高一必修一化学必备知识点总结.docx

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高一必修一化学必备知识点总结

必修一知识点总结

　1．Na2O与Na2O2比较

Na2O

Na2O2

颜色、状态

白色固体

淡黄色固体

属　　类

碱性氧化物

过氧化物

电子式

Na+[

]2-Na+

Na+[

]2-Na+

与水反映

Na2O＋H2O＝2NaOH

2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2

与二氧化碳反映

Na2O＋CO2＝Na2CO3

2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2

稳定性

不稳定，与O2反映2Na2O＋O2＝2Na2O2

相对稳定

特　　性

强氧化性、漂白性

用　　途

制NaOH

作漂白剂和生氧剂（用于潜水、航空）

2．Na2CO3与NaHCO3比较　

碳酸钠

碳酸氢钠

化学式

Na2CO3

NaHCO3

颜色状态

白色粉末（Na2CO3·10H2O为无色晶体）

白色细小晶体

俗　　名

纯碱、苏打

小苏打

溶解性

易溶于水

溶解度较Na2CO3小

热稳定性

相对稳定（Na2CO3·10H2O易失水风化）

不稳定2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2↑＋H2O

与酸反映

Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋CO2↑＋H2O

（向该盐溶液中滴加盐酸，反映分步进行）

NaHCO3＋HCl＝NaCl＋CO2↑＋H2O，激烈

与碱反映

与石灰水反映，与NaOH不反映

与石灰水、NaOH均反映

制　　法

2NaHCO3

Na2CO3＋CO2↑＋H2O

NH3＋NaCl＋CO2＋H2O＝NaHCO3↓＋NH4Cl

用　　途

制玻璃、肥皂、造纸、纺织、洗涤等

发酵粉、治疗胃病、泡沫灭火器

互相转变

Na2CO3

NaHCO3

3镁、铝化学性质及用途比较

镁

铝

与非金属反映

与X2、O2、S、N2等反映，如：

Mg＋S

MgS,2Mg＋O2

2MgO

与X2、O2、S等反映，如：

2Al＋3S

Al2S3，4Al＋3O2

2Al2O3

与酸反映

Mg＋2H+＝Mg2+＋H2↑，与氧化性酸浓H2SO4、HNO3反映较为复杂

2Al＋6H+＝2Al3+＋3H2↑，室温时，在浓硫酸、浓硝酸中钝化

与水反映

Mg＋2H2O

Mg（OH）2＋H2↑

生成Mg（OH）2能使酚酞试液变红

去掉氧化膜Al与沸水缓慢反映

2Al＋6H2O

2Al（OH）3＋3H2↑

与碱反映

不反映

2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑

与氧化物反映

（干态置换）

2Mg＋CO2

2MgO＋C

镁着火，不能用CO2灭之

2Al＋Fe2O3

Al2O3＋2Fe

（铝热反映）

用　　途

照明弹，制合金等

导线、电缆、炊具、化工、合金

　　2．Al2O3

　　Al2O3是一种白色难熔物质，不溶于水，是冶炼金属铝原料，也是一种比较好耐火材料。

是典型两性氧化物，Al2O3＋6H+＝2Al3+＋3H2O，Al2O3＋2OH-＝2AlO2-＋H2O

　　3．Al（OH）3

　　Al（OH）3是几乎不溶于水白色胶状物质，能凝聚水中悬浮物，又能吸附色素，是典型两性氢氧化物，在酸或强碱中都能溶解

　　4．“铝三角”及其应用――典型复分解关系

（1）“铝三角”系指Al3+、Al（OH）3、AlO2-互相依存三角关系；关于离子方程式为：

　　Al3+＋3OH-＝Al（OH）3↓或Al3+＋3NH3·H2O＝Al（OH）3↓＋3NH4+

　　Al（OH）3＋OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋4H+＝Al3+＋2H2O；

　　Al3+＋4OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋H+＋H2O＝Al（OH）3↓

　　或AlO2-＋CO2＋2H2O＝Al（OH）3＋HCO3-，Al（OH）3＋3H+＝Al3+＋3H2O

（2）应用　　①制取Al（OH）3，最佳用铝盐与氨水作用或将CO2通人偏铝酸盐中；

②离子共存问题：

Al3+与S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因互相增进水解而不能大量共存，AlO2-与H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。

