2020高考化学离子共存专题总结

高中化学离子共存知识点总结_高中化学老师工作总结离子共存是指在溶液或固体中含有多种不同离子的情况。

在高中化学中，我们经常会遇到离子共存的问题，需要通过化学方程式和化学计算来进行解答。

1. 离子的概念：离子是指原子或分子失去或获得电子后带电的粒子。

离子可分为阳离子和阴离子。

阳离子是失去一个或多个电子的带正电荷的离子，通常由金属形成；阴离子是获得一个或多个电子的带负电荷的离子，通常由非金属形成。

2. 离子的化学式：离子的化学式是由离子符号和离子电荷组成的。

镁离子的化学式为Mg2+，氯离子的化学式为Cl-。

3. 离子共存的稳定性：离子共存的稳定性与离子之间的相互作用力有关。

一般来说，带有相同电荷的离子之间会发生斥力，并且不稳定。

带有异种电荷的离子之间会发生吸引力，并且较为稳定。

4. 溶液中离子共存的平衡：当溶液中含有多种离子时，它们会发生共存的平衡。

平衡的产生是由于离子之间的相互作用力的平衡。

当铁离子Fe3+和铜离子Cu2+共存时，它们会发生化学反应，形成沉淀物。

这时，沉淀物的生成速率与沉淀物的溶解速率相等，达到了平衡。

5. 离子共存的化学反应：离子共存时，常常会发生化学反应。

这些化学反应可以分为析出反应、沉淀反应、络合反应等。

析出反应是指两种离子共存时，形成沉淀物的反应；沉淀反应是指离子共存时，沉淀物溶解的反应；络合反应是指离子之间形成化学络合物的反应。

6. 离子共存的常用实验方法：离子共存的实验方法主要包括化学分析方法、沉淀法、配位滴定法等。

化学分析方法是通过化学试剂与溶液中的离子发生特定反应，从而确定同时存在的离子种类和含量；沉淀法是通过控制条件，使离子形成沉淀物，从而确定离子共存的种类和比例；配位滴定法是通过添加配体与金属离子形成络合物，从而确定金属离子的种类和含量。

在教学过程中，老师可以通过实例引入离子共存的概念，介绍离子共存的平衡和化学反应，让学生理解离子共存的原理和方法。

通过实验操作，学生可以学习离子共存的实验方法，培养实验能力和科学思维。

高考离子方程式与离子共存的要点总结及典型例题一、离子方程式的正误判断1．“少定多变”法突破酸式盐与碱反应离子方程式的书写、判断(1)“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。

(2)“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。

如少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应：“少定”——即定HCO3—的物质的量为1 mol，“多变”——1 mol HCO3—能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO32—，1 mol CO32—再与 1 mol Ca2＋结合生成CaCO3沉淀。

离子方程式为HCO3—＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O。

2．竞争型反应离子方程式的书写——竞争反应，强者优先(1)氧化还原反应与非氧化还原反应的竞争，一般是氧化还原反应优先。

(2)氧化还原反应中氧化性(还原性)强的优先，如还原性I －>Fe2＋>Br－，则与Cl2反应的顺序为I－>Fe2＋>Br－。

(3)非氧化还原反应中性质强者优先，如向含OH－、CO32—、AlO2—的溶液中滴加盐酸，反应顺序为OH－>AlO2—>CO32—。

二、突破离子共存判断中的常设“陷阱”(1)警惕“颜色”陷阱：若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4—等有色离子不能大量存在。

(2)警惕溶液酸碱性的几种表示方法①表示酸性的溶液a．pH<7或c(H＋)>c(OH－)的溶液；b．能使紫色石蕊试液或甲基橙显红色的溶液；c．能使pH试纸显红色的溶液。

②表示碱性的溶液a．pH>7或c(H＋)<c(OH－)的溶液；b．能使酚酞试液显红色或紫色石蕊试液显蓝色的溶液；c．能使pH试纸显蓝色的溶液。

高考化学"离子共存"规律总结一．“无色透明”条件型若题目限定溶液“无色”，则不含有色离子，即Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4－（紫色）等离子。

若“透明”，则溶液不形成混浊或沉淀（与溶液有无颜色无关）。

如Ag+与Cl－、Br－、I－、SO42－；Ca2+与CO32－、SO42－；Ba2+与CO32－、SO32－、SO42－等在水溶液中会发生反应，有混浊或明显的沉淀生成，它们不能大量共存。

