化学最权威高考化学必考知识盘点二高考高分不是梦.docx
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化学最权威高考化学必考知识盘点二高考高分不是梦
【化学】最权威2012高考化学必考知识盘点
（二），高考高分不是梦
六．化学反应速率、化学平衡
（一）化学反应速率
1．定义：
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位：
mol/（L?
6?
1min）或mol/（L?
6?
1s）v=△c?
6?
1△t
2．规律：
同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。
且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。
如反应mA+nB=pC+qD的v（A）：
v（B）：
v（C）：
v（D）=m：
n：
p：
q
3．影响反应速率的因素
内因：
参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。
例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。
而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。
外因：
①浓度：
当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。
②压强：
对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。
③温度：
升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：
可以同等程度增大逆反应速率。
⑤其他因素：
增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。
【注意】：
①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。
②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。
③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。
（二）化学平衡
1．化学平衡状态：
指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。
2．化学平衡状态的特征
（1）“等”即V正=V逆>0。
（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。
（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。
（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。
3．化学平衡状态的标志
化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：
①v（B耗）=v（B生）
②v（C耗）:
v（D生）=x:
y
③c（C）、C%、n（C）%等不变
④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定
⑤体系颜色不变
⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量
⑦体系平均式量恒定（m+n≠x+y）等
4．影响化学平衡的条件
（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。
（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
①浓度：
增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。
②压强：
增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。
减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。
③温度：
升高温度，平衡向吸热反应方向移动。
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
④催化剂：
不能影响平衡移动。
5．等效平衡
在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。
某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。
（1）等温等容条件下等效平衡。
对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。
（2）等温、等压条件下的等效平衡。
反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。
（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。
6．化学平衡计算时常用的2个率
（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。
（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。
7．催化剂
能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。
通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。
在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。
催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。
使用生物酶制剂时的选择性更为突出。
常用的催化剂及催化反应
二氧化锰氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。
五氧化二钒二氧化硫催化氧化成三氧化硫。
铁触媒合成氨。
铂或铂铑合金氨的催化氧化。
硫酸汞乙炔水化制乙醛。
醋酸锰乙醛氧化制乙酸。
镍不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。
三溴化铁笨的溴化制溴苯。
……
使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。
七．电解质溶液
（一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
1．电解质
凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。
电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。
所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。
2．分类
（1）强电解质：
是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。
（2）弱电解质：
是指在水溶液中只能部分电离的电解质。
3．强电解质和弱电解质的比较
强电解质弱电解质
定义水溶液里完全电离的电解质水溶液里部分电离的电解质
化学键种类离子键、强极性键极性键
电离过程完全电离部分电离
表示方法用等号“=”用可逆号“”
代表物强酸：
HCl、H2SO4、HNO3、HI
强碱：
NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2
绝大多数盐：
NaCl、BaSO4弱酸：
H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH
弱碱：
NH3?
6?
1H2O
个别盐：
HgCl2、
Pb（CH3COO）2
4．非电解质
凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。
常见的非电解质
非金属氧化物：
CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金属氢化物：
CH4、NH3
大多数有机物：
苯、甘油、葡萄糖
（二）弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离特点
（1）微弱：
弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。
（2）可逆：
弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。
因此，弱电解质的电离是可逆的。
（3）能量变化：
弱电解质的电离过程是吸热的。
（4）平衡：
在一定条件下最终达到电离平衡。
2．电离平衡：
当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。
电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。
条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。
（三）水的电离和溶液的pH值
1．水的电离和水的离子积常数
H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH++OH–
25℃时c（H+）=c（OH–）=10–7mol?
6?
1L–1
水的离子积Kw=c（H+）?
6?
1c（OH–）=10–14（25℃）
①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
如：
100℃Kw=10–12
②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。
2．溶液的pH
（1）pH：
pH=–lg[c（H+）]。
在溶液的c（H+）很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。
（2）含义：
pH越大，c（H+）越小，c（OH–）越大，酸性越弱，碱性越强。
pH越小c（H+）。
c（OH–）越小，酸性越强，碱性越弱。
（3）范围：
0～14
（四）盐类水解
1．盐类水解定义：
在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。
2．盐类水解规律
（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。
（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。
（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。
3．盐类水解的类型
（1）单向水解：
强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。
如NH4Cl溶于水：
NH4++H2ONH3?
6?
1H2O+H+
CH3COONa溶于水：
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
（2）互相促进水解：
弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。
溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。
如CH3COONH4溶于水：
CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3?
6?
1H2O
（3）互相抑制水解：
能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。
如（NH4）2Fe（SO4）2溶于水：
NH4++H2ONH3?
6?
