高三水溶液中的离子平衡_高考水溶液中的离子平衡

1.氯化铵溶液加水稀释后，什么离子浓度下降

2.怎么判断有的离子不能共存 有沉淀

3.水溶组分平衡分布计算的基本方程

NaHCO3 溶液中

C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) 这个式子叫电荷守恒

因为溶液呈电中性，也就是说溶液中的正负电子是相等的。所以只要找出所有带正电荷带负电的离子，分列在等式两边就可以了。特别要注意的是有些带多个电子的离子，比如例子中的CO32-，前面的系数要乘以2

C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) 这个式子叫物料守恒

虽然弱酸根离子HCO3-既会水解产生H2CO3，又会电离产生CO32-,还有本身HCO3-剩余，但是C元素是质量守恒的，这时只要关注，所有C的去向，把三者浓度加起来即等于Na+的浓度

C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+c（OH-） 这个式子叫质子守恒

这个比较难理解，你可以用上两式相减得到

我从原理上说一下，你不懂也不要紧，HCO3-离子的电离和水解促使水电离出H+，OH发生改变，但两者在数值上仍然相等，H+有一部分与HCO3-结合，生成H2CO3，OH-有一部分与HCO3-结合生成CO32-，因此得出上式

总结：电荷就是正负的相等，要看全

物料就是原来的相等，然后转化成别的时候守恒

质子相减就可以，本质可以理解为H+守恒，抢走了H就减，放出了就加

其实不用理解

高考最多写一个，会写就行

前两天刚明白的，问问老师其实比较好

氯化铵溶液加水稀释后，什么离子浓度下降

主要知识如下，你看看吧

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱 电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）

表示方法：AB =可逆=A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW = c[H+]?c[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10^-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1×10^-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10^-14

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10^-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸 ——操作 玻璃棒蘸取未知液体点在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三 、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）， 再根据水的离子积转化为氢离子浓度后再求PH (注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律

1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1

pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10^n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10^n倍时，pH稀 > pH原+n （但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10^n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10^n倍时，pH稀 > pH原－n （但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，0刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位。

（2）药品：标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱= n酸c酸V酸/n碱V碱

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离 。

3、盐类水解规律：

①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高，水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）

②浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显酸性

②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、盐类水解的应用：

9、水解平衡常数 （Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ 可逆符号 ”。如：Ag2S(s) =可逆= 2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。

常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡**） AgI （**） Ag2S（黑色）

6、溶度积（KSP）

（1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

（2）、表达式：AmBn(s) =可逆= mAn+(aq)+nBm-(aq)

KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

（3）、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

（4）、溶度积规则

QC（离子积）﹥KSP 有沉淀析出

QC= KSP 平衡状态

QC ﹤KSP 未饱和，继续溶解

怎么判断有的离子不能共存 有沉淀

氯化铵溶液加水稀释后，什么离子浓度下降

氯化铵水溶液加水稀释后,溶液中的离子中NH4+,Cl-,H+浓度均下降.

分析；氯化铵水溶液中存在以下四种离子；NH4+,Cl-,H+,OH-.由于NH4+水解,氯化铵水溶液中存在以下平衡；NH4+ + H2O 可逆符号 NH3点H2O + H+.加水后促进了铵根离子水解,平衡右移,c(NH4+)减小,Cl-不水解,也不参加反应,加水相当于稀释,c(Cl-)也下降.根据上反应可知,NH4Cl溶液显酸性,可将其看成“酸”.加入水相当于把“酸”稀释,那么c(H+)也降低,恒温下水的离子积KwKw=c(H+)乘c(OH-)不变,氢离子浓度降低,氢氧根离子浓度就升高.所以离子浓度下降的有；NH4+,Cl-,H+.

水溶组分平衡分布计算的基本方程

怎么判断有的离子不能共存 有沉淀

所谓离子共存，实质上就是看离子间是否发生反应的问题。若在溶液中发生反应，就不能共存。看能否发生反应，不仅是因为有沉淀、气体、水、难电离的物质产生，还涉及到溶液酸碱性、有色、无色，能否进行氧化还原反应等。

①在强酸性溶液中，不能大量存在弱酸根离子

②强碱性溶液中，不能大量存在弱碱金属离子

③能发生氧化还原反应的离子也不能共存

④能形成络离子的也不能共存

简单说能够结合生成沉淀、气体以及水等弱电解质的离子不能共存。

百度百科 “离子共存” 会有更多解释。

能发生反应的就不能共存

银离子 都是沉淀

是的，但是铵盐例外，比如碳酸铵互促水解成的物质还会反应回去。

很多

这个应该靠积累的，接触多了自然就记住了，记得好像有整理的资料

所谓离子共存，实质上就是看离子间是否发生反应的问题。若在溶液中发生反应，就不能共存。看能否发生反应，不仅是因为有沉淀、气体、水、难电离的物质产生，还涉及到溶液酸碱性、有色、无色，能否进行氧化还原反应等。

