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》离子共存是化学中一个极为重要的概念。

许多物质在自然界或者工业生产过程中都会存在离子共存的情况，因此了解离子共存的知识点对于化学学科来说是非常重要的。

本文将总结高中化学中离子共存的知识点，帮助学生深入了解离子共存相关的知识。

1. 离子共存的定义离子共存是指两种或以上的离子在同一溶液中存在，并且彼此相互影响的现象。

它是很常见的一种现象，它可以对溶液中的化学反应、物质的结构和性质产生很大的影响。

2. 离子共存对于溶解度的影响离子共存对于溶解度的影响非常显著。

通常来说，在同一溶液中存在几种离子时，它们之间会产生一定程度的相互作用，这将会影响物质的溶解度。

其中，最常见的影响是当有两种或多种离子共存时，它们会共同影响物质的活度，从而影响物质的溶解度。

当阴离子和阳离子共存于同一溶液中时，会产生“类盐结构”。

这种结构中，阴离子和阳离子之间的相互作用会导致化合物的颜色发生变化。

基于这种现象，我们可以通过阴离子和阳离子共存来实现某些颜色的控制或调节。

离子共存可以对于化学反应的速率和平衡产生影响。

一般来说，当有两种或多种离子共存时，它们之间会产生一定程度的相互作用，从而影响化学反应的速率和平衡。

这可以通过改变离子的浓度以及相对的反应速率来实现。

5. 过量的离子共存可能会导致沉淀的形成当溶液中某些离子的浓度极高时，会出现过量的离子共存情况。

此时，这些离子将超过其饱和浓度，导致其沉淀并从溶液中分离出来。

这在实际应用中需要特别注意，因为过量的离子共存可能对实验或工业过程产生不利的影响。

6. 针对离子共存的实验策略针对离子共存进行实验时，有几个不同的策略可以帮助我们实现预期的结果。

其中，最重要的策略是将溶液中含有的离子作为反应物，然后逐一地研究它们之间的相互作用。

在这个过程中，通常会使用一些定量的方法，例如浓度法、滴定法等，以便准确地测定溶液中不同离子的浓度。

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。

高中化学58个考点精讲2 、离子反应方程式与离子共存1．复习重点（1）增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH=1、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等。

(2)定性中有定量，如“由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液中，……”。

2．难点聚焦(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。

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。

第一章物质及其变化第二节离子反应第3讲离子共存【讲】知识点1离子共存1.离子共存的判断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．离子不能大量共存的情况(1)生成难溶物质的离子不能大量共存：①Ag+与Cl—、Br—、I—、CO32—①Ba2+与SO42—、CO32—、SO32—①Ca2+与CO32-、SO32—、①Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+与OH—①SiO32—与H+①Cu2+、Fe2+与S2—（2）离子间反应生成微溶物，则不能大量共存①Ag+、Ca2+与SO42—①Mg2+与CO32—①Ca2+与OH—(3)生成气体的离子不能大量共存：①CO32—、HCO3—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—与H+不能大量共存①NH4+与OH—(加热)(4)难电离物质（弱酸、弱碱、水）的离子不能大量共存：H＋与OH－、H＋与CH3COO－、OH－与NH＋4等3．注意事项——“隐含条件”(1)“无色”溶液不存在有色离子，如：Cu2＋(蓝色)Fe3＋(黄色)Fe2＋(浅绿色)MnO－4(紫红色)（2）在酸性(H+)溶液中(pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液变红的溶液中)不能共存的离子有①氢氧根离子：OH—①弱酸根离子：CO32—、S2—、SO32—、ClO—、F—、CH3COO—、PO43—①弱酸酸式酸根离子：HCO3—、HS—、HSO3—、HPO42—、H2PO4—(3)在碱性(OH—)溶液中(pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液变蓝、酚酞变红的溶液中)不能共存的离子有①氢离子：H+①弱碱阳离子：NH4+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+①弱酸酸式酸根离子：HCO3—、HS—、HSO3—、HPO42—、H2PO4—(4)弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存如：HCO3— 、HS—、HSO3—、HPO42—、H2PO4—与H+、OH—不共存HCO3— + H+===CO2↑+ H2O HCO3— + OH—===CO32— + H2OHSO3— + H+===SO2↑+ H2O HSO3— + OH—===SO32— + H2OHS— + H+===H2S↑HS— + OH—===S2— + H2O3方法规律解答离子共存问题的方法（1）、一是判断离子共存，还是判断不共存，注意题目要求是“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求（2）二是看是否有隐含限制条件，如：碱性、酸性、无色等。

