高考化学复习专题离子反应和离子方程式知识点详解 5页

专题：离子反应和离子方程式知识点详解 考点一  电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 ‎ ‎1.电解质、非电解质 ‎ ‎ 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物 本质 在水溶液中或熔融状态下能够电离的化合物 在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物 导电实质 产生了自由移动的离子 没有产生自由移动的离子 结构特点 离子化合物和某些具有极性键的共价化合物 某些共价化合物 共同点 均为化合物 注意点 电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关.‎ 举例 NaCl  Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH  C12H22O11‎ ‎2.强电解质、弱电解质 ‎ ‎ 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不存在 存在 溶液存在微粒种类 水合离子、水分子 水合离子、水分子弱电解质分子 电离过程 不可逆、不存在电离平衡 可逆、存在电离平衡 相互关系 均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式 书写规律 用等号 HnA=nH++An-‎ 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA   H+ +HA(n-1)-‎ HA(n-1)-    H+ +H‎2A(n-2)-‎ 举例 强酸：HCl H2SO4  HNO3  HClO4  HBr HI 强碱：KOH  NaOH  Ba(OH)2等.‎ 绝大部分盐：BaSO4  BaCl2. 等 弱酸：CH3COOH  HCN  H2S  H2CO3等 弱碱：NH3H2O  Cu(OH)2等.‎ H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等.‎ ‎ 特别提醒：1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。‎ 考点二  离子方程式的书写 ‎ ‎1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。‎ ‎2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。‎ ‎3.离子方程式的书写：‎ ‎（1）书写规则：‎ ‎①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如Cl2、Na2O等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4‎ 不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。‎ ‎②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写Na+、HCO3-；NaHSO4应改写Na+,H+,SO42-‎ ‎③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。‎ ‎④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O ‎⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。‎ 如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O ‎（2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2 溶液反应为）‎ ‎①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓‎ ‎②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。‎ 上述化学方程式可改写成： Cu2++SO42-+Ba2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓‎ ‎③删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba2+ + SO42- =BaSO4↓‎ ‎④检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。‎ 特别提醒： 常见离子方程式的书写错误 ‎（1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。如Fe3++Cu =Cu2++Fe2+； Na+H2O=Na++OH-+H2↑  ‎ ‎（2）该改的不改或不该改的改了。如Na2O溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀盐酸反应：CO32-+2H+=CO2↑+H2O；醋酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3↑+H2O；乙醛做银镜反应：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH→CH3COO-+NH4++2Ag↓+3NH3+H2O等等……‎ ‎（3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀HCl：2Fe+6H+ =2Fe3++ 3H2↑；铝条溶于稀HNO3：2Al+6H+ = 2Al3++3H2↑‎ ‎（4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如浓硫酸与食盐共热制HCl；浓硫酸与Cu共热制SO2；实验室制CH4和NH3等都无离子方程式。‎ ‎（5）乱用↑、↓、 ==   、     符号。