在氧化还原反应中水做氧化剂或还原剂依据是什么?

在氧化还原反应中水做氧化剂或还原剂依据是什么?
在氧化还原反应中水做氧化剂或还原剂依据是什么?

在氧化还原反应中水做氧化剂或还原剂依据是什么?
氧化剂就是得电子的物质.水做氧化剂必须有产物H2
还原剂就是失电子的物质.水做还原剂必须有产物O2

化合价的升降即电子转移，还原剂与氧化剂化合价不可交叉，就是说化合价再高不可高过反应时氧化剂的化合价，再低不能低过还原剂反应时化合价，例如氟气与水反应生成氢氟酸与氧气，这时水就做了还原剂，方法就是看电子转移

价态升高（降低）→被氧化（还原）→本身为还原（氧化）剂，在同一反应中，水可以既是氧化剂也是还原剂　
　如在电解水反应中，生成氢气（价态降低）和氧气（价态升高）这个反应中水既是氧化剂也是还原剂

[重要知识点]
1．熟悉常见的氧化剂和还原剂
2．重要的氧化剂和还原剂的常见反应。
3．熟练使用单线桥分析氧化还原反应及电子转移情况。
难点:氧化—还原反应的基本规律
1.“以强制弱”的氧化—还原反应规律
2.歧化反应规律
3.归中反应规律
4.价态互不换位原则

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[重要知识点]
1．熟悉常见的氧化剂和还原剂
2．重要的氧化剂和还原剂的常见反应。
3．熟练使用单线桥分析氧化还原反应及电子转移情况。
难点:氧化—还原反应的基本规律
1.“以强制弱”的氧化—还原反应规律
2.歧化反应规律
3.归中反应规律
4.价态互不换位原则
[知识点精析]
一．化学反应的分类

二、重要的氧化剂和还原剂
1．氧化还原反应的基本概念
氧化还原反应从化合价的角度来说是指有元素化合价升降的化学反应；从本质上来看则是指有电子转移（得失或偏移）的反应。涉及氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、氧化产物、还原产物等概念。
（1）氧化剂、还原剂
氧化剂是指在反应中得到电子（或电子对偏向）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价降低。氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原，其生成物叫还原产物。
还原剂是指在反应中失去电子（或电子对偏离）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价升高，还原剂具有还原性，反应中本身被氧化，生成物是氧化产物。
如下图所示：

（2）氧化剂和还原剂是性质相反的物质
在氧化还原反应中，还原剂把电子转移给氧化剂，即还原剂是电子的给予体，氧化剂是电子的接受体。
如下图所示：

（3）氧化还原反应中各概念间的关系

2．氧化还原反应的判断和分析
（1）氧化还原反应的判断
判断一个化学反应是否为氧化还原反应，常根据反应中有无元素的化合价变化（有升有降）来判断。
判断一个反应是否为氧化还原反应的技巧：
①当有单质参加反应，或有单质生成时可认为该反应一定是氧化还原反应(但同素异形体间的转化除外，如白磷变红磷就不是氧化还原反应)。
②有机物发生的反应，当分子中引入氧或失去氢被氧化，反之分子中失去氧或得到氢被还原。
（2）氧化还原反应的分析
在氧化还原反应化学方程式里，除了可用箭头表明同一元素原子的电子转移情况外(即：双线桥法)，还可以用箭头表示不同原子的电子转移情况(称为“单线桥法”)。
用箭头表明同一元素原子的电子转移情况即大家熟悉的“双线桥”。如：

