专题3 水溶液中的离子反应（复习课件） 化学苏教版2019选择性必修1

该高中化学选择性必修1“水溶液中的离子反应”复习课件，系统整合弱电解质电离平衡、溶液酸碱性、盐类水解及沉淀溶解平衡四大核心模块，通过知识导航与考点梳理（如定义、特征、影响因素等）构建递进逻辑网络，体现物质性质与平衡原理的内在联系。 其亮点在于“考点梳理-典例分析-技能实战”复习模式，如典例结合电离平衡特征判断状态（科学思维），演练联系水的电离考查溶液酸碱性（科学探究），分层设计适配不同学生，助力教师精准教学，提升学生解决实际问题的能力（科学态度与责任）。

专题三 水溶液中的离子反应 苏教版2019选择性必修1 考点串讲 专题复习课件 溶液的酸碱性 2 弱电解质的电离平衡 1 知识导航 盐类的水解 3 沉淀溶解平衡 4 知识导航 明·复习目标 1.能从强电解质和弱电解质的角度对化合物进行分类； 2.能从宏观和微观两方面理解影响电离平衡移动的因素 3.能进行溶液pH的简单计算，用简单的方法测定溶液的pH 4.能理解酸碱中和滴定的原理，根据溶液的酸碱性合理选择指示剂 5.能根据电离平衡、化学平衡移动的观点分析盐类水解的本质 6.能运用盐类水解的规律解释和解决实际问题 7.能根据化学平衡原理分析难溶电解质沉淀溶解平衡的本质 8.能通过简单计算判断溶液中沉淀的生成和溶解 水溶液中的离子反应 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 强电解质 弱电解质 溶液PH计算 理·核心要点 盐类的水解 弱电解质的电离平衡 盐类水解 影响盐类水解的因素 沉淀溶解平衡 溶度积常数 电离平衡常数 水的电离平衡 酸碱中和滴定 01 弱电解质的电离平衡 考点1 强电解质 弱电解质 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 常见的强电解质有哪些? （1）强酸: （2）强碱: （3）大部分盐: 如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HBr、HI等 如NaOH、KOH、Ba(OH)2等 1、强电解质： 在水溶液里能完全电离的电解质 如NaCl等,包括部分难溶性的盐CaCO3、BaSO4、AgCl等 考点1 强电解质 弱电解质 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 （1）弱酸： 如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等 （2）弱碱: （3）水、极少数盐（醋酸铅）等 常见的弱电解质有哪些? 如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等 2、弱电解质： 在水溶液里只能部分电离成离子的电解质。 考点2 弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离 达到了电离平衡状态。 定义 电离平衡也是一种化学平衡 考点2 弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。 特点 电离过程是吸热的。 弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。 弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。 电离方向是微粒数增多的过程。 考点2 弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 逆： 弱电解质的电离是可逆过程 等： v(电离) = v(结合) ≠0 动： 电离平衡是一种动态平衡 定： 溶液中各分子、离子的浓度不变。 变： 条件改变时，电离平衡发生移动 平衡移动规律—勒夏特列原理 特 征 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 外因 ①温度 ②浓度 ③同离子效应 当外界条件改变时符合“勒夏特列原理” 越强越电离 影响因素 内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。 ④化学反应 “越热越电离” “越稀越电离” “同抑异促” 考点2 弱电解质的电离平衡 考点3 电离平衡常数 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 1．定义 一定条件下，溶液中弱电解质达到电离平衡时，电离出的各种离子浓度的乘积与未电离的分子的浓度之比是一个常数，叫做电离平衡常数，简称电离常数，弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示。 2．表达式 (1)一元弱电解质 CH3COOH H+ + CH3COO Ka ＝ H2CO3 H+ + Ka1 = H+ + (2)多元弱电解质 Ka2 = (3)一元弱碱 NH3·H2O + OH Kb = 考点3 电离平衡常数 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 3．影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。 弱电解质 电离常数　K CH3COOH 1.8×10-5 H2CO3 Ka1 = 4.5 ×10-7 Ka2 = 4.7 ×10-11 HNO2 5.6×10-4 H2SO3 Ka1 = 1.4 ×10-2 Ka2 = 6.0 ×10-8 考点3 电离平衡常数 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 3．影响因素 类比化学平衡常数，对于给定的化学反应，化学平衡常数的大小通常与温度相关。 电离常数大小受温度影响 推测 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 考点3 电离平衡常数 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 1 根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 2 根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。 