关于离子方程式如下：

　　　Al3++3AlO2-＋6H2O＝4Al（OH）3↓，Al3+＋3HCO3-＝Al（OH）3↓＋CO2↑，2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al（OH）3↓＋3H2S↑

　　　AlO2-＋NH4+＋H2O＝Al（OH）3↓＋NH3↑，3AlO2-＋Fe3+＋6H2O＝3Al（OH）3↓＋Fe（OH）3↓

　　5．铝图像

（1）向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量。

图1所示。

（2）向AlCl3溶液中滴加氨水至过量。

图2所示。

　　（3）向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量。

图3所示。

　　（4）向NaAlO2溶液中滴加盐酸直至过量。

图4所示。

　　（5）向盐酸中滴入NaAlO2溶液直至过量。

图5所示。

　　（6）向NaAlO2溶液中通人CO2直至过量。

图6所示。

　　6．既能与酸又能与碱反映物质

　　⑴某些单质如Al、Si等；

　　⑵两性氧化物如Al2O3；

　　⑶两性氢氧化物如Al（OH）3；

　　⑷弱酸铵盐如CH3COONH4、（NH4）2CO3、（NH4）2S等；

　　⑸多元弱酸酸式盐如NaHCO3、NaH2PO4等；

　　⑹氨基酸、蛋白质等。

　　7．铁性质铁位于周期表中第四周期第Ⅷ族，常用化合价有＋2、＋3价。

化学性质比较活泼，能与许多物质发生化学反映：

　　①与非金属反映，3Fe＋2O2

Fe3O4、2Fe＋3Cl2

2FeCl3、Fe＋S

FeS；

　　②与水反映，3Fe＋4H2O（g）

Fe3O4＋4H2；

　　③与酸反映，Fe＋2H+＝Fe2+＋H2↑，常温下与浓硫酸、浓硝酸发生钝化；

　　④与某些盐溶液反映，如Fe＋Cu2+＝Fe2+＋Cu。

　　8．铁重要化合物

（1）氧化物，铁南重要氧化物有FeO、Fe2O3、Fe3O4等，其性质见下表：

铁氧化物

FeO

Fe2O3

Fe3O4

俗　　名

――

铁红

磁性氧化铁

色　　态

黑色粉末

红棕色粉末

黑色晶体

稳定性

不稳定

稳定

稳定

水溶性

不溶

不溶

不溶

与HCl反映

FeO+2HCl=FeCl2+H2O

Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

Fe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O

与CO反映

FexO2＋yCO

yCO2＋xFe

与Al反映

3FexOy＋2yAl

yAl2O3＋3xFe

　　①三种氧化物中Fe3O4最为稳定，Fe3O4在Fe表面能起到保护作用，防止生锈。

　　②Fe3O4可写成FeO·Fe2O3；

　　③FeO遇到强氧化性酸如HNO3等发生氧化还原反映。

（2）铁氢氧化物

铁氢氧化物

Fe（OH）2弱碱

Fe（OH）3弱碱

色　　态

白色固体

红褐色固体

稳定性

不稳定，在空气中易被氧化

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3

白色→灰绿色→红褐色

受热分解

2Fe（OH）3

Fe2O3＋3H2O

与酸反映

Fe（OH）2＋2H+=Fe2+＋2H2O

Fe（OH）3＋3H+=Fe3+＋3H2O

制　　备

相应盐与氨水或强碱作用

Fe2+＋2OH-＝Fe（OH）2↓

相应盐与氨水或强碱作用

Fe3+＋3OH-＝Fe（OH）3↓

　　Fe（OH）2在水中稳定存在寿命只有几秒钟。

在实验室制取Fe（OH）2时，一定要用新制Fe2+盐和NaOH溶液，且滴管末端插入试管液面下，再滴加NaOH溶液。

Fe（OH）2与氧化性酸发生氧化还原反映；Fe2+在水溶液中显浅绿色，Fe3+在水中呈黄色。

　　（3）铁及其化合物间互相转化――铁三角，典型氧化还原反映

　　注：

　　①Fe遇到强氧化剂时，直接被氧化成Fe3+，而遇到弱氧化剂时，被氧化成Fe2+，同样Fe2+只有遇到强氧化剂才干被氧化成Fe3+。

