主要是看离子间能否相互反应生成沉淀、气体、更难电离的物质 以及氧化还原反应
（1）发生复分解反应生成难溶物、挥发性物质和难电离物质时不能大量共存。如：
① 若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微容物性盐，就不能大量共存。如常见的Ba 2+、Ca 2+ 与CO 32－、SO 32－、SO 42－、PO 43－、SiO 32－等；再如常见的Ag + 与Cl －、Br －
、I －、PO 43－、CO 32－、SO 42－、S 2－等。
② 弱碱的阳离子不能与OH －大量共存。如常见的Fe 2+、Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Ag +、Mg 2+、Al 3+、Zn 2+等与OH －不能大量共存。
③ 弱酸根阴离子不能与H + 大量共存。如常见的CH 3COO －、F －、CO 32－、SO 32－、S 2－、PO 43－等与H + 不能大量共存。
④弱酸的酸式阴离子与H + 或OH －均不能大量共存。如常见的HCO 3－、HSO 3－、HS －、H 2PO 4－、HPO 42－等既不能与H + 大量共存也不能与OH －大量共存。 （2）若离子间能发生氧化还原反应，也不能大量共存。如：
① 在酸性条件下，MnO 4－具有较强的氧化性，与常见的Cl －、Br －、I －、S 2－等能发生氧化还原反应，而不能大量共存；同样，NO 3－在酸性条件下也具有较强的氧化性，与Br －、I －、S 2－、Fe 2+、SO 32－等不能大量共存。 ② 在中性条件下，NO 3－与I －、Fe 2+ 等可以大量共存。
③ 无论是在酸性或碱性条件下，ClO －都具有氧化性，与常见的还原性离子如I －、Fe 2+、S 2－、SO 32－等均不能大量共存。
（3）若阴、阳离子间发生“双水解”反应，有的促进反应进行，不能大量共存。常见的能发生“双水解”反应离子归纳如下：
① Al3+与HS －、S －、CO 32－、HCO 3－、AlO 2－、SiO 32－、ClO －等； ② Fe3+与CO 32－、HCO 3－、AlO 2－、ClO －等； ③ NH4+与AlO 2－、SiO 32－等；
发生“双水解”反应时，由于水解彻底，可用“===”连接反应物和产物，水解生成的难容物或挥发性物质要加沉淀符号“↓”或气体反符号“↑”。例如FeCl 3与NaHCO 3溶液混合的离子反应方程式为：
Fe 3+ + 3HCO3－ === Fe(OH)3↓ + 3CO2↑，该类反应要注意电荷守恒。
④ NH4+与CH 3COO －、CO 32+，Mg 2+与HCO 3－等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中可以大量共存，但加热就不能了。 （4）若离子间能形成络合物，那么就不能大量共存。如Fe 3+ 与SCN 之间就非常容易络合，因而不能大量共存。 1．一色
若题目要求是无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-、Fe(SCN)2+、Fe(C6H5O) 63-等有色离子、酸根离子或非金属单质分子I2等均不能大量共存。 2．二性
指碱性、酸性。若是酸性溶液，所有弱酸根离子和OH-不能大量共存。在中学化学中不能在酸性溶液中共存的离子有：OH-、AlO2-、CO32-、HCO3-、SiO32-、SO32-、HSO3-、S2O32-、S2-、HS-、ClO-、F-、PO43-、H2PO4-、C6H5O-、CH3COO-、-OOC-COO-、C6H5COO-、CH3CH2O-、SCN-、H2N-CH2-COO-等；若是碱性溶液，则所有弱碱阳离子及H+均不能大量共存。在中学化学中不能在碱性溶液中大量共存的是：H+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Ag+、Zn2+、Mg2+、Al3+、NH4+、HCO3-、HPO42-、H2PO4-、HSO3-、HS-、HOOC- COO-等。 3．四反应
若离子间能发生下列四种反应中的任一种，则均不能共存。 (1)发生复分解反应
离子相互直接结合生成难溶物(如AgCl 、AgBr 、BaSO4等) 、气体(如NH3、CO2等) 或弱电解质(如H2O 、HF 、H2S 等) 均不能大量共存于同一溶液中。 (2)发生氧化还原反应
