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化学人教版 (2019)第二节 离子反应导学案
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这是一份化学人教版 (2019)第二节 离子反应导学案，共12页。学案主要包含了电离方程式的书写，离子反应，离子方程式的书写步骤等内容，欢迎下载使用。
1 溶解 电离 通电 电解 导电的区别？
溶解：一种或者多种物质分散于另一种或多种物质中形成溶液的过程。
物质溶解包含两个过程：一是解离；二是水合
水分子的撞击
物质 分散形成独立存在的分子 原子 离子
（解离）
独立存在的分子
原子 离子被水分子包围
形成水合分子 原子 离子
水合
a 解离吸热 ； 水合放热！
b 表示方法：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
电离：在溶液中或者融融状态下解离出自由移动的离子的过程。
a 能电离的物质：酸 碱 离子（含金属非金属元素除了AlCl3） 水
b 电离一定是吸热的
C 在溶液中电离的包括 酸 碱 离子 水；
在融融状态下电离的只有离子，分子不能电离。
d 表示方法：AgCl===Ag＋＋Cl－
通电：是一个反应条件，人为操作；说直白点就是打开电源的开关这个操作就叫通电。
电解：通电之后发生的化学反应就叫电解；比如在水中通电之后水发生反应生成氢气和氧气这个过程就叫电解水。
导电;物理变化；离子或者电子在电压下发生定向移动形成电流。能导电的物质包括：金属单质（含自由的电子）及含有自由移动的离子的物质（溶液或者融融状态）
二：电解质 非电解质
1 定义
电解质：能电离的化合物
非电解质：不能电离的化合物
2 电解质-非电解质的判断方法
电解质包括：酸 碱 离子 水（这些都是能电离的）
非电解质：除了以上其余的化合物都是非电解质
注意：单质，混合物既不是电解质也不是非电解质。
电解质非电解质都必须是化合物。例如K 氯化钠溶液既不是电解质也不是非电解质
3 电解质与导电性的关系
电解质不一定能导电，具有一定浓度的自由离子的电解质才能导电（溶液及熔融状态）。例如氯化钠固体不导电但是氯化钠溶液及熔融状态下的氯化钠能导电。
离子浓度越大所带的电荷越多导电性越强。例如相同浓度的氯化钠溶液和氯化镁溶液，氯化镁溶液（电荷多）的导电性会更强。浓度大的氯化钠溶液要比浓度小的导电性更强。
非电解质不能导电；但是非电解质的溶液有可能能导电。因为可能与水反应生成了电解质。比如CO2不能导电，到手CO2溶液能导电，因为CO2+H2O=H2CO3;H2CO3是电解质。
4 电解质的分类
强电解质：能完全电离的化合物；包括强酸 强碱 离子
弱电解质：不能完全电离的化合物；包括弱酸 弱碱 水（极弱）
注意：（弱电解质一般电离程度是5％左右）
三 电离方程式的书写
书写规则：1 强电解质用“===”表示，弱电解质用“”表示
2 多元弱酸的电离要分步书写，多元弱碱不需要分步（太复杂）
3 注意在水中电离和熔融状态下电离的区别；分子在水中可以电离在熔融状态下不能电离，离子在水中熔融状态下都能电离
4 配平
写出下列物质的电离方程式：
H2SO4 (水中)
（熔融状态）
H2CO3 (水中)
（熔融状态）
Ba(OH)2 (水中)
（熔融状态）
Cu(OH)2 (水中)
（熔融状态）
NaHSO4 (水中)
（熔融状态）
KHCO3 (水中)
（熔融状态）
NH4NO3 (水中)
（熔融状态）
四 离子反应 离子方程式
离子反应：自由移动的离子参与的反应叫离子反应
离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示化学反应的式子
注意：a 离子反应限定条件：只限定自由的离子参加
b 参加反应指的是离子发生变价（氧化还原）
或者变为了气体 溶解度更小的沉淀 更弱的电解质（更弱的酸更弱的碱）（复分解）
故：离子反应只能在溶液中或者熔融状态才能进行；因为这两种体系才有自由移动的离子。
例如NH4Cl固体和氢氧化钙固体的反应就不属于离子反应（高考原题）
五 离子方程式的书写步骤（重点写复分解类型）
a 判定要书写的反应类型（氧化还原——复分解）
b 找出反应的离子分子及生成物离子分子
注意：体系中离子很多的就写离子不多的就写化学式
多的特点：可溶于水且是强电解质
c 确定反应的离子分子的量（少量 足量）
d 配平
写出下列离子方程式
碳酸钙与盐酸反应：
稀H2SO4与铁粉反应：
氢氧化钡溶液与稀H2SO4反应：
氯化铜溶液与铁粉反应：
用Na2SO3溶液吸收少量Cl2:
向CaCl2溶液中通入CO2：
向H2O2溶液中滴加少量FeCl3：
同浓度同体积NH4HSO4溶液与NaOH溶液混合：
六 离子共存
1 定义：
几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
2 熟记常考离子的性质
3 判定方法 a 先找氧化剂 再找还原剂，氧化剂还原剂不共存
b 若无氧化剂 则阴阳离子组合，观察能否结合之后
变为气体 溶解度更小的沉淀 更弱的电解质,若变成则不共存
4 例题详解
1．能在水溶液中大量共存的离子组是( )
A．H＋、Fe3＋、SOeq \\al(2－,4)、I－
B．H＋、NHeq \\al(＋,4)、HCOeq \\al(－,3)、NOeq \\al(－,3)
C．Ag＋、K＋、Cl－、SOeq \\al(2－,4)