一般注意以下几点：

①在强酸性溶液中，不能大量存在弱酸根离子：如CO32－、HCO3－、S2－、HS－、SO32－、SiO32－、AlO2－、F－等，也不能有大量的OH－。

②强碱性溶液中，不能大量存在弱碱金属离子。如：Mg2+、Fe2+、Al3+、Cu2+及NH4＋等，也不能大量存在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：Fe3+与I－，Cu2+与I－，H+Fe2+与NO3－，H＋与S2O32－，ClO－与S2－，ClO－与Fe2+，H＋、I－与NO3－，H＋、I－与SO32－或S2－等。

④能形成络离子的也不能共存：如：Fe3+与SCN－，Ag+与S2O32－，Fe3+与C6H5O－等。

所谓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。 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。 (1)生成难溶物或微溶物：Ba2+与CO32－、Ag+与Br－、Ca2+与SO42－等不能大量共存。 (2)生成气体或挥发性物质：如NH4＋与OH－，H＋与CO32－、HCO3－、SO42－、OH－、HSO3－、HCO3－等不能大量共存。 (3)生成难电离的物质：如H＋与ch4cooh-1（即醋酸根离子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－与NH4＋、Cu2+、Fe3＋等生成弱碱；H＋与OH－生成水，这些离子不能大量共存。 (4)发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+、NO3－、ClO－、MnO4－等)与还原性离子(如S2－、I－、Fe2+ 、SO32－等)不能大量共存。 注意Fe2+与Fe3+可以共存。 （5）形成络合物：如Fe3+与SCN-反应生成络合物而不能大量共存。 2．附加隐含条件的应用规律： （1）溶液无色透明时，则溶液中肯定没有有色离子。常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等。 （2）强碱性溶液中肯定不存在与OH－起反应的离子! （3）强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子! （4）离子能够大量共存，包括离子相互间不会发生化学反应，不会生成沉淀，不会生成气体挥发