如FeCl3溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3↓+ 3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH-‎ ‎（6）多步水解或电离的方程式一步完成或水解与电离方程式分不清楚。‎ 如Na2S溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ；H2S溶于水：H2S  2H+ + S2-。‎ ‎（7）漏写一种产物。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液混合：Ba2++SO42-=BaSO4↓；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H+ + OH- = H2O。‎ ‎（8）随便约简或不约简。如Ba(OH)2溶液不断滴加稀H2SO4：Ba2++H++OH-+SO42-=BaSO4↓+ H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4+‎ ‎4 离子反应规律 ‎ ‎4.1 复分解反应发生的条件 对于复分解反应而言，有下列三种物质之一生成的反应就能进行完全：①更难溶物质；②更难电离的物质；③气态物质。简言之，复分解反应的方向总是朝着有利于某种离子浓度减少的一方进行。‎ ‎（1）沉淀的生成及转化 常见难溶物有：①酸：H2SiO3 ；②碱：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；③盐:AgCl、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。 ‎ ‎(2)更弱电解质的生成 常见弱电解质有：①弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等； ②弱碱：NH3•H2O；③其它：H2O、C6H5OH 等 ‎(3) 气态物质生成 常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等 ‎（4）氧化还原反应（5）水解，电解反应 ‎4.2 强酸制弱酸（强强生弱）规律及应用 根据酸碱质子理论，凡能提供质子（H+）的粒子（离子或分子）都是酸（如 HCl、HNO3、及酸式根离子 HCO3-等），酸失去质子后生成的粒子则为该酸的共轭碱；凡能接受质子（H+）的粒子（离子或分子）都是碱(如NH3、NaOH、Ca(OH)2、及弱酸根离子CO32- 等)，碱得到质子后生成的粒子则为该碱的共轭酸。酸和碱反应的实质是质子（H+）的转移。反应的方向总是朝着生成更难电离的更弱的酸碱的一方进行的， 即要符合“强酸制弱酸”或 谓“强强生弱”规律，可简记为”左强右弱”。‎ 失2H+‎ ‎2CH3COOH + CO32- ＝ 2CH3COO- + H2CO3（CO2+H2O）‎ 酸（强） 碱(强) 新碱(弱) 新酸(弱)‎ ‎[例] 已知下列反应能进行完全：‎ ‎① Na2CO3 + 2CH3COOH ＝ 2CH3COONa + CO2↑ + H2O ‎② CO2 + H2O + C６H５ONa ＝ C６H５OH + NaHCO3‎ ‎③ CH3COONa + HCl ＝ NaCl + CH3COOH ‎④ C６H５OH + Na2CO3 ＝ C６H５ONa + NaHCO3‎ 则根据“左强右弱”规律可得：‎ 失 H+ 减弱，酸性减弱 酸 ( H+ ) HCl CH3COOH H2CO3 C6H5OH HCO3-‎ 碱 Cl- CH3COO- HCO3- C6H5O- CO32- (OH-)‎ 得 H+ 增强，碱性增强 ‎[例]已知多元弱酸在水溶液中电离是分步的，且第一步电离远大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离。‎ 今有 HA、H2B、H3C 三种弱酸，且已知下列各反应能发生：‎ ‎① HA + HC2- （少量）＝ A- + H2C-‎ ‎② H2B （少量）+ 2A- ＝ B2- + 2HA ‎ ‎③ H2B （少量）+ H2C- ＝ HB- + H3C ‎ 可得相关微粒酸碱性强弱顺序表：‎ 失 H+ 减弱，酸性减弱 酸： （H+）> H2B > H3C > HB- > HA > H2C- > HC2-‎ 碱： HB- > H2C-> B- > A- > HC2- > C3- >（OH-）‎ 得 H+ 增强，碱性增强 ‎4.3 解说几类离子方程式的写法 ‎(1)与反应条例有关 铵盐与强碱反应 常温下： NH4+ + OH- ＝ NH3•H2O 铵盐与强碱反应 加热: NH4+ + OH- △ NH3↑ + H2O ‎(2) 与反应用量比有关 ‎(ⅰ)过量反应物能与生成物继续反应 如:‎ 若过量的NaOH溶液中通入 CO2 2OH- + CO2 ＝ CO32- + H2O 若少量的NaOH溶液中通入过量 CO2 OH- + CO2 ＝ HCO3-‎ ‎ (ⅱ)酸式盐与量有关的反应 如 Ca(OH)2溶液和 NaHCO3溶液混合，反应量的关系有两种情况：‎ 第一种情况，若NaHCO3 过量,Ca(OH)2不足量。这时Ca(OH)2电离出的两种离子全部参加反应了。 写该反应的离子方程式要领是:将不足量的反应物Ca(OH)2设定为按1mol的量参与反应来进行配平书写离子方程式。因1mol Ca(OH)2电离出的2molOH-要消耗2mol HCO3- ，故对应的离子方程式为：Ca2+ + 2OH- + 2HCO3- ＝ 2H2O + CaCO3↓ + CO32-‎ 第二种情况，若Ca(OH)2 过量, NaHCO3不足量。则设定不足量的NaHCO3为1mol，因其电离出的HCO3-仅需消耗1mol OH- 和1mol Ca2+ 故对应的离子方程式为Ca2+ + OH- + HCO3- ＝ H2O + CaCO3↓‎ 从上例可知：不足量的某反应物是完全参与反应了，配平时就设定该反应物在化学方程式中的计量数为1， 然后按1mol该反应物电离出的阴阳离子数进行配平书写离子方程式。因该反应物中阴阳离子全部参与了离子反应而被耗尽，所以在离子方程式中这两种离子的计量数之比应符合原化合物中的组成之比。‎ ‎（ⅲ）按指定量关系进行的离子反应 ‎[例] 等体积等物质的量浓度的Ba(OH)2溶液与NH4HCO3溶液混合。