用箭头表示不同原子的电子转移情况——“单线桥”。如：

更好地体现了氧化剂和还原剂在反应中的电子转移的关系。再如：

①单线桥分析氧化还原反应可简单表示为

②反应中电子转移总数即为还原剂给出的电子总数，也是氧化剂接受的电子总数。
③在单线桥中不写“得”或“失”。
3．常见的氧化剂、还原剂
（1）物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。
①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如 、 。
②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如 和
③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如 。
（2）重要的氧化剂
①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。
②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。
③过氧化物，如Na2O2，H2O2等。
（3）重要的还原剂
①金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。
②某些非金属单质，如H2，C，Si等。
③元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。
④元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。
⑤元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3，FeSO4等。
三、重要氧化剂和还原剂的常见反应
1．实验分析
（1）Cl2，Br2，I2氧化性的比较。
卤素单质氧化性顺序按F2，Cl2，Br2，I2的顺序逐渐减弱。
[问题讨论]
当把Cl2和HBr混合会有何现象？若将碘化钾淀粉试纸置于盛Cl2的集气瓶上一定有变化吗？若想观察到期望的现象应如何操作？若熏久了又会有何现象？
[简析]
Cl2可与HBr反应：Cl2+2HBr==2HCl+Br2，可看到有橙红色液滴生成，且Cl2的黄绿色变淡，干燥的碘化钾淀粉试纸与Cl2不反应，因为该反应为离子反应，需在溶液中进行；故需将试纸先用蒸馏水湿润。但熏久了，由于Cl2还可氧化湿润的I2而使变蓝的试纸又褪色。
（2）Fe，Fe2+，Fe3+间的氧化还原反应。
Fe与强氧化剂（足量）直接反应可被氧化为 ，而与弱氧化剂（如H+，S等）反应被氧化为 ；且 可被强氧化剂（如Cl2，Br2，HNO3、H2SO4(浓)等氧化为 。
[问题讨论]
①Fe与浓硫酸反应一定只能得到Fe2(SO4)3吗？
②FeSO4溶液中加溴水可氧化Fe2+为Fe3+，改用氯水、碘水行吗？
③铁盐（Fe3+）如何转化为亚铁盐（Fe2+）？向FeCl3溶液中加Cu粉行吗？通入SO2行吗？
④FeCl3溶液可与KSCN溶液反应而使溶液呈血红色，还有什么溶液也可与FeCl3溶液反应而发生颜色变化？
答：
①Fe3+有较台的氧化性，Fe有较强的还原性，所以，铁过量时会与生成的Fe2(SO4)3反应得FeSO4。
②氯水可代替溴水，碘水不行，因：2Fe3++2I－==2Fe2++I2。
③加入还原剂可还原Fe3+，Fe或Cu粉或SO2均能还原Fe3+得到Fe2+。
④苯酚溶液中加入FeCl3溶液呈紫色。
2．氧化剂、还原剂之间反应规律
（1）对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。因此，它们单质的氧化性越弱。即：同主族非金属单质的氧化性从上到下，单质的氧化性由强到弱。
（2）金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。

（3）元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。
（4）元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。
（5）稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是 ，被还原生成H2，浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是 ，被还原后一般生成SO2。
（6）不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是 得到电子被还原成NO2，NO等。一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。
（7）变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。
氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。见下图：

常见的氧化剂、还原剂及其还原产物、氧化产物
氧化剂
还原产物
还原剂
氧化产物

O2
，O2-
活泼金属
金属离子

Cl2，Br2，I2
Cl－，Br－，I－
H2
H2O，

浓H2SO4
SO2，S，H2S
C
CO，CO2

HNO3
NO，NO2，NH
Si
SiO2，SiCl4

MnO
Mn2+，MnO2、MnO
CO
CO2

Fe3+
Fe2+，Fe
Fe2+
Fe3+

Na2O2，H2O2
O2-，H2O
SO2，SO
SO3，SO

四、判断氧化剂或还原剂强弱的依据
1．根据方程式判断

氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
2．根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断。越易反应，则氧化剂的氧化性越强。如：
4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑
16HCl（浓）+2KMnO4==2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
则氧化性：KMnO4>MnO2。
判断还原剂还原性的原理类似。
3．由氧化产物的价态高低来判断
当还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即：在相同条件下，使还原剂价态升得越高，则氧化剂的氧化性越强。如：
2Fe+3Cl2 2FeCl3
Fe+S Fes
则氧化性：Cl2>S。
判断还原剂还原性的原理类似。
4．根据元素周期表判断
（1）同主族元素（从上到下）：非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。
（2）同周期元素（从左到右）：原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。
[解题能力培养]
1．氧化还原反应中电子转移的方向和数目
例1．标出反应11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4的电子转移方向和数目，该反应中氧化剂为________________，还原剂为_____________，1mol CuSO4能中氧化P原子的物质的量是_____________。
[分析]
可以先标出有变价的元素的化合价，发现P元素的化合价有升有降，则其既作了氧化剂又作了还原剂，CuSO4中的Cu元素化合价降低，故CuSO4也是氧化剂，因为1mol CuSO4在反应中只有Cu能获得1mol e－，而1mol P被氧化会能出5mol e－，故1mol CuSO4反应氧化0.2mol P。

