知识点汇总
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。
高考复习专题(离子共存与离子反应)
高考复习专题——离子反应单选考点一离子共存1．离子共存问题是离子反应条件和本质的最直接应用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颜色MnO4-(紫)、Cu2+(蓝)、Fe2+(浅绿)、Fe3+(黄)氧化性ClO－、MnO4－、)NO3－(H＋)、Fe3＋、Cr2O72－还原性S2-(HS-)、SO32-3(HSO3-)、I-、Br-、Cl-、Fe2+水解显酸性NH4+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+水解显碱性AlO2-、S2-、SO32-、CO32-、SiO32-、ClO-、CH3COO-两性离子:HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-注意“两性离子”指既能与酸反应又能与碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。
3．常见溶液酸、碱性的判断⑴酸性溶液：pH<7(常温)；能使pH试纸呈红色的溶液；能使甲基橙呈红色或橙色的溶液；能使石蕊试液呈红色的溶液。
(2)碱性溶液：pH>7(常温)；能使pH试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能使酚酞试液呈红色的溶液。
呈酸性或碱性的溶液：和Al反应放出H2的溶液(注HNO3除外)；能使甲基橙呈黄色的溶液；c(H+)水或c(OH-)水等于10-a mol-L-1(a>7)的溶液。
深度思考(1)OH-不能和大量共存(填具体离子，下同)答案H+、NH+4、Fe2+、Fe3+、Zn2+、Mg2+、Al3+、Cr3+、HCO-3、HS-、HSO-3、H2PO-4、HPO2-4(2)H+不能和大量共存。
答案OH-、CO2-3(HCO-3)、S2-(HS-)、SO2-3(HSO-3)、PO3-4(H2PO-4，HPO2-4)、SiO2-3、AlO-2、ClO-、F-、CH3COO-、NO-2(3)CO32-不能和大量共存。
答案H+、Mg2+、Ba2+、Ca2+、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+4．))SO32-不能和大量共存。
离子反应知识点归纳
离子反应知识点归纳一、离子反应的概念在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或的反应。
二、离子反应发生的条件1. 沉淀如：Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓2. 气体如：2H⁺ + CO₃²⁻ = H₂O + CO₂↑3. 弱电解质如：H⁺ + OH⁻ = H₂O4. 发生氧化还原反应如：Fe + 2H⁺= Fe²⁺ + H₂↑三、离子方程式1. 定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2. 书写步骤：（1）写：写出化学方程式。
（2）拆：把易溶于水、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：删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
3. 意义：（1）表示某一个具体的化学反应。
（2）表示同一类型的离子反应。
四、离子共存1. 能发生反应的离子不能大量共存，常见的情况有：（1）沉淀（2）气体（3）弱电解质（4）发生氧化还原反应2. 注意题目中的隐含条件：（1）无色溶液：排除有色离子，如Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）、Fe³⁺（黄色）等。
（2）酸性溶液：含有大量 H⁺。
（3）碱性溶液：含有大量 OH⁻。
五、离子检验1. 常见离子的检验方法：（1）Cl⁻：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，产生白色沉淀。
（2）SO₄²⁻：先加盐酸酸化，无现象，再加入氯化钡溶液，产生白色沉淀。
（3）CO₃²⁻：加入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
2. 离子检验的原则：操作简单、现象明显、排除干扰。
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。
离子共存常识知识点总结
离子共存常识知识点总结一、离子的概念离子是指在化合物中带有电荷的化合物分子或原子。
离子根据其带电性质可以分为阳离子（带正电荷的离子）和阴离子（带负电荷的离子）。
二、离子的产生1. 离子可以通过化学反应产生。
例如，电离反应中，化合物中的分子或原子失去或获得电子而形成离子。
另外，强酸和强碱的电离产生的离子也是离子共存的重要来源。
2. 离子还可以通过物理方法产生。
例如，电解可以产生金属离子和非金属离子，电子轰击可以产生离子。
三、离子的分类1. 根据离子的电荷性质，可以分为阳离子和阴离子。
2. 根据离子的化学性质，可以分为金属离子和非金属离子。
3. 根据离子的产生方式，可以分为化学产生的离子和物理产生的离子。
四、离子共存的原因1. 离子化合物的稳定性。
许多化合物具有离子共存的现象，是因为这些化合物中含有多种不同的离子，形成了相对稳定的化合物结构。
2. 强酸和强碱的电离产生大量的离子。
强酸和强碱的溶液中会形成大量的离子，这些离子共存于溶液中。
3. 化学反应和物理方法产生的离子。
通过化学反应和物理方法产生的离子，会导致不同种类的离子在同一溶液中共存。
五、离子共存的应用1. 离子共存可以用于分析化学反应。
