离子共存表大总结

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离子共存表大总结

OH- SO42- F-Cl- Br- I-CO32- HCO3- SO32-HSO3-S2- SiO32- CH3COO-AlO2-PO43-ClO- ClO3-H╋○√○√√√↑↑↑↑↑↓○⑤○○Mg2╋↓√√√↓√↓Al3╋①√√√╳╳↓Ca2╋微微↓√√↓√↓√↓↓√Fe2╋↓√√√④Fe3╋↓√√√③Cu2╋↓√√√↓↓Zn2╋↓√√√Ag╋②微√↓↓↓↓微↓↓√Ba2╋√↓√√↓√↓√NH4╋○√√√√√╳√CO32-SO32-SO42-S2-HCO3-HSO3-HS-OH-AlO2-ClO-SCN-Ba2+ BaCO3 BaSO4Ca2+ CaCO3 CaSO4 Ca(OH )2Mg2 + MgCO3MgSO4Mg(OH)2Ag+ AgCO3 AgSO4Ag2O+H2OFe2 + Fe(OH)2+H2CO3Fe(OH)2+H2SO3Fe(OH)2+H2SFe(OH)2+H2CO3Fe(OH)2+H2SO3Fe(OH)2+H2SFe(OH)2Fe(OH)2+HAlO2Fe(OH)2+HClO不能共存Fe3 + Fe(OH)3+H2CO3Fe(OH)3+H2SO3Fe(OH)3+H2SFe(OH)3+H2CO3Fe(OH)3+H2SO3Fe(OH)3+H2SFe(OH)3Fe(OH)3+HAlO2Fe(OH)3+HClO血红色，不能共存Cu2 + Cu(OH)2+H2CO3Cu(OH)2+H2SO3Cu(OH)2+H2SCu(OH)2+H2CO3Cu(OH)2+H2SO3Cu(OH)2+H2SCu(OH)2Cu(OH)2+HAlO2Cu(OH)2+HClOAl3 + Al(OH)3+H2CO3Al(OH)3+H2SO3Al(OH)3+H2SAl(OH)3+H2CO3Al(OH)3+H2SO3Al(OH)3+H2SAl(OH)33AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓Al(OH)3+HClOZn2 + Zn(OH )21.不能和H+大量共存：OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-2.不能和OH-大量共存：HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-、NH4+3.有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+4.Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

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。

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。

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。

离子共存总结

一.①在强酸性溶液中，不能大量存在弱酸根离子：如碳酸根（CO3）、碳酸氢根（HCO3）、硫离子（S）、硫氢根离子（HS）、亚硫酸根离子（SO3）、硅酸根离子（SiO3）、偏铝酸根离子（AlO）、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（Mg）、亚铁离子（Fe）、铁离子（Fe）、铝离子（Al）、铜离子（Cu）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：Fe、Cu与I，H、I、Fe与NO3，S、Fe与ClO，H、I与SO3或S等。

④能形成络离子的也不能共存：如：Fe与SCN，Ag与SO3，Fe与C6H5O等。

以上内容简化为：①强酸不存弱酸根离子共存②强碱不存弱碱金属③氧化还原定不存④成络也不存总结：能够结合生成沉淀、气体以及水等弱电解质的离子二.1．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。

⑴生成难溶物或微溶物：如SO4与Ba、Ag；OH与Cu、Fe、Fe、Mg、Al；Ag与Cl、Br、I、CO3、SO3、S；Mg、Ba、Ca与CO3、SO3、PO4；S与Cu、Pb、Ca与SO4等不能大量共存。

⑵生成气体或挥发性物质：如NH4与OH，H与CO3、HCO3、SO3、OH、HSO3、S、HS等不能大量共存。

⑶生成难电离的物质：如H与CH3COO（即醋酸根离子）、OH、ClO、HPO4、H2PO4、CO3、S、SO3等生成弱酸；OH与NH4、Cu、Fe、HCO3、HS、HSO3、H2PO4、HPO4、H等生成弱碱；H与OH 生成水，这些离子不能大量共存。

⑷发生氧化还原反应：一般说来，有氧化性的离子（如MnO4－、ClO－、Fe3+、NO3－等）与有还原性的离子（如S2－、Br－、I－、SO32－、Fe2+等）不能大量共存。

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。

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
高中化学离子共存知识点总结
离子不能大量共存的原因主要是由于复分解反应和氧化还原反应。

