高中化学离子反应专题.docx

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高中化学离子反应专题

离子反应专题

　　[重点内容]

　　一、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念的含义；

　　二、离子反应，离子方程式的书写方法。

　　[重点内容解析]

　　一、电解质

　　㈠、电解质和非电解质

　　从宏观角度认识：

在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。

而在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。

　　从微观角度认识：

在水溶液中或熔化状态下能自身电离出自由移动的离子的化合物是电解质，而在水溶液或熔化状态下自身不能电离出自由移动的离子的化合物是非电解质。

　　因而电解质是在化合物范畴内研究的。

酸、碱、盐、活泼金属的氧化物、部分有机物属于电解质。

　　㈡、强弱电解质

　　有些电解质在水溶液中或熔化状态下能全部电离为离子，则为强电解质；强酸、强碱及大多数盐为强电解质。

而有些电解质在水中或熔化状态下只能部分电离为离子，称为弱电解质；弱酸、弱碱、水均为弱电解质。

　　常见强酸有：

H2SO4、HNO3、HClO4、HClO3、HCl、HBr、HI

　　常见强碱有：

KOH、NaOH、Ba（OH）2

　　常见弱酸有：

一元：

HF、HClO、CH3COOH；二元：

H2S、H2SO3、H2CO3、H2SiO3；三元：

H3PO4

　　常见弱碱有：

NH3·H2O及难溶性碱

　　㈢、关于电解质的一些说明

　　1．关于电解质和非电解质

（1）电解质和非电解质必须是化合物，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）有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致，所以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，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。

　　2．关于强电解质和弱电解质

（1）属于强电解质的有：

　　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活泼金属的氧化物：

如Na2O、K2O等

（2）属于弱电解质的有：

　　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）要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。

　　溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的，即离子浓度越大，离子所带电荷越多，则溶液的导电性越强，反之导电性弱。

因此，强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强，如：

BaSO4是强电解质，由于其溶液浓度小，溶液中离子浓度很小，几乎不导电，其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱。

但同浓度、同温度时，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强。

　　而电解质的强弱是根据其在水溶液或熔化状态下电离程度决定的，在水中溶解的部分完全电离或熔化状态下完全电离，则这种化合物为强电解质，反之为弱电解质。

　　（4）电离方程式的书写：

　　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：

部分电离，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：

　　二、离子反应、离子方程式

　　1、离子反应：

　　离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应。

　　2、离子方程式：

　　用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。

　　例如：

在NaOH溶液中存在有Na+，OH－，而HCl溶液中有H+，Cl－，当向NaOH溶液中加入HCl发生下述反应：

NaOH+HCl=NaCl+H2O，因为NaCl在水溶液中仍以离子形式存在，故实际上参加反应的离子只H+和OH－，故离子方程式为H++OH－=H2O。

又如：

BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl，其离子方程式为Ba2++SO42－=BaSO4↓。

　　3、离子方程式书写步骤（以H2SO4与Ba（OH）2反应为例说明）：

　　①写出并配平反应的化学方程式：

　　　H2SO4+Ba（OH）2=BaSO4↓+2H2O

　　②把易溶于水的强电解质（即：

易溶于且在水中完全电离的电解质）拆成离子形式，其他仍以分子形式书写：

　　　2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O

　　③删去两边未反的离子：

此反应中没有不参加反应的离子

　　④检查两边的元素是否守恒、净电荷数是否守恒、电子得失是否守恒、该用＝号还是

号、有没有漏写↑、↓等符号。

　　4、离子方程式的书写规则

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

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

（1）难电离物质包括：

　　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，要具体问题具体分析

（1）微溶物在生成物中要写成化学式。

（2）微溶物在反应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>酸式盐的写法

　　在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是弱酸的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的反应和有浓硫酸参加的反应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。