②常用Fe2+转变为Fe3+离子方程式有：

　　　2Fe2+＋X2＝2Fe3+＋2X-（X＝Cl、Br）

　　　4Fe2+＋4H+＋O2＝4Fe3+＋2H2O

　　　2Fe2+＋H2O2＋2H+＝2Fe3+＋2H2O

　　　3Fe2+＋4H+＋NO3-＝3Fe3+＋2H2O＋NO↑

　　③常用Fe3+转化为Fe2+离子方程式有：

　　　2Fe3+＋Fe＝3Fe2+，2Fe3+＋2I-＝I2＋2Fe2+，2Fe3+＋SO2+2H2O＝2Fe2+＋SO42-＋4H+

　　9．Fe2+、Fe3+检查

　　办法一：

加入强碱或氨水溶液，及时产生红褐色沉淀为Fe3+，而产生白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀为Fe2+；

　　办法二：

滴入KSCN溶液，溶液变成红色为Fe3+，而无明显现象为Fe2+。

　　1．非金属元素在周期表中位置

　　在当前己知112种元素中，非金属元素共有22种。

除氢外，非金属元素都位于周期表右上方。

H元素在左上方。

F为非金属性最强元素。

　　2．非金属元素原子构造特性及化合价

（1）与同周期金属原子相比较，非金属元素原子最外层电子数较多（普通为4～8个，H为1个，He为2个，B为3个），次外层都是饱和构造（2、8或18电子构造）。

（2）与同周期金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反映中易得到电子，体现氧化性。

　　（3）最高正价等于族序数，相应最低负价等于族序数减8；S、N、Cl等还呈现变价。

　　3．非金属单质

（1）构成与同素异形体

　　非金属单质中，有单原子分子He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子H2、N2、O2、X2等；多原子分子P4、S8、O3、C60等。

同一元素形成不同单质常用有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨、C60等。

它们同素异形体。

（2）汇集状态及晶体类型

　　常温下有气态（H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等）；液态（Br2）；固态（硫、磷、硅、碳等）。

常温下是气态，液态非金属单质和某些固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。

　　非金属单质活动性有别于元素非金属性。

　　元素非金属性是元素原子吸引电子能力，影响其强弱构造因素有：

　　①原子半径：

原子半径越小，吸引电子能力越强。

　　②核电荷数：

同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。

　　③最外层电子数：

原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。

　　但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈共价键相结合（如N

N等），当参加化学反映时，必要消耗很大能量才干形成原子，体现为单质稳定性。

这种现象不一定阐明这种元素非金属性弱。

如：

按元素非金属性：

O>Cl；N>Br，而单质活泼性：

O2

　　（3）非金属单质制备

　　①原理：

化合态非金属有正价态或负价态。

　　②办法：

　　A．氧化剂法：

如MnO2+4HCl（浓）

MnO2+Cl2↑+2H2O，2Br-

Br2，HCl（g）

Cl2（地康法制Cl2）

　　B．还原剂法：

如SiO2

Si，H2SO4（稀）

H2↑

　　C．热分解法：

如KClO3

O2↑，CH4

C+H2

　　D．电解法：

如电解水制H2、O2，氯碱工业制Cl2。

　　E．物理法：

如工业上分离液态空气得N2（先）、O2（后）。

　　4．非金属氢化物

（1）非金属氢化物构造特点

　　①ⅣA—RH4正四周体构造，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；ⅥA—H2R为“V”型，极性分子；ⅦA—HR直线型，极性分子。