D．K＋、AlOeq \\al(－,2)、Cl－、OH－
2．在水溶液中能大量共存的一组离子是(双选)( )
A．Al3＋、Na＋、Cl-、SOeq \\al(2－,4)
B．H＋、Fe2＋、ClO－、Cl－
C．Na＋、Ca2＋、Cl－、SOeq \\al(2－,4)
D．K＋、Ba2＋、NOeq \\al(－,3)、Cl－
3．在溶液中加入足量Na2O2后仍能大量共存的离子组是( )
A．K＋、AlOeq \\al(－,2)、Cl－、SOeq \\al(2－,4) B．NHeq \\al(＋,4)、Ba2＋、Cl－、NOeq \\al(－,3)
C．Ca2＋、Fe2＋、NOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3) D．Na＋、Cl－、COeq \\al(2－,3)、SOeq \\al(2－,3)
4．将足量的SO2通入下列各溶液中，所含离子还能大量共存的是( )
A．K＋、SiOeq \\al(2－,3)、Cl－、NOeq \\al(－,3)
B．H＋、NHeq \\al(＋,4)、Al3＋、SOeq \\al(2－,4)
C．Na＋、Cl－、MnOeq \\al(－,4)、SOeq \\al(2－,4)
D．Na＋、COeq \\al(2－,3)、CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)
七 特殊离子反应方程式的书写（少量足量，）
书写技巧： 首先找到反应的离子组合并写出生成物
接着定量，少量足量的物质都必须要反应整数个，
不能反应半个，一般少量的可以假定只有一个
足量的可以无限取用。
连续型反应：A+B=C,且A能与C继续反应；这种反应要注意量的问题（少量足量）
盐酸和碳酸钠反应：
①碳酸钠过量：
②盐酸过量：
NaOH溶液与CO2反应
①NaOH溶液过量：
②CO2过量：
独立型反应：两组离子相互反应互不干扰。这种反应要注意量的问题（少量足量）
Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应
①Ca(OH)2溶液过量：
②NaHCO3溶液过量：
Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液的反应
①NaOH溶液过量：
②Ca(HCO3)2溶液过量：
NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
①NaHSO4溶液过量：
②Ba(OH)2溶液过量：
竞争型反应：A B 均能与C反应；要注意均能反应的情况下，强的先反应。（强酸强碱强氧化剂强还原剂先反应）
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足：
NaOH过量：
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合
HI不足：
HI过量：
定量型反应：（少量足量）——定量型至少要反应一个物质（化学式），
通常少量的物质定为一个，足量的物质任用要多少有多少。
Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的反应
①溶液呈中性：
②此时溶液呈碱性：
八 考点—离子方程式正误的判定
技巧：a 看产物——看变价产物有没变价；不变价的有没有找到反应的离子组合
b 看电荷——看配电荷的方式及数量是否正确
c 看拆分——写离子必须这个离子在体系中很多（可溶且强电解质才多）
d 看量——少量足量，至少要反应一个，少量的要全部反应
实战应用：
1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)将Na投入到CuSO4溶液中 2Na＋Cu2＋===2Na＋＋Cu( )
(2)Fe和稀盐酸反应 2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑( )
(3)Fe和稀硝酸反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑( )
(4)Zn和浓硫酸反应 Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋( )
(5)CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应 Ba2＋＋SOeq \\al(2－,4)===BaSO4↓( )
(6)Fe(OH)3和HI的反应 Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O( )
(7)FeO和稀HNO3的反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O( )
(8)稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应 H＋＋SOeq \\al(2－,4)＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O( )
(9)HS－的电离 HS－＋H2O===H3O＋＋S2－( )
(10)NaHCO3的水解 HCOeq \\al(－,3)＋H2O===H2CO3＋OH－( )