2．氧化剂、还原剂的确定
例2．氢阴离子（H－）能和NH3反应：H－+NH3==NH +H2↑。根据上述反应事实可以得到的正确结论是（ ）
A．NH3具有还原性
B．H－是很强的还原剂
C．该反应的还原产物是H2
D．该反应属于置换反应
[分析]
液氨中NH3分子能发生如下的电离NH3=NH +H+，H－与NH3分子的反应实质上就是H－和NH3分子电离出来的H+发生反应生成H2，由于H－失电子能力强，所以H－是很强的还原剂。NH3分子中的H+得到电子，它是氧化剂。H2是H－失电子的氧化产物，也是H+得电子的还原产物，因此H2既是氧化产物又是还原产物。由于该反应中无单质参加，该反应不符合置换反应的定义。
正确答案：B
3．判断氧化剂、还原剂的相对强弱
例3．根据下列反应，判断M、N、P、Q的还原性由强到弱的顺序是（ ）
①NCl2+P=N+PCl2
②2MCl3+3N=2M+3NCl2
③3PCl2+2M=2MCl3+3Q
A．M>N>P>Q B．P>N>M>Q
C．Q>P>N>M D．N>M>P>Q
[分析]
根据氧化还原剂反应的规律可知，当一个氧化还原反应按正反应方向进行时，一般情况下，氧化性是：氧化剂>氧化产物；还原性是：还原剂>还原产物。对于反应①，还原剂是P，还原产物N，因此还原性是P>N；对于反应②，还原剂是N，还原产物是M，还原性是N>M，以此类推反应③中还原性M>Q。根据以上关系可得：还原性是P>N>M>Q。
正确答案：B
例4．现有下列三个氧化还原反应存在：
①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；
②2FeCl2+Cl2=2FeCl3；
③2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑。
若某溶液中有Fe2+和I－共存，要氧化除去I－而又不影响Fe2+和Cl－。下列试剂中，可加入的试剂是（ ）
A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
[分析]
可由三个反应方程式得出如下结论：氧化性：MnO >Cl2>Fe3+>I2；还原性：Mn2+ 4．氧化还原反应的分析
例5．在新生代的海水里有一种铁细菌，它们摄取海水中的Fe2+，把它转变为它们的皮鞘（可以用Fe2O3来表示其中的铁），后来便沉积下来形成铁矿，这个用酶为催化剂的反应的另一反应物是CO2，它在反应后转变成有机物（用甲醛表示），写出该反应的离子方程式并标出电子转移的方向和数目。
[分析]
题意可得，该反应的反应物有Fe2+、CO2等，氧化产物为Fe2O3，还原产物为HCHO，有无其他反应物或生成物呢？我们可以先初步写出一个不完整的方程式：Fe2++CO2——Fe2O3+HCHO，不难看出，由原子守恒可知缺少含H的反应物，那是H+呢还是H2O呢？根据新生代海水中不可能有强酸存在，猜测H2O更合理，于是将上反应进一步写成：Fe2++CO2+H2O——Fe2O3+HCHO，然后进行配平，根据氧化还原方程式配平的一般步骤：①先考虑电子守恒，配平发生氧化还原反应的氧化剂、还原剂的化学计量数为：4Fe2++1CO2+?H2O——2Fe2O3+1HCHO；②再考虑电荷守恒，使左右两边净电荷相等，易知右边尚缺阳离子，显然为H+。③最后考虑原子守恒以观察法配平修正所有物质的化学计量数。