两离子相遇若发生氧化还原反应，则不能共存。如Fe3+与S2-、Fe3+与I-、Fe2+与NO3- (H+)等；MnO4-、NO3- (H+)、ClO-(H+)、Cr2O72-与S2-、I-、SO32-、Fe2+不共存；酸性条件下SO32-与S2-不共存。 (3)发生双水解反应
弱碱阳离子与弱酸阴离子间因发生双水解反应，故它们不能共存，如Al3+与CO32-、SO32-、HCO3-、HSO3-、HS-、AlO2-不共存；AlO2-与Fe3+、Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、NH4+不共存；SiO32-与NH4+不共存。 (4)发生络合反应
若离子间发生络合反应生成络离子，则这些离子不能共存。如Fe3+与SCN-不共存；Ag+与NH3·H2O 分子不共存；Ag+与CN-不共存。
4．三特
离子间在同一溶液中能否大量共存，除上述普遍规律外，还有以下三种特殊情况： (1)由于水解和电离的相互影响而不能大量共存。AlO2-与HCO3-虽然均属于弱酸根离子，水溶液因水解呈碱性，但H3AlO3的酸性太弱，AlO2-的水解能力太强，含有AlO2-的水溶液中[OH-]较大，能直接与HCO3-作用生成Al(OH)3沉淀和CO32-。故AlO2-与HCO3-不能共存于同一溶液中。 与其类似的还有AlO2-与HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。
(2)具有氧化性的某些含氧酸根离子(如NO3-) 若不是在酸性溶液中，则能与某些还原性较强的离子(如S2-、I-、Fe2+等) 共存。因为这些含氧酸根离子只有在酸性条件下才能表现出强氧化性。又如：MnO4-在碱性条件下能氧化SO32-、S2O32-、S2-、I-，但不能氧化Cl-、Br-；在酸性条件下，MnO4-的氧化性很强，常温下就能氧化Cl-、Br-。
(3)水解能力弱的弱碱阳离子与弱酸根离子(如Mg2+与HCO3-、Mg2+与HSO3-等) ，可以不考虑它们之间的双水解，能共存于同一溶液中。
一、常见的离子不能大量共存的原因：
（1）发生复分解反应生成难溶物、挥发性物质和难电离物质时不能大量共存。如：① 若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微容物性盐，就不能大量共存。如常见的Ba 2+、Ca 2+ 与CO 32-、SO 32-、SO 42-、PO 43-、SiO 32-等；再如常见的Ag + 与Cl -、Br -、I -、PO 43-、CO 32-、SO 42-、S 2-等。② 弱碱的阳离子不能与OH －大量共存。如常见的Fe 2+、Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Ag +、Mg 2+、Al 3+、Zn 2+等与OH －不能大量共存。③ 弱酸根阴离子不能与H + 大量共存。如常见的CH 3COO －、F －、CO 32－、SO 32－、S 2－、PO 43－
等与H + 不能大量共存。④弱酸的酸式阴离子与H + 或OH －均不能大量共存。如常见的HCO 3－、HSO 3－、HS －、H 2PO 4－、HPO 42－等既不能与H + 大量共存也不能与OH －大量共存。（2）若离子间能发生氧化还原反应，也不能大量共存。如：① 在酸性条件下，MnO 4－具有较强的氧化性，与常见的Cl －、Br －、I －、S 2－等能发生氧化还原反应，而不能大量共存；同样，NO 3－在酸性条件下也具有较强的氧化性，与Br －－2－2+2－
、I 、S 、Fe 、SO 3等不能大量共存。
② 在中性条件下，NO 3－与I －、Fe 2+ 等可以大量共存。
③ 无论是在酸性或碱性条件下，ClO －都具有氧化性，与常见的还原性离子如I －、Fe 2+、S 2－、SO 32－等均不能大量共存。
（3）若阴、阳离子间发生“双水解”反应，有的促进反应进行，不能大量共存。常见的能发生“双水解”反应离子归纳如下：① Al3+与HS -、S -、CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、SiO 32-、ClO -等；② Fe3+与CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、ClO -等；③ NH4+与AlO 2－、SiO 32－等；发生“双水解”反应时，由于水解彻底，可用“===”连接反应物和产物，水解生成的难容物或挥发性物质要加沉淀符号“↓”或气体反符号“↑”。例如FeCl 3与NaHCO 3溶液混合的离子反应方程式为：Fe 3+ + 3HCO 3－=== Fe(OH)3↓ + 3CO 2↑，该类反应要注意电荷守恒。④ NH4+与CH 3COO －、CO 32+，Mg 2+与HCO 3－等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中可以大量共存，但加热就不能了。（4）若离子间能形成络合物，那么就不能大量共存。如Fe 3+ 与SCN 之间就非常容易络合，因而不能大量共存。