(11)向NH4Cl溶液中滴入烧碱溶液并加热 NHeq \\al(＋,4)＋OH－eq \(=====,\s\up7(△))NH3·H2O( )
(12)向NaClO溶液中通入少量SO2 2ClO－＋SO2＋H2O===2HClO＋SOeq \\al(2－,3)( )
2．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向FeI2中通入少量Cl2 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－( )
(2)向FeBr2中通入等量Cl2 2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－( )
(3)向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2 ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCOeq \\al(－,3)( )
(4)向NaAlO2溶液中通入少量CO2 2AlOeq \\al(－,2)＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋COeq \\al(2－,3)( )
(5)少量SO2和NaOH反应 SO2＋OH－===HSOeq \\al(－,3)( )
(6)向Na2CO3溶液中滴入少量盐酸 COeq \\al(2－,3)＋2H＋===H2O＋CO2↑( )
(7)少量Ca(OH)2和NaHCO3反应 Ca2＋＋OH－＋HCOeq \\al(－,3)===CaCO3↓＋H2O( )
(8)NH4HSO3与NaOH等物质的量反应 NHeq \\al(＋,4)＋HSOeq \\al(－,3)＋2OH－===NH3·H2O＋SOeq \\al(2－,3)( )
颜色
MnOeq \\al(－,4)(紫)、Cu2＋(蓝)、Fe2＋(浅绿)、Fe3＋(黄)
氧化性
ClO－、MnOeq \\al(－,4)、NOeq \\al(－,3)(H＋)、Fe3＋、Cr2Oeq \\al(2－,7)
还原性
S2－(HS－)、SOeq \\al(2－,3)(HSOeq \\al(－,3))、I－、Fe2＋
水解显酸性
NHeq \\al(＋,4)、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋
水解显碱性
AlOeq \\al(－,2)、S2－、SOeq \\al(2－,3)、COeq \\al(2－,3)、SiOeq \\al(2－,3)、ClO－、CH3COO－
两性离子
HCOeq \\al(－,3)、HS－、HSOeq \\al(－,3)、HPOeq \\al(2－,4)、H2POeq \\al(－,4)
1 溶解 电离 通电 电解 导电的区别？
溶解：一种或者多种物质分散于另一种或多种物质中形成溶液的过程。
物质溶解包含两个过程：一是解离；二是水合
水分子的撞击
物质 分散形成独立存在的分子 原子 离子
（解离）
独立存在的分子
原子 离子被水分子包围
形成水合分子 原子 离子
水合
a 解离吸热 ； 水合放热！
b 表示方法：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
电离：在溶液中或者融融状态下解离出自由移动的离子的过程。
a 能电离的物质：酸 碱 离子（含金属非金属元素除了AlCl3） 水
b 电离一定是吸热的
C 在溶液中电离的包括 酸 碱 离子 水；
在融融状态下电离的只有离子，分子不能电离。
d 表示方法：AgCl===Ag＋＋Cl－
通电：是一个反应条件，人为操作；说直白点就是打开电源的开关这个操作就叫通电。
电解：通电之后发生的化学反应就叫电解；比如在水中通电之后水发生反应生成氢气和氧气这个过程就叫电解水。
导电;物理变化；离子或者电子在电压下发生定向移动形成电流。能导电的物质包括：金属单质（含自由的电子）及含有自由移动的离子的物质（溶液或者融融状态）
二：电解质 非电解质
1 定义
电解质：能电离的化合物
非电解质：不能电离的化合物
2 电解质-非电解质的判断方法
电解质包括：酸 碱 离子 水（这些都是能电离的）
非电解质：除了以上其余的化合物都是非电解质
注意：单质，混合物既不是电解质也不是非电解质。
电解质非电解质都必须是化合物。例如K 氯化钠溶液既不是电解质也不是非电解质
3 电解质与导电性的关系
电解质不一定能导电，具有一定浓度的自由离子的电解质才能导电（溶液及熔融状态）。例如氯化钠固体不导电但是氯化钠溶液及熔融状态下的氯化钠能导电。
离子浓度越大所带的电荷越多导电性越强。例如相同浓度的氯化钠溶液和氯化镁溶液，氯化镁溶液（电荷多）的导电性会更强。浓度大的氯化钠溶液要比浓度小的导电性更强。
非电解质不能导电；但是非电解质的溶液有可能能导电。因为可能与水反应生成了电解质。比如CO2不能导电，到手CO2溶液能导电，因为CO2+H2O=H2CO3;H2CO3是电解质。
4 电解质的分类
强电解质：能完全电离的化合物；包括强酸 强碱 离子
弱电解质：不能完全电离的化合物；包括弱酸 弱碱 水（极弱）
注意：（弱电解质一般电离程度是5％左右）
三 电离方程式的书写
书写规则：1 强电解质用“===”表示，弱电解质用“”表示
2 多元弱酸的电离要分步书写，多元弱碱不需要分步（太复杂）