5．有关氧化还原反应的计算
例6．在3BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2↑反应中，若有5mol水作还原剂时，则由水还原的BrF3的物质的量为多少？
[分析]
对于本题的回答，很多同学会稍加思索后回答为3 mol，该答案是错误的。因为仔细分析本反应就可发现反应物BrF3既作氧化剂，又作还原剂，而H2O只有一部分作还原剂，还有一部分仅作反应物而没有发生化合价的变化。在该反应中3mol BrF3，其中1 mol作还原剂，2 mol作氧化剂，5 mol H2O中只有2 mol H2O作还原剂，也就是在反应中是2 mol H2O、1 mol BrF3共同还原2mol BrF3。因此要回答5 mol H2O还原多少BrF3可从得失电子数目来计算。5 mol H2O共失去电子2e－×5 mol=10 mol e－，而1 mol → 得电子3e－×1 mol=3 mol e－，根据电子守恒则由水还原的BrF3的物质的量为 mol。
知识讲解二
离子反应的本质
[重点难点]
离子反应的本质；离子反应发生的条件。
[知识点精析]
一、离子反应的本质
离子反应的本质是反应物的某些离子浓度的减小。
离子反应是指有离子参加（或生成）的反应。
水溶液中的离子反应是指电解质溶解在水中，通过它们电离出来的离子的互换或结合而发生复分解反应以及它们的离子之间、离子与分子、离子与原子之间发生的氧化还原反应或离子与离子间、离子与分子间的络合反应等。
从本质上说，如果反应物的某些离子间能反应生成新物质而使溶液中的这些离子浓度减小，就会发生离子反应。
二、离子反应发生的条件
1．离子反应发生的条件
研究离子反应发生的条件，实质上就是研究在什么条件下可以使反应物的某些离子浓度减小。总起来讲，具备下列条件之一就可以使反应物的某些离子浓度降低。
（1）生成更难溶的物质
生成更难溶的物质可以使某些离子浓度减小，因此离子反应能够发生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，发生下列反应：
Ag++Cl－=AgCl↓（可溶→难溶，使Cl-浓度降低）
再如：
向Na2SO4溶液中加入酸化的AgNO3溶液也能生成白色沉淀（此时微溶物Ag2SO4为沉淀，使SO 浓度降低），其离子反应式为：
2Ag++SO =Ag2SO4↓（可溶→微溶）
由微溶物生成难溶物的离子反应也能发生，如向澄清石灰水中通CO2气体则发生如下反应：Ca2++2OH－+CO2=CaCO3↓+H2O，如果向石灰乳中加入Na2CO3溶液，则发生反应为：Ca(OH)2+CO =CaCO3↓+2OH－。
常见的难溶物除了一些金属、非金属（如Fe、S、Si等）和氧化物（如Al2O3、SiO2等）外，主要还有两类：一类是碱，而另一类是盐。
微溶物在离子反应中的处理：
①当离子浓度足够大时，在生成物中出现时，一般将其视为沉淀物。如向CaCl2溶液中加入饱和Na2SO4溶液则发生：Ca2++SO =CaSO4↓。
②当以溶液形式出现在反应物中时，与普通易溶物一样处理。如向澄清石灰水中加入Na2CO3溶液，则写出反应方程式为：Ca2++CO =CaCO3↓。
③当以固体形式出现在反应物中时，则写成不溶物的形式，如向Ag2SO4沉淀中加盐酸，则发生反应：Ag2SO4+2Cl－=2AgCl↓+SO 。
（2）生成更难电离的物质
生成更难电离的物质（如更弱的酸、更弱的碱或生成水等）可以降低某些离子的浓度，故能发生离子反应。
例如下列反应：
①向苯酚钠溶液中通入CO2气体：C6H5O－+H2O+CO2→C6H5OH+HCO ，生成了比H2CO3更弱的酸——石炭酸。
②向氯化铵溶液中加入烧碱稀溶液：NH +OH－ NH3·H2O 由强碱制得难电离的弱碱。
③盐酸和烧碱中和反应：H++OH－=H2O 生成难电离的水。
中学阶段常见的难电离物质并不多，除H2O外，还有H2CO3、NH3·H2O、C6H5OH以及CH3COOH等。
H2SO3、H3PO4等中强酸和HCl、H2SO4等强酸相比也属于难电离的物质。
难电离物质与沉淀和挥发性物质不同，比如说BaSO4为常见沉淀，但其在水中溶解的部分完全电离，当然在熔融状态下也完全电离；又如NH3为易挥发性的物质，但一水合氨NH3·H2O为难电离物质。因此所谓难电离物质一般指“弱电解质”。
（3）生成挥发性的物质
若离子间能结合而生成气体，则可以降低某些离子的浓度，离子反应也就能够发生。一般来说判断依据是生成不稳定的酸（H2CO3、H2SO3等）、生成不稳定的碱（如NH3·H2O）和生成挥发性的酸（如H2S）等。