（5）不能在中性溶液中大量存在的离子，如Al 3+、Fe 3+、Cu 2+ 等弱碱性阳离子，
－2－3－
其本性是使溶液呈酸性，它们不能在中性溶液中大量存在；ClO 、CO 3、PO 4
等弱酸根阴离子，其本性是使溶液显碱性，它们不能在中性溶液中大量存在。 二、离子共存的判断方法：所谓的几种离子在同一溶液中能否共存，就是指离子之间不发生任何的反应，解决这类问题，一定要注意题目中的前提条件，现归纳如下：（1）要看清题目的问法，如“能大量共存”、“不能大量共存”还是“可能大量共存”等等。（2）弄清题目的限定条件，如：① 限定溶液的颜色，若题目限定是无色透明的，则一定没有Fe 2+（浅绿色）、Fe 3+（棕黄色）、Cu 2+（蓝色）、MnO 4－（紫色）等离子；还要注意“透明”不是“无色”。② 限定溶液酸碱性，a. “在强酸性（或pH ＝1）溶液中”，就是含有大量的H +，应把H + 考虑在内，OH －及弱酸根离子都不能大量共存。
b. “在强碱性（或pH ＝14）溶液中”，就是含有大量的OH －，应把OH －考虑在内，H +及弱碱阳离子都不能大量共存。
c.“在由水电离出c(H+) ＝ 1×10－10 mol/L的溶液中，或在由水电离出c(OH－－10
) ＝ 1×10 mol/L的溶液中”能大量共存的，就是说在酸或碱性条件下均能大量共存的离子组；
d.“在与Al 反应能产生H 2的溶液中”，其实就是说在酸或碱性条件下的溶液中(硝酸除外) ；
e.“能溶解Al 2O 3或Al(OH)3的溶液”，就是含有大量的H + 或OH －的溶液，其实就是说在强酸或强碱性条件下的溶液中；
f. “在中性溶液中”，不能在中性溶液中大量存在的离子，如Al 3+、Fe 3+、Cu 2+ 等弱碱性阳离子，其本性是使溶液呈酸性，它们不能在中性溶液中大量存在；ClO －、CO 32－、PO 43－等弱酸根阴离子，其本性是使溶液显碱性，它们不能在中性溶液中大量存在。
③ 限定反应类型
“因氧化还原反应„„”，即只考虑离子间的氧化还原反应； ④限定溶液中已存在的离子如“溶液中已存在Fe 3+、Cl －”，则OH －、SCN －、Ag + 等离子不能大量共存。
判断离子方程式书写是否正确的五条原则：
1、依据物质反应的客观事实.
释例1：铁与稀盐酸反应：
2Fe+6H＋=2Fe3＋+3H2↑(错误) ，正确的是：Fe+2H＋=Fe2＋+H2↑.
2、必须遵守质量守恒定律.
释例2：Cl2+I-=Cl-+I2(错误) ，正确的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2.
3、必须遵守电荷平衡原理.
释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2＋+Cl2=Fe3＋+2Cl-(错误) ，正确的是：2Fe2＋+Cl2=2Fe3＋+2Cl-.
4、氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理. 应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平.
5、必须遵循定组成原理(即物质中阴、阳离子组成固定).
释例4：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H＋+SO42-=BaSO4↓+H2O(错误) ，正确的是：Ba2＋+2OH-+SO42-+2H＋=BaSO4↓+2H2O.
如何判断溶液中离子能否大量共存
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：如Ba2＋与CO32-、Ag ＋与Br-、Ca2＋与SO42-和OH-、OH-与Cu2＋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-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大
量共存.
