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必修一知识点总结
　1．Na2O与Na2O2的比较

Na2O
Na2O2
颜色、状态
白色固体
淡黄色固体
属　　类
碱性氧化物
过氧化物
电子式
Na+[]2-Na+
Na+[]2-Na+
与水反应
Na2O＋H2O＝2NaOH
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2
与二氧化碳反应
Na2O＋CO2＝Na2CO3
2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
稳定性
不稳定，与O2反应2Na2O＋O2＝2Na2O2
相对稳定
特　　性

强氧化性、漂白性
用　　途
制NaOH
作漂白剂和生氧剂(用于潜水、航空)
2．Na2CO3与NaHCO3的比较　

碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
颜色状态
白色粉末(Na2CO3·10H2O为无色晶体)
白色细小晶体
俗　　名
纯碱、苏打
小苏打
溶解性
易溶于水
溶解度较Na2CO3小
热稳定性
相对稳定(Na2CO3·10H2O易失水风化)
不稳定2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与酸反应
Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋CO2↑＋H2O
(向该盐溶液中滴加盐酸，反应分步进行)
NaHCO3＋HCl＝NaCl＋CO2↑＋H2O，剧烈
与碱反应
与石灰水反应，与NaOH不反应
与石灰水、NaOH均反应
制　　法
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
NH3＋NaCl＋CO2＋H2O＝NaHCO3↓＋NH4Cl
用　　途
制玻璃、肥皂、造纸、纺织、洗涤等
发酵粉、治疗胃病、泡沫灭火器
相互转变
Na2CO3NaHCO3
3镁、铝化学性质及用途比较

镁
铝
与非金属反应
与X2、O2、S、N2等反应，如：
Mg＋SMgS,2Mg＋O22MgO
与X2、O2、S等反应，如：
2Al＋3SAl2S3，4Al＋3O22Al2O3
与酸反应
Mg＋2H+＝Mg2+＋H2↑，与氧化性酸浓H2SO4、HNO3反应较为复杂
2Al＋6H+＝2Al3+＋3H2↑，室温时，在浓硫酸、浓硝酸中钝化
与水反应
Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
生成的Mg(OH)2能使酚酞试液变红
去掉氧化膜的Al与沸水缓慢反应
2Al＋6H2O2Al(OH)3＋3H2↑
与碱反应
不反应
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
与氧化物反应
(干态置换)
2Mg＋CO22MgO＋C
镁着火，不能用CO2灭之
2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe
(铝热反应)
用　　途
照明弹，制合金等
导线、电缆、炊具、化工、合金
　　2．Al2O3
　　Al2O3是一种白色难熔的物质，不溶于水，是冶炼金属铝的原料，也是一种比较好的耐火材料。是典型的两性氧化物，Al2O3＋6H+＝2Al3+＋3H2O，Al2O3＋2OH-＝2AlO2-＋H2O
　　3．Al(OH)3
　　Al(OH)3是几乎不溶于水的白色胶状物质，能凝聚水中的悬浮物，又能吸附色素，是典型的两性氢氧化物，在酸或强碱中都能溶解
　　4．“铝三角”及其应用――典型复分解关系

　　(1)“铝三角”系指Al3+、Al(OH)3、AlO2-相互依存的三角关系；有关离子方程式为：
　　Al3+＋3OH-＝Al(OH)3↓或Al3+＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4+
　　Al(OH)3＋OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋4H+＝Al3+＋2H2O；
　　Al3+＋4OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓
　　或AlO2-＋CO2＋2H2O＝Al(OH)3＋HCO3-，Al(OH)3＋3H+＝Al3+＋3H2O
　　(2)应用 　　①制取Al(OH)3，最好用铝盐与氨水作用或将CO2通人偏铝酸盐中；
②离子共存问题：Al3+与S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因相互促进水解而不能大量共存，AlO2-与H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。有关离子方程式如下：
　　　Al3++3AlO2-＋6H2O＝4Al(OH)3↓，Al3+＋3HCO3-＝Al(OH)3↓＋CO2↑，2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
　　　AlO2-＋NH4+＋H2O＝Al(OH)3↓＋NH3↑，3AlO2-＋Fe3+＋6H2O＝3Al(OH)3↓＋Fe(OH)3↓
　　5．铝的图像
　　(1)向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量。图1所示。
　　(2)向AlCl3溶液中滴加氨水至过量。图2所示。
　　(3)向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量。图3所示。
　　(4)向NaAlO2溶液中滴加盐酸直至过量。图4所示。
　　(5)向盐酸中滴入NaAlO2溶液直至过量。图5所示。
　　(6)向NaAlO2溶液中通人CO2直至过量。图6所示。