1H2O+H+
Fe2++2H2OFe（OH）2+H+
NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。
（五）电化学
1．原电池
（1）概念：
将化学能转化为电能的装置。
（2）实质：
化学能转化为电能。
（3）构成前提：
能自发地发生氧化还原反应。
（4）构成条件：
①两个电极②电解质溶液③“两极“一液”联成回路④能自发地发生氧化还原反应。
（5）电极构成：
负极：
还原性相对较强的材料。
正极：
还原性相对较弱的材料。
（6）电极反应：
负极：
失去电子，氧化反应。
正极：
得到电子，还原反应。
2．化学电源
电池名称负极正极电解质溶液电极反应
干电池ZnC（NH4+）NH4Cl和淀粉糊负极：
Zn-2e-=Zn2+
正极：
2NH4++2e-=2NH3+H2↑
银锌电池ZnAg2OKOH负极：
Zn-2OH--2e-=ZnO+H2O
正极：
Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH-
铅蓄电池（放电）PbPbO2H2SO4负极：
Pb+SO42--2e-=PbSO4
正极：
PbO2+4H++SO42-
+2e-=PbO4+2H2O
氢氧燃料电池Pt
（H2）Pt（O2）KOH负极：
2H2+4OH--4e-=4H2O
正极：
O2+2H2O+4e-=4OH-
3．金属的腐蚀与防护
（1）定义：
金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。
（2）金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。
（3）金属防护
①涂保护层。
如涂油、电镀、表面处理等。
②保持干燥。
③改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。
④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。
⑤外加电源法。
将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。
4．电解原理及其应用
（1）电解定义：
使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。
（2）装置：
电解池（或电解槽）
特点：
把电能转化为化学能。
形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质⑨形成闭合回路。
（3）电解原理：
与电源正极相连
↓
阴离子移向→阳极←发生氧化反应
阳离子移向→阴极←发生还原反应
↑
与电源负极相连
（4）电解时电极产物的判断
①阳极产物的判断
首先看电极，如果是活性电极（金属活动顺序表Ag以前），则电极材料失电子，电极溶解。
如果是惰性电极（Pt、Au、石墨），则要再看溶液中的离子的失电子能力。
阴离子放电顺序如下：
S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞SO42-＞NO3-＞F-
②阴极产物的判断
直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：
Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞（H+）＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca+＞K+
（5）电解应用：
①铜的粗炼
阳极（粗铜）：
Cu–2e–=Cu2+
阴极（纯铜）：
Cu2++2e–=Cu
电解质溶液：
CuSO4（含H2SO4）
②氯碱工业
阳极（钛网）：
2Cl––2e–=Cl2↑
阴极（碳钢网）：
2H++2e–=H2↑
电解质溶液：
饱和食盐水
总反应：
2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
③镀铜
阳极（铜）：
Cu–2e–=Cu2+
阴极（铁或其他镀件）：
Cu2++2e–=Cu
电镀液：
CuSO4溶液
第二部分常见元素的单质
及其重要化合物
一．非金属元素及其化合物
（一）非金属元素概论
1．非金属元素在周期表中的位置
在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是非金属性最强的元素。
2．非金属元素的原子结构特征及化合价
（1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。
（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1等还呈现变价。
3．非金属单质
（1）组成与同素异形体
非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型
常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物
（1）非金属氢化物的结构特点
①IVA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；VIA—H2R为“V”型，极性分子；VIIA—HR直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
（2）非金属气态氢化物的稳定性
一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。
因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性
如：
NH3：
H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故非金属元素的最高价含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。
（二）卤族元素
1．氯气
（1）分子式Cl2电子式结构式Cl—Cl
（2）物理性质：
黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（1：
2）。
（3）化学性质：
①与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=CuCl2（棕黄色烟）
②与非金属反应
H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl），
H2+Cl2=2HCl（爆炸）
③与水反应
Cl2+H2O=HCl+HClO，HCIO是一种弱酸（HClO=H++ClO–），具有强氧化性，可进行漂白、消毒杀菌等，在光照下易分解：
2HClO=2HCl+O2↑
④与碱反应
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余Cl2）
2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2漂白粉（混合物）+2H2O
漂白粉的有效成分为Ca（ClO）2在空气中易失效变质：
Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
⑤与还原性物质反应
Cl2+2Br–=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓
（4）制法：
①实验室制法
MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O
②业制法
2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑
2．卤族元素
（1）卤族元素性质的通性及递变性
①元素周期表中的位置：
第ⅦA族
②原子结构相同点：
最外层电子数均为7个同点：
电子层数不同
③主要性质的相似性：
单质均为双原子非极性分子；主要化合价为?
6?