二．“酸性”条件型常见的叙述有强酸性溶液、pH=1的溶液、能使pH试纸变红的溶液、紫色石蕊试液呈红色的溶液、甲基橙呈红色的溶液、加入镁粉能放出氢气的溶液等。

若题目中限定溶液呈酸性，则溶液中有H+存在，其中不能大量含有OH－、弱酸根离子（如CO32－、SO32－、S2－、F－、ClO－、CH3COO－、PO43－、AlO2－、SiO32－等）以及弱酸的酸式根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－、HPO42－、H2PO4－等）。

三．“碱性”条件型常见的叙述有强碱性溶液、pH=14的溶液、能使pH 试纸变蓝的溶液、红色石蕊试纸变蓝的溶液、酚酞呈红色的溶液、甲基橙呈黄色的溶液、加入铝粉反应后生成AlO2－的溶液、既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液等。

若题目中限定溶液呈碱性，则溶液中有OH－存在，其中不能大量含有H+、弱碱的阳离子（如NH4+、Mg2+、Ag+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等）以及弱酸的酸式根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－、HPO42－、H2PO4－等)。

四．“酸性或碱性”条件型常见的叙述有能使Al反应放出H2的溶液等。

若题目中出现这样的条件，则溶液中可能有H+存在，也可能有OH－存在，分析时要注意题目要求回答的是一定能大量共存（满足无论是与H+还是与OH－都不会反应）还是可能大量共存（只要满足与H+、OH －中的一种不会反应就可以）。

高考离子共存总结第一篇：高考离子共存总结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，……”。

中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。

如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+等络合反应的发生而不能大量共存。

(四)、能水解的阳离子与能水解的阴离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子＋＋＋２－＋－间能发生“双水解”反应。

例如：Al3和HCO3-，Al3和CO32-，Al3和S，Al3和HS，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；SiO、AlO２－32-2-、S2O3等不能与H+大量共存是因为SiO２－＋32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3＋2H＝S↓＋SO2↑＋H2O ３、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。

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。

化学高考知识点离子共存化学高考知识点：离子共存在化学高考中，离子共存是一个重要的考点。

离子共存指的是在一个溶液或物质中同时存在多种离子的情况。

在进行化学实验或解题时，处理离子共存的问题是不可避免的。

本文将介绍一些常见的离子共存情况及其相关知识。

一、正负离子共存的鉴定在一些化学实验中，我们需要确定某个物质中存在哪些离子。

这时，我们可以利用正负离子共存反应进行鉴定。

正负离子共存反应是指一个阳离子和一个阴离子反应生成一种不溶于水的沉淀物。

根据沉淀物的颜色、形态等特征，可以判断出反应中参与的阳离子和阴离子的种类。

例如，当我们需要鉴定一个物质中存在何种阳离子时，可以将其与一种已知的阴离子溶液混合。

如果在混合液中产生沉淀，说明该物质中存在与此阴离子配位能力较强的阳离子。

二、鉴定常见离子的共存1. 硫酸盐离子和氯离子的共存硫酸盐离子（SO42-）和氯离子（Cl-）是常见的离子。

当硫酸盐离子和氯离子共存时，我们可以通过鉴定生成的沉淀物来区分它们。

对于硫酸盐离子和氯离子的共存，可以使用银离子（Ag+）进行鉴定。

加入少量银离子溶液，如果产生白色沉淀，则说明存在硫酸盐离子。

如果产生白色沉淀且随后变暗色，则说明存在氯离子。

这是因为硫酸盐离子会与银离子反应生成不溶于水的白色硫酸银沉淀，而氯离子则会与银离子反应生成不溶于水的白色氯化银沉淀。

2. 碳酸盐离子和铵离子的共存碳酸盐离子（CO32-）和铵离子（NH4+）是另一种常见的离子组合。

当碳酸盐离子和铵离子共存时，可以通过鉴定放出的气体来进行区分。

加入稀盐酸（HCl）使反应发生，如果有气体放出，则说明存在碳酸盐离子。

这是因为碳酸盐离子会和盐酸反应生成二氧化碳气体。

同时，如果加热产生气体并同时产生明显的氨气味，说明存在铵离子。

这是因为铵离子加热会分解产生氨气。

三、控制离子共存的条件在一些实验中，我们需要控制离子共存的条件，以便进行其他后续的实验或化学反应。

常用的控制离子共存的方法包括沉淀分离法、络合法和控制pH值等。

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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。

