Ⅰ 化學題：怎麼判斷離子在水溶液中是否能共存
簡單地說判斷離子在溶液中能否共存,就是看離子之間能否發生反應。
具體看離子之間：
（1）是否能結合生成氣體、沉澱或難電離物質。
（2）能否發生氧化還原反應。
（3）能否發生雙水解
（4)能否發生絡合反應。
酸性溶液中，弱酸根、弱酸酸式根、氫氧根不能大量共存。另外酸性溶液中體現氧化還原性的離子不能大量共存，例如H+、NO3-、Fe2+不能大量共存。
鹼性溶液中，弱酸式根、能形成氫氧化物沉澱的陽離子、氫離子等不能大量共存。
Ⅱ 化學離子水解問題
NaA溶液中含有的離子有：（Na+）+（OH-）=（A-）+（H+）
BOH為弱鹼，則BCl會水解，B+會結合水中的(OH-)。
但是B+結合水中的(OH-)後，會導致水的進一步電離，所以
BCl溶液中含有的離子有：（B+）+（H+）=（OH-）+（Cl-）
這里主要要抓住的是Na+和Cl-，他倆不會水解，他倆是相等的，即Na+=Cl-。
上面兩式移項，結合第三式，即可看出 離子數是相等的。
這里要明白的是 B+雖然會水解，但水解後會導致水的進一步電離。所以離子總數相同。
Ⅲ 如何分辨不同離子水溶液能否共存化學
所謂離子共存，實質上就是看離子間是否發生反應的問題。若在溶液中發生反應，就不能共存。看能否發生反應，不僅是因為有沉澱、氣體、水、難電離的物質產生，還涉及到溶液酸鹼性、有色、無色，能否進行氧化還原反應等。
①在強酸性溶液中，不能大量存在弱酸根離子
②強鹼性溶液中，不能大量存在弱鹼金屬離子
③能發生氧化還原反應的離子也不能共存
④能形成絡離子的也不能共存
簡單說能夠結合生成沉澱、氣體以及水等弱電解質的離子不能共存。
網路 「離子共存」 會有更多解釋。
Ⅳ 化學水溶液離子平衡問題
你觀察的很仔細，你說的第一個題目答案有錯誤：應該是起始時二者速率相等，除了開始的一瞬間之後的任意時刻都是醋酸比鹽酸反應快，如果題目有圖像的話應該二者起點處相同，然後醋酸的速率快。
在鋅與酸反應時實質就是鋅與酸中電離出的氫離子的反應，所以當pH值相同時，氫離子濃度相同，二者速率相等（起始瞬間）；隨著反應的進行，氫離子濃度都減小，但弱酸存在電離平衡，（電離平衡向正向移動）又電離出氫離子，所以弱酸中氫離子濃度比強酸中的大，速率也就快了。
Ⅳ 高中化學問題，哪些離子在溶液中不能共存，哪些物質一起反應會有顏色。
生成弱電解質的，氣體的，沉澱的，在溶液中不共存；有氧化還原反應的，在溶液中不共存；雙水解的在溶液中不共存。
Ⅵ 高中化學中在水溶液中不能共存的離子。和有明顯顏色的粒子。
1、因發生復分解反應不能大量共存
(1)結合生成難溶物質的離子不能大量共存，如Fe2＋與S2－，Ca2＋與PO43—,Ag＋或I－等。
(2)結合生成氣體物質的離子不能大量共存，如S2－與H＋、H＋與CO 、NH 與OH－等。
(3)結合生成難電離物質的離子不能大量共存，如：H＋與OH－，H＋與CH3COO－，H＋與F－等。
2、因發生氧化還原反應不能大量共存
(4)發生氧化還原反應的離子不能大量共存，如：Fe3＋與S2－，Fe3＋與I－、NO3— (H＋)與Fe2＋、ClO—與SO32—等。
3、因發生特殊反應不能大量共存
(5)發生雙水解反應的離子不能大量共存，如Al3＋、Fe3＋分別與CO32—、HCO3—、AlO2—；Al3＋與S2－等。
(6)弱酸酸式酸根離子不能與H＋、OH－共存，如HCO3—與H＋、HCO3—與OH－，H2PO4—與H＋，H2PO4—與OH－等。
4、因題目限制不能大量共存
(7)在題目中提示酸性溶液(pH<7)或鹼性溶液(pH>7)應在各待選答案中均加入H＋或OH－考慮。
(8)在題目中告知是無色溶液，應在各待選答案中排除具有顏色的Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋、MnO4—等離子。
（9）在題目中告知某溶液由水電離的C（H+）或C（OH—）為某一特定數值，例如等於1×10—12mol/L，則代表此溶液可能為酸性，亦可能為鹼性。
（10）在題目中告知某溶液與鋁片反應可放出氫氣，則此溶液可能為酸性（硝酸除外），亦可能為鹼性（一般為強鹼溶液）。
Ⅶ 高中化學水溶液離子的小疑問
錯誤：HF只有電離，沒有水解
如果既能電離又能水解的，應該舉例酸式酸根離子，比如HCO3- HSO3-
酸式酸根離子如果最終溶液顯酸性即電離大於水解；反之，水解大於電離
Ⅷ 高二化學水溶液中的離子平衡搞不懂怎麼辦
首先聲明,我是一位高三學生.