中学化学中常见离子共存问题归纳：在溶液中离子共存问题的实质是：哪能些离子刘不能发生反应，能发生反应者不能共存。

主要的反应类型有四类；复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应。

中学化学常见不能共存的离子组如下：1、看是否因发生氧化还原反应而不共存：常见的如下：Fe3+与S2-、I-不能共存；；；NO3-（H+）、MnO4-（H+）、ClO-（H+）、Cr2O72-（H+）、H2O2、等与S2-、I-、SO32-、Fe2+等不能共存。

；；；；；；；；；；另在酸性条件下，特殊离子间不共存并附离子方程式如下：①H+与S2O32-：②H+与SO32- 和S2-：③H+与ClO- 和Cl- ：④H+与MnO4- 和Cl- ：2、看是否发生复分解反应而不共存：具体又分三种情况：①生成难溶于混合体系的物质：（即常理解为生成沉淀的一大类）常见的如下：H+与SiO32-、AlO2-、C17H35COO- ；；；OH-与除NH4+之外的所有的弱碱金属阳离子均生成难溶的碱；Ag+与Cl-、OH-、S2-、I-、Br-、SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-、SO42- 等；Pb2+与OH-、S2-、SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-、SO42-等；Ba2+、Ca2+与SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-、SO42-等；Fe2+、Cu2+、Mg2+、Zn2+等与OH-、S2-、SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-等；S2-（H2S）与Ag+、Cu2+、Pb2+、Hg2+、Fe2+与S2-反应与H2S不反应。

②生成易挥发的物质：（即常理解为生成气体的一大类）常见的如下：H+与S2-（H2S）、SO32-（HSO3-）、CO32-（HCO3-）不共存，OH-与NH4+加热时生成氨气不共存；另外有些时侯也要特别注意HCl和HNO3的挥发性。