凡能使溶液中因反响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(包括氧化一复原反响).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.假设阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，那么不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;5.假设阴、阳离子能发生氧化一复原反响那么不能大量共存.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+如：Fe3+和SCN-等离子方程式正误判断常见错误原因1.离子方程式书写的根本规律要求：(写、拆、删、查四个步骤来写)(1)合事实：离子反响要符合客观事实，不可臆造产物及反响。

(2)式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

(3)号实际：(4)两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒(氧化复原反响离子方程式中氧化剂得电子总数与复原剂失电子总数要相等)。

高中化学离子共存知识点归纳高中化学中，离子共存是一个重要的知识点。

离子共存是指在一个溶液或晶体中同时存在多种带电离子的情况。

离子共存涉及离子间的相互作用、溶解度、沉淀等一系列化学现象，是理解溶液、沉淀反应及化学平衡的基础。

以下是对高中化学离子共存知识点的归纳：1.原子、离子与价态：-原子是构成物质的基本单位，离子是带电的原子或分子。

-离子的化学符号表示离子的元素符号和电荷数，带正电荷的离子称为阳离子，带负电荷的离子称为阴离子。

-价态是指离子或原子在化合物中的电荷状态。

2.溶液：-溶液是指溶质和溶剂的混合物。

溶质可以是离子、分子或晶体，溶剂一般是液体。

-溶液中的溶质和溶剂之间存在着电荷相互作用和溶解过程。

3.溶解度与溶解度积：-溶解度是指在一定温度下，溶剂中溶解一定量溶质形成的饱和溶液的溶质的物质量。

-溶解度与温度、溶剂种类、溶质种类等有关。

- 溶解度积（Ksp）是指溶液中溶解物质达到饱和时，其离子乘积的值。

4.离子生成的溶液反应：-酸碱中和反应：酸和碱反应生成盐和水，其中酸和碱中产生的离子参与了反应。

-沉淀反应：当两种溶液混合时，发生生成沉淀的反应。

其中，反应离子产生的沉淀在溶液中相互作用形成。

5.微观离子动力学：-溶解度等温曲线：在一定温度下，用溶液中一种离子的浓度与已溶于溶液中离子的浓度之间的关系所绘制的曲线。

-溶液中的离子的浓度与时间的变化：在溶液中存在离子共存时，离子间会发生复杂的动力学过程。

6.反应体系的正逆方向：-反应体系是指在化学反应中，反应物和生成物所组成的体系。

-反应体系可以达到平衡态，在平衡态下正反应的速率相等，此时反应的正逆方向同时进行。

7.离子共存的应用：-离子共存的应用广泛，如在实验室中可用于确定未知物质的成分。

-离子共存还可以应用在工业生产中，如污水处理、金属提取等。

-通过离子共存的知识，可以了解溶液的特性以及如何控制溶液中离子的浓度。

以上是对高中化学离子共存知识点的归纳，通过对离子共存的了解，可以更好地理解化学反应和溶液的性质，并应用于实际生活和工业生产中。

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。

高中化学离子共存知识点总结化学中的离子共存是指在一个化学体系中同时存在多种离子的情况。

离子共存对于化学反应的研究和理解至关重要。

在高中化学中，学生需要掌握离子共存的相关知识，以便能够正确理解和解释化学现象。

本文将为您总结高中化学离子共存的知识点。

1. 离子的命名与离子式离子共存涉及到多种离子，因此学生需要熟悉离子的命名和离子式的书写。

离子的命名通常根据其带电量来确定，例如阳离子使用原子名后面加上“离子”来命名，而阴离子根据元素的原子名后面加上“化物”来命名。

离子式则是通过将离子的化学式按比例并列来表示化学物质的组成。

2. 离子的溶解性规律离子共存时，不同离子之间可能会发生溶解或沉淀的反应。

学生需要了解一些离子的溶解性规律，以便能够预测化学反应的结果。

常见的离子溶解性规律有以下几点：•所有的盐酸、硝酸和氢氯酸盐都是可溶的。

•大多数铵盐和钠、钾、铵、铵、铯、镉的盐都是可溶的。

•大多数硫酸盐是可溶的，但有例外，如钡、铯、铵、铵和铵的硫酸盐是不溶的。

•大多数碳酸盐、磷酸盐、氢氧化物和氧化物是不溶的，但有例外，如盐酸盐是可溶的。

3. 离子的共存对反应的影响离子共存对于化学反应的速率和平衡都会产生影响。