　　6．既能与酸又能与碱反应的物质
　　⑴某些单质如Al、Si等；
　　⑵两性氧化物如Al2O3；
　　⑶两性氢氧化物如Al(OH)3；
　　⑷弱酸的铵盐如CH3COONH4、(NH4)2CO3、(NH4)2S等；
　　⑸多元弱酸的酸式盐如NaHCO3、NaH2PO4等；
　　⑹氨基酸、蛋白质等。
　　7．铁的性质铁位于周期表中第四周期第Ⅷ族，常见的化合价有＋2、＋3价。化学性质比较活泼，能与许多物质发生化学反应：
　　①与非金属反应，3Fe＋2O2Fe3O4、2Fe＋3Cl22FeCl3、Fe＋SFeS；
　　②与水反应，3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2；
　　③与酸反应，Fe＋2H+＝Fe2+＋H2↑，常温下与浓硫酸、浓硝酸发生钝化；
　　④与某些盐溶液的反应，如Fe＋Cu2+＝Fe2+＋Cu。
　　8．铁的重要化合物
　　(1)氧化物，铁南主要氧化物有FeO、Fe2O3、Fe3O4等，其性质见下表：
铁的氧化物
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗　　名
――
铁红
磁性氧化铁
色　　态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
稳定性
不稳定
稳定
稳定
水溶性
不溶
不溶
不溶
与HCl反应
FeO+2HCl=FeCl2+H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
Fe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O
与CO反应
FexO2＋yCOyCO2＋xFe
与Al反应
3FexOy＋2yAlyAl2O3＋3xFe

　　①三种氧化物中Fe3O4最为稳定，Fe3O4在Fe的表面能起到保护作用，防止生锈。
　　②Fe3O4可写成FeO·Fe2O3；
　　③FeO遇到强氧化性的酸如HNO3等发生氧化还原反应。
　　(2)铁的氢氧化物
铁的氢氧化物
Fe(OH)2弱碱
Fe(OH)3弱碱
色　　态
白色固体
红褐色固体
稳定性
不稳定，在空气中易被氧化
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3
白色→灰绿色→红褐色
受热分解
2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
与酸反应
Fe(OH)2＋2H+=Fe2+＋2H2O
Fe(OH)3＋3H+=Fe3+＋3H2O
制　　备
相应盐与氨水或强碱作用
Fe2+＋2OH-＝Fe(OH)2↓
相应盐与氨水或强碱作用
Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓

　　Fe(OH)2在水中稳定存在的寿命只有几秒钟。在实验室制取Fe(OH)2时，一定要用新制的Fe2+盐和NaOH溶液，且滴管末端插入试管的液面下，再滴加NaOH溶液。Fe(OH)2与氧化性酸发生氧化还原反应；Fe2+在水溶液中显浅绿色，Fe3+在水中呈黄色。
　　(3)铁及其化合物间的相互转化――铁三角，典型的氧化还原反应
　　注：
　　①Fe遇到强氧化剂时，直接被氧化成Fe3+，而遇到弱氧化剂时，被氧化成Fe2+，同样Fe2+只有碰到强氧化剂才能被氧化成Fe3+。

