化学笔记大全一.docx
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化学笔记大全一
高中一年级化学笔记总结（上）
By：
验钞机
第一章化学反应及其能量变化
第一节氧化还原反应
一、氧化还原反应的基本概念
概念
从得失氧的角度
从化合价升降的角度
从电子的得失角度
氧化反应
物质得到氧的反应
元素化合价升高的反应
物质失去电子的反应
还原反应
物质失去氧的反应
元素化合价降低的反应
物质得到电子的反应
氧化剂
反应中失去氧的物质
反应中有元素化合价降低的反应物
反应中得到电子的反应物
还原剂
反应中得到氧的物质
反应中有元素化合价升高的反应物
反应中失去电子的反应物
氧化产物
还原剂得到氧后的生成物
还原剂元素化合价升高后的生成物
还原剂失去电子后的生成物
还原产物
氧化剂失去氧后的生成物
氧化剂元素化合价降低后的生成物
氧化剂得到电子后的生成物
二、各组概念间的关系
（反应物）（实质）（表现）（反应类型）（生成物）
氧化剂
得到电子
化合价降低
还原反应
还原产物
还原剂
失去电子
化合价升高
氧化反应
氧化产物
三、氧化还原反应电子转移的表示
1．双线桥法【满足得失电子守恒】
表示方法：
由氧化剂指向还原产物，标明得xe—例：
Fe+2HCl==FeCl2+H2↑
由还原剂指向氧化产物，标明失xe—
2．单线桥法：
由还原剂指向氧化剂，标明得失电子总数xe—例：
H2+CuO==Cu+H2O
四、氧化性与还原性
1．基本概念：
（1）氧化性：
物质得到电子的能力或性质
（2）还原性：
物质失去电子的能力或性质
2．氧化性、还原性有无的判断【通过化合价判断】
元素处于最高价态时，只有氧化性，如Fe3+、Na+、H+
元素处于最低价态时，只有还原性，如S2—、I—、Br—、Cl—
元素处于中间价态时，既有氧化性也有还原性，如Fe2+、SO2、Cl2、CO
3．氧化性、还原性强弱的比较
见“氧化还原反应的基本规律”之强弱规律
五、常见氧化剂和还原剂
1．常见氧化剂
①非金属单质：
F2、Cl2、Br2、I2、O2、S等
②含有较高价态元素的物质：
KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、HNO3、MnO2、H2SO4（浓）
③某些金属性较弱的高价态离子：
Cu2+、Fe3+、Ag+等
④某些过氧化物：
H2O2、Na2O2等
2．常见还原剂
①所有金属单质：
Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等
②非金属阴离子及低价化合物：
Cl—、I—、Br—、S2—、CO、SO2、Na2CO3等
③某些非金属单质及氢化物：
H2、C、S、H2S、HI、HBr等
六、氧化还原反应的类型
1．不同物质不同元素之间的氧化还原反应例：
3MnO2+6KOH+KClO3==3K2MnO4+KCl+3H2O
2．不同物质相同元素之间的氧化还原反应（即归中反应）例：
KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O
3．相同物质不同元素之间的氧化还原反应例：
2KClO3==2KCl+3O2
4．相同物质相同元素的不同价态例：
5NH4NO3==2HNO3+4N2+9H2O
5．相同物质相同元素同一价态（即歧化反应）例：
3Cl2+6KOH==5KCl+KClO3+H2O
七、氧化还原反应中的基本规律及应用
1．物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】
①根据同种元素的化合价判断：
一般来说，元素化合价越高，其物质的氧化性越强，还原性越弱。
特例：
氧化性HClO＞HClO3＞HClO4
②根据元素的活动性判断
1）根据金属活动性判断
KCaNaMgAlZnFeSiPb（H）CuHgAgPtAu
2）根据非金属性判断
FClBrI（非金属性减弱）
③根据化学方程式判断：
氧化剂+还原剂==氧化产物+还原产物【即强制弱规律】
氧化性比较：
