定義
離子反應是向着離子減弱的方向進行,，離子共存本質上是指離子能不能發生化學反應, 若離子之間不能發生離子反應, 則能共存。相反如果溶液中的離子之間能發生反應, 則不能共存。離子之間發生反應需要考慮許多方面的因素, 如:溶液中的離子間是否有揮發性物質生成、是否有難溶性物質生成、是否有弱電解質生成等。
規律總結
生成難溶性或微溶性的物質
如果溶液中的某些離子之間能夠反應有難溶性或微溶性的物質生成, 則溶液中的這些離子就不能大量共存。
常見易生成難溶物質的離子如下：n如SO42-與Ba2+、Ag+；OH-與Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+；Ag+與Cl-、Br-、I-、CO32-、SO32-、S2-；Mg2+、Mn2+、Zn2+、Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-；S2-與Cu2+、Pb2+；Ca2+與SO42-等不能大量共存。
原理：金屬陽離子能夠結合酸根離子或者陰離子生成難溶性或者微溶性的物質。
生成難電離的物質
如果溶液中的某些離子間結合有難電離的物質生成, 則溶液中的這些離子之間就不能大量共存。
常見易生成難電離的離子如下：
(1)H+與OH-、ClO-、CH3COO-、F-、S2-、HCO3-、CO32-、HSO3-、SO32-、HS-、S2-、H2PO4-、HPO42-、PO43-、F-、HSiO3-、SiO32-，因生成水和弱酸而不能共存。
(2)OH-與H+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+、HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-、HSiO3-因生成弱堿和水，所以不能大量共存。
生成揮發性物質
如果溶液中離子間能結合有揮發性的物質生成, 則溶液中的這些離子不能大量共存。
生成配合物（舊稱絡合物）n
如果溶液中離子間能結合有絡合物生成, 則這些離子不能共存。
例如：Fe3+和SCN-。
原理：3SCN-+Fe3+=Fe(SCN)3 生成絡合物硫氰化鐵等。n
離子間發生雙水解
如果溶液中存在弱酸和弱堿，則弱酸對應的酸根離子和弱堿對應的金屬陽離子或铵根離子反應,，相互促進發生雙水解。
離子間發生氧化還原反應
如果溶液中有還原性較強的離子, 則溶液中不能存在較強氧化性的離子, 兩類離子不能大量共存。
例如：H+和NO3-同時存在,，則不能與S2-、Fe2+、I-共存等。
原理：H+與NO3-結合生成的硝酸,，硝酸有強氧化性與還原性較強的S2-、Fe2+、I-等離子發生氧化還原反應，不能共存。
離子不能共存的隐藏條件總結
顔色
離子共存題幹中經常會有一些隐含的條件, 需要我們仔細地閱讀題意, 當題中說明溶液為無色時則溶液中一定不存在有色離子。
常見的有色離子：Cu2+藍色、Fe2+淺綠色、Fe3+黃色、MnO4-紫紅色等。
狀态
若題中說溶液為透明則不代表溶液無色, 透明是溶液的狀态, 也可代表溶液有顔色。
性質
1. 溶液呈酸性
如果題中溶液 (1) 呈酸性、 (2) 滴加石蕊試劑呈紅色、 (3) 滴加甲基橙呈紅色、 (4) pH<7符合以上四個條件中的任意一個, 則溶液中一定沒有OH-或弱酸根陰離子 (CO32-、S2-、ClO-、AlO2-) 。
2. 溶液呈堿性
如果溶液 (1) 呈堿性、 (2) 向溶液中滴加酚酞呈紅色、 (3) 滴加石蕊呈藍色、 (4) pH>7符合以上五個條件中的任意一個, 則溶液中一定沒有H+或弱堿陽離子 (Mg2+、Al3+、Fe3+、NH4+) 。
3. 酸堿性皆不能共存
4. 酸堿性