‎ 解:依题意设两种反应物的物质的量各1 mol 则反应的离子方程式为：‎ Ba2+ + 2OH- + NH4+ + HCO3- ＝ BaCO3 + NH3•H2O + H2O ‎[例] 向含等物质的量的NH4Cl 和 AlCl3 的混合溶液中遂滴加入NaOH溶液，写出滴加过程中发生的各步反应的离子方程式 解析：开始加入的3molOH-只与其中的1molAl3+反应 3OH-+ Al3+ = Al(OH)3 ↓ ‎ ‎ 接着再加入的1molOH-才与其中的1molNH4+反应 OH- + NH4+ = NH3•H2O ‎ ‎ 最后加入的1molOH-将与前生成的1molAl(OH)3反应 OH- + Al(OH)3=AlO2-+2H2O 理解了上例有关离子反应先后顺序规律后,请试完成下列反应的离子方程式:将0.2mol/L NH4Al(SO4)2溶液与0.3mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合, 写出离子方程式 2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6OH- = 2Al(OH)3↓+ 3BaSO4↓‎ ‎（3）隐含反应易被忽视的离子反应 ‎①[例] Mg（HCO3）2 与过量的NaOH溶液反应（不可忽视Mg(OH)2比MgCO3难溶）‎ ‎（正） Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- ＝ Mg(OH)2 + 2CO32- + 2H2O ‎②[例] 明矾[KAl(SO4)2]与足量Ba(OH)2溶液反应 （不可忽视Al(OH)3的两性 ）‎ ‎（正） Al3+ + 2SO42- + 2Ba 2+ + 4OH- ＝ AlO2- + 2H2O + 2BaSO4↓‎ ‎③[例] 少量SO2通入漂白粉溶液中 ‎（错）SO2 + H2O + Ca2+ + 2ClO- ＝ CaSO3 + 2HClO 错在忽视了可发生的氧化还原反应： CaSO3 + HClO ＝ CaSO4 + 2H+ + Cl- 故 ‎（正）SO2 + H2O + Ca2+ + ClO- ＝ CaSO4 + 2H+ + Cl-‎ ‎4.4 离子方程式正误判断 离子方程式常见错误有：‎ ‎① 违背客观事实，反应产物错；‎ ‎② 违背守恒原则，如原子个数、离子电荷不配平；‎ ‎③ 违背拆分规则，该拆没拆，不该拆却拆成离子式；‎ ‎④ 违背定组成法则，若化合物中阴阳两种离子都参与了离子反应，则在离子方程式中其离子计量数之比应符合原化合物相应离子的组成之比；‎ ‎⑤ 反应物间的计量数之比不符题意要求。‎ 例：①向饱和碳酸氢钙溶液中加入饱和氢氧化钙溶液 Ca2+ + HCO3- + OH- ＝ CaCO3↓ + H2O （√）‎ ‎②过量的硫酸氢钠和氢氧化钡溶液反应 Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- ＝ BaSO4↓ + 2H2O （√）‎ ‎③碳酸氢铵溶液与过量的氢氧化钠溶液反应 NH4+ + OH- ＝ NH3↑ + H2O （х）[产物还应有 CO32-]‎ 正为 NH4+ +HCO3- + 2OH- ＝ NH3H2O + H2O + CO32- ‎ ‎④向氢氧化钡溶液中逐滴加入硫酸氢铵溶液至刚好深浅沉淀完全 Ba2+ + 2OH- + NH4+ +H+ + SO42- ＝ NH3•H2O + H2O + BaSO4↓ （√）‎ ‎⑤明矾溶液中与氢氧化钡溶液,使SO42- 恰好沉淀完全 Al3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 4OH- ＝ 2BaSO4↓+ AlO2- + 2H2O （√）‎ ‎⑥氧化铁粉未投入氢碘酸溶液 Fe2O3 + 6HI ＝ 2Fe3+ + 6I- + 3H2O （х）[一错HI应拆为离子；二错HI有氧化性产物应为Fe2+，不是Fe3+ ]　　正为　Ｆe2O3 + 6 H+ + 2I- ＝ 2Fe2+ + I2 + 3H2O ‎⑦在硫酸铁的酸性溶液中通入足量硫化氢 Fe3+ + H2S ＝Fe2+ + S↓+ 2H+ （х）[离子电荷不配平]‎ ‎⑧FeS固体投入稀硝酸溶液中 FeS + 2H+ ＝ Fe3+ + H2S↑ （х）[电荷不配平；违背客观事实，产物不是H2S ]‎ ‎⑨硫酸亚铁溶液中加入过氧化氢 Fe2+ + 2H2O2 + 4H+ ＝ Fe3+ + 4H2O （х）[电荷不配平]‎ ‎⑩氯化铝溶液中加入过量氨水 Al3+ + 4NH3•H2O ＝ AlO2- + 4NH4+ + 2H2O （х）[违背客观事实，产物应是Al（OH）3 ]‎ ‎⑾在溶液中将亚硫酸氢铵与氢氧化钠等物质的量混合 NH4+ + HSO3- + 2OH- ＝SO32-+ NH3↑ + 2H2O （х）[两反应物用量之比与题意不符]‎ ‎⑿碳酸钙溶于醋酸中 CaCO3 + 2H+ ＝ Ca2+ + 2H2O + CO2↑ （х）[醋酸是弱电解质不能拆为离子表示]‎ ‎⒀向100ml 0.1mol/L FeBr2溶液中通入 0.025mol Cl2‎ ‎2Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 ＝ 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl- （√）‎ ‎⒁碳酸钠溶液中加入过量苯酚 C6H5OH + CO32- ＝ C6H5O- + HCO3- （√）‎ ‎⒂澄清石灰水加入盐酸 Ca(OH)2 + 2H+ ＝ Ca2+ + 2H2O （х）[微溶反应物应改写为离子]‎ ‎⒃偏铝酸钠溶液中通入过量的二氧化碳 AlO2- + CO2 + H2O ＝ Al(OH)3↓+ HCO3- （√）‎ ‎⒄醋酸滴到碳酸钙上 CaCO3 + 2CH3COOH ＝ Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2↑ （√）‎ ‎⒅用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫 2CO32- + SO2 + H2O ＝ 2HCO3- + SO32- （√）‎ 考点三  溶液中的离子共存 ‎ ‎ (一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。‎ ‎1、有气体产生。如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于发生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑等。