②常见Fe2+转变为Fe3+的离子方程式有：
　　　2Fe2+＋X2＝2Fe3+＋2X-(X＝Cl、Br)
　　　4Fe2+＋4H+＋O2＝4Fe3+＋2H2O
　　　2Fe2+＋H2O2＋2H+＝2Fe3+＋2H2O
　　　3Fe2+＋4H+＋NO3-＝3Fe3+＋2H2O＋NO↑
　　③常见Fe3+转化为Fe2+的离子方程式有：
　　　2Fe3+＋Fe＝3Fe2+，2Fe3+＋2I-＝I2＋2Fe2+，2Fe3+＋SO2+2H2O＝2Fe2+＋SO42-＋4H+
　　9．Fe2+、Fe3+的检验
　　方法一：加入强碱或氨水溶液，立即产生红褐色沉淀的为Fe3+，而产生白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀的为Fe2+；
　　方法二：滴入KSCN溶液，溶液变成红色的为Fe3+，而无明显现象的为Fe2+。
　　1．非金属元素在周期表中的位置
　　在目前己知的112种元素中，非金属元素共有22种。除氢外，非金属元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F为非金属性最强的元素。
　　2．非金属元素的原子结构特征及化合价
　　(1)与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子的最外层电子数较多(一般为4～8个，H为1个，He为2个，B为3个)，次外层都是饱和结构(2、8或18电子结构)。
　　(2)与同周期的金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
　　(3)最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减8；S、N、Cl等还呈现变价。
　　3．非金属单质
　　(1)组成与同素异形体
　　非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、N2、O2、X2等；多原子分子的P4、S8、O3、C60等。同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨、C60等。它们同素异形体。
　　(2)聚集状态及晶体类型
　　常温下有气态(H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等)；液态(Br2)；固态(硫、磷、硅、碳等)。常温下是气态，液态的非金属单质和部分固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。
　　非金属单质的活动性有别于元素的非金属性。
　　元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：
　　①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强。
　　②核电荷数：同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。
　　③最外层电子数：原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。
　　但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合(如NN等)，当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。如：按元素的非金属性：O>Cl；N>Br，而单质的活泼性：O2<Cl2；N2<Br2。
　　(3)非金属单质的制备
　　①原理：化合态的非金属有正价态或负价态。
　　②方法：
　　A．氧化剂法：如MnO2+4HCl(浓)MnO2+Cl2↑+2H2O，2Br-Br2，HCl(g)Cl2(地康法制Cl2)
　　B．还原剂法：如SiO2Si，H2SO4(稀)H2↑
　　C．热分解法：如KClO3O2↑，CH4C+H2
　　D．电解法：如电解水制H2、O2，氯碱工业制Cl2。
　　E．物理法：如工业上分离液态空气得N2(先)、O2(后)。
　　4．非金属氢化物
　　(1)非金属氢化物的结构特点
　　①ⅣA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；ⅥA—H2R为“V”型，极性分子；ⅦA—HR直线型，极性分子。
　　②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
　　(2)非金属氢化物的化学性质
　　①稳定性及水溶液的酸碱性。
　　非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般元素的非金属性越强，跟氢化合能力越强，生成的气态氢化物越稳定。因此气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。

酸性增强；单质与氢气化合能力增强
　　②还原性
　　A．与O2：NH3→NO，H2S→SO2(或S)，HCl→Cl2
　　B．与Cl2：H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2
　　C．与Fe3+：H2S→S，HI→I2
　　D．与氧化性酸：H2S+H2SO4(浓)→SO2+H2O，HBr、HI分别与浓H2SO4及浓(稀)HNO3反应。
　　E．与强氧化剂：H2S、HCl等可与KMnO4(酸化)作用。
　　(3)非金属氢化物的制取
　　①单质与H2化合(工业)：如HCl、NH3等，PH3、SiH4、CH4、H2S等也能通过化合反应生成，但比较困难，一般由其他方法制备。
　　②复分解法(实验室)：如FeSH2S，NH4ClNH3
　　③其他方法：如CH3COONa+NaOHCH4↑+Na2CO3，制C2H2、C2H4等。
　　5．非金属氧化物的通性
　　(1)除SiO2是原子晶体以外，其他非金属氧化物固态时都是分子晶体，所以它们的熔沸点差别较大。
　　(2)许多非金属低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等都有毒，不能随便排放于大气中。
　　(3)非金属氧化物大都为酸性氧化物--酸酐(NO、CO、NO2不属于酸酐)，除SiO2外，其他酸性氧化物易与水化合生成相应的含氧酸。
　　(4)不成盐氧化物(如CO、NO)不溶于水，也不与酸、碱反应生成盐和水。
　　6．最高价氧化物对应的酸的组成和酸性
　　(1)最高价氧化物对应的酸的组成