　　②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，别的都是气体。

（2）非金属氢化物化学性质

　　①稳定性及水溶液酸碱性。

　　非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，普通元素非金属性越强，跟氢化合能力越强，生成气态氢化物越稳定。

因而气态氢化物稳定性是非金属性强弱重要标志之一。

酸性增强；单质与氢气化合能力增强

　　②还原性

　　A．与O2：

NH3→NO，H2S→SO2（或S），HCl→Cl2

　　B．与Cl2：

H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2

　　C．与Fe3+：

H2S→S，HI→I2

　　D．与氧化性酸：

H2S+H2SO4（浓）→SO2+H2O，HBr、HI分别与浓H2SO4及浓（稀）HNO3反映。

　　E．与强氧化剂：

H2S、HCl等可与KMnO4（酸化）作用。

　　（3）非金属氢化物制取

　　①单质与H2化合（工业）：

如HCl、NH3等，PH3、SiH4、CH4、H2S等也能通过化合反映生成，但比较困难，普通由其她办法制备。

　　②复分解法（实验室）：

如FeS

H2S，NH4Cl

NH3

　　③其她办法：

如CH3COONa+NaOH

CH4↑+Na2CO3，制C2H2、C2H4等。

　　5．非金属氧化物通性

（1）除SiO2是原子晶体以外，其她非金属氧化物固态时都是分子晶体，因此它们熔沸点差别较大。

（2）许多非金属低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等均有毒，不能随便排放于大气中。

　　（3）非金属氧化物大都为酸性氧化物--酸酐（NO、CO、NO2不属于酸酐），除SiO2外，其她酸性氧化物易与水化合生成相应含氧酸。

　　（4）不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与酸、碱反映生成盐和水。

　　6．最高价氧化物相应酸构成和酸性

（1）最高价氧化物相应酸构成

（2）酸性强弱规律

　　①对于同种非金属形成不同含氧酸，其非金属价态越高，酸性越强。

如：

　　　HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2

　　②证明酸性强弱顺序，可用“强酸制弱酸”规律。

如：

　　　Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓（水玻璃敞口放置变浑浊）

　　　Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白粉遇CO2产生HClO）

　　③常用酸酸性强弱顺序：

2．卤族元素――典型非金属

　　氯是典型非金属元素，原子最外层有七个电子。

氯气具备强氧化性，能与大多数金属、氢气、水、碱发生反映。

实验室惯用二氧化锰和浓盐酸共热制氯气，发生装置为固液加热制气型，用向上排空气法或排饱和食盐水法收集，多余氯气用氢氧化钠溶液吸取。

　　2．漂粉精制备与使用

　　工业用氯气和石灰乳作用制漂粉精，有效成分是Ca（ClO）2。

漂白时与空气中CO2、H2O或稀盐酸作用生成HClO而起漂白作用，故应密封保存漂粉精。

　　3．氯离子检查办法．

　　检查Cl-时，先在待检溶液中滴人少量稀硝酸将其酸化（排除CO32-等离子干扰），再滴人AgNO3溶液，如产生白色沉淀，既可判断该溶液中含Cl-。

　　4．卤素原子构造与单质性质递变规律

　　卤原子最外层均有7e-，随着原子序数增长，非金属性削弱，单质氧化性削弱。