在溶液中离子共存问题的实质是哪些离子之间不能发生反应。能够发生反应的离子就不能共存，不能够发生反应的离子才可以共存。 。 （1）离子间能直接结合生成难溶性物质时，则这些离子不能大量共存。如SO42－与Ba2+、Ag+；OH－与Cu2+、Fe3+、Mg2+、Al3+；Ag+与Cl－、Br－、I－、CO32－、SO32-、S2－；Mg2+、Ba2+、Ca2+与CO32－、SO32－、PO43－；S2－与Cu2+、Pb2+等不能大量共存。 （2）离子间能结合生成难电离物质时，则这些离子不能大量共存。 如OH－、ClO－、CH3COO－、HPO42－、H2PO4－与H＋；HCO3－、HS－、HSO3—、H2PO4－、HPO42-、H＋与OH－等不能大量共存。 （3）离子间能结合生成挥发性物质时，则这些离子不能大量共存。 如CO32－、SO32-、HCO3－、HSO3－、S2－、HS－与H＋；NH4＋与OH－等不能大量共存。 （4）离子之间能发生氧化还原反应时，则这些离子不能大量共存。 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。 注意以下几种情况： ①在有H＋存在时，MnO4－、ClO－、NO3－的氧化性会增强。 ②Fe3+与Fe2+可以共存，因为它们之间不存在中间价态。 Fe3+不能氧化Cl－。 ③NO3－(有H＋时)不能氧化Cl－。 ④还应注意题目是否给出溶液的酸碱性，是否给定是在无色溶液中。在酸性溶液中除题给离子外，还应有大量H+；在碱性溶液中除题给离子外，还应有大量OH-。若给定溶液为无色时，则应排除Cu2+（蓝色）、Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄棕色)、MnO4－(紫红色)。 1.强酸（HClO4、HI、HBr、HCl、H2SO4、HNO3、H＋）可以和强酸的酸根离子共存；但不能与弱酸根离子共存（F－、CO32－、ClO－、S2－、SiO32－等） 2强碱（KOH、NaOH、Ba(OH)2等）OH－与弱碱的阳离子（如Cu2＋、NH4＋、Al3+等）不能共存。 3弱酸的酸式根离子与H＋、OH－都不能共存，如HCO3－、HS－、HSO3－、HPO42－等。但强酸的酸式根离子只与碱不能共存，如HSO4－。 4.相关离子的颜色：MnO4－为紫色；Fe3+为棕**；Fe2+为浅绿色；Cu2+为蓝色。 5.电解质溶液中至少有一种阳离子和一种阴离子。 复分解反应是有难溶物（微溶物）生成、难电离物质生成、易挥发物质生成。由于难溶物、难电离物微粒之间有比较强的相互作用，分子难以电离成离子；挥发性物质生成并从溶液中分离，都导致溶液中离子浓度降低，使离子不能大量共存。如Cl－与Ag＋；Ba2＋与SO42－；CO32－、H＋；H＋、OH－；OH－与NH4＋；H＋、CH3COO－等。 2.强氧化剂和强还原剂不能共存（但Fe3+、Fe2＋因没有中间价态可以共存） 常见强氧化剂：硝酸；浓硫酸；MnO4－（H＋）溶液；高铁离子（Fe3+）；NO3－（H＋）溶液；含有ClO－在酸、碱性的溶液中都有强氧化性。 常见强还原剂：I－；Fe2＋；+2价硫（如S2－、HS－、H2S）；+4价硫（SO2、SO32－、HSO3－）等。 3.发生双水解反应使离子浓度降低。 盐溶液中，弱酸的阴离子和弱碱的阳离子容易发生水解，某些离子相遇形成弱酸弱碱盐时，阴阳离子相互促进水解，使平衡向水解方向移动而水解完全，使溶液中的离子浓度迅速降低。常见易发生双水解的阳离子有（Fe3+或Al3+）与（CO32－、HCO3－、AlO2－）的组合。 Al3+＋3HCO3－=Al（OH）3↓+3CO2↑ 2Al3+＋3CO32－+3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑ Al3+＋3 AlO2－＋6H2O=4Al(OH)3↓ 4.发生络合反应使离子浓度降低。 如Fe3+与SCN－等。 三、离子共存问题常见的典型问题 1. Al(OH)3有酸式电离和碱式电离：，增加或OH－、Al3+浓度；或者增加H＋、AlO2－离子浓度，都可以使平衡朝生成沉淀的方向移动。因此OH－、Al3+；H+、AlO2－不能共存，但OH－、AlO2－；Al3+、H＋可以共存。 2.Fe2+、NO3－可以共存，但有H＋时不能共存，因为HNO3具有强氧化性。 3.某溶液与铝反应可以生成氢气，在该溶液中不一定存在与H＋或者OH－可以共存的离子。 4.常温下，某溶液中由水电离出的H＋为0.01mol/L，则该溶液可能是pH＝2或者pH＝12的溶液。该溶液为酸性或碱性，有H＋或者OH－。 5.某种溶液中有多种阳离子，则阴离子一般有NO3－；某种溶液中有多种阴离子，一般阳离子有K＋、Na＋、NH4＋中的一种或几种。 6.酸性条件下 ClO—与Cl—不共存 离子共存问题（高考热点） ⒈离子在溶液中能否大量共存首先应看其能否发生以下反应： ⑴能发生复分解反应，即能够形成沉淀、易挥发性物质（气体）、弱电解质（如水、弱酸、弱碱等）的离子不能大量共存。其中，微溶物如CaSO4等少量可以共存，大量不能共存。 例1、下列各组离子在水溶液中能大量共存的是（ A ） （A）Na+、Ba2+、OH-、AlO2- （B）H+、Na+、Cl-、SO32- （C）H+、Na+、HPO42-、NO3- （D）K+、Ca2+、ClO-、SO42- ⑵能发生完全双水解的阴阳离子在水溶液中不能大量共存。 例2、下列各组离子在水溶液中能够大量共存的是（ C ） （A）Al3+、SO42-、HCO3-、NO3- （B）NH4+、Cl-、SiO32-、SO42- （C）NH4+、NO3-、CH3COO-、HCO3- （D）Fe3+、Cl-、HCO3-、NO3-

总结

一般地，生成物中有沉淀或气体产生的双水解反应可以完全进行。 ⑶能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。 例3、下列各组离子在水溶液中不能大量共存的是（ BC ） （A）Na+、Mg2+、NO3-、I- （B）H+、Fe2+、NO3-、Cl- （C）Na+、K+、ClO-、S2- （D）H+、Fe2+、SO42-、I- ⑷能形成络合物的离子不能大量共存，如 Fe3+ 和SCN- 。 ⒉注意题干的附加条件。如“无色溶液”中不应含MnO4-、Fe2+、Fe3+、Cu2+等有色离子；又如“pH=1的溶液”中有大量H+，再如“加入金属铝有H2放出的溶液”或“由水电离出的H+的浓度为10-13mol/L-1的溶液”可能有大量H+或OH-。 例4、下列各组离子中，在[H+]=10-13mol/L-1的溶液中能大量共存，且加入NaHSO4溶液过程中会产生气体和沉淀的是（ C ） （A）Na+、NO3-、AlO2-、Cl- （B）Na+、K+、NO3-、SiO32- （C）K+、Cl-、AlO2-、CO32- （D）Na+、Mg2+、HCO3-、Cl-