通过检测溶液中的不同种类离子的浓度变化，可以了解反应的进行情况。
2. 离子共存可以用于物质的生产。
许多工业生产中都需要用到离子共存的原理，如电解制取金属、溶剂提取等。
3. 离子共存可以用于环境监测。
通过监测自然界和人造环境中的离子种类和浓度，可以了解环境中化学物质的分布和变化情况。
六、离子共存的影响1. 离子共存会对溶液的性质产生影响。
不同种类的离子共存于溶液中时，会影响溶液的导电性、酸碱性和溶解度等物理化学性质。
2. 离子共存会影响化学反应的进行。
不同种类的离子在反应中会产生相互影响，影响反应速率和反应平衡等。
3. 离子共存会对生物体产生影响。
生物体中的许多化学反应都需要离子的参与，因此溶液中不同种类的离子共存会对生物体产生影响。
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。
常见离子共存知识点总结
常见离子共存知识点总结一、离子的定义和性质1、离子的定义离子是原子或分子失去或得到一个或多个电子而形成的带电粒子。
正离子是失去了一个或多个电子的原子或分子，带有正电荷；负离子是得到了一个或多个电子的原子或分子，带有负电荷。
2、离子的性质离子在溶液中具有电导性，可以引起电解，具有极性，能够在电场中受到偏转等。
二、常见离子共存的情况1、Na+和Cl-氯化钠（NaCl）是最常见的离子共存的情况。
在水溶液中，Na+和Cl-离子会因为电解而分解成Na+和Cl-，从而形成导电现象。
2、Ca2+和CO32-碳酸钙（CaCO3）是由钙离子和碳酸根离子组成的。
在水溶液中，Ca2+和CO32-会结合在一起形成CaCO3的沉淀，这也是水中硬水的原因。
3、Fe2+和OH-氢氧化亚铁（Fe(OH)2）中存在铁离子和氢氧根离子。
在水溶液中，Fe2+和OH-会结合在一起形成Fe(OH)2的沉淀。
4、Cu2+和S2-硫化铜（CuS）中存在铜离子和硫离子。
在水溶液中，Cu2+和S2-会结合在一起形成CuS 的沉淀。
5、Ag+和Cl-氯化银（AgCl）中存在银离子和氯离子。
在水溶液中，Ag+和Cl-会结合在一起形成AgCl 的沉淀。
6、NH4+和NO3-硝酸铵（NH4NO3）中存在铵离子和硝酸根离子。
在水溶液中，NH4+和NO3-可以共存而不产生沉淀。
三、离子共存的影响1、沉淀反应当两种离子在水溶液中结合形成不溶性的化合物时，会发生沉淀反应。
例如Ca2+和CO32-结合形成CaCO3的沉淀。
2、电解和导电在水溶液中，离子可以进行电解，从而形成导电现象。
正如NaCl在水溶液中电解成Na+和Cl-。
3、影响酸碱性一些离子的存在会影响水溶液的酸碱性。
例如，NH4+离子会使水溶液呈酸性，而NO3-离子会使水溶液呈碱性。
4、化学反应某些离子的存在会影响化学反应的进行。
例如，Ag+离子会与Cl-离子反应形成沉淀，从而影响其他化学反应的进行。
四、离子共存的应用1、水处理领域在水处理领域，离子共存的情况会影响水的硬度、酸碱性等特性，因此需要根据离子的种类和含量进行水处理和净化。
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。
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离子反应及离子共存相关知识点汇总
一、电解质等相关概念的辨析
1、电解质的电离条件
（1）离子化合物(如大多数盐、强碱等)既能在水溶液中发生电离、导电，又能在熔融状态下发生电离、导电。
（2）共价化合物(如：液态HCl、纯硫酸、纯硝酸等)只能在水溶液中发生电离、导电，在熔融状态下不能发生电离、导电。
因此可以通过熔融时是否导电，来证明化合物是离子化合物还是共价化合物。
2、强电解质、弱电解质：
（1）强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质，叫强电解质，包括强酸、强碱、大部分盐类等。
（2）弱电解质：
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质，叫弱电解质，包括弱酸、弱碱水及少数盐类物质等。
1、电解质和非电解质是对化合物的分类，单质既不是电解质也不是非电解质。
电解质应是化合物（属于纯净物）。
而Cu则是单质（能导电的物质不一定是电解质，如石墨或金属），K2SO4与NaCl溶液都是混合物。
2、电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。
有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。
例如CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。
所以CO2不是电解质，是非电解质（如氨气、二氧化硫、三氧化硫），H2CO3 H2SO
3、NH3·H2O是电解质。
3、酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。
4、BaSO4、AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太
小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质。
5、化合物在水溶液中或受热熔化时本身能否发生电离是区别电解质与非电解质的理论依据，能否导电则是实验依据。
能导电的物质不一定是电解质，如石墨；电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体。
6．电解质包括离子化合物和共价化合物。
离子化合物是水溶液还是熔融状态下均可导电，如盐和强碱。
共价化合物是只有在水溶液中能导电的物质，如HCl。
7、溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关。