其中，易挥发的弱酸的酸根与H+、不能与SO42-、CO32-等大量共存，而Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、
Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存。

另外，一些容易发生水
解的离子必须在特定的条件下才能在溶液中存在。

例如，
AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能存在，而Fe3+、Al3+等则必须在酸性条件下才能存在。

除此之外，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，而在酸性或碱性的介质中也会发生氧化还原反应，导致一些离子不能大量共存。

此外，能水解的阳离子和能水解的阴离子在水溶液中也不能大量共存（双水解）。

最后，还需要注意题目中给出的附加条件，以便正确回答问题。

总之，化学离子共存需要遵循一定的规律，只有了解这些规律才能更好地理解化学反应。

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OH- SO42- F-Cl- Br- I-CO32- HCO3- SO32-HSO3-S2- SiO32- CH3COO-AlO2-PO43-ClO- ClO3-H╋○√○√√√↑↑↑↑↑↓○⑤○○
Mg2╋↓√√√↓√↓
Al3╋①√√√╳╳↓
Ca2╋微微↓√√↓√↓√↓↓√
Fe2╋↓√√√④
Fe3╋↓√√√③
Cu2╋↓√√√↓↓
Zn2╋↓√√√
Ag╋②微√↓↓↓↓微↓↓√Ba2╋√↓√√↓√↓√
NH4╋○√√√√√╳√CO32-SO32-SO42-S2-HCO3-HSO3-HS-OH-AlO2-ClO-SCN-
Ba2+ BaCO3 BaSO
4
Ca2+ CaCO3 CaSO
4 Ca(OH )2
Mg2 + MgCO
3
MgS
O4
Mg(O
H)2
Ag+ AgCO
3 AgSO
4
Ag2O+
H2O
Fe2 + Fe(OH
)2
+H2C
O3
Fe(OH
)2
+H2S
O3
Fe(OH
)2
+H2S
Fe(OH
)2
+H2C
O3
Fe(OH
)2
+H2S
O3
Fe(OH
)2
+H2S
Fe(OH)
2
Fe(OH)2
+HAlO2
Fe(OH)
2
+HCl
O
不能共存
Fe3 + Fe(OH
)3
+H2C
O3
Fe(OH
)3
+H2S
O3
Fe(OH
)3
+H2S
Fe(OH
)3
+H2C
O3
Fe(OH
)3
+H2S
O3
Fe(OH
)3
+H2S
Fe(OH)
3
Fe(OH)3
+HAlO2
Fe(OH)
3
+HCl
O
血红色，
不能共存
Cu2 + Cu(OH
)2
+H2C
O3
Cu(OH
)2
+H2S
O3
Cu(OH
)2
+H2S
Cu(OH
)2
+H2C
O3
Cu(OH
)2
+H2S
O3
Cu(O
H)2
+H2S
Cu(OH
)2
Cu(OH)2
+HAlO2
Cu(OH
)2+HCl
O
Al3 + Al(OH
)3
+H2C
O3
Al(OH
)3
+H2S
O3
Al(OH
)3
+H2S
Al(OH
)3
+H2C
O3
Al(OH
)3
+H2S
O3
Al(OH
)3
+H2S
Al(OH)
3
3AlO2-+3Al3+
+6H2O=4Al(O
H)3↓
Al(OH)
3
+HCl
O
Zn2 + Zn(OH )2
1.不能和H+大量共存：OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-
2.不能和OH-大量共存：HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-、NH4+
3.有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+
4.Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

图例：○——生成难电离物质↑——生成气体
↓——生成沉淀微——微溶，不可大量共存╳——水解（分解，多生成气体或沉淀）√——可共存（不反应）
说明：表中空缺的部分为不要求掌握的内容
①：Al3╋过量时生成Al(OH)3↓,OH-过量时生成AlO2—
②:2Ag╋＋2OH—﹦Ag2O↓＋H2O
③:2Fe3╋＋2 I—=2 Fe2╋＋I2
④:FeS难溶于水，但在有H╋存在时生成Fe2╋
⑤: AlO2-过量时生成Al(OH)3↓，H╋过量时生成Al3╋
Na╋K╋NO3—与绝大多数离子都能共存，表中未列出
H╋和NO3-同时存在时，溶液中不会有还原性离子，如：Fe2╋S2—SO32—I—HCO3—+OH—==CO32—+H2O。

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