例如，当两种离子共存时，它们可能会通过竞争反应物与反应物结合，从而影响反应速率。

此外，离子的共存还可以影响反应的平衡位置。

当某种离子浓度增加时，根据勃朗斯特原理，反应会向消耗该离子的方向偏移，以减少浓度差异。

4. 离子共存下的沉淀反应当两种或多种离子共存时，如果它们之间发生沉淀反应，产生的沉淀物可能具有特定的颜色或形态。

学生需要了解不同离子之间的沉淀反应条件和生成的沉淀物的特征，以便能够正确识别和鉴别产生的沉淀物。

5. 离子共存对电化学反应的影响离子共存还会对电化学反应产生影响。

例如，在电解质溶液中进行电解反应时，离子的共存会改变反应的电流强度和电解产物的生成。

学生需要了解不同离子的电极反应和电解过程中的电荷转移，以便能够预测和解释电化学反应的结果。

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。

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】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。

高考化学离子大量共存问题知识点化学是高考理科中一个重要的科目，其中离子的概念是化学知识体系中的基础。

在高考中，经常会涉及到离子的大量共存问题，这是一个重要的考点。

离子的大量共存是指在一个溶液中同时存在多种离子，由于离子之间的相互作用，会产生一系列的现象和反应。

本文将就离子的大量共存问题展开深入探讨。

首先，我们需要了解离子的定义和离子化反应的基本原理。

离子是指原子或分子中失去或获得一个或多个电子而带有电荷的物质。

离子化反应是指化学反应中发生电子转移而形成离子的过程。

通常情况下，离子之间是以配位化合物或溶液的形式存在。

在离子的大量共存问题中，我们需要重点关注离子之间的相互作用和平衡。

离子之间的相互作用主要有溶解度积、配位平衡和水解反应等。

溶解度积是指离子在溶液中达到饱和浓度时，形成不溶沉淀的反应。

配位平衡是指金属离子和配体之间的反应，形成配位化合物的过程。

水解反应是指某些金属离子与水分子发生反应，形成含有氢氧根离子的配合物。

这些相互作用会影响离子在溶液中的浓度和稳定性。

在离子的大量共存问题中，我们还需要关注离子间的亲和性和晶体结构。

离子的亲和性是指离子与其他离子或溶剂分子之间的相互作用力。

亲和性的大小决定了离子的行为和反应性。

而离子的晶体结构是由离子之间的相互作用力决定的，在晶体中离子呈现规则的排列和间隙。

离子的大量共存还会引发一系列的实验现象和反应。

其中比较常见的有质量法、鉴别性实验和离子反应。

质量法是通过量定剩余质量的方法，来确定共存离子的含量和浓度。

鉴别性实验是通过不同的试剂和方法，来鉴别共存离子的特定性质和反应。

离子反应是不同离子之间发生的一系列化学反应，包括沉淀反应、气体生成反应和酸碱中和反应等。

为了解决离子的大量共存问题，我们需要掌握一些解题的基本步骤和方法。

首先，需要根据题目给出的条件和信息，分析离子的性质和相应的化学反应。

其次，需要考虑离子的平衡和浓度变化对反应的影响。

最后，根据离子之间的相关性和反应条件，确定合适的实验方法和途径。

考点4 离子共存、检验与推断思维导图考点一 离子共存【例1】(1)（2020·汪清县汪清第六中学月考）下列各组离子能在水溶液中大量共存的是（ ） A ．Na +、Mg 2+、Cl -、OH - B ．H +、Ca 2+、NO 3-、CO 23-C ．Cu 2+、Na +、SO 24-、NO 3-D ．Na +、HCO 3-、OH -、Ca 2+（2）（2020·平遥县综合职业技术学校月考）常温下，下列溶液中可能大量共存的离子组是（ ） A ．加入金属镁能产生H 2的溶液中：Na +、Fe 3+、S 2−、NO 3-B ．c(H +)=1×10−13mol·L −1的溶液中：Mg 2+、Cu 2+、S 2−、NO 3-C ．能使Al 3+生成沉淀的溶液中：NH 4+、Na +、SiO 23-、HCO 3-D ．水电离产生的c(OH －)=1×10−10mol·L −1的溶液中：Al 3+、SO 24-、NO 3-、Cl － 【答案】(1)C （2）D【解析】（1）A ．Mg 2＋和OH －反应生成Mg(OH)2沉淀而不能大量共存，故A 不符合题意；B ．Ca 2＋和CO 23-反应生成CaCO 3沉淀，H ＋和CO 23-反应生成水和二氧化碳而不能大量共存，故B 不符合题意；C ．Cu 2+、Na +、SO 24-、NO 3-之间不会发生化学反应，能大量共存，故C 符合题意； D ．HCO 3-和OH -反应而不能大量共存，故D 不符合题意； 答案选C 。