3 根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。 4 一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。 5 考点4 水的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 KW＝c(H+)·c(OH-) KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积，无单位。 当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW： ＝1×10-14 只与温度有关， 升高温度Kw增大 ，降低温度Kw 减小。 影响因素 KW 是常数， 考点4 水的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。 水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。 注意： 考点4 水的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 总结 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响 ⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动， KW增大。 ⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。 ⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。 考点4 水的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 等量关系 无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 c水(H＋)＝c水(OH－)。 定量关系 任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 考点4 水的电离平衡 弱电解质的电离平衡 汇·考点梳理 碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有： 酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。 外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 析·典型范例 【典例01】【强电解质 弱电解质】 下表中物质的分类组合完全正确的是(　　) B 21 练·技能实战 【演练01】【强电解质 弱电解质】 关于强弱电解质及非电解质的组合完全正确的是（　　） D 22 析·典型范例 【典例02】【弱电解质的电离平衡】 将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是(　　) A. 醋酸的浓度达到1 mol·L－1 B. H＋的浓度达到0.5 mol·L－1 C. 醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1 D. 醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等 D 23 练·技能实战 【演练02】【弱电解质的电离平衡】 A. H3BO3是一元弱酸 B. 升高温度，该平衡逆向移动 C. 滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动 D. H3BO3和足量的NaOH溶液反应：H3BO3＋3NaOH===Na3BO3＋3H2O .硼酸化学式H3BO3，大量用于玻璃工业。硼酸在水中存在H3BO3＋H2O B(OH) ＋H＋的平衡。下列关于硼酸说法正确的是(　　) A 24 析·典型范例 【典例03】【溶液的酸碱性】 强酸(碱)溶液的酸(碱)性不一定比弱酸(碱)溶液的强。下列关系一定正确的是(　　) A. 当溶液中c(H＋)>1×10－7 mol·L－1时，其pH<7，溶液呈酸性 B. 当溶液中c(H＋)<1×10－7 mol·L－1时，其pH>7，溶液呈碱性 C. 当溶液中c(H＋)＝c(OH－)>1×10－7 mol·L－1时，其pH<7，溶液呈中性 D. 当溶液中c(H＋)＝c(OH－)>1×10－7 mol·L－1时，其pH<7，溶液呈酸性 C 25 练·技能实战 【演练03】【溶液的酸碱性】 常温下，关于0.01 mol·L－1的盐酸的下列说法中错误的是(　　) A. 溶液的pH＝2 B. 加水稀释至100倍后，溶液的pH＝4 C. 此溶液中由水电离出的H＋和OH－浓度均为1.0×10－12 mol·L－1 D. 加入等体积pH＝12的Ba(OH)2溶液，溶液呈碱性 D 26 析·典型范例 【典例04】【水的电离平衡】 科学家们通过精确的导电性实验证明，纯水中除了大量的水分子，还存在极少量的H3O+和OH-。根据信息推断，下列叙述错误的是 (　　) A. 水中存在极少量的H3O+和OH-，说明水是一种极弱的电解质 B. 常温下，水的电离需要通电才能进行 C. 若液氨的电离与水相似，则液氨的电离方程式可以表示为2NH3 D. 蒸馏水也能导电，只是导电能力非常弱 NH4++NH2- B 27 练·技能实战 【演练04】【水的电离平衡】 水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是(　　) A. 4 ℃时，纯水的pH＝7 B. 温度升高，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小 C. 水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子 D. 向水中加入酸或碱，都可抑制水的电离，使水的离子积减小 C 28 02 溶液的酸碱性 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 1．溶液的酸碱性 由c(H+)和c(OH-)相对大小决定 溶液的 酸碱性 c(H+) 和 c(OH-) 的关系 c(H+) /mol·L-1 25℃ 酸性 中性 碱性 = 10-7 ＞ 10-7 ＜ 10-7 c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 2．