　　(2)酸性强弱规律
　　①对于同种非金属形成的不同含氧酸，其非金属价态越高，酸性越强。如：
　　　HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2
　　②证明酸性强弱顺序，可用“强酸制弱酸”的规律。如：
　　　Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓(水玻璃敞口放置变浑浊)
　　　Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO(漂白粉遇CO2产生HClO)
　　③常见酸的酸性强弱顺序：　　

2．卤族元素――典型的非金属
　　氯是典型的非金属元素，原子的最外层有七个电子。氯气具有强氧化性，能与大多数金属、氢气、水、碱发生反应。实验室常用二氧化锰和浓盐酸共热制氯气，发生装置为固液加热制气型，用向上排空气法或排饱和食盐水法收集，多余氯气用氢氧化钠溶液吸收。
　　2．漂粉精的制备与使用
　　工业用氯气和石灰乳作用制漂粉精，有效成分是Ca(ClO)2。漂白时与空气中CO2、H2O或稀盐酸作用生成HClO而起漂白作用，故应密封保存漂粉精。
　　3．氯离子的检验方法．
　　检验Cl-时，先在待检溶液中滴人少量稀硝酸将其酸化(排除CO32-等离子的干扰)，再滴人AgNO3溶液，如产生白色沉淀，既可判断该溶液中含Cl-。
　　4．卤素的原子结构与单质性质的递变规律
　　卤原子的最外层都有7e-，随着原子序数的增加，非金属性减弱，单质的氧化性减弱。卤素单质的颜色加深，密度增大，熔沸点升高，单质与氢气的反应由易到难，生成的气态氢化物的稳定性减弱、酸性增强、还原性增强；与水反应的程度由大到小。按Cl2、Br2、I2的顺序，前面的卤素能把后面的卤素从它们的卤化物中置换出来。
　　5．卤素单质及其化合物的特殊性
　　氟元素只有-1价，无正化合价；氟气与水剧烈反应放出氧气；氢卤酸中只有氢氟酸为弱酸；卤化银中只有氟化银无感光性。液溴是深红棕色液体，唯一的液态非金属，易挥发为红棕色的溴蒸气；溴需保存在棕色试剂瓶中并加少量水以形成液封。碘是紫黑色固体，易升华为紫色的碘蒸气；游离态碘遇淀粉呈特殊蓝色。溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂。
　　6．卤化银的性质与应用
　　AgCl、AgBr、AgI分别为白色、淡黄色、黄色，均不溶于水和稀硝酸(可用于检验Cl-、Br-、I-)；都有感光性；其中AgBr用于照相，AgI用于人工降雨。
分散系
溶液
浊液
胶体
分散质粒子的直径
<1nm
>100nm
1nm—100nm
分散质粒子
单个小分子或离子
巨大数目分子集合体
许多分子集合体或高分子
实例
酒精、氯化钠溶液
石灰乳、油水
Fe(OH)3胶体、淀粉溶液
外观
均一、透明
不均一、不透明
均一、透明
稳定性
稳定
不稳定
较稳定
能否透过滤纸
能
不能
能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔效应
静置分层
丁达尔效应
二、胶体的制备
　　1．物理分散法
　　如研磨(制豆浆、研墨)法、直接分散(制蛋白胶体)法、超声波分散法、电弧分散法等。
　　2．化学反应法
　　(1)水解法
　　如向20mL煮沸的蒸馏水中滴加1mL—2mLFeCl3饱和溶液，继续煮沸一会儿，得红褐色的Fe(OH)3胶体。