(1) 與金屬Al反應能放出H2, 則溶液可能呈酸性或堿性。
(2) 水電離出的c (H+) =1×10-12mol/L, 則溶液可能呈酸性或堿性。
(3) 在酸性的條件下MnO4-和ClO-等離子具有氧化性，則具有還原性的離子不能共存。
解題方略
三審
1.溶液有沒有顔色
Cu2+藍色、Fe3+棕黃色、Fe2+淺綠色、MnO4-紫紅色、Cr2O72-橙（紅）色、CrO42-（淺）黃色、Cr3+綠色、Mn2+淺玫瑰色（稀溶液無色）、Fe(H2O)63+淡紫色、Co2+玫瑰色、Ni2+綠色、MnO42-綠色、Fe(CN)64-黃綠色、Fe(CN)63-黃棕色
2.溶液的酸堿性（注：H3O+等同于H+）
OH-及弱酸根離子（如F-、CO32-、SO32-、S2-、CH3COO-）不能與H+大量共存
H+及弱堿根離子（Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+、NH4+）不能與OH-大量共存
酸式弱酸根離子（如HCO3-，HSO3-，HS-，HPO42-，H2PO4-）與H+或OH-均不能大量共存
3.共存不共存
生成氣體：CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-與H+
生成沉澱：SiO32-與H+，Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+與OH-
4.難溶或微溶性鹽
生成弱電解質：H+、酸式弱酸根與OH-，F-、CH3COO-、ClO-與H+，NH4+與OH-
看
1.是否發生複分解反應
生成難溶、難電離、揮發性物質
2.是否發生氧化還原反應
Fe3+與I-、S2-、SO32-（在H+環境下，可抑制Fe3+水解）
NO3-（H+）與I-、S2-、SO32-、Br-、Fe2+
MnO4-（H+）與I-、S2-、SO32-、Br-、Fe2+、Cl-
S2-（H+）與SO32-
ClO-與I-、S2-、SO32-、Br-、Fe2+
歧化反應：2H++S2O32-=S↓+SO2↑+H2O（産生無色氣體和淡黃色沉澱）
注：①HS-視同S2-，HSO3-視同SO32-
②ClO-與I-、S2-、SO32-、Br-、Fe2+
Fe3+與I-、S2-、SO32-不需要在H+環境下
助記：錳與氯
氯、硝、錳與溴、亞鐵
鐵、氯、硝、錳與碘、負二正四價硫
硫負二與正四價
3．是否發生雙水解反應
Al3+與S2-、（HS-）、CO3 2-、（HCO3-）、AlO2-、SiO3 2-
Fe3+與CO3 2-、HCO3-、AlO2-、SiO3 2-
NH4+與AlO2-、SiO3 2-
其它：AlO2與Mg、Fe
注：[Al(OH)4]-相當于AlO2-+2H2O
助記：矽酸根、偏鋁酸根與鋁鐵铵
碳酸根、碳酸氫根與鋁鐵
硫離子、氫硫酸根隻與鋁
4.是否發生絡合反應
Fe3+與SCN-、C6H5O-
Ag+與NH3·H2O(NH4+、OH-)
特例
① AlO2-+ HCO3- +H2O=Al(OH)3↓+CO32-
AlO2-+HSO3-+H2O=Al(OH)3↓+SO32-
② PO43-+H2PO4-=2HPO42-
溶解性
① 堿
K+、Na+、Ba2+、NH4+堿可溶，Ca(OH)2隻微溶，其它堿均不溶
② 鹽
鉀鈉铵鹽都可溶
硝酸鹽遇水無影無蹤
氯化物不溶氯化銀
硫酸鹽不溶硫酸鋇、鉛（CaSO4，Ag2SO4微溶）
碳酸鹽鉀、鈉、铵才可溶（MgCO3微溶）
其它：
①PO43-、HPO42-、鉀、鈉、铵才可溶，H2PO4-均可溶
②硫化物（S2-）鉀鈉铵鈣鎂可溶，亞硫酸鹽（SO32-）鉀鈉铵可溶
③AgCl↓白色；AgBr↓淡黃色；AgI↓黃色；Ag2S↓黑色