pH (1)定义：表示溶液的酸碱性强弱即溶液酸碱度 (2)公式： pH＝-lgc(H+) (3)适用范围： c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 mol·L-1），即0≤pH≤14。 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 1．酸碱指示剂 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0 红色 5.0～8.0 紫色 >8.0 蓝色 酚酞 <8.2 无色 8.2～10.0 浅红色 >10.0 红色 甲基橙 <3.1 红色 3.1～4.4 橙色 >4.4 黄色 ——只能测定溶液的pH范围 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 使用pH试纸的正确操作为：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 2．pH试纸 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 3．pH计和pH传感器 用pH计测量溶液的pH 可用来精密测量溶液的pH，其量程为0～14。 用pH传感器测量溶液的pH 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 (1)单一溶液pH的计算 溶液类型 相关计算 强酸(HnA)溶液 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc 强碱[B(OH)n]溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 两种强碱混合 (2)混合溶液pH的计算 考点1 溶液PH计算 溶液酸碱性 汇·考点梳理 溶液类型 相关计算 强酸、强碱混合 恰好完全反应 pH＝7(25 ℃) 酸过量 碱过量 析·典型范例 【典例01】【溶液PH计算】 纯水在25 ℃和80 ℃时，pH前后大小关系及酸碱性分别是 ( ) A.pH前＞pH后　弱酸性 B.pH前＞pH后　都显中性 C.pH前<pH后　 弱酸性 D.pH前<pH后　 都显中性 B 38 练·技能实战 【演练01】【溶液PH计算】 A 相同某温度下，0.01 mol/L的NaOH溶液和0.01 mol/L的盐酸相比较，下列说法错误的是(  ) 两溶液的pH之和等于14 稀释100倍后，盐酸溶液pH＝4 两溶液等体积混合后，溶液一定呈中性 D. 两溶液中水的电离程度相同 39 03 盐类的水解 考点1 盐类水解 盐类的水解 汇·考点梳理 盐在水溶液中电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 概念： 实质： 01 02 03 生成弱电解质，破坏、促进水的电离。 表达： 盐 + 水 酸 + 碱 考点1 盐类水解 盐类的水解 汇·考点梳理 特点： 04 可逆 吸热 微弱 分步 水解反应是可逆的 水解反应可以看成酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应 水解反应程度很微弱 多元弱酸盐水解是分步的，但以第一步为主 考点1 盐类水解 盐类的水解 汇·考点梳理 盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”。 01 盐类水解离子方程式的书写 多元弱酸根离子的水解分步进行，第一步水解远大于第二步水解，水解以第一步为主。 02 多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。 03 04 弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 1、NH4＋与S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。 2、Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，Fe3＋与CO32－、HCO3－等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。 考点1 盐类水解 盐类的水解 汇·考点梳理 弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。 只电离不水解的显酸性：如NaHSO4 考点2 影响盐类水解的因素 盐类的水解 汇·考点梳理 Kh是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh增大。 水解常数的意义 Kh定量的表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大。 外因对水解常数的影响 盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大。 内因对水解常数的影响 越弱越水解 正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大。 考点2 影响盐类水解的因素 盐类的水解 汇·考点梳理 越热越水解 升温，水解平衡正向移动，盐的水解程度增大。 越稀越水解 Q ＜ K ，向正反应方向进行 酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解 碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解 溶液的酸碱性对盐类水解的影响与盐的类型有关 析·典型范例 【典例01】【盐类水解】 下列事实，其中与盐类的水解有关的是____________。 ①NaHSO4溶液呈酸性； ②长期使用化肥(NH4)2SO4会使土壤酸性增大，发生板结； ③配制CuCl2溶液，用稀盐酸溶解CuCl2固体； ④实验室盛放纯碱溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞； ⑤氯化铵或氯化锌溶液可去除金属制品表面的锈斑； ⑥加热FeCl3·6H2O晶体，往往得不到FeCl3固体。 ②③④⑤⑥ 47 练·技能实战 【演练01】【盐类水解】 实验室有下列试剂：①NaOH溶液 ②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液⑥澄清的石灰水⑦浓硫酸。其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ） A. ①⑥ B. ①②③④⑥ C. ①②③⑥ D. ①②③④ B 48 析·典型范例 【典例02】【影响盐类水解因素】 A＋、B＋、C－、D－四种离子两两组成四种可溶性盐，其中：AC和BD盐溶液的pH＝7，BC盐溶液的pH＞7，则下列说法不正确的是（ ） A.AD盐溶液的pH＜7 B.在AC盐溶液中：c(A＋)＋c(AOH)＝c(C－)＋c(HC) C.碱的电离程度一定是：AOH＞BOH D.酸的电离程度一定是：HD＞HC C 49 练·技能实战 【演练02】【影响盐类水解因素】 (1)在水溶液中，离子水解呈碱性的是___________________________。 (2)在水溶液中，离子水解呈酸性的是________________。 (3)既能在酸性较强的溶液里大量存在，又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有_______________。 (4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在，又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有______________。 50 04 沉淀溶解平衡 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 一定温度下，当溶解速率与沉淀速率相等时，形成难溶电解质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 1.概念： 沉淀溶解平衡是化学平衡一种，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。 2.特征： 逆 可逆的过程 动 动态平衡 等 沉淀和溶解速率相等 定 沉淀的质量和离子的浓度保持一定 变 外界条件改变，平衡发生移动 沉淀溶解平衡是化学平衡一种，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 3影响因素 (1)内因： 沉淀本身的性质 (2)外因： 温度、浓度 a、绝对不溶的物质是没有的 b、同是难溶物质，溶解度差别也很大 c、易溶物质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡 a、浓度：加水，平衡向溶解方向移动 b、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 难溶电解质的沉淀溶解平衡的平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-) Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq) Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- ) （1） （2） Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 Ksp越小，越难溶。 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。 Ksp影响因素 Ksp与温度有关。 其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大。 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 ——1.溶度积规则 通过比较溶度积与溶液中的离子浓度幂之积的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成。 Ksp应用 ——2.溶解度的比较 1、同种类型的难溶电解质，Ksp可用于溶解度的直接比较。 2、对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的大小。 Ksp应用 考点1 溶度积常数 沉淀溶解平衡 汇·考点梳理 对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。 Ksp应用 生成沉淀的条件是满足Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10-5mol•L－1时，该离子已沉淀完全。 ——4.判断沉淀生成的条件 Ksp应用 析·典型范例 【典例01】【溶度积常数】 下列说法正确的是（ ） A.在一定温度下AgCl水溶液中，Ag+和Cl-浓度的乘积是一个常数； B.AgCl的Ksp=1.8×10-10 mol·L-1，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag+)=c(Cl-)且Ag+与Cl- 浓度的乘积等于1.8×10-10 mol·L-1； C.温度一定时，当溶液中Ag+和Cl-浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液； D.向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大。 58 练·技能实战 【演练01】【溶度积常数】 在一定温度下，当Mg(OH)2固体在水溶液中达到下列平衡时：Mg(OH)2(s)⇌Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，要使Mg(OH)2固体减少而c(Mg2＋)不变，可采取的措施是( ) A.加MgSO4固体 B.加HCl溶液 C.加NaOH固体 D.加少量水 59 感谢 您的聆听 THANKS 苏教版2019选择性必修1 ＝ ⇒c(H＋)＝⇒pH ⇒c(OH－)＝⇒c(H＋) ＝⇒pH c(H＋)＝⇒pH c(OH－)＝⇒c(H＋)＝⇒pH 现有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、AlO、Fe3＋、HCO、Cl－等离子，请按要求填空： S2－、SO、HPO、AlO、HCO NH、Al3＋、Fe3＋ Na＋、Cl－、SO HPO、HCO $