也許我不能有老師講的那麼好,但我還是願意與你分享學習經驗!
水溶液中的離子平衡應該是選修4的內容吧!Let me see...第三章!
這一章有四節,我現在從頭說起:
一\弱電解質的電離:
電解質是什麼?電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物.注意,是化合物!
這是我的筆記:
電解質:酸,鹼,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強)
非電解質:大多有機物,SO3，CO2，NH3，SO2等
純液態Hcl,濃H2SO4,不導電,為共價鍵,受范得華力.
CO2為什麼不是電解質呢?原因是它通入水後,導電的不是它本身,而是它與水生成的碳酸導電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質也是這個道理.
首先強調水解和第二、三步電離是極微弱的過程，後面詳談。
這節內容應該是不難的,該注意的還有強電解質的電離不用可逆符號,弱電解質則要;電離平衡是化學平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次就到最後一步!如H3PO4的電離:
第一步電離K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步電離K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步電離K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
還有要注意的是K1>>K2>>K3,是遠大於.
因此計算多元弱酸溶液的C(H+)及比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離(書本原話).
補充一點,電離平衡常數如何寫?
其實,對於任何的化學反應平衡常數都是把反應物濃度的冪之積作分母,生成物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個概念是指溶液與氣體的!純凈的液體與固體是無濃度可言的!當它們用於計算時,當1來使用(不寫也可以).
K越大,電離程度越大,K只與溫度度有關,只與溫度度有關!!!
規律:1\越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應)
2\越稀越電離
二\水的電離和溶液的酸鹼性
書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧.
水是一種極弱的電解質,Kw=K電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子積常數,簡稱為水的離子積.要求記住室溫下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100攝式度時 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
關於PH值,課本有句話:水的離子積不僅適用於純水,也適用於電解質的水溶液.這句話可用兩個式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、鹼 溶液 Kw=C鹼(OH-) . C水(H+)
常溫下，PH>7 的溶液顯鹼性
PH=7 中
PH<7 酸
有關PH值的計算，是圍繞著PH=-lgC（H+）來進行的。
1酸與酸混合的PH計算方法（已知兩酸的濃度與體積）：
為了方便,與酸1和酸2有關的數據簡化為C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2
後再根據PH的定義式計算.
2同理,鹼相混和
C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有個公式,你老師應該講了吧? POH=-lgC(OH-)
常溫下 PH= 14-POH 3酸與鹼混合: 首先,看哪個過量. (1)酸過量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2
(2)鹼過量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2
然後轉化為C(H+)再算即可.
還有一個實驗很重要,就是酸鹼的中和滴定實驗(常考)
要知道酸式滴定管不可裝鹼性溶液,但可裝酸性或強氧化性的溶液
鹼式滴定管則只可裝鹼性溶液.(看是否會發生反應來判斷)
還有,要記住儀器與操作過程(仔細看書),以及酸鹼指示劑的變色范圍,顏色變化
有關計算是圍繞著溶液的稀釋規律來進行的.
根據C濃*V濃=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C標*V標*N2
(待側液與標准液,N指酸或鹼的元數)
故 C待= C標*C標*N1
------------
V待*N2
題目一般會讓你做一元酸與一元鹼的滴定,所以N就約去了.
有 C待= C標*C標
------------ V標=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
誤差分析就是用這個式子來判斷的!!!!!!
PH試紙的運用:操作,在測溶液PH值時不可用水將其潤濕(相當於稀釋)!
好好回想你在做實驗時的情景,其實無論是那一個實驗(物、化、生),你都應該好好體會,反想.
三、鹽類的水解
記住,是鹽類的水解!鹽類!!!!!!(易與電離混淆)
鹽的酸鹼性是看陰陽離子來判斷的.
口訣:誰強顯誰性,兩強顯中性（用於正鹽）
課本兩句重要的話:1\鹽溶液的酸鹼性與鹽所含離子在水中與水電離出的H+或OH-能否生成弱電解質有關.
2\強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶與水時,電離產生的陽離子,陰離子可分別與水電離產生的OH-或H+生成的弱電解質--弱酸或弱減,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現酸性或鹼性.