1l价，最高正价为+7价（F除外）；单质具有强氧化性。
④主要性质的递变性。
（从F到I）原子半径和离子半径逐渐增大；非金属性及单质氧化性逐渐减弱，即氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2；与H2化合生成HX的反应由易至难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI；最高价氧化物的承化物的酸性逐渐减弱；卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。
单质的颜色变深，熔沸点升高。
（2）卤素及其化合物特性归纳
①Cl2、Br2、I2与水反应类型相同，可用通式X2+H2O=HX+HXO，而F2特殊F2+2H2O=4HF+O2，由此得出它们与碱反应Cl2、Br2、I2相同，F2不同。
②F2、Cl2、Br2与Fe作用得+3价铁，而I2+Fe=FeI2。
③Cl–、Br–、I–跟AgNO3分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀；而AgF可溶于水，无色溶液。
④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。
⑤碘与淀粉变蓝，但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝，因为氯水过量，发生下列反应I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。
⑥氢氛酸为弱酸，余者为强酸，旦酸性逐渐增强；氢氟酸腐蚀玻璃，其他氢卤酸没有此性质。
（3）卤离子（X–）的检验（X=Cl、Br、I）
在含有卤离子（X–）的溶滚中，加入：
HNO3酸化的AgNO3溶液。
Cl–+Ag+=AgCl↓（白），Br–+Ag+=AgI↓（黄色），
Br?
6?
1+Ag+=AgBr↓（淡黄色），I–+Ag+=AgI↓（黄色）
3．卤素单质及化合物的特殊性
①F只显-1价，一般无含氧酸，氟气能跟稀有气体反应，氢氟酸是弱酸，但能腐蚀玻璃，CaF2难溶于水。
而AgF易溶于水
②溴是常温下惟一呈液态的非金属，易挥发。
③碘易升华，碘遇淀粉反应生成蓝色物质。
④Cl2、Br2、I2溶解性
Cl2Br2I2
水中黄（溶）橙（溶）黄褐（微溶）
CCl4黄（易溶）橙红（易溶）紫红（易溶）
（三）氧族元素
1．氧族元素概述
（1）包括：
氧（8O）、硫（16S）、硒（34Se）、碲（52Te）、钋（84Po）等几种元素。
（2）周期表中位置：
VIA族；2—6周期。
（3）最外层电子数：
6e。
（4）化合价：
–2，0，+4，+6（O一般无正价）。
（5）原子半径：
随核电荷数增大而增大，即rO＜rS＜rSe＜rTe。
（6）元素非金属性：
从O→Te由强→弱。
2．氧族元素性质的相似性及递变性
（1）相似性
①最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构。
②在气态氢化物中均显2价，分子式为H2R。
③在最高价氧化物中均+6价，分子式为RO3。
④最高价氧化物对应水化物的分子式为H2RO4。
（2）递变性（O、S、Se、Te）
①单质的溶沸点升高，氧化性减弱。
②气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。
③最高价氧化物的水化物酸性减弱。
3．二氧化硫
（1）二氧化硫的物理性质：
无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H2O化合生成H2SO3，SO2+H2O=H2SO3）
（2）二氧化硫的化学性质：
①具有酸性氧化物通性
②还原性：
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl2SO2+O2=2SO3
③弱氧化性：
SO2+2H2S=3S+2H2O
④漂白性：
SO3可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色）
（3）二氧化硫的污染
①SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。
②形成酸雨pH＜5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。
③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。
4．硫酸工业和硫酸
（1）接触法制硫酸
反应原理：
①造气：
4FeS2+11O2（g）=2Fe2O3+8SO2
②氧化：
2SO2+O2=2SO3
③吸收：
SO3+H2O=H2SO4
分别对应的设备：
①沸腾炉②接触室③吸收塔
具体措施：
粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2SO4吸收SO3（防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成（NH4）2SO3，再用H2SO4处理，便又可生成SO2）。
（2）浓硫酸（98.3％）的特性
①吸水性：
H2SO4易与H2O结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂（不可干燥H2S）。
②脱水性：
浓H2SO4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:
1比例脱去，即为脱水性，C12H22O1112C＋11H2O（浓H2SO4脱水性）
③强氧化性：
浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应，如：
Cu＋2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O
C＋2H2SO4（浓）=CO2↑+2SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4（浓）=S＋SO2↑+2H2O
2NaI＋2H2SO4（浓）=Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O
与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2。
常温下，浓H2SO4使Fe、Al表面发生钝化（生成致密氧化膜），而不发生产生气体的反应。
（四）碳族元素
1．碳及其重要化合物
（1）一氧化碳和二氧化碳
（2）活性炭的吸附作用及其应用木材干馏所得的固态产物是木炭，木炭由于它的孔隙被干馏时产生的油脂等物质所覆盖，吸附能力较弱，经活化处理增加表面
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