　　5、离子反应方程式中化学计量数处理

　　方程式两边各物质前的化学计量数含有公约数可以消掉，例如：

Ba（OH）2+2HCl=BaCl2+2H2O写成离子形式为：

2H++2OH－=2H2O，∴“2”可以去掉，离子方程式为：

H++OH－=H2O。

　　只部分物质的化学计量数有公约数则不能去掉。

　　例如：

Ba（OH）2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O，

　　其离子方程式为：

Ba2++2OH－+2H++SO42－=BaSO4↓+2H2O，

　　不能写成：

Ba2++OH－+H++SO42－=BaSO4↓+H2O

　　6、离子方程式的意义

　　离子方程式较化学方程式更能突出表现反应的实质，不同物质间的反应其实质可能是一样的，例如：

NaOH+HCl=NaCl+H2O，2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2O，NaOH+HNO3=NaNO3+H2O，其反应实质均是H++OH－=H2O。

由此可知离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。

　　根据离子方程式表示的某一类反应，可以将离子方程式改写成化学方程式。

　　例如：

2H++CO32－=H2O+CO2↑，该反应的代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO2的一类反应。

符合该离子方程式的化学反应有：

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑，2HNO3+K2CO3=2KNO3+H2O+CO2↑等，即酸应为强酸如H2SO4、HNO3、HCl，而反应物中的盐应为可溶性的碳酸盐，如钾盐或钠盐等。

　　7、离子反应发生的条件

　　若离子之间的反应是两种电解质在溶液中相互交换离子，这类反应发生的条件是：

（1）生成难溶物质；

（2）生成难电离物质（弱酸、弱碱、水）；（3）生成挥发性物质（如CO2、HCl等）

　　离子反应若属氧化还原反应，其反应发生条件应遵照氧化还原反应规律进行。

　　根据离子反应发生的条件不仅能判断反应能否发生，且可以判断离子间是否可以共存。

　　8、离子能否大量共存的判断

　　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应，若不发生反应即可共存，若反应则不能共存。

（1）在强酸性条件下（即有大量H+），不能共存的离子有：

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

OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与H＋共存。

（2）在强碱性条件下（即有大量OH-）；不能共存的离子有：

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

H＋及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与OH－共存。

　　（3）相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。

　　（4）相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+（加热）等。

　　（5）相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。

　　（6）离子间发生氧化还原反应的不能共存，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）离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如S2-和Al3+，Fe3+和CO32-（HCO3-），Al3+和CO32-（HCO3-），NH4+和SiO32-等。

　　（8）离子间能相互形成络合物的不能共存，如Fe3+和SCN-，Fe3+和C6H5O-等。

　　三、与量有关的离子方程式

　　在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量不同而发生不同的反应，此时，离子方程式也会不同。

　　书写的基本原则是：

不足量者完全反应；或该反应的所有离子均参加反应时，则要符合该反应物的化学式中各离子的个数比。

而过量的反应物的离子的用量随意选用。

　　现将常见的反应举例如下：

　　⑴某些氧化还原反应：

　　例如：

　　①FeBr2溶液与不同量的氯水混合，

　　　当氯水足量时：

2Fe2++4Br-+3C12＝2Fe3++2Br2+6Cl-

　　　当氯水少量时：

2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl-

　　　（因为Fe2+的还原能力比Br-强，所以当氯水少量时将先氧化Fe2+）

　　　当FeBr2与C12为1∶1时：

2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-

　　②FeCl3溶液与不同量的Na2S溶液混合

　　　当Na2S溶液少量时：

2Fe3++S2-＝2Fe2++S↓

　　　当Na2S溶液过量时：

2Fe3++3S2-＝2FeS（黑）↓+S↓

　　③氯气与碱溶液的反应

　　⑵铝盐溶液（或锌盐溶液）和强碱溶液的反应

　　　如：

　　⑶偏铝酸盐（或锌酸盐）和强酸的反应

　　　如：

　　⑷部分显碱性的盐溶液与CO2气体的反应。

　　　此处NaAlO2可被Na2SiO3等盐代替。

　　⑸酸性氧化物与碱溶液反应。

　　　如：

　　　类似有SO2、SO3、P2O5与碱的反应。

　　⑹多元酸（如：

H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等）与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。

