离子共存归纳总结

离子共存归纳总结（推荐2篇）

离子共存归纳总结篇1

在溶液中离子是否大量共存的问题是一种常考的选择题型，由于题中条件变化多端，共存情况复杂，往往使不少学生判断失误。其实，只要掌握好离子共存问题所包括的两部分内容：题设情景和知识规律，这类问题就会迎刃而解。关于多种离子能否在同一溶液中大量共存，可用一句话概括“一色二性三特殊四反应”。

一色：根据题目要求是无色溶液，则Cu

2+、Fe

3+、Fe、Fe(SCN)3、MnO

42+—、等有色离子或某些单质分子（如：Cl2、Br2、I2等）均不能大量存在。

二性：指溶液的酸、碱性。在酸性溶液中，弱酸根离子（如：CO3、SO3、S、F、CH3COO、AlO2、CN、ClO、SiO3、C6H5O等）及[Ag(NH3)2]、OH不能大量共存；在碱性溶液中，弱碱的阳离子（即某些金属离子）（如：NH4、Al、Mg、Fe、Fe、Cu、等）及H不能大量共存；而酸式弱酸根离子（如：HCO3、HSO3、HS、H2PO4、HPO4等）无论是酸性还是碱性溶液中，均不能大量共存。

三特：关于离子共存，必须注意三种特殊情况。

⑴AlO2水解能力较强，其溶液呈较强的碱性，因此AlO2与HCO3、HSO3均不能在同一溶液中大量共存；

⑵NO3在酸性溶液中才有强氧化性，如在酸性溶液中（即有H大量存在时），－-+—

—

2—

+———2—

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2—

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NO-3不能与Fe、I

－

2+、S、2－SO2-

3、H2O2等大量共存，而在中性或碱性溶液中，NO3可以与上述离子共存；ClO、2+

－

2－

-MnO4无论是在酸性溶液还是碱性溶液中，都具有强氧化性，能氧化Fe、I、S、SO3、H2O2等，但ClO、－－

2--MnO4在酸性溶液中氧化性强，在碱性或中性溶液中氧化性相对较弱，如在酸性溶液-—

—中，ClO、MnO4与Cl、Br不能共存，而在碱性溶液中则可以共存；

⑶双水解不彻底的离子，如NH4与CH3COO、CO3，Mg与HCO3、HSO3等，虽然双水解但程度很小，一般不考虑故能共存与同一溶液中。（加热则不同了）

四反应：指离子之间如发生下列四中反应中的任一种，均不能共存。

⑴复分解反应：即生成沉淀（如：Ag与Cl、Ba与SO4等）、产生气体（如：H与HCO3、NH4与OH等）、生成弱电解质（如：H与ClO、H与CH3COO等），均能大量共存；

⑵氧化还原反应：如果两种或两种以上离子相遇发生氧化还原反应，则不能大量共存。如：H、NO3与Fe等；

⑶络合反应，生成络和离子，这些离子不能大量共存。如：Fe与SCN、Ag与CN等； ⑷双水解彻底的反应：如Fe与CO3或HCO3、Al与AlO2或CO3或HCO3或S或HS等。因发生双水解反应彻底（可生成沉淀、气体或水），故不能大量共存。

2—

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2—

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——2—

+—

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2—

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2—

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离子反应方程式的书写（彭英）

一、离子方程式书写规则：总则：两易：易溶、易电离，两恒：质量守恒、电荷守恒，两查：系数最简、必要条件

1、在水溶液中的反应。强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子的形式，难溶物质、难电离物质（弱酸、弱碱、水）、易挥发物质（气体）、单质、氧化物、非电解质等均写化学式。

2、不在水溶液中的反应，不能书写离子方程式。如铜与浓H2SO4的反应，Ca(OH)2与NH4Cl制取NH3的反应等。

3、微溶物作为反应物，若是澄清溶液拆写为离子，若是悬浊液写为化学式。微溶物作为生成物，一般写为化学式，并标“↓”符号。例：将适量CO2通入澄清石灰水中：Ca+2OH+ CO2= CaCO3↑+ H2O ；石灰乳或（Ca(OH)2混浊液）和Na2CO3溶液反应：Ca(OH)2+ CO3=CaCO3↓+2OH AgNO3溶液和Na2SO4溶液混合：2Ag+ SO4＝Ag2SO4↓

4、氨水作为反应物写NH3·H2O，作为生成物，若有加热条件或浓度很大，或固体与固体之间反应时写NH3（标“↑”号）如：Ca(OH)2与NH4Cl①若为稀溶液OH+NH4==NH3·H2O ②若为稀溶液且加热、或是浓溶液之间则为OH+NH4==NH3↑+H2O③若为固体则Ca(OH)2+2NH4Cl==CaCl 2+2NH3 ↑ +2H2O

5、碱性氧化物虽然是强电解质，但在离子方程式中只能用化学式表示。如Na2O与盐酸的反应：Na2O+2H=2Na+H2O

6、有酸式盐参加的离子反应，对于弱酸酸式根离子不能拆成H和酸根阴离子（HSO4除外）。如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3+OH＝CO3+H2O不能写成：H+OH＝H2O

7、必须遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。

8、不能因约简离子方程式中局部系数而破坏整体的关系量。如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液的反应，若写出为：Ba+OH+H+SO4=BaSO4+H2O就是错误的，正确应为Ba+2OH+2H+SO4=BaSO4+2H2O.9、必须考虑反应间的用量问题。因反应物用量不同，产物不尽相同，其离子方程式也就不同。规律：少定多变。少的系数为1，多的根据少的需要多少的变化而变化。

例

1、Ca(HCO3)2溶液与适量或过量NaOH溶液作用：若与少量NaOH溶液作用：

例

2、向NaHSO4溶液中滴加Ba(OH)2溶液至沉淀恰好完全：向NaHSO4溶液中滴加Ba(OH)2溶液至沉淀恰好中和：小结：当某电解质的正、负离子完全参加了反应，则在配平的离子方程式中，反应物中该正、负离子的个数比，应与其电解质的组成比相同；当某电解质的正、负离子都参观加了反应，却未完全反应，则在配平的离子方程式中，该正、负离子的个别数比与其电解质组成不相同。

10、操作顺序不同，其离子方程式有时也不相同。例1：将少量盐酸逐滴滴入Na2CO3溶液中：H+CO3＝HCO3，HCO3+H＝CO2↑＋H2O；将少量Na2CO3溶液滴入盐酸中：CO3+2H＝CO2↑＋H2O

+2---+

2-+2+-+

2-2+

2---2-+

-++