　　(2)复分解法
　　①向盛有10mL 0.01mol/LKI的试管中，滴加8—10滴0.01mol/LAgNO3溶液，边滴边振荡，得浅黄色AgI胶体。
　　AgNO3十KI=AgI(胶体)十KNO3
　　②在一支大试管里装入5mL—10mL1mol/LHCl，加入1mL水玻璃，然后用力振荡即可制得硅酸溶胶。
　　Na2SiO3十2HCl十H2O=2NaCl十H4SiO4(胶体)
　　除上述重要胶体的制备外，还有：
　　①肥皂水(胶体)：它是由C17H35COONa水解而成的。
　　 。
　　②淀粉溶液(胶体)：可溶性淀粉溶于热水制得。
　　③蛋白质溶液(胶体)：鸡蛋白溶于水制得。
　　三、胶体的提纯——渗析法
　　将胶体放入半透膜袋中，再将此袋放入蒸馏水中，由于胶粒直径大于半透膜的微孔，不能透过半透膜，而小分子或离子可以透过半透膜，使杂质分子或离子进入水中而除去。如果一次渗析达不到纯度要求，可以把蒸馏水更换后重新进行渗析，直至达到要求为止。
　　半透膜的材料：蛋壳内膜，动物的肠衣、膀胱等。
　　1．渗析与渗透的区别
　　渗析：分子、离子通过半透膜，而胶体粒子不能通过半透膜的过程。
　　渗透：是低浓度溶液中溶剂分子通过半透膜向高浓度溶液方向扩散的过程，而溶质分子不能通过半透膜。
　　2．血液透析原理
　　医学上治疗由肾功能衰竭等疾病引起的血液中毒时，最常用的血液净化手段是血液透析。透析原理同胶体的渗析类似。透析时，病人的血液通过浸在透析液中的透析膜进行循环,血液中重要的胶体蛋白质和血细胞不能透过透析膜，血液内的毒性物质则可以透过，扩散到透析液中而被除去。
　　1．关于电解质和非电解质
　　(1)电解质和非电解质必须是化合物，单质及混合物(如Cl2、食盐水)既不是电解质也不是非电解质。
　　(2)有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致，所以CO2是非电解质，H2CO3才是电解质。
　　(3)有些化合物水溶液不能导电，如BaSO4、AgCl溶液等，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。
　　2．关于强电解质和弱电解质
　　(1)属于强电解质的有：
　　①强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；
　　②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等；
　　③大多数盐类：NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。
　　④活泼金属的氧化物：如Na2O、K2O等
　　(2)属于弱电解质的有：
　　①中强酸和弱酸：H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；
　　②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等；
　　③水及两性氢氧化物：H2O、Al(OH)3
　　④少数盐，如AlCl3等。
　　(3)要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。
　　(4)电离方程式的书写：
　　①强电解质：完全电离，用等号“＝”，如：
　　　H2SO4＝2H++SO42-
　　　Ba(OH)2=Ba2++2OH-
　　　CH3COONH4=CH3COO-+NH4+
　　②弱电解质：部分电离，用可逆号“ ”，如：
　　　多元弱酸分步电离：

　　　多元弱碱也是分步电离，但书写时可一步写完：

离子方程式的书写规则
　　<1>在离子方程式书写时，同时符合①易溶于水，②完全电离两个条件的强电解质（即：强酸、强碱、可溶性盐）拆开成离子形式，其他（包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体）一律写化学式。
　　(1)难电离物质包括：
　　①弱酸：H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；②中强酸：HF、H2SO3、H3PO4等；
　　③弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；④中性物质：H2O；
　　⑤两性物质：Al(OH)3等。
　　(2)难溶物：详见课本溶解性表。
　　(3)单质：Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。
　　(4)氧化物：CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。
　　(5)所有气体，如：NH3
　　<2>在离子方程式中，微溶物（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析
　　(1)微溶物在生成物中要写成化学式。
　　(2)微溶物在反应物中如果以溶液形式存在(浓度小，如澄清石灰水)，要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在(浓度大，如石灰乳)，要写成化学式。
　　<3>酸式盐的写法
　　在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是弱酸的酸式根则不能拆开写，如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆开写。
　　<4>不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式
　　　如实验室制NH3：