练习

⒈下列各组离子在水溶液中不能大量共存的是（ AC ） （A）H+、Na+、CH3COO-、Cl- （B）Na+、[Ag (NH3)2]+、OH-、NO3- （C）H+、K+、MnO4-、Cl- （D）Na+、K+、AlO2-、NO3- ⒉某溶液中加入金属铝有H2放出，则下列各组离子在该溶液中一定能大量共存的是( 1 2 ) ；一定不能大量共存的是(4567 ) ；可能大量共存的是（ 389 ） ⑴Na+、K+、Cl-、SO42- ⑵Na+、K+、Ba2+、Cl- ⑶Na+、Mg2+、Cl-、SO42- ⑷K+、Ba2+、Cl-、SO42- ⑸K+、Mg2+、NO3-、SO42- ⑹K+、NH4+、Cl-、CO32- ⑺K+、Na+、Cl-、HCO3- ⑻K+、Ca2+、Br-、Cl- ⑼K+、Na+ 、AlO2-、SO42- ⒊某无色透明的溶液跟金属铝反应时放出H2，试判断下列离子Mg2+、Cu2+、H+、Ba2+ 、Ag+、SO42-、SO32-、HCO3-、OH-、NO3-何者能大量在此溶液 *** 存。 ⑴当生成Al3+时可存在 H+、Mg2+ SO42-；⑵当生成AlO2-时可存在 OH-、 Ba2+ NO3-

哎呀呀，很复杂啦，还是那句话，多做类似的题目，做多了就记住了，不要着急，慢慢来，加油吧，以下想再详细了解就去看看吧

初中阶段可以这么理解。

但准确的说是产生弱电解质，难溶性沉淀和气体的离子不能大量共存。高中阶段能够发生双水解的离子也不能大量共存，到那时就会完全颠覆你对离子能否共存的理解了。

望采纳！祝学习进步！

初三的不会考太难的，只需记住常见的物质彼此生产沉淀、气体和水的都不能共存

给你一个口诀：K+、Na+、NO3-、都易溶 （意思是钾离子、钠离子、硝酸根离子遇到任何离子 都是易溶于水，可以共存的）

盐酸除Ag+、Hg2+ 都溶 （这里主要是指盐酸中的氯离子遇到银离子和汞离子是沉淀，其余的都是可以共存的）

硫酸盐，不溶有Ba2+、Pb2+ （硫酸根遇到钡离子和铅离子是沉淀，其余都是可以共存的）

碳酸盐，只溶K+、Na+、NH4+ （碳酸根离子只有与钾离子、钠离子、铵根离子是可以共存的，其余都不可以共存）

最后是碱类，只溶K+、Ca2+、Na+、Ba2+ （氢氧根离子与除K+、Ca2+、Na+、Ba2+外所有离子都不共存）

我是初中化学教师，这是一组规律，希望对你有帮助

（1）只要是离子之间反应生成水、气体、沉淀里的一种或多种，就能判断它们不能共存。

（2）本质是两种或多种离子反应生成了在那种分散剂（即是那溶剂里）难电离的物质。

6.1.2.1 一个简单水溶液系统的分析

地下水中分布最广的七种离子是Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、和，它们被称为地下水中的主要组分或大量组分，在一般情况下，这七种离子在地下水中的含量占绝对优势，决定着地下水的化学类型。下面即以含有上述离子的多组分水溶液系统为例，来说明水溶组分平衡分布计算的基本方程。

如表6-1-2所示，由上述7种离子所形成的水溶液系统中共有26种组分存在形式，其中基本组分9种、衍生组分17种。若以TC表示水溶液中所有含碳酸根组分的化学分析浓度（摩尔浓度）之和，以TNa、TK、TCa、TMg、TS和TCl依次表示Na+、K+、Ca2+、Mg2+、和Cl-的水质分析结果，由于水溶液中化学组分的分析浓度反映了该组分在水溶液中各种存在形式的含量总和，因此有：