例如下列反应：
①盐酸与碳酸钠溶液反应：2H++CO =H2O+CO2↑
②为排除SO 对SO 检验干扰先加盐酸并搅动：SO +2H+=H2O+SO2↑
③氯化铵溶液中加入浓烧碱液并加热：NH +OH－ NH3↑+H2O
生成挥发性的物质的反应，常见的多为先生成不稳定的或难电离的物质（如H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2S等），然后难电离的物质分解产生气体或直接挥发。所以该反应条件与生成难电离的物质在本质上是相同的。
[问题讨论]
①实验室常用固态的铵盐和熟石灰共热来制备NH3，该反应可用NH +OH－ NH3↑+H2O表示。这种说法对吗?
②工业制铝是将熔融的Al2O3电解。试问该反应原理是否为离子反应，如是，写出离子方程式。
[答案]
①该反应的实质虽然是离子间的互换反应，但一般不用离子方程式表示；如果是强碱与铵盐在溶液中反应并加热则可以用上式表示。
②是离子反应，高温下Al2O3完全电离，其反应式为：Al2O3 2Al3++3O2-。并在阴阳两极发生氧化还原反应，其反应式为：4Al3++6O2-4Al+3O2↑。
（4）发生氧化还原反应
离子间能否发生氧化还原反应取决于反应物的氧化性或还原性的强弱。一般地，氧化性强的物质能够制取氧化性弱的物质，还原性强的物质能够制取还原性弱的物质，具备上述条件的离子可以通过氧化还原反应使某些离子浓度降低而发生离子反应。例如：氧化性Cl2>Br2，还原性Br－>Cl－，故能够发生Cl2+2Br－=Br2+2Cl－。又如，氧化性Fe3+>I2，还原性：I－>Fe2+，因此能够发生反应2Fe3++2I－=I2+2Fe2+。
对下列常见物质的氧化还原能力的准确记忆有助于解决一些常见的氧化还原反应所引起的离子反应：
氧化性：F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>S
还原性：F－ 酸性高锰酸钾（H+、MnO ）的氧化性强于Cl2，硝酸盐溶液中加酸会使溶液有强氧化性（NO 、H+）。
⑸电解反应、电极反应、相互促进水解反应等。
如：
①电解反应：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
其离子方程式为：2Cl-+2H2O2OH-+Cl2↑+H2↑
②电极反应：Fe-2e-=Fe2+
③相互促进水解反应： Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
2．离子反应的类型
根据离子反应发生的条件，概括起来中学阶段离子反应常见有以下几类：
（1）离子间的交换反应（复分解反应）
①生成沉淀反应。如H2S+Cu2+=CuS↓+2H+
②生成难电离物。如ClO－+CO2+H2O=HClO+HCO
③生成易挥发物。如NH +OH－ NH3↑+H2O
（2）离子间氧化还原反应。
如银镜反应：2[Ag(NH3)2]++2OH－+CH3CHOCH3COO－+NH +2Ag↓+3NH3+H2O
（3）水解反应。
如：
S2-+H2OHS－+OH－（第一步为主）
Al3++3H2OAl(OH)3（不写↓）+3H+
Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+（不可逆）
Al3++3AlO +6H2O=4Al(OH)3↓（不可逆）
如果同时存在弱酸根和弱碱阳离子则二者水解互相促进，假如它们的水解产物易以沉淀或挥发性气体与溶液脱离，则水解不写可逆号且生成物可用↓或↑表示生成沉淀或气体。
（4）络合反应（少见。）。
如Fe3+的检验：Fe3++6SCN－=Fe(SCN) （血红色）
（5）电极反应。
如钢铁腐蚀：（-）2Fe－4e－=2Fe2+；（+）O2+2H2O+4e－=4OH－
三、离子共存的判断
离子在溶液中能否大量共存，归根到底就是一句话：离子间能够发生化学反应(离子间结全生成新物质)的就不能共存。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存，如生成难溶、难电离、气体物质或转变成其他种类的离子(包括氧化还原反应)。此时问题转化成“哪些离子间会发生反应”，“发生什么反应”，“产物是什么”等一系列问题。即：
1．离子间能发生复分解反应的不能大量共存。如有沉淀、气体、弱电解质生成的反应。
①相互反应生成沉淀的离子间不能大量共存。如Ag+跟Cl—、Br—、I—；Ba2+跟CO32—、SO42—、SO32—、PO43—、SiO32—等。