(3)生成难电离的物质：如H ＋与CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸;OH-与NH4＋、Cu2＋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；MnO4-与Cl-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.
氧化性、还原性强弱的判断
1、根据元素的化合价
物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。
2、根据氧化还原反应方程式（参照二、5）
在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则
其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
3、根据金属活动性顺序表
在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强（铂金除外）；金
属的位
置越靠后，其阳离子的氧化性就越弱。
4、根据元素周期表
同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
5、根据反应的难易程度
氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。
6、其它条件
一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。
注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
该文章转自[榆林教学资源网]： 2、书写离子方程式注意事项
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应一般不写离子方程式。如：NH4Cl 固体和Ca(OH)2固体混合加热，不能写成离子方程式，即：
(2)离子方程式中写化学式：
单质、氧化物一律写化学式（Cu 、Fe 、CuO 等）；弱酸（HF 、H2S 、H2SO3、HClO 等）；弱碱（NH3·H2O 等）；难溶于水的物质（BaSO4、CaCO3、FeS 、Fe(OH)3等）
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHSO3溶液和稀H2SO4反应：HSO3－＋H ＋＝H2O ＋SO2↑
3、离子共存的问题
(1)生成难溶或微溶物质不能大量共存。例如：Ag ＋与Cl －、Ca2＋与CO32－、Ba2＋和SO42－等。
(2)强酸中不共存的离子有氢氧根和弱酸的酸根，如：ClO －、F －、S2－、HSO3－、AlO2－、PO43－、HS －、H2PO4－、CO32－、SiO32－等。
(3)强碱中不共存的离子有：氢离子和弱碱的阳离子，如：NH4＋、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋、Mg2＋等以及弱酸的酸式酸根，如：HCO3－、HSO3－、HPO42－、HS －等。
(4)发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：Fe3＋与S2－、I －； MnO4－与S2－、I －、SO32－、Fe2＋；H ＋和NO3－与S2－、I －、Fe2＋等。
该文章转自[榆林教学资源网]：http://www.ylhxjx.com/tbfd/hxfd/bx1/200903/6091.shtml
主要是看离子间能否相互反应生成沉淀、气体、更难电离的物质 以及氧化还原反应
（1）发生复分解反应生成难溶物、挥发性物质和难电离物质时不能大量共存。如：
① 若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微容物性盐，就不能大量共存。如常见的Ba 2+、Ca 2+ 与CO 32－、SO 32－、SO 42－、PO 43－、SiO 32－等；再如常见的Ag + 与Cl －、Br －
、I －、PO 43－、CO 32－、SO 42－、S 2－等。
② 弱碱的阳离子不能与OH －大量共存。如常见的Fe 2+、Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Ag +、Mg 2+、Al 3+、Zn 2+等与OH －不能大量共存。
③ 弱酸根阴离子不能与H + 大量共存。如常见的CH 3COO －、F －、CO 32－、SO 32－、S 2－、PO 43－等与H + 不能大量共存。
④弱酸的酸式阴离子与H + 或OH －均不能大量共存。如常见的HCO 3－、HSO 3－、HS －、H 2PO 4－、HPO 42－等既不能与H + 大量共存也不能与OH －大量共存。 （2）若离子间能发生氧化还原反应，也不能大量共存。如：
① 在酸性条件下，MnO 4－具有较强的氧化性，与常见的Cl －、Br －、I －、S 2－等能发生氧化还原反应，而不能大量共存；同样，NO 3－在酸性条件下也具有较强的氧化性，与Br －、I －、S 2－、Fe 2+、SO 32－等不能大量共存。 ② 在中性条件下，NO 3－与I －、Fe 2+ 等可以大量共存。