‎ ‎２、有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存，‎ 主要是由于Ba2+＋CO32-＝BaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4↓（微溶）；‎ Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存是因为 Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等；‎ SiO32-、AlO2- 、S2O3２－等不能与H+大量共存是因为 SiO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O ‎３、有弱电解质生成。‎ 如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存，‎ 主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；‎ 一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存是因为 HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。‎ ‎４、一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。‎ 如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3- 、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43- 、SiO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。　　‎ ‎(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存 ‎　　１、一般情况下，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。如I-、、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+、2Fe3+＋ S2-=S↓＋2Fe2+、2Fe3+＋3S2-=S↓＋2Fe S↓。‎ ‎　　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。如NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下不能共存；SO32- 、S2O32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O、2S2-＋S2O32-＋6H+＝4S↓＋3H2O不能共存。ClO-与S2-不论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。‎ ‎　　(三)、由于形成络合离子，离子不能大量共存 ‎　　中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN- [Fe(SCN)]2+等络合反应的发生而不能大量共存。‎ ‎(四)、能水解的阳离子与能水解的阴离子一般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：Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Al3＋和C6H5O-，Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。如3AlO2-＋Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。‎ 注意事项：1．首先必须从化学基本概念和基本理论出发，搞清楚离子反应的规律和“离子共存”的条件。在中学化学中要求掌握的离子反应规律主要是离子间发生复分解反应和离子间发生氧化还原反应，以及在一定条件下一些微粒（离子、分子）可形成络合离子等。“离子共存”的条件是根据上述三个方面统筹考虑、比较、归纳整理而得出的。因此解决“离子共存”问题可从离子间的反应规律入手，逐条梳理。‎ ‎2．审题时应注意题中给出的附加条件，如：①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃性气体的溶液、由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液等。②有色离子：MnO4－，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋，Fe（SCN）２＋使溶液呈现一定的颜色。③MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性条件下具有强氧化性。④注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。‎ ‎3．审题时还应特别注意以下几点：‎ ‎（1）注意溶液的酸碱性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2＋与NO3－能共存，但在强酸性条件下发生3Fe2＋+NO3－+4H＋=3Fe3+ + NO↑＋2H2O而不能大量共存；I－与NO3－能共存，但在强酸性条件下不能大量共存；MnO4－ 与Cl－在强酸性条件下也不能大量共存；S2－与SO32－在碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能大量共存。‎ ‎(2) 弱酸的酸式根离子（如HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-）既不能与H＋大量共存也不能与OH－大量共存。‎ 如：HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O (HCO3－遇碱时进一步电离) HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。‎ ‎(3) 注意挖掘题目中隐含的信息，排除干扰信息，克服非智力因素失分。‎