高中化學是一門非常有趣的學科，有很多都是貼近生活的。在生活中的應用是非常的廣泛的。下面有途網(wǎng)小編整理了高中化學離子共存知識點總結，希望對你有幫助。

高中化學知識點歸納總結--離子共存

離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發(fā)生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應).

一般可從以下幾方面考慮

1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH-不能大量共存.

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均與H+不能大量共存.

3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸(H+)會生成弱酸分子;遇強堿(OH-)生成正鹽和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;Ag+與Cl-、Br-、I- 等;Ca2+與F-，C2O42- 等

5.若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存.

如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等

Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

6.若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存.

如：Fe3+與I-、S2-;MnO4-(H+)與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)與上述陰離子;

S2-、SO32-、H+

7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存

如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等; H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存.

高中化學知識點歸納總結--離子方程式

離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：(寫、拆、刪、查四個步驟來寫)

(1)合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。

(2)式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

(3)號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。

(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。

(5)明類型：分清類型，注意少量、過量等。

(6)檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。

例如：(1)違背反應客觀事實

如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應

(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒

(3)混淆化學式(分子式)和離子書寫形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯因：HI誤認為弱酸.

(4)反應條件或環(huán)境不分：

如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑錯因：強酸制得強堿

(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.

如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

(6)“=”“ ”“↑”“↓”符號運用不當

如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”

高中化學知識點歸納總結--離子方程式

判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

⑴酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

⑷S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

⑸注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”;“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。

⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對反應的影響等。