3 注意在水中电离和熔融状态下电离的区别；分子在水中可以电离在熔融状态下不能电离，离子在水中熔融状态下都能电离
4 配平
写出下列物质的电离方程式：
H2SO4 (水中)
（熔融状态）
H2CO3 (水中)
（熔融状态）
Ba(OH)2 (水中)
（熔融状态）
Cu(OH)2 (水中)
（熔融状态）
NaHSO4 (水中)
（熔融状态）
KHCO3 (水中)
（熔融状态）
NH4NO3 (水中)
（熔融状态）
四 离子反应 离子方程式
离子反应：自由移动的离子参与的反应叫离子反应
离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示化学反应的式子
注意：a 离子反应限定条件：只限定自由的离子参加
b 参加反应指的是离子发生变价（氧化还原）
或者变为了气体 溶解度更小的沉淀 更弱的电解质（更弱的酸更弱的碱）（复分解）
故：离子反应只能在溶液中或者熔融状态才能进行；因为这两种体系才有自由移动的离子。
例如NH4Cl固体和氢氧化钙固体的反应就不属于离子反应（高考原题）
五 离子方程式的书写步骤（重点写复分解类型）
a 判定要书写的反应类型（氧化还原——复分解）
b 找出反应的离子分子及生成物离子分子
注意：体系中离子很多的就写离子不多的就写化学式
多的特点：可溶于水且是强电解质
c 确定反应的离子分子的量（少量 足量）
d 配平
写出下列离子方程式
碳酸钙与盐酸反应：
稀H2SO4与铁粉反应：
氢氧化钡溶液与稀H2SO4反应：
氯化铜溶液与铁粉反应：
用Na2SO3溶液吸收少量Cl2:
向CaCl2溶液中通入CO2：
向H2O2溶液中滴加少量FeCl3：
同浓度同体积NH4HSO4溶液与NaOH溶液混合：
六 离子共存
1 定义：
几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
2 熟记常考离子的性质
3 判定方法 a 先找氧化剂 再找还原剂，氧化剂还原剂不共存
b 若无氧化剂 则阴阳离子组合，观察能否结合之后
变为气体 溶解度更小的沉淀 更弱的电解质,若变成则不共存
4 例题详解
1．能在水溶液中大量共存的离子组是( )
A．H＋、Fe3＋、SOeq \\al(2－,4)、I－
B．H＋、NHeq \\al(＋,4)、HCOeq \\al(－,3)、NOeq \\al(－,3)
C．Ag＋、K＋、Cl－、SOeq \\al(2－,4)
D．K＋、AlOeq \\al(－,2)、Cl－、OH－
2．在水溶液中能大量共存的一组离子是(双选)( )
A．Al3＋、Na＋、Cl-、SOeq \\al(2－,4)
B．H＋、Fe2＋、ClO－、Cl－
C．Na＋、Ca2＋、Cl－、SOeq \\al(2－,4)
D．K＋、Ba2＋、NOeq \\al(－,3)、Cl－
3．在溶液中加入足量Na2O2后仍能大量共存的离子组是( )
A．K＋、AlOeq \\al(－,2)、Cl－、SOeq \\al(2－,4) B．NHeq \\al(＋,4)、Ba2＋、Cl－、NOeq \\al(－,3)
C．Ca2＋、Fe2＋、NOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3) D．Na＋、Cl－、COeq \\al(2－,3)、SOeq \\al(2－,3)
4．将足量的SO2通入下列各溶液中，所含离子还能大量共存的是( )
A．K＋、SiOeq \\al(2－,3)、Cl－、NOeq \\al(－,3)
B．H＋、NHeq \\al(＋,4)、Al3＋、SOeq \\al(2－,4)
C．Na＋、Cl－、MnOeq \\al(－,4)、SOeq \\al(2－,4)
D．Na＋、COeq \\al(2－,3)、CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)
七 特殊离子反应方程式的书写（少量足量，）
书写技巧： 首先找到反应的离子组合并写出生成物
接着定量，少量足量的物质都必须要反应整数个，
不能反应半个，一般少量的可以假定只有一个
足量的可以无限取用。
连续型反应：A+B=C,且A能与C继续反应；这种反应要注意量的问题（少量足量）
盐酸和碳酸钠反应：
①碳酸钠过量：
②盐酸过量：
NaOH溶液与CO2反应
①NaOH溶液过量：
②CO2过量：
独立型反应：两组离子相互反应互不干扰。这种反应要注意量的问题（少量足量）
Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应
①Ca(OH)2溶液过量：
②NaHCO3溶液过量：
Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液的反应
①NaOH溶液过量：
②Ca(HCO3)2溶液过量：
NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
①NaHSO4溶液过量：
②Ba(OH)2溶液过量：
竞争型反应：A B 均能与C反应；要注意均能反应的情况下，强的先反应。（强酸强碱强氧化剂强还原剂先反应）
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足：
NaOH过量：
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合