8、在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。
9、HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。
据此可得出结论：酸或碱应有强弱之分。
二、离子方程式的书写和正误判断
离子方程式的书写步骤（以CaCO3与盐酸的反应为例）
第一步：
写（基础）CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑；
第二步：
拆（关键）：把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及单质、气体、氧化物等仍用化学式表示）。
CaCO3＋2H＋＋2Cl－＝Ca2＋＋2Cl－＋H2O＋CO2↑；
第三步：
删（途径）：删去两边不参加反应的离子。
CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋H2O＋CO2↑；
第四步：
查（保证）：检查（质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒）。
1、离子方程式正误判断
（1）看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应物。
如2Fe＋6H＋2Fe3＋＋3H2↑，就不符合客观事实。
（2）看“=”“⇌”“↑”“↓”等是否正确。
（3）看表示各物质的化学式是否正确。
如HCO3－不能写成CO32－＋H＋，HSO4－通常应写成SO42－＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。
（4）看是否漏掉离子反应。
如Ba(OH) 2溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－的离子反应，又要写Cu2＋与OH－的离子反应。
（5）看电荷及质量是否守恒。
如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl22Fe3＋＋2Cl－。
（6）看反应物或产物的配比是否正确。
如稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO42－＋Ba2＋BaSO4↓＋2H2O。
（7）看是否符合题设条件及要求。
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离子方程式的影响。
如往FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为：2Fe2＋＋Cl22Fe3＋＋2Cl－；往FeI2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为：2I－＋Cl2I2＋2Cl－。
2、多重并行反应的离子方程式书写
①气体与沉淀并行。
如向Ba(OH)2溶液中滴加(NH4)2SO4溶液并加热，应写为Ba2＋＋2OH－＋2NH4＋＋SO42－BaSO4↓＋2NH3↑＋2H2O。
②弱电解质与中和并行。
如向NH4HCO3溶液中加入过量NaOH 溶液，应写成NH4＋＋HCO3－＋2OH－NH3·H2O＋CO32－＋H2O。
③沉淀与中和并行。
如向Ba(OH)2溶液中滴加H2SO4，应写成Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－BaSO4↓＋2H2O。
④沉淀、气体与中和并行。
如向Ba(OH)2溶液中滴加NH4HSO4浓溶液并加热，应写成Ba2＋＋2OH－＋ NH4＋＋H＋＋SO42－BaSO4↓＋NH3↑＋2H2O。
⑤多重沉淀并行。
如向CuSO4溶液中滴加Ba(OH)2溶液，应写成
Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－Cu(OH)2↓＋BaSO4↓。
⑥多重氧化还原反应并行。
如向FeBr2溶液中通入足量Cl2，应写成2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－。
三、离子共存：
凡是能发生反应的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）。
多种离子能否共存于同一溶液中，关键就是记住一句话：一色、二性、三特殊、四反应。
（1）一色：
即溶液颜色。
若限定为无色溶液，则Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO－(紫红色)等有色离子不能存在。
（2）二性：
即溶液的酸性和碱性。
（3）三特殊：
指三种特殊情况：
①AlO2－与HCO3－不能大量共存：AlO2－＋HCO3－＋H2O===Al(OH)3↓＋CO32－；
②“NO3－和H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－等发生反应；
③NH4＋与CH3COO－、CO32－，Mg2＋与HCO3－等组合中，虽然两组离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存(但在加热条件下就不同了)。
（4）四反应：
指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。
①复分解反应；
②氧化还原反应；
③水解相互促进的反应，如Al3＋与HCO3－、Al3＋与AlO2－等；
④络合反应，如Fe3＋与SCN－等。
另外有关离子共存问题，要特别注意题干的限制条件，否则一不
小心就错了。
如“一定能”、“可能”、“一定不能”、“无色”、“碱性”、“因发生氧化还原反应”、“加入铝粉放出氢气的溶液”、“使试纸显色的溶液”、“在含Fe2＋和H＋的溶液中”……，因此在读题时要将关键词圈出，减少失误。