　　　如：

　　　再如将NaOH溶液滴入H3PO4中（NaOH由少量到足量），相继发生如下反应：

　　⑺酸式盐与碱溶液的反应。

　　如：

　　①Ba（OH）2与NaHSO4溶液混合，当NaHSO4溶液足量和少量时有以下两种写法。

　　　NaHSO4溶液足量时，Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

　　　NaHSO4溶液少量时，Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

　　②Ca（HCO3）2与NaOH溶液混合，当NaOH溶液的量不同时亦出现以下几种写法。

　　　NaOH溶液足量时，Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32-

　　　NaOH溶液少量时，Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O

　　　n[Ca（HCO3）2]∶n（NaOH）=2∶3时，2Ca2++3HCO3-+3OH-=2CaCO3↓+CO32-+3H2O

　　③Mg（HCO3）2溶液与NaOH溶液反应

　　该反应除了要考虑反应物的量的关系外还要考虑①Mg（OH）2的溶解度比MgCO3的溶解度要小，反应后生成的沉淀是Mg（OH）2而不是MgCO3，②OH－先与Mg2+反应后与HCO3－反应。

　　Ⅰ、当n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）≤1∶4时，即NaOH足量。

　　　　Mg2++2HCO3－+4OH－=Mg（OH）2↓+2CO32－+2H2O

　　Ⅱ、当n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）≥1∶2时，即NaOH不足。

　　　　Mg2++2OH－=Mg（OH）2↓

　　Ⅲ、当1∶4

　　　　Mg2++HCO3－+3OH－=Mg（OH）2↓+CO32－+H2O

　　Ⅳ、当1∶3＜n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）＜1∶2时，如n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）＝5∶12

　　　　5Mg2++2HCO3－+12OH－=5Mg（OH）2↓+2CO32－+2H2O

　　⑻铁和稀HNO3（或其他氧化性的酸）的反应。

　　⑼弱酸酸式盐与NaHSO4溶液反应。

　　　如：

　　⑽部分多元弱酸盐（如Na2S、Na2CO3、Na2SO3）与强酸的反应

　　　如：

　　⑾硝酸银和氨水的反应。

　　规律：

如果组成某反应物的多种（两种或两种以上）离子参加了离子反应，该物质处于过量时，不考虑离子间的数量组成比，如果处于少量或适量时一定要考虑离子间的组成比，否则是错误的。

　　例　完成下列反应的离子方程式：

（1）向NaHCO3溶液中滴入少量Ca（OH）2；

（2）向NaHCO3溶液中滴入过量Ca（OH）2。

　　这两个反应的实质是：

HCO3-与OH-反应生成CO32-和H2O，Ca2+再与CO32-反应。

（1）中HCO3-过量，与OH-反应生成CO32-和H2O，OH-不剩余，而CO32-与Ca2+结合后还有剩余，生成Na2CO3。

（2）中OH-过量，把所有的HCO3-均变为CO32-，由于Ca2+过量，所以又把所有的CO32-转变为CaCO3，过量的OH-与NaHCO3电离产生的钠离子结合成NaOH。

所以化学方程式为：

（1）Ca（OH）2+2NaHCO3＝CaCO3↓+Na2CO3+2H2O

（2）Ca（OH）2+NaHCO3＝CaCO3↓+NaOH+H2O

　　从化学方程式的书写中也能看出两者量的关系，故离子方程式为：

（1）Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3↓+CO32-+2H2O

（2）Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O

　　四、离子方程式正误判断

　　离子方程式的判断正误，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+Cu2+=2Na++Cu　　　　　　　　　（×）

　　　2Na+Cu2++2H2O＝2Na++Cu（OH）2↓+H2↑（√）

　　2．二查质量是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒

　　　如Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl-　（×）

　　　　2Fe2++Cl2＝2Fe3++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+2H+＝Ca2++2H2O+2CO2↑（×）

　　　HCO3-+H+=H2O+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++SO42-+Ba2++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++SO42-+OH-+Ba2+＝BaSO4↓+H2O　　（×）

　　　2H++SO42-+2OH-+Ba2+＝BaSO4↓+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++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O（×）

　　　Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+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++CO32-＝H2O+CO2↑（×）