HI不足：
HI过量：
定量型反应：（少量足量）——定量型至少要反应一个物质（化学式），
通常少量的物质定为一个，足量的物质任用要多少有多少。
Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的反应
①溶液呈中性：
②此时溶液呈碱性：
八 考点—离子方程式正误的判定
技巧：a 看产物——看变价产物有没变价；不变价的有没有找到反应的离子组合
b 看电荷——看配电荷的方式及数量是否正确
c 看拆分——写离子必须这个离子在体系中很多（可溶且强电解质才多）
d 看量——少量足量，至少要反应一个，少量的要全部反应
实战应用：
1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)将Na投入到CuSO4溶液中 2Na＋Cu2＋===2Na＋＋Cu( )
(2)Fe和稀盐酸反应 2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑( )
(3)Fe和稀硝酸反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑( )
(4)Zn和浓硫酸反应 Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋( )
(5)CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应 Ba2＋＋SOeq \\al(2－,4)===BaSO4↓( )
(6)Fe(OH)3和HI的反应 Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O( )
(7)FeO和稀HNO3的反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O( )
(8)稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应 H＋＋SOeq \\al(2－,4)＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O( )
(9)HS－的电离 HS－＋H2O===H3O＋＋S2－( )
(10)NaHCO3的水解 HCOeq \\al(－,3)＋H2O===H2CO3＋OH－( )
(11)向NH4Cl溶液中滴入烧碱溶液并加热 NHeq \\al(＋,4)＋OH－eq \(=====,\s\up7(△))NH3·H2O( )
(12)向NaClO溶液中通入少量SO2 2ClO－＋SO2＋H2O===2HClO＋SOeq \\al(2－,3)( )
2．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向FeI2中通入少量Cl2 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－( )
(2)向FeBr2中通入等量Cl2 2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－( )
(3)向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2 ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCOeq \\al(－,3)( )
(4)向NaAlO2溶液中通入少量CO2 2AlOeq \\al(－,2)＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋COeq \\al(2－,3)( )
(5)少量SO2和NaOH反应 SO2＋OH－===HSOeq \\al(－,3)( )
(6)向Na2CO3溶液中滴入少量盐酸 COeq \\al(2－,3)＋2H＋===H2O＋CO2↑( )
(7)少量Ca(OH)2和NaHCO3反应 Ca2＋＋OH－＋HCOeq \\al(－,3)===CaCO3↓＋H2O( )
(8)NH4HSO3与NaOH等物质的量反应 NHeq \\al(＋,4)＋HSOeq \\al(－,3)＋2OH－===NH3·H2O＋SOeq \\al(2－,3)( )
颜色
MnOeq \\al(－,4)(紫)、Cu2＋(蓝)、Fe2＋(浅绿)、Fe3＋(黄)
氧化性
ClO－、MnOeq \\al(－,4)、NOeq \\al(－,3)(H＋)、Fe3＋、Cr2Oeq \\al(2－,7)
还原性
S2－(HS－)、SOeq \\al(2－,3)(HSOeq \\al(－,3))、I－、Fe2＋
水解显酸性
NHeq \\al(＋,4)、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋
水解显碱性
AlOeq \\al(－,2)、S2－、SOeq \\al(2－,3)、COeq \\al(2－,3)、SiOeq \\al(2－,3)、ClO－、CH3COO－
两性离子
HCOeq \\al(－,3)、HS－、HSOeq \\al(－,3)、HPOeq \\al(2－,4)、H2POeq \\al(－,4)
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