氧化剂＞氧化产物
还原性比较：
还原剂＞还原产物
④根据反应的条件判断
如下列三个反应方程式：
2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+4HCl===MnCl2+Cl2↑+2H2O
O2+4HCl===Cl2↑+H2O
☆结论：
氧化性KMnO4＞MnO2＞O2
☆归纳：
（1）同一种氧化剂作用于不同的还原剂，反应条件越高，氧化剂氧化性就越弱。
（2）同一种还原剂作用于不同的氧化剂，反应条件越高，还原剂还原性就越弱。
⑤根据氧化、还原的程度判断
如下列两个反应方程式：
3Cl2+2Fe===2FeCl3S+Fe===FeS
Fe：
0价→+3价0价→+2价
→→氧化性：
Cl2＞S
⑥外界条件对氧化性、还原性的影响
（1）浓度：
浓度越大，氧化性或还原性就越强。
如：
浓H2SO4＞稀H2SO4
（2）酸碱性：
酸性越强，氧化性就越强；碱性越强，还原性就越强。
（3）温度：
温度越高，氧化性或还原性就越强。
2．互不交叉规律
反应前的高价反应物只能对应生成反应后的高价生成物；
反应前的低价反应物只能对应生成反应后的低价生成物。
图示：
反应前反应后
高价高价（可以相等，但决不能相交）
低价低价（可以相等，但决不能相交）
3．先后规律
①一种还原剂作用于含有多种氧化剂的体系中，首先还原氧化性强的；
②一种氧化剂作用于含有多种还原剂的体系中，首先氧化还原性强的。
例：
FeH+＜Cu2+＜Fe3+Cl2I—＞Fe2+＞Br—
4．电子守恒规律及其应用
①规律：
氧化还原反应中，氧化剂得电子总数（化合价降低的总数）等于还原剂失去电子的总数（化合价升高的总数）。
②规律的应用
Ⅰ用于氧化还原反应的计算
基本思路：
1）指出两组对应关系：
氧化剂—氧化产物，还原剂—还原产物；
2）找出两个变化：
1个（mol）氧化剂化合价的变化值（△M①）；1个（mol）还原剂化合价的变化值（△M②）；
3）找出两个量：
氧化剂的分子个数（物质的量）N①，还原剂的分子个数（物质的量）N②；
4）建立等式：
N①×△M①==N②×△M②
Ⅱ用于氧化还原反应方程式的配平
1．配平的原则：
电子守恒和质量守恒
2．配平方法
A．普通配平法步骤：
例：
3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
①正确写出反应物和生成物；
②标出化合价发生了变化的元素的化合价；
③找出化合价的变化值；
④通过求最小公倍数使化合价升降总数相等；
⑤用观察法配平其他物质，并进行检验。
B．零价配平法
适用范围：
适用于两种元素组成的化合物，且其中一种元素的化合价未知或不常见。
配平方法：
假设该化合物中每种元素的化合价均为0，再利用普通配平法进行配平。
例：
FeC3+HNO3==Fe（NO3）3+CO2↑+H2O+NO2
C．逆向配平法
适用范围：
适用于歧化反应，或者氧化剂（或还原剂）有多种的反应
配平方法：
假设氧化产物就是氧化剂，还原产物就是还原剂，从方程右边向左边配平
例：
Cl2+KOH==KCl+KClO3+H2O
第二节离子反应
一、电解质与非电解质
1．基本概念
◇电解质：
在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质
◇非电解质：
在水溶液中或在熔融状态下都不能导电的化合物叫做电解质
◇强电解质：
在水溶液中完全电离成离子的电解质
◇弱电解质：
在水溶液中部分电离成离子的电解质
2．常见的电解质和非电解质
◇电解质：
大多数酸、碱、盐及金属氧化物
◇非电解质：
非金属氧化物、绝大多数有机物、部分氢化物（NH3、PH3）
3．常见的强电解质和弱电解质
①强电解质
强酸：
HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO3、HClO4、HIO3、HIO4
强碱：
NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2
绝大多数盐：
NaCl、NaHCO3、NH4Cl〖Pb（CH3COO）2除外〗