　　　H++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++OH-=NH3↑+H2O　　（×）

　　　NH4++OH-

NH3·H2O（√）

　　例1：

下列离子方程式书写正确的是（　）

　　（A）氨水中加入稀HNO3：

NH3·H2O+H+=NH4++H2O

　　（B）碳酸氢钙溶液中加入稀盐酸：

Ca（HCO3）2+2H+=Ca2++2CO2↑+2H2O

　　（C）氢硫酸与NaOH溶液反应：

H++OH－=H2O

　　（D）硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钠溶液：

H++OH－=H2O

　　[分析]

　　（B）中Ca（HCO3）2属可溶性的盐，在溶液中以Ca2+和HCO3－离子存在，应写成离子形式；氢硫酸是弱酸，应写成分子形式。

　　答案：

（A）（D）

　　例2：

在强酸性溶液中能大量共存，并且溶液为无色透明的离子组是：

（　）

　　（A）NH4+、Al3+、SO42－、NO3－

　　（B）K+、Na+、S2－、Cl－

　　（C）K+、NH4+、MnO4－、SO42－

　　（D）Na+、K+、NO3－、HCO3－

　　[分析]

　　在强酸性条件下，要考虑这些离子与H+能否共存。

溶液为“无色透明”要考虑各离子的颜色。

S2－、HCO3－均与H+不能共存S2-+2H+=H2S↑，HCO3－+H+=H2O+CO2↑，而MnO4－在水溶液中呈紫色。

　　答案：

（A）

　　五、离子共存

　　下面是离子间不能共存的几种情况：

　　1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存

（1）有气体产生。

例如：

CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根或酸式根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

例如：

Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与Cl-、Br-、I-等不能大量共存。

　　（3）有弱电解质生成。

　　①碱OH-、弱酸的酸根或弱酸的酸式根CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、

等与H+不能大量共存；

　　②酸式弱酸根，例如：

HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-及弱碱的阳离子如NH4+、Al3+、Fe2+等不能与OH-大量共存。

　　2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存

（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。

例如：

S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

例如：

MnO4-、Cr2O72-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S-+SO32-+6H+＝3S↓+3H2O反应不能共存。

H+与S2O32-不能大量共存。

　　3．水解不能大量共存

　　一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

例如：

AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；再如：

Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。

例如：

3AlO2-+Al3++6H2O＝4Al（OH）3↓等。

具体如下：

　　①Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等相互促进水解不能大量共存。

　　②弱碱金属阳离子和NH

发生水解，溶液呈酸性，就不能与OH－大量共存。

如：

NH

、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Al3＋、Zn2＋等均不能与碱共存。

　　③弱酸根离子易与H+结合生成弱酸，故不能与H+大量共存。

如：

CO

，S2－，AlO

，SiO

，CH3COO－，C6H5O－等。

　　4．弱酸的酸式酸根离子，既不能与大量H+共存，也不能与大量OH－共存。

如：

HCO

，HS－，H2PO

，HPO

等均不能同H＋和OH－大量共存。

　　5．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存

　　　例如：

Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与

不能大量共存（紫色）。

　　6．隐含规律：

　　①无色溶液中一定不含Cu2＋，Fe3＋，Fe2＋，MnO

　　②强碱性溶液中一定含OH－离子。

　　③强酸性溶液中一定含H＋离子。

　　④“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，并不意味着溶液无色。

　　例3：

下列各组离子能在溶液中大量共存的是（　）

　　A．Ca2+、NH4+、Cl-、CO32-

　　B．Na+、NH4+、NO3-、Cl-

　　C．H+、Na+、NO3-、OH-

　　D．K+、Mg2+、SO42-、OH-

　　　　例4：

某溶液中由水电离产生的c（OH-）＝1×10-14mol·L-1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（　）

　　A．Al3+、Na+、NO3-、Cl-

　　B．K+、Na+、Cl-、NO3-

　　C．K+、Na+、Cl-、AlO2-

　　D．K+、NH4+、SO42-、NO3-

在强酸、强碱环境下,水的电离都要被抑制,即水电离出的c（OH-）、c（H+）都要小于1×10-7mol/L（25摄氏度下）,