（2）A ．加入金属镁能产生H 2的溶液，说明是酸溶液，H +、NO 3-与S 2−发生氧化还原反应而不共存，故A 不符合题意；B ．c(H +)=1×10−13mol·L −1的溶液中，说明是碱溶液，OH －与Mg 2+、Cu 2+生成沉淀而不共存，故B 不符合题意；C ．能使Al 3+生成沉淀的溶液，可能为碱性、也可能含有AlO 2-等弱酸根离子，它们之间能发生相互促进的水解，且SiO 23-、HCO 3-两者反应而不共存，故C 不符合题意；D ．水电离产生的c(OH －)=1×10−10mol·L −1的溶液，说明可能是酸性，也可能是碱性，在酸性中Al 3+、SO 24-、NO 3-、Cl －大量共存，故D 符合题意。

2020年高考化学二轮专题复习：离子能否大量共存的判断【知识回顾】1．离子反应发生的“六大条件”(1)离子之间相互结合生成难溶物质。

如Ca2＋和CO2－3生成CaCO3，H＋和SiO2－3生成H2SiO3，Cu2＋和OH－生成Cu(OH)2等。

(2)离子之间相互结合生成气态物质。

如H＋和S2－生成H2S，H＋和HCO－3生成CO2，NH＋4和OH－生成NH3等。

(3)离子之间相互结合生成弱电解质。

如H＋与CH3COO－、OH－、PO3－4等分别结合生成弱电解质CH3COOH、H2O、H3PO4等。

(4)离子之间彼此促进水解。

如Al3＋、Fe3＋分别与AlO－2、HCO－3、CO2－3、S2－等发生相互促进水解反应生成沉淀或气体。

(5)离子之间发生氧化还原反应。

如Fe2＋、S2－、I－、SO2－3分别与NO－3(H＋)、ClO－因发生氧化还原反应而不共存；Fe3＋与S2－、I－等因发生氧化还原反应而不共存。

(6)离子之间能发生配合反应。

如Fe3＋和SCN－不共存。

2．“离子共存”类题目常设的四大“陷阱”(1)颜色陷阱若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnO－4等有色离子不能大量存在。

(2)溶液酸碱性陷阱①NH＋4与CH3COO－、CO2－3，Mg2＋与HCO－3等组合中，虽然存在相互促进水解情况，但水解程度较小，在溶液中仍然能大量共存。

②Fe3＋、Al3＋与CO2－3、HCO－3、AlO－2、HS－、S2－相互促进水解，生成沉淀或气体，不能大量共存。

★方法技巧离子共存问题审题技巧(1)注意判断离子共存的情况：“能、不能”，“一定、可能、一定不能”；(2)注意题干中提示的溶液酸碱性：酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液应考虑OH－的存在；(3)注意题干中提示的溶液颜色：溶液无色时，有色离子不能存在；(4)注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“有色”就不透明。

高考化学离子反应的基础综合应用课考点分析考点一离子共存【提素能·归纳】1．离子共存的含义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．判断离子能否大量共存的“四个要点”判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是“一色、二性、三特殊、四反应”。

(1)一色——溶液颜色几种常见离子的颜色：(2)二性——溶液的酸、碱性①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO2－3、SO2－3、S2－、CH3COO－等)不能大量存在。

②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH＋4、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在。

(3)三特殊——三种特殊情况①AlO－2与HCO－3不能大量共存：AlO－2＋HCO－3＋H2O===Al(OH)3↓＋CO2－3。

②“NO－3＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO2－3等还原性的离子因发生氧化还原反应而不能大量共存。

③NH＋4与CH3COO－、CO2－3，Mg2＋与HCO－3等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。

(4)四反应——四种反应类型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：如Ba2＋与SO2－4，NH＋4与OH－，H＋与CH3COO－等。

②氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NO－3(H＋)与Fe2＋等。

③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO2－3、HCO－3或AlO－2等。

④络合反应：如Fe3＋与SCN－等。

[名师点拨](1)无色溶液中，有色离子不能存在；透明溶液中可能含有有色离子。

(2)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．离子共存判断中常见的限制条件[名师点拨]警惕关键词“一定”还是“可能”(1)抓住关键词语解答离子共存类试题要审清题目要求的关键词语，如“一定大量共存”“可能大量共存”或“不能大量共存”等。