王顯良

【摘要】離子作為組成物質(zhì)最基本的單元之一，在高中化學(xué)理論體系中占有非常重要的位置。離子反應(yīng)方程作為化學(xué)反應(yīng)方程的一種，對于部分反應(yīng)而言是化學(xué)反應(yīng)更加本質(zhì)的表達(dá)方式。同時，由于離子的帶電問題和形成離子的原子或者原子團(tuán)之間的反應(yīng)問題，導(dǎo)致了很多離子無法在溶液中共存無法共存，由此，離子共存問題也成了離子化合物知識體系中一個十分重要的話題。在本篇文章中，作者通過對離子共存問題進(jìn)行分類，并且對它們進(jìn)行了分別分析和舉例說明，希望能對高中理科生學(xué)習(xí)化學(xué)知識尤其是離子化合物之間的反應(yīng)提供一定的幫助。

【關(guān)鍵詞】高中化學(xué)離子共存問題

【中圖分類號】G633.8 【文獻(xiàn)標(biāo)識碼】B 【文章編號】2095-3089（2014）5-0247-01

高中化學(xué)體系中的離子共存問題，歷來都是教學(xué)中的重點和難點，我們必須從化學(xué)基本概念和基本理論出發(fā)，搞清楚離子反應(yīng)的規(guī)律和"離子共存"的條件，才能很好地掌握這塊知識，同時它也是高考必考知識點，高中化學(xué)離子共存問題可以分為三大類：發(fā)生復(fù)分解或者氧化還原反應(yīng)、發(fā)生水解或者其他因素導(dǎo)致的不能共存。接下來，作者從這三個方面一一進(jìn)行闡釋。

一、因發(fā)生復(fù)分解或者氧化還原反應(yīng)不能共存

兩種及兩種以上離子在溶液中發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)或者氧化還原反應(yīng)而不能共存的情況又可分以下6種情況：

1、生成氣體。對于很多離子而言，如CO32-、SO32- 、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等弱酸性的陰離子在酸性條件下可發(fā)生反應(yīng)生成氣體小分子，因此在酸性物質(zhì)與這些離子不能夠大量共存。因為一旦它們大量的相遇，就會發(fā)生反應(yīng)造成離子的消耗。

2、生成沉淀。在離子體系中，大多數(shù)金屬陽離子只能在酸性溶液環(huán)境中存在，遇到堿性環(huán)境或者某些陰離子就會形成沉淀，離子同樣被消耗掉。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，F(xiàn)e2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

舉個典型的例子，在溶液中，當(dāng)Ba2+和SO42-相遇時，兩種離子生成的BaSO4沉淀，以1:1而消耗，化學(xué)方程式表述為：Ba2++SO42-=BaSO4↓。在高中化學(xué)的鑒定實驗中，鋇離子Ba2+是用來檢驗溶液中是否含有SO42-離子的標(biāo)準(zhǔn)檢驗方法。

3、生成弱電解質(zhì)。同生成沉淀原理類似，生成的弱電解質(zhì)離子也不能共存，弱電解質(zhì)的生成也是離子消耗掉并且脫離了溶液的體系。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。以CH3COOK和鹽酸HCl的共存為例，二者在水中都可以完全電解成離子的狀態(tài)存在。但是醋酸根離子CH3COO-與氫離子H+遇到一起會形成醋酸CH3COOH分子，H++CH3COO-CH3COOH，而這里的CH3COOH是一個弱電解質(zhì)，也就是反應(yīng)生成的弱酸分子不能電解出與反應(yīng)消耗掉的離子數(shù)目相等的離子，造成了離子的損耗，因此，這兩種離子不能夠大量共存。

二、因發(fā)生水解和絡(luò)合反應(yīng)而無法共存

1、發(fā)生水解反應(yīng)。水解程度大的陽離子跟能水解程度大的陰離子在溶液中不能大量共存（雙水解）。Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。如，Al3+在水中發(fā)生水解反應(yīng)而顯酸性，Al3++3 H2O =Al（OH）3+3H+，而CO32-在水中由于水解顯堿性，CO32-+H2O

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