卤素单质颜色加深，密度增大，熔沸点升高，单质与氢气反映由易到难，生成气态氢化物稳定性削弱、酸性增强、还原性增强；与水反映限度由大到小。

按Cl2、Br2、I2顺序，前面卤素能把背面卤素从它们卤化物中置换出来。

　　5．卤素单质及其化合物特殊性

　　氟元素只有-1价，无正化合价；氟气与水激烈反映放出氧气；氢卤酸中只有氢氟酸为弱酸；卤化银中只有氟化银无感光性。

液溴是深红棕色液体，唯一液态非金属，易挥发为红棕色溴蒸气；溴需保存在棕色试剂瓶中并加少量水以形成液封。

碘是紫黑色固体，易升华为紫色碘蒸气；游离态碘遇淀粉呈特殊蓝色。

溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂。

　　6．卤化银性质与应用

　　AgCl、AgBr、AgI分别为白色、淡黄色、黄色，均不溶于水和稀硝酸（可用于检查Cl-、Br-、I-）；均有感光性；其中AgBr用于照相，AgI用于人工降雨。

分散系

溶液

浊液

胶体

分散质粒子直径

<1nm

>100nm

1nm—100nm

分散质粒子

单个小分子或离子

巨大数目分子集合体

许多分子集合体或高分子

实例

酒精、氯化钠溶液

石灰乳、油水

Fe（OH）3胶体、淀粉溶液

外观

均一、透明

不均一、不透明

均一、透明

稳定性

稳定

不稳定

较稳定

能否透过滤纸

能

不能

能

能否透过半透膜

能

不能

不能

鉴别

无丁达尔效应

静置分层

丁达尔效应

二、胶体制备

　　1．物理分散法

　　如研磨（制豆浆、研墨）法、直接分散（制蛋白胶体）法、超声波分散法、电弧分散法等。

　　2．化学反映法

（1）水解法

　　如向20mL煮沸蒸馏水中滴加1mL—2mLFeCl3饱和溶液，继续煮沸一会儿，得红褐色Fe（OH）3胶体。

（2）复分解法

　　①向盛有10mL0.01mol/LKI试管中，滴加8—10滴0.01mol/LAgNO3溶液，边滴边振荡，得浅黄色AgI胶体。

　　AgNO3十KI=AgI（胶体）十KNO3

　　②在一支大试管里装入5mL—10mL1mol/LHCl，加入1mL水玻璃，然后用力振荡即可制得硅酸溶胶。

　　Na2SiO3十2HCl十H2O=2NaCl十H4SiO4（胶体）

　　除上述重要胶体制备外，尚有：

　　①肥皂水（胶体）：

它是由C17H35COONa水解而成。

。

　　②淀粉溶液（胶体）：

可溶性淀粉溶于热水制得。

　　③蛋白质溶液（胶体）：

鸡蛋白溶于水制得。

　　三、胶体提纯——渗析法

　　将胶体放入半透膜袋中，再将此袋放入蒸馏水中，由于胶粒直径不不大于半透膜微孔，不能透过半透膜，而小分子或离子可以透过半透膜，使杂质分子或离子进入水中而除去。

如果一次渗析达不到纯度规定，可以把蒸馏水更换后重新进行渗析，直至达到规定为止。

　　半透膜材料：

蛋壳内膜，动物肠衣、膀胱等。

　　1．渗析与渗入区别

　　渗析：

分子、离子通过半透膜，而胶体粒子不能通过半透膜过程。

　　渗入：

是低浓度溶液中溶剂分子通过半透膜向高浓度溶液方向扩散过程，而溶质分子不能通过半透膜。

　　2．血液透析原理

　　医学上治疗由肾功能衰竭等疾病引起血液中毒时，最惯用血液净化手段是血液透析。

透析原理同胶体渗析类似。

透析时，病人血液通过浸在透析液中透析膜进行循环,血液中重要胶体蛋白质和血细胞不能透过透析膜，血液内毒性物质则可以透过，扩散到透析液中而被除去。

　　1．关于电解质和非电解质

（1）电解质和非电解质必要是化合物，单质及混合物（如Cl2、食盐水）既不是电解质也不是非电解质。

（2）有些化合物水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电主线因素不是CO2自身发生电离产生离子所致，因此CO2是非电解质，H2CO3才是电解质。

