高中化學全部知識點總結

    一般可從以下幾方面考慮
1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如fe3+、al3+、zn2+、cu2+、nh4+、ag+ 等均與oh-不能
   大量共存.
2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如ch3coo-、f-、co32-、so32-、s2-、po43-、 alo2-均與h+
   不能大量共存.
3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸（h+）會生成弱
  酸分子；遇強堿（oh-）生成正鹽和水.  如：hso3-、hco3-、hs-、h2po4-、hpo42-等
4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.如：ba2+、ca2+與co32-、
  so32-、 po43-、so42-等；ag+與cl-、br-、i- 等；ca2+與f-，c2o42- 等
5.若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存.如：al3+與hco3-、co32-、hs-、s2-、alo2-、clo-、
  sio32- 等fe3+與hco3-、co32-、alo2-、clo-、sio32-、c6h5o-等；nh4+與alo2-、sio32-、clo-、co32-等
6.若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存.如：fe3+與i-、s2-；mno4-（h+）與i-、br-、
cl-、s2-、so32-、fe2+等；no3-（h+）與上述陰離子；s2-、so32-、h+
7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存
     如：fe3+與f-、cn-、scn-等； h2po4-與po43-會生成hpo42-，故兩者不共存.
九、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析
1.離子方程式書寫的基本規律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫）
    （1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
    （2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
    （3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
    （4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。
    （5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。
（6）細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
例如：(1)違背反應客觀事實
    如：fe2o3與氫碘酸：fe2o3＋6h+＝2 fe3+＋3h2o錯因：忽視了fe3+與i-發生氧化一還原反應
(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡
   如：fecl2溶液中通cl2 ：fe2+＋cl2＝fe3+＋2cl- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒
(3)混淆化學式（分子式）和離子書寫形式
   如：naoh溶液中通入hi：oh-＋hi＝h2o＋i-錯因：hi誤認為弱酸.
(4)反應條件或環境不分：
  如：次氯酸鈉中加濃hcl：clo-＋h+＋cl-＝oh-＋cl2↑錯因：強酸制得強堿
(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.
   如：h2so4  溶液加入ba(oh)2溶液:ba2+＋oh-＋h+＋so42-＝baso4↓＋h2o
       正確：ba2+＋2oh-＋2h+＋so42-＝baso4↓＋2h2o
(6)“＝”“ d ”“↑”“↓”符號運用不當
   如：al3+＋3h2o＝al(oh)3↓＋3h+ 注意：鹽的水解一般是可逆的，al(oh)3量少，故不能打“↓”
2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。
    錯誤！未找到引用源。酸性溶液（h＋）、堿性溶液（oh-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的h＋或oh-=