水文地球化学

以上各式中方括弧标记组分的摩尔浓度。由于水溶液的pH值可直接测定，所以溶液中H+和OH-离子的浓度可分别由下述公式计算（未考虑活度系数的影响）：

水文地球化学

式（6-1-9）中Kw为水的电离常数

这样根据基本组分的质量守恒关系便组成了7个方程（方程（6-1-1）～（6-1-7），在这7个方程中共有24个未知数，其中7个未知数是基本组分的浓度，其他17个未知数是衍生组分的浓度，所以仅根据这7个方程还不能确定水溶组分的平衡分布。根据水溶液中由基本组分形成衍生组分的化学反应处于平衡状态的假设，可以列出另外的17个方程来，从而把衍生组分的浓度用基本组分的浓度表示出来。例如含有基本组分Ca2+的所有衍生组分的浓度可用基本组分的浓度依次表示为（这里假定所有组分的活度系数均等于1，至于活度系数的影响，后面将详细论述）：

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把式（6-1-10）～（6-1-13）代入式（6-1-3）得：

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同理，对于其他衍生组分，其浓度也可以用相应反应的平衡常数及基本组分的浓度表示出来，将衍生组分浓度的这种表达式依次代入式（6-1-1）、（6-1-2）和式（6-1-4）～（6-1-7）得：

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考察方程（6-1-14）～（6-1-20）可知，在这7个方程中，共含有7个未知数，它们分别是基本组分Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、的浓度。这样，方程（6-1-14）～（6-1-20）便组成了含有7 个方程、7 个未知数的非线性方程组，这便是水溶组分平衡分布计算的基本方程，使用一定的数值方法求解该非线性方程组便可得到各基本组分的浓度，将其代入形如式（6-1-10）～（6-1-13）的衍生组分浓度计算式中即可求得所有衍生组分的浓度

6.1.2.2 基本方程的数学表述

为了便于在计算机上求解，需用简洁的数学关系式把由方程（2-2-14）～（2-2-20）所组成的方程组表示出来。在水文地球化学研究中，这一过程可通过把由基本组分形成衍生组分的化学反应写成表6-1-2中所列的那种形式，同时引入了第k种基本组分相对第j种衍生组分的化学计量数Pk，j，来完成。Pk，j的定义为：Pk，j在数值上等于1摩尔的第j种衍生组分完全分解时所形成的第k种基本组分的摩尔数，对于分解反应的生成物，Pk，j为正数，对于分解反应的反应物，Pk，j为负数，而对于未参加反应的组分，Pk，j等于0。表6-1-3列出了表6-1-2中各基本组分相对所有衍生组分的化学计量数的数值，表中zk为基本组分的价数，zj为衍生组分的价数。按照这一定义，若用A1、A2、…、Am表示水溶液中的基本组分，用a1、a2、…、am依次表示其浓度，用Y1、Y2、…、Yn表示衍生组分，用c1、c2、…、cn分别表示其浓度。这样，水溶液中由基本组分形成衍生组分的化学反应可统一表示为：

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例如，对于第7种衍生组分来说，按照表6-1-3中的编号，由于1摩尔的完全分解时分别形成了1 摩尔的第2 种基本组分和1 摩尔的第6种基本组分（Ca2+），故：

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表6-1-3 化学计量数Pk，j数值表

又因为1摩尔的第7种衍生组分完全分解时除了形成1摩尔的第2种和第6种基本组分外，不形成其他基本组分，或者说形成了0摩尔的其他基本组分，所以有：

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因此，对于第7种衍生组分，Pk，j可表示为：

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这样，对第7种衍生组分应用式（6-1-21）有：

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即

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同理，对于第13种衍生组分有：

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应用式（6-1-21）得：

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即

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当反应（6-1-21）达到平衡状态时，其平衡常数Kj可用基本组分与衍生组分的浓度表示为（这里假定溶液中各组分的活度系数均等于1）：

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例如，对于第14种衍生组分，由于：

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所以有：

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即

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由式（6-1-22）可得：

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式（6-1-23）即为根据基本组分浓度计算衍生组分浓度的通式。

若第k种基本组分的化学分析浓度为Tk，则有如下的质量守恒方程成立：

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例如当k=6时，由于在表6-1-2所列的所有衍生组分中，只有1摩尔的第7、11、13、15种衍生组分完全分解时能够形成1摩尔的第6种基本组分，而其他衍生组分的分解是不能形成第6种基本组分的，或者说1摩尔的其他衍生组分分解时形成了0摩尔的第6种基本组分，因此有：

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代入式（6-1-24）有：

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即

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将式（6-1-23）代入式（6-1-24）得：

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方程（6-1-25）即是水溶组分平衡分布计算的基本方程，方程中含有m个未知数（a1，a2，…，am），同时也有m个方程，因此可以求得唯一的一组解