　　（3）有些化合物水溶液不能导电，如BaSO4、AgCl溶液等，是由于它们溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解某些完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，因此BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。

　　2．关于强电解质和弱电解质

（1）属于强电解质有：

　　①强酸：

HCl、H2SO4、HNO3等；

　　②强碱：

KOH、NaOH、Ba（OH）2等；

　　③大多数盐类：

NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。

　　④活泼金属氧化物：

如Na2O、K2O等

（2）属于弱电解质有：

　　①中强酸和弱酸：

H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；

　　②弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、Cu（OH）2等；

　　③水及两性氢氧化物：

H2O、Al（OH）3

　　④少数盐，如AlCl3等。

　　（3）要区别好溶液导电性强弱与电解质强弱关系。

　　（4）电离方程式书写：

　　①强电解质：

完全电离，用等号“＝”，如：

　　　H2SO4＝2H++SO42-

　　　Ba（OH）2=Ba2++2OH-

　　　CH3COONH4=CH3COO-+NH4+

　　②弱电解质：

某些电离，用可逆号“

”，如：

　　　多元弱酸分步电离：

　　　多元弱碱也是分步电离，但书写时可一步写完：

离子方程式书写规则

　　<1>在离子方程式书写时，同步符合①易溶于水，②完全电离两个条件强电解质（即：

强酸、强碱、可溶性盐）拆开成离子形式，其她（涉及难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其她所有气体）一律写化学式。

（1）难电离物质涉及：

　　①弱酸：

H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；②中强酸：

HF、H2SO3、H3PO4等；

　　③弱碱：

NH3·H2O、Cu（OH）2、Fe（OH）3等；④中性物质：

H2O；

　　⑤两性物质：

Al（OH）3等。

（2）难溶物：

详见课本溶解性表。

　　（3）单质：

Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。

　　（4）氧化物：

CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。

　　（5）所有气体，如：

NH3

　　<2>在离子方程式中，微溶物（如Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等）写成离子形式还是写成化学式，要详细问题详细分析

（1）微溶物在生成物中要写成化学式。

（2）微溶物在反映物中如果以溶液形式存在（浓度小，如澄清石灰水），要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在（浓度大，如石灰乳），要写成化学式。

　　<3>酸式盐写法

　　在离子方程式中酸式盐，如果是强酸酸式根，普通拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是弱酸酸式根则不能拆开写，如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆开写。

　　<4>不是熔融状态下固体间发生反映和有浓硫酸参加反映不能写成离子方程式

　　　如实验室制NH3：

　　　实验室制HCl：

　　　均不能写成离子方程式。

　离子能否大量共存判断

　　离子之间能否大量共存，实际是判断离子之间能否发生化学反映，若不发生反映即可共存，若反映则不能共存。

（1）在强酸性条件下（即有大量H+），不能共存离子有：

OH-（大量）、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即：

OH－和弱酸酸根、弱酸根式根离子不能与H＋共存。

（2）在强碱性条件下（即有大量OH-）；不能共存离子有：

H+（大量）、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：

H＋及弱酸酸式根离子、弱碱阳离子不能与OH－共存。

　　（3）互相反映生成沉淀离子间不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。

　　（4）互相反映生成气体离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+（加热）等。

　　（5）互相反映生成难电离物质离子间不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。

　　（6）离子间发生氧化还原反映不能共存，如H+跟NO3-、Fe2+，H+跟MnO4-、Cl-，S2-跟ClO-、H+（OH-），Fe3+跟I-或S2-，H+跟S2O32-，H+跟S2-、SO32-等。

　　（7）离子间发生互相增进水解反映不能大量共存，