強酸強鹼鹽溶液則無此作用,故顯中性.
記住,所有的溶液都顯電中性,酸鹼性另談!電性與酸鹼性是不同的!
鹽類的水解式如何寫?
首先,鹽是強電解質,一步電離.
其次,寫水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同樣,水解第一步遠大於第二步.
越弱越水解 ,越熱越水解
針對越弱越水解,我們來說一下:
越弱越水解不是看弱鹼陽離子或弱酸陰離子所對應的酸、鹼性強弱(如 CO3^2-對應H2CO3),而是......不好描述,舉例吧.
比較Na2CO3(蘇打)與NaHCO3(小蘇打)的酸鹼性
實驗表明,蘇打的鹼性強於小蘇打.
為什麼?
根據越弱越水解,CO3^2-對應HCO3-,HCO3-對應H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱於H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,鹼性越強.所以蘇打的鹼性強於小蘇打.
當你學到選修5有機化學基礎時,會遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學了先吧.
下面是關於守恆式(常考):
1 電荷守恆
原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數=陰離子電荷數
方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然後根據第一步電離遠大於第二步
舉例:Na2CO3的電荷守恆
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系數為2,自己好好體會.
2 物料守恆
方法:抓住元素（如S元素）
舉例:Na2SO3的物料守恆
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右邊系數為2的原因是Na2 SO3,兩倍。
3 質子守恆
原理：C水（H+）= C水（OH-）
舉例：Na2CO3的質子守恆
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系數為2，因為一個H2CO3有兩個H
4 由以上3種守恆式通過代數運算得到的新等式
這種一般出現在雙選題中，不要輕易排除！
另外，酸式鹽的水解是一個難點。我們舉例說明。
酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。
（1）大多酸式鹽水解大於電離。以NaHCO3為例
電離：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大於電離，所以過程3 > 過程2，該溶液顯鹼性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式鹽水解小於電離。以NaHSO3為例
電離：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小於電離，所以過程3 < 過程2，該溶液顯酸性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因為還有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱減陽離子的水解，因太復雜，高中階段只考慮一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+
因為有了水解，所以一些鹽的保存要加相應的強酸或強鹼，加熱後根據高沸點酸或低沸點酸來判斷生成物也是常考的內容，這不難，你懂了吧？
四、難溶電解質的溶解平衡
終於到最後一節了......
我們知道，絕對不溶於水的物質是不存在的，我們常說的不溶是指難溶。
這節內容要求不高，只要知道沉澱的轉化規律（難溶的向更難溶的方向轉化）以及 Ksp 的比較。
Ksp 也是平衡常數的一種，它是指一定溫度下，沉澱溶解平衡時有關離子濃度冪的乘積
Qc 是離子積常數，它的演算法和 Ksp 一樣，只不過是 Qc 表示的為一定溫度下任意時刻離子......
它們之間的大小關系可以......我不多說了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判斷同類物質的溶解度，但非同類物質則不可。如Mg(OH)2 可與 Cu(OH)2 比較，但不可與AgCl比。
要比的話就必須通過計算兩種物質的溶解度來比較了。
還有，沉澱的顏色要記准，尤其是可轉化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢說全部知識點都說到了，但我可以說這是這一章內容的精髓了！
後面的電化學基礎也不是很好學，願你能多問老師或同學，爭取把這本高中階段最難的一個摸板搞懂！好好體會書上，練習冊上的內容和筆記（聽課時和做題後）
最後，我希望你能將我所說的保留。慢慢體會，這對你高三復習還是有很好的借鑒作用.
累了，再見。
Ⅸ 歸納一下高中化學溶液離子不共存的類型及具體例子
1、離子之間可以發生反應產生難溶物或微溶物而不能大量共存。
如A銀離子和 鹵族陰離子；鋇離子、鈣離子與碳酸根離子、硫酸根離子；銅離子與氫氧根離子、硫離子 等。
2、離子之間可以發生反應產生氣體而不能大量共存。
如氫離子與碳酸根離子、碳酸氫根離子、硫離子、硫氫根離子等。還有 氫氧根離子 與 氨根離子等。
3、離子之間可以發生反應產生難電離的物質而不能大量共存。
如氫離子與 氫氧根離子、硫離子、氟離子、醋酸根離子等。
4、離子之間可以發生氧化還原反應而不能大量共存。
如三價鐵離子與碘離子；硝酸根離子（有氫離子存在情況下）與亞鐵離子等。
5、還有就是，有顏色的離子不可能存在。
如銅離子（藍色）、三價鐵離子（棕黃色）、亞鐵離子（淺綠色）、高錳酸根離子（紫色）等。