活泼金属的氧化物：
Na2O、Al2O3、MgO
②弱电解质
弱酸：
H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2SiO3
弱碱：
NH3·H2O，所有不溶性的碱
其他：
H2O
4．电解质的电离
1）电离的定义：
电离是指电解质在水分子作用下离解成为自由移动的离子的过程
2）强电解质的电离：
完全电离，用“==”连接
例：
NaCl==Na++Cl—NaHCO3==Na++HCO3—
NaHSO4==Na++H++SO42—（水溶液）NaHSO4==Na++HSO4—
3）弱电解质的电离：
部分电离，用“”连接
例：
H2CO3
H++HCO3—，HCO3—
H++CO32—【多元弱酸电离应分步写】
Al（OH）3
Al3++3OH—
二、离子反应
1．定义：
凡是有离子参加或者生成的反应都叫做离子反应
2．实质：
总是有某种离子的浓度发生改变
3．离子反应的类型及发生的条件
①复分解反应型（离子互换型）如：
CuSO4+BaCl2==CaCl2+BaSO4↓Ba2++SO42—==BaSO4↓
发生的条件：
A．有难溶物生成B．有弱电解质生成C．有易挥发的物质或气体生成
②氧化还原反应型：
遵循强弱规律如：
Zn+HCl==ZnCl2+H2↑Zn+2H+==Zn2++H2↑
4．离子方程式
1）定义：
用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的方程式
2）意义：
①体现了离子反应的实质；②体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒；③体现了同一种类型的反应的规律。
3）离子方程式基本书写步骤
①正确写出化学式
②改写化学式：
a、将易溶于水的强电解质改写成离子；
b、单质、气体、氧化物、难溶物和弱电解质均保留化学式③④
③删去方程式两边相同的离子
④检查电荷、质量是否守恒
三、常见离子的检验
离子符号
检验试剂及方法
现象及结论
OH—
pH试纸、紫色石蕊试剂
pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝
Cl—
加入硝酸银溶液和稀硝酸
生成白色沉淀，不溶于稀硝酸
CO32—
先加入氯化钡溶液，再加入稀盐酸
生成白色沉淀；溶于稀盐酸
HCO3—
同上
无沉淀生成；溶液与稀盐酸反应生成CO2
SO42—
先加入稀盐酸，再加入氯化钡溶液
无明显现象；有白色沉淀生成
SO32—
加入稀盐酸
产生有刺激性气味的气体
H+
pH试纸、紫色石蕊试剂
均变红
Mg2+
氢氧化钠
生成白色沉淀
Cu2+
氢氧化钠
生成蓝色沉淀
Fe3+
氢氧化钠
生成红褐色沉淀
Fe2+
氢氧化钠
生成白色絮状沉淀，后迅速变为灰绿色，最后变成红褐色
NH4+
氢氧化钠
产生有刺激性气味的气体，该气体可以使湿润的红色石蕊试剂变蓝
四、写离子方程式时对微溶物的处理
五、有关过量问题
1．氧化还原反应中，已知还原性：
I—＞Fe2+＞Br—
①在FeI2溶液中通入少量Cl2
②在FeI2溶液中通入过量Cl2
③在FeBr2溶液中通入少量Cl2
④在FeBr2溶液中通入过量Cl2
⑤当FeBr2溶液中有一半Br—变成Br2时
2．CO2（或SO2）通入Ca（OH）2
①将少量的CO2（或SO2）通入Ca（OH）2溶液中
②将过量的CO2（或SO2）通入Ca（OH）2溶液中
3．酸式盐与碱的反应
①在NaHCO3溶液中滴入少量的Ca（OH）2溶液
②在NaHCO3溶液中滴入过量的Ca（OH）2溶液
③在NaHSO4溶液中滴入Ba（OH）2溶液至中性，继续滴加Ba（OH）2溶液至过量。
④在NaHSO4溶液中滴入Ba（OH）2溶液至SO42—刚好完全沉淀
六、关于离子共存问题
1．解题要求：
认真阅读题干，注意“无色”“酸性”“碱性”“共存”“不共存”及限定条件。
2．离子不共存的几种类型
①离子间生成沉淀、气体或弱电解质时，不能共存
②无色溶液中不能存在有色离子
常见有色离子：