③生成难电离的物质：（即初中常理解为生成水的）除了生成水的以外主要就是H+与弱酸根离子生成难电离的弱酸以及OH-与NH4+常温时生成NH3·H2O难电离。

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。

高中化学离子共存知识点总结一、离子共存的概念离子共存是指在溶液中同时存在两种或多种离子的现象。

由于离子具有电荷，它们之间会发生相互作用，对溶液的性质和反应有重要影响。

二、离子共存的现象1. 相对稳定性不同离子的稳定性不同，某些离子在特定溶液中会相对稳定，而在其他溶液中会发生反应。

离子共存时，有些离子可能会发生沉淀、配位或氧化还原反应，导致相应的离子浓度发生变化。

2. 配位数离子在溶液中的配位数是指一个离子周围固定数量的配位体与其形成配位键的个数。

离子共存时，配位数常常会发生变化，配位体可能会与不同的离子形成配位键。

3. 水合作用离子在溶液中常常与水分子发生水合作用，形成水合离子。

离子共存时，不同离子的水合能力和水合度不同，水合作用也会发生变化。

三、离子共存的影响1. 沉淀反应当两种离子共存时，可能会发生沉淀反应。

沉淀反应是指两种溶液中的离子结合形成固体沉淀的反应。

沉淀反应常用于离子的定性分析和分离。

2. 配位反应离子共存时，配位体可能会与不同的离子形成配位键，发生配位反应。

配位反应在化学分析和配位化学中具有重要应用。

3. 氧化还原反应离子共存时，可能会发生氧化还原反应。

氧化还原反应是指物质失去或获得电子的过程。

离子的氧化还原性质对于溶液中的氧化还原反应具有重要影响。

四、离子共存的判断与分离1. 溶液中是否发生沉淀反应可以通过溶液中离子的溶解度积来判断。

溶解度积是指溶液中离子的浓度乘积，当溶液中离子浓度的乘积超过其溶解度积时，就会发生沉淀反应。

2. 分离离子可以通过沉淀、配位、氧化还原等反应进行。

常用的方法有沉淀法、络合滴定法、氧化还原滴定法等。

五、离子共存的应用1. 离子共存在环境中的应用离子共存对于水质和土壤的污染分析具有重要意义。

通过分析溶液中不同离子的浓度，可以判断水质或土壤的污染程度。

2. 离子共存在医学和生物学中的应用离子共存对于体液中离子浓度的测定以及生物体内离子平衡的维持具有重要作用。

离子反应方程式与离子共存2．难点聚焦(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CO 32-、HCO 3-、S 2-、HS -、SO 32-、HSO 3-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CO 32-＋2H +＝CO 2↑＋H 2O 、HS -＋H +＝H 2S ↑等。

２、有沉淀生成。

如Ba 2+、Ca 2+、Mg 2+等不能与SO 42-、CO 32-等大量共存，主要是由于Ba 2+＋CO 32-＝BaCO 3↓、Ca 2+＋SO 42-＝CaSO 4↓（微溶）； Mg 2+、Al 3+、Cu 2+、Fe 2+、Fe 3+等不能与OH -大量共存是因为 Cu 2+＋2OH -＝Cu(OH)2↓，Fe 3+＋3OH -＝Fe(OH)3↓等； SiO 32-、AlO 2- 、S 2O 3２－等不能与H +大量共存是因为SiO 32-＋2H +＝H 2 SiO 3↓、AlO 2-＋H +＋H 2O ＝Al(OH)3↓、S 2O 3２－＋2H ＋＝S ↓＋SO 2↑＋H 2O３、有弱电解质生成。

如OH -、ClO -、F -、CH 3COO -、HCOO -、PO 43-、HPO 42-、H 2PO 4-等与H +不能大量共存， 主要是由于OH -＋H +＝H 2O 、CH 3COO -＋H +＝CH 3COOH 等；一些酸式弱酸根及NH 4+不能与OH -大量共存是因为： HCO 3-＋OH -=CO 32-＋H 2O 、HPO 42-＋OH -＝PO 43-＋H 2O 、NH 4+＋OH -=NH 3·H 2O 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：AlO 2-、S 2-、HS -、CO 32-、HCO 3-、SO 32-、HSO 3- 、ClO -、F -、CH 3COO -、HCOO -、PO 43- 、SiO 32-、C 6H 5O -等必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在；Mg 2+、Al 3+、Cu 2+、Fe 2+、Fe 3+、NH 4+等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。

化学高考备考考点高中化学“离子共存问题”规律总结+例题训练有关溶液中离子能否共存问题是中学化学中的常见问题。

近几年高考几乎每年都设置判断离子共存问题的试题。

题不难，但这类题上能否得分差异较大。

相关知识点：1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-、S2-、HS-、HSO3-、等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑。

２、有沉淀生成。

按照溶解性表，如果两种离子结合能形成沉淀的，就不能大量共存。

溶解性表，可总结成这么五句话：钾(K+)钠(Na+)硝(NO3-)铵(NH4+)溶，硫酸(SO42-)除钡(Ba2+)铅(Pb2+)（不溶），盐酸（Cl－）除银（Ag＋）亚汞（Hg ２２＋）（不溶），其他离子基本与碱同。

如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存主要是由于Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4（微溶）；Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存也是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等。

３、有弱电解质生成。

如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH；一些酸式弱酸根不能与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-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。

如3AlO2-＋3Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。