　　　实验室制HCl：

　　　均不能写成离子方程式。
　离子能否大量共存的判断
　　离子之间能否大量共存，实际是判断离子之间能否发生化学反应，若不发生反应即可共存，若反应则不能共存。
　　(1)在强酸性条件下(即有大量H+)，不能共存的离子有：OH-(大量)、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即：OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与H＋共存。
　　(2)在强碱性条件下(即有大量OH-)；不能共存的离子有：H+(大量)、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：H＋及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与OH－共存。
　　(3)相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。
　　(4)相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+(加热)等。
　　(5)相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。
　　(6)离子间发生氧化还原反应的不能共存，如H+跟NO3-、Fe2+，H+跟MnO4-、Cl-，S2-跟ClO-、H+(OH-)，Fe3+跟I-或S2-，H+跟S2O32-，H+跟S2-、SO32-等。
　　(7)离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如S2-和Al3+，Fe3+和CO32- (HCO3-)，Al3+和CO32-(HCO3-)，NH4+和SiO32-等。
　　(8)离子间能相互形成络合物的不能共存，如Fe3+和SCN-，Fe3+和C6H5O-等。
与量有关的离子方程式
　　在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量不同而发生不同的反应，此时，离子方程式也会不同。
　　书写的基本原则是：不足量者完全反应；或该反应的所有离子均参加反应时，则要符合该反应物的化学式中各离子的个数比。而过量的反应物的离子的用量随意选用。
　　现将常见的反应举例如下：
　　⑴某些氧化还原反应：
　　例如：
　　①FeBr2溶液与不同量的氯水混合，
　　　当氯水足量时：2Fe2++4Br-+3C12＝2Fe3++2Br2+6Cl-
　　　当氯水少量时：2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl-
　　　(因为Fe2+的还原能力比Br-强，所以当氯水少量时将先氧化Fe2+)
　　　当FeBr2与C12为1∶1时：2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-
　　②FeCl3溶液与不同量的Na2S溶液混合
　　　当Na2S溶液少量时：2Fe3++S2-＝2Fe2++S ↓
　　　当Na2S溶液过量时：2Fe3++3S2-＝2FeS(黑)↓ +S↓
　　③氯气与碱溶液的反应

　　⑵铝盐溶液(或锌盐溶液)和强碱溶液的反应
　　　如：

　　⑶偏铝酸盐(或锌酸盐)和强酸的反应
　　　如：

　　⑷部分显碱性的盐溶液与CO2气体的反应。

　　　此处NaAlO2可被Na2SiO3等盐代替。
　　⑸酸性氧化物与碱溶液反应。
　　　如：

　　　类似有SO2、SO3、P2O5与碱的反应。
　　⑹多元酸(如：H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等)与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。
　　　如：