MnO4—（紫红色）、Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）
③离子间因发生氧化还原反应而不能共存
氧化性离子：
MnO4—、Cr2O72—、ClO—、NO3—（H+）、ClO3—（H+）、Fe3+
还原性离子：
I—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—、Fe2+
④酸性溶液中氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在
如：
⑤强碱性溶液中弱碱离子、多元弱酸的酸式离子不能存在
弱碱离子：
酸式离子：
⑥离子间反应生成络合离子时不能共存，如Fe3+与SCN—反应生成血红色络合离子
3．溶解性巧记口诀
钾钠铵盐硝酸盐，都能溶在水中间；碳酸磷酸两种盐，溶者只有钾钠铵；
盐酸难溶银亚汞，硫酸难溶是钡铅；碱溶钾钠铵和钡，注意钙盐常是微。
第三节化学反应中的能量变化
一、放热反应与吸热反应
1．基本概念
①放热反应：
反应中向外界体系放出热量的反应。
②吸热反应：
反应中从外界体系吸收热量的反应。
2．两种反应中的能量变化
放热：
反应物总能量＞生成物总能量。
吸热：
反应物总能量＜生成物总能量
3．常见的吸热、放热反应
A．放热反应
（1）金属与酸的反应，如：
2Al+6HCl==2AlCl3+3H2
（2）酸碱中和反应，如：
2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O
（3）所有的燃烧反应，如：
2CO+O2==2CO2
B．吸热反应
（1）碳与二氧化碳反应、碳与水蒸气反应：
C+CO2==2CO；C+H2O（g）==CO+H2（水煤气）
（2）常见的分解反应，如：
NH4HCO3NH3+CO2+H2O
二、燃料的充分燃烧
1．能源的分类：
①不可再生能源：
煤、石油、天然气、太阳能；②可再生能源：
水能、风能、地热能、潮汐能。
2．燃料充分燃烧的条件：
①燃烧时要有适当过量的空气；②燃料与空气要有足够大的接触面。
第二章硷金属
第一节钠
一、钠的物理性质
银白色，质软，有金属光泽；密度比水小，比煤油大；熔点、沸点较低；是热和电的良导体。
二、钠的化学性质
1．与非金属反应
①钠与氧气反应：
4Na+O2==2Na2O?
（白色固体）?
2Na2O+O2====?
Na2O2
4Na+2O2==?
2Na2O2（淡黄色粉末；现象：
黄色火焰，产生黄色的烟）
②钠与氯气反应：
Cl2+2Na==2NaCl?
（现象：
黄色火焰，产生白烟）
③钠与硫单质反应：
2Na+S==Na2S（爆炸）
④钠与氢气反应：
2Na+H2==2NaH
2．与水反应
（1）反应原理：
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
（2）现象及解释
现象
解释
钠浮在水面上
钠的密度比水小
钠块迅速熔化成光亮的小球
反应放热；钠的熔点低
小球不停地游动
反应产生气体推动其游动
滴加酚酞试剂后变成红色
反应生成氢氧化钠，使溶液显碱性
3．与盐反应
①钠与盐溶液的反应：
钠先与水反应，生成的氢氧化钠再与盐反应
例：
②钠与熔化状态下的盐反应
例：
4．与酸反应：
直接考虑钠与H+的反应
例：
三、钠在自然界的存在和主要用途
1．钠的存在：
仅以化合态存在，如：
NaCl、Na2CO3、Na2SO4等
2．钠的主要用途：
①用来制取过氧化钠等化合物
②钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂
③利用其还原性冶炼金属（钛、锆、铌等）
④应用于电光源，如用于强照明的高压钠灯
3．钠的制备：
2NaCl（熔）==2Na+Cl2↑
第二节钠的化合物
一、氧化钠和过氧化钠
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧素化合价
－2
－1
类别
碱性氧化物
过氧化物
色、态
白色固体
淡黄色粉末
与水反应
Na2O+H2O==2NaOH?