③ 无论是在酸性或碱性条件下，ClO －都具有氧化性，与常见的还原性离子如I －、Fe 2+、S 2－、SO 32－等均不能大量共存。
（3）若阴、阳离子间发生“双水解”反应，有的促进反应进行，不能大量共存。常见的能发生“双水解”反应离子归纳如下：
① Al3+与HS －、S －、CO 32－、HCO 3－、AlO 2－、SiO 32－、ClO －等； ② Fe3+与CO 32－、HCO 3－、AlO 2－、ClO －等； ③ NH4+与AlO 2－、SiO 32－等；
发生“双水解”反应时，由于水解彻底，可用“===”连接反应物和产物，水解生成的难容物或挥发性物质要加沉淀符号“↓”或气体反符号“↑”。例如FeCl 3与NaHCO 3溶液混合的离子反应方程式为：
Fe 3+ + 3HCO3－ === Fe(OH)3↓ + 3CO2↑，该类反应要注意电荷守恒。
④ NH4+与CH 3COO －、CO 32+，Mg 2+与HCO 3－等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中可以大量共存，但加热就不能了。 （4）若离子间能形成络合物，那么就不能大量共存。如Fe 3+ 与SCN 之间就非常容易络合，因而不能大量共存。 1．一色
若题目要求是无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-、Fe(SCN)2+、Fe(C6H5O) 63-等有色离子、酸根离子或非金属单质分子I2等均不能大量共存。 2．二性
指碱性、酸性。若是酸性溶液，所有弱酸根离子和OH-不能大量共存。在中学化学中不能在酸性溶液中共存的离子有：OH-、AlO2-、CO32-、HCO3-、SiO32-、SO32-、HSO3-、S2O32-、S2-、HS-、ClO-、F-、PO43-、H2PO4-、C6H5O-、CH3COO-、-OOC-COO-、C6H5COO-、CH3CH2O-、SCN-、H2N-CH2-COO-等；若是碱性溶液，则所有弱碱阳离子及H+均不能大量共存。在中学化学中不能在碱性溶液中大量共存的是：H+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Ag+、Zn2+、Mg2+、Al3+、NH4+、HCO3-、HPO42-、H2PO4-、HSO3-、HS-、HOOC- COO-等。 3．四反应
若离子间能发生下列四种反应中的任一种，则均不能共存。 (1)发生复分解反应
离子相互直接结合生成难溶物(如AgCl 、AgBr 、BaSO4等) 、气体(如NH3、CO2等) 或弱电解质(如H2O 、HF 、H2S 等) 均不能大量共存于同一溶液中。 (2)发生氧化还原反应
两离子相遇若发生氧化还原反应，则不能共存。如Fe3+与S2-、Fe3+与I-、Fe2+与NO3- (H+)等；MnO4-、NO3- (H+)、ClO-(H+)、Cr2O72-与S2-、I-、SO32-、Fe2+不共存；酸性条件下SO32-与S2-不共存。 (3)发生双水解反应
弱碱阳离子与弱酸阴离子间因发生双水解反应，故它们不能共存，如Al3+与CO32-、SO32-、HCO3-、HSO3-、HS-、AlO2-不共存；AlO2-与Fe3+、Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、NH4+不共存；SiO32-与NH4+不共存。 (4)发生络合反应
若离子间发生络合反应生成络离子，则这些离子不能共存。如Fe3+与SCN-不共存；Ag+与NH3·H2O 分子不共存；Ag+与CN-不共存。
4．三特
离子间在同一溶液中能否大量共存，除上述普遍规律外，还有以下三种特殊情况： (1)由于水解和电离的相互影响而不能大量共存。AlO2-与HCO3-虽然均属于弱酸根离子，水溶液因水解呈碱性，但H3AlO3的酸性太弱，AlO2-的水解能力太强，含有AlO2-的水溶液中[OH-]较大，能直接与HCO3-作用生成Al(OH)3沉淀和CO32-。故AlO2-与HCO3-不能共存于同一溶液中。 与其类似的还有AlO2-与HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。
(2)具有氧化性的某些含氧酸根离子(如NO3-) 若不是在酸性溶液中，则能与某些还原性较强的离子(如S2-、I-、Fe2+等) 共存。因为这些含氧酸根离子只有在酸性条件下才能表现出强氧化性。又如：MnO4-在碱性条件下能氧化SO32-、S2O32-、S2-、I-，但不能氧化Cl-、Br-；在酸性条件下，MnO4-的氧化性很强，常温下就能氧化Cl-、Br-。
(3)水解能力弱的弱碱阳离子与弱酸根离子(如Mg2+与HCO3-、Mg2+与HSO3-等) ，可以不考虑它们之间的双水解，能共存于同一溶液中。
一、常见的离子不能大量共存的原因：