　　　再如 将NaOH溶液滴入H3PO4中(NaOH由少量到足量），相继发生如下反应：

　　⑺酸式盐与碱溶液的反应。
　　如：
　　①Ba(OH)2与NaHSO4溶液混合，当NaHSO4溶液足量和少量时有以下两种写法。
　　　NaHSO4溶液足量时，Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
　　　NaHSO4溶液少量时，Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
　　②Ca(HCO3)2与NaOH溶液混合，当NaOH溶液的量不同时亦出现以下几种写法。
　　　NaOH溶液足量时，Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32-
　　　NaOH溶液少量时，Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O
　　　n[Ca(HCO3)2]∶n(NaOH)=2∶3时，2Ca2++3HCO3-+3OH-=2CaCO3↓+CO32-+3H2O
　③Mg(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应
　　该反应除了要考虑反应物的量的关系外还要考虑 ① Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的溶解度要小，反应后生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3， ② OH－先与Mg2+反应后与HCO3－反应。
　　Ⅰ、当n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH)≤1∶4时，即NaOH足量。
　　　　Mg2++2HCO3－+4OH－=Mg(OH)2↓+2CO32－+2H2O
　　Ⅱ、当n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH)≥1∶2时，即NaOH不足。
　　　　Mg2++2OH－=Mg(OH)2↓
　　Ⅲ、当1∶4<n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH) ≤1∶3时，如n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH) ＝1∶3
　　　　Mg2++HCO3－+3OH－=Mg(OH)2↓+CO32－+H2O
　　Ⅳ、当1∶3＜n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH)＜1∶2时，如n[Mg(HCO3)2]∶n(NaOH) ＝5∶12
　　　　5Mg2++2HCO3－+12OH－=5Mg(OH)2↓+2CO32－+2H2O
　　⑻铁和稀HNO3(或其他氧化性的酸)的反应。

　　⑼弱酸酸式盐与NaHSO4溶液反应。

　　⑽部分多元弱酸盐(如Na2S、Na2CO3、Na2SO3)与强酸的反应

　　⑾硝酸银和氨水的反应。

　　例　 完成下列反应的离子方程式：
　　(1)向NaHCO3溶液中滴入少量Ca(OH)2；
　　(2)向NaHCO3溶液中滴入过量Ca(OH)2。
　　这两个反应的实质是：HCO3-与OH-反应生成CO32-和H2O，Ca2+再与CO32-反应。(1)中HCO3-过量，与OH-反应生成CO32-和H2O，OH- 不剩余，而CO32-与Ca2+结合后还有剩余，生成Na2CO3。(2)中OH- 过量，把所有的HCO3-均变为CO32-，由于Ca2+过量，所以又把所有的CO32-转变为CaCO3，过量的OH-与NaHCO3电离产生的钠离子结合成NaOH。所以化学方程式为：
　　(1)Ca(OH)2+2NaHCO3＝CaCO3 ↓+Na2CO3+2H2O
　　(2)Ca(OH)2+NaHCO3＝CaCO3 ↓+NaOH+H2O
　　从化学方程式的书写中也能看出两者量的关系，故离子方程式为：
　　(1)Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3 ↓+CO32- +2H2O
　　(2)Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3 ↓+H2O
　　1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存
　　(1)有气体产生。例如：CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根或酸式根与H+不能大量共存。
　　(2)有沉淀生成。例如：Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与Cl-、Br-、I-等不能大量共存。
　　(3)有弱电解质生成。
　　①碱OH-、弱酸的酸根或弱酸的酸式根CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；
　　②酸式弱酸根，例如：HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-及弱碱的阳离子如NH4+、Al3+、Fe2+等不能与OH-大量共存。
　　2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存
　　(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。例如：S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
　　(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。例如：MnO4-、Cr2O72-、NO3-、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2S-+SO32-+6H+＝3S↓+3H2O反应不能共存。H+与S2O32-不能大量共存。
　　3．水解不能大量共存
　　一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。例如：AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；再如：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。例如：3AlO2-+Al3++6H2O＝4Al(OH)3↓等。具体如下：
　　①Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等相互促进水解不能大量共存。
　　②弱碱金属阳离子和NH发生水解，溶液呈酸性，就不能与OH－大量共存。如：NH、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Al3＋、Zn2＋等均不能与碱共存。
　　③弱酸根离子易与H+结合生成弱酸，故不能与H+大量共存。如：CO ，S2－，AlO，SiO ，CH3COO－，C6H5O－等。
　　4．弱酸的酸式酸根离子，既不能与大量H+共存，也不能与大量OH－共存。如：HCO，HS－，H2PO，HPO等均不能同H＋和OH－大量共存。
　　5．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存
　　　 例如：Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。
　　①无色溶液中一定不含Cu2＋，Fe3＋，Fe2＋，MnO
　　②强碱性溶液中一定含OH－离子。
　　③强酸性溶液中一定含H＋离子。④“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，并不意味着溶液无色。