②相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3—、HCO3—、HS—；NH4+和OH—(加热)等。
③相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟CH3COO—、ClO—、F— ；OH—和NH4+、H+等。
2．若阴、阳离子间能发生氧化还原反应则不能大量共存，如：①Fe3+与I—、S2—；②KMnO4(H+)与I—、S2—、Cl—、Br—、Fe2+、SO32—等；③NO3—(H+)与I—、S2—、SO32—、Fe2+等；④S2—、SO32—、H+之间。⑤S2—与ClO—、H+、⑥I-与ClO—等。
3．在强酸性条件下,不能共存的阴离子有：OH—(大量) 及弱酸根阴离子如CO32—、HCO3—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—等。
4．在强碱性条件下，不能共存的离子有：H+(大量)、HCO3—、HS—、NH4+、及弱碱阳离子如Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+ Ag+等。
5．多元弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存，它们遇强酸(H+)均会生成弱酸分子，遇强碱(OH—)生成正盐和水。如：HSO3—、HS—、HCO3—、H2PO4—、HPO42—等。
6．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存。如：Ba2+、Ag+、Ca2+与CO32—、SO32—、SO42—、PO43—等；Ag+与Cl—、Br—、I—等；Ca+与F—、C2O42—等。
7．若阴、阳离子能发生互促水解反应，则不能大量共存。如：Al3+与HCO3—、AlO2—、S2—、CO32—、HS—、ClO—、SiO32—等；Fe3+与CO32—、AlO2—、SiO32—、ClO—；HCO3— 等；NH4+、与AlO2—、ClO—、SiO32—等。
8．因络合反应形成络合物(或络离子)的离子或其他反应在溶中不能大量共存，如：Fe3+与SCN—、C6H5O—等。
9．H2PO4—与PO43—会生成HPO42—，两者不共存。
四、离子方程式正误判断可总结为“八查”
1．一查反应是否符合客观事实，如钠投入CuSO4溶液中：
2Na十Cu2+=2Na+十Cu (×)
2Na十Cu2+十2H2O＝2Na+十Cu(OH)2↓十H2↑ (√)
2．二查原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒，如将氯气通入氯化亚铁溶液中：
Fe2+十Cl2＝Fe3+十2Cl— (×)
2Fe2+十Cl2＝2Fe3+十2Cl— (√)
3．三查化学符号(↑、↓、=、 、化学式、离子形式)使用是否正确，如碳酸氢钙溶液与盐酸反应：
Ca(HCO3)2十2H+＝Ca2+十2H2O十2CO2↑ (×)
HCO3—十H+=H2O十CO2↑ (√)
4．四查是否忽略隐离子反应，如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应：
Ba2++SO42—＝BaSO4↓ (×)
Cu2+十SO42—十Ba2+十2OH—＝Cu(OH)2↓+BaSO4↓ (√)
5．五查阴、阳离子配比是否正确，如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应：
H+十SO42—十OH—十Ba2+＝BaSO4↓十H2O (×)
2H+十SO42—十2OH—十Ba2+＝BaSO4↓十2H2O (√)
6．六查反应物用量与其反应是否一致，如：碳酸氢钙溶液中加入少量氢氧化钠：
Ca2+十2HCO3—十2OH—=CaCO3↓十CO32—十2H2O (×)
Ca2+十HCO3—十OH—=CaCO3↓十H2O (√)
7．七查加入试剂顺序与其反应是否一致，如往Na2CO3溶液中滴入少量稀盐酸：
2H+十CO32—＝H2O十CO2↑ (×)
H+十CO32—=HCO3— (√)
8．八查反应条件与其反应是否一致，如往氯化铵溶液中滴入烧碱溶液：
NH4+十OH—=NH3↑十H2O (×)
NH4+十OH—NH3·H2O (√)

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