（1）发生复分解反应生成难溶物、挥发性物质和难电离物质时不能大量共存。如：① 若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微容物性盐，就不能大量共存。如常见的Ba 2+、Ca 2+ 与CO 32-、SO 32-、SO 42-、PO 43-、SiO 32-等；再如常见的Ag + 与Cl -、Br -、I -、PO 43-、CO 32-、SO 42-、S 2-等。② 弱碱的阳离子不能与OH －大量共存。如常见的Fe 2+、Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Ag +、Mg 2+、Al 3+、Zn 2+等与OH －不能大量共存。③ 弱酸根阴离子不能与H + 大量共存。如常见的CH 3COO －、F －、CO 32－、SO 32－、S 2－、PO 43－
等与H + 不能大量共存。④弱酸的酸式阴离子与H + 或OH －均不能大量共存。如常见的HCO 3－、HSO 3－、HS －、H 2PO 4－、HPO 42－等既不能与H + 大量共存也不能与OH －大量共存。（2）若离子间能发生氧化还原反应，也不能大量共存。如：① 在酸性条件下，MnO 4－具有较强的氧化性，与常见的Cl －、Br －、I －、S 2－等能发生氧化还原反应，而不能大量共存；同样，NO 3－在酸性条件下也具有较强的氧化性，与Br －－2－2+2－
、I 、S 、Fe 、SO 3等不能大量共存。
② 在中性条件下，NO 3－与I －、Fe 2+ 等可以大量共存。
③ 无论是在酸性或碱性条件下，ClO －都具有氧化性，与常见的还原性离子如I －、Fe 2+、S 2－、SO 32－等均不能大量共存。
（3）若阴、阳离子间发生“双水解”反应，有的促进反应进行，不能大量共存。常见的能发生“双水解”反应离子归纳如下：① Al3+与HS -、S -、CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、SiO 32-、ClO -等；② Fe3+与CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、ClO -等；③ NH4+与AlO 2－、SiO 32－等；发生“双水解”反应时，由于水解彻底，可用“===”连接反应物和产物，水解生成的难容物或挥发性物质要加沉淀符号“↓”或气体反符号“↑”。例如FeCl 3与NaHCO 3溶液混合的离子反应方程式为：Fe 3+ + 3HCO 3－=== Fe(OH)3↓ + 3CO 2↑，该类反应要注意电荷守恒。④ NH4+与CH 3COO －、CO 32+，Mg 2+与HCO 3－等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中可以大量共存，但加热就不能了。（4）若离子间能形成络合物，那么就不能大量共存。如Fe 3+ 与SCN 之间就非常容易络合，因而不能大量共存。
（5）不能在中性溶液中大量存在的离子，如Al 3+、Fe 3+、Cu 2+ 等弱碱性阳离子，
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其本性是使溶液呈酸性，它们不能在中性溶液中大量存在；ClO 、CO 3、PO 4
等弱酸根阴离子，其本性是使溶液显碱性，它们不能在中性溶液中大量存在。 二、离子共存的判断方法：所谓的几种离子在同一溶液中能否共存，就是指离子之间不发生任何的反应，解决这类问题，一定要注意题目中的前提条件，现归纳如下：（1）要看清题目的问法，如“能大量共存”、“不能大量共存”还是“可能大量共存”等等。（2）弄清题目的限定条件，如：① 限定溶液的颜色，若题目限定是无色透明的，则一定没有Fe 2+（浅绿色）、Fe 3+（棕黄色）、Cu 2+（蓝色）、MnO 4－（紫色）等离子；还要注意“透明”不是“无色”。② 限定溶液酸碱性，a. “在强酸性（或pH ＝1）溶液中”，就是含有大量的H +，应把H + 考虑在内，OH －及弱酸根离子都不能大量共存。
b. “在强碱性（或pH ＝14）溶液中”，就是含有大量的OH －，应把OH －考虑在内，H +及弱碱阳离子都不能大量共存。
c.“在由水电离出c(H+) ＝ 1×10－10 mol/L的溶液中，或在由水电离出c(OH－－10
) ＝ 1×10 mol/L的溶液中”能大量共存的，就是说在酸或碱性条件下均能大量共存的离子组；
d.“在与Al 反应能产生H 2的溶液中”，其实就是说在酸或碱性条件下的溶液中(硝酸除外) ；
e.“能溶解Al 2O 3或Al(OH)3的溶液”，就是含有大量的H + 或OH －的溶液，其实就是说在强酸或强碱性条件下的溶液中；
f. “在中性溶液中”，不能在中性溶液中大量存在的离子，如Al 3+、Fe 3+、Cu 2+ 等弱碱性阳离子，其本性是使溶液呈酸性，它们不能在中性溶液中大量存在；ClO －、CO 32－、PO 43－等弱酸根阴离子，其本性是使溶液显碱性，它们不能在中性溶液中大量存在。
③ 限定反应类型
“因氧化还原反应„„”，即只考虑离子间的氧化还原反应； ④限定溶液中已存在的离子如“溶液中已存在Fe 3+、Cl －”，则OH －、SCN －、Ag + 等离子不能大量共存。
判断离子方程式书写是否正确的五条原则：
1、依据物质反应的客观事实.
释例1：铁与稀盐酸反应：
2Fe+6H＋=2Fe3＋+3H2↑(错误) ，正确的是：Fe+2H＋=Fe2＋+H2↑.
2、必须遵守质量守恒定律.
释例2：Cl2+I-=Cl-+I2(错误) ，正确的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2.
3、必须遵守电荷平衡原理.
释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2＋+Cl2=Fe3＋+2Cl-(错误) ，正确的是：2Fe2＋+Cl2=2Fe3＋+2Cl-.
4、氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理. 应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平.
5、必须遵循定组成原理(即物质中阴、阳离子组成固定).
释例4：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H＋+SO42-=BaSO4↓+H2O(错误) ，正确的是：Ba2＋+2OH-+SO42-+2H＋=BaSO4↓+2H2O.
如何判断溶液中离子能否大量共存
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：如Ba2＋与CO32-、Ag ＋与Br-、Ca2＋与SO42-和OH-、OH-与Cu2＋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-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大
量共存.
(3)生成难电离的物质：如H ＋与CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸;OH-与NH4＋、Cu2＋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；MnO4-与Cl-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.
氧化性、还原性强弱的判断
1、根据元素的化合价
物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。
2、根据氧化还原反应方程式（参照二、5）
在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则
其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
3、根据金属活动性顺序表
在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强（铂金除外）；金
属的位
置越靠后，其阳离子的氧化性就越弱。
4、根据元素周期表
同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
5、根据反应的难易程度
氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。
6、其它条件
一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。
注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
该文章转自[榆林教学资源网]： 2、书写离子方程式注意事项
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应一般不写离子方程式。如：NH4Cl 固体和Ca(OH)2固体混合加热，不能写成离子方程式，即：
(2)离子方程式中写化学式：
单质、氧化物一律写化学式（Cu 、Fe 、CuO 等）；弱酸（HF 、H2S 、H2SO3、HClO 等）；弱碱（NH3·H2O 等）；难溶于水的物质（BaSO4、CaCO3、FeS 、Fe(OH)3等）
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHSO3溶液和稀H2SO4反应：HSO3－＋H ＋＝H2O ＋SO2↑
3、离子共存的问题
(1)生成难溶或微溶物质不能大量共存。例如：Ag ＋与Cl －、Ca2＋与CO32－、Ba2＋和SO42－等。
(2)强酸中不共存的离子有氢氧根和弱酸的酸根，如：ClO －、F －、S2－、HSO3－、AlO2－、PO43－、HS －、H2PO4－、CO32－、SiO32－等。
(3)强碱中不共存的离子有：氢离子和弱碱的阳离子，如：NH4＋、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋、Mg2＋等以及弱酸的酸式酸根，如：HCO3－、HSO3－、HPO42－、HS －等。
(4)发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：Fe3＋与S2－、I －； MnO4－与S2－、I －、SO32－、Fe2＋；H ＋和NO3－与S2－、I －、Fe2＋等。
该文章转自[榆林教学资源网]：http://www.ylhxjx.com/tbfd/hxfd/bx1/200903/6091.shtml