?
?
?
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑
与CO2反应
Na2O+CO2==Na2CO3
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
与盐酸反应
Na2O+2HCl==2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl==4NaCl+O2↑+2H2O
过氧化钠的用途：
①做供氧剂：
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2（潜水艇制氧原理）
②做强氧化剂：
Na2O2+SO2==Na2SO4Na2O2+SO32—+H2O==2Na++SO42—+2OH—
③做漂白剂
二、氢氧化钠
1．物理性质：
白色易潮解的固体；极易溶于水，溶于水放出大量热。
2．化学性质
（1）使指示剂变色（碱的通性）：
使酚酞试剂变红，使石蕊试剂变蓝
（2）与酸发生中和反应，生成盐和水：
2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O
（3）与酸性氧化物反应生成盐和水：
CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O
（4）与某些盐反应：
①碱+弱碱盐==弱碱+强碱盐，如：
NaOH+NH4Cl==NaCl+NH3·H2O
②碱+酸式盐==正盐+水，如：
NaOH+NaHCO3==Na2CO3+H2O
3．氢氧化钠的保存：
应密封保存在塑料瓶中，短期可保存在玻璃瓶中，不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
三、碳酸钠和碳酸氢钠
物质名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱、苏打
小苏打
颜色、状态
白色、固体粉末
白色细小晶体
溶解性
易溶于水
较易溶于水
与酸
反应
反应快慢
产生速度慢，生成的CO2少
产生速度快，生成的CO2多
方程式
2H++CO32-==H2O+CO2↑
H++HCO3—==H2O+CO2↑
与CO2反应
Na2CO3+H2O+CO2==2NaHCO3
与碱反应
Ca（OH）2
Na2CO3+Ca（OH）2==2NaOH+CaCO3
NaHCO3+Ca（OH）2==NaOH+CaCO3+H2O
NaOH
不反应
NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O
与盐反应【CaCl2】
Na2CO3+CaCl2==2NaCl+CaCO3
不反应
相互转化
Na2CO3+H2O+CO2==2NaHCO3
2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2
热稳定性
稳定，不易分解
受热易分解
☆◇☆碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别
固体：
加热，若有使澄清石灰水变浑浊的气体生成，则是碳酸氢钠；
溶液：
①取等量的碳酸钠和碳酸氢钠溶于水，滴加入等质量、等浓度的盐酸，观察反应速率，反应速度快的是碳酸氢钠，慢的是碳酸钠；
②向溶液里加入CaCl2溶液，若有沉淀生成，则是碳酸钠，反之则是碳酸氢钠。
第三节碱金属元素
碱金属元素包括：
锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）
一、碱金属的物理性质
相似性：
①颜色：
银白色（除铯略带金色光泽）②硬度：
质软，取用时用小刀即可切取
递变性：
①密度：
锂＜钾＜钠＜铷＜铯②熔沸点：
锂＞钠＞钾＞铷＞铯
原子结构：
①相同点：
最外层电子数只有一个→碱金属元素在化合物中总显+1价
②不同点：
电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
二、碱金属的化学性质
1．与氧气反应
2Na+O2==Na2O2（过氧化钠）
4Li+O2=2Li2O（氧化锂）
K+O2==KO2（超氧化钾）
2Rb+3O2==2RbO3（臭氧化铷）
2．与水反应：
2R+2H2O==2ROH+H2（通用模式）
3．与酸反应：
2R+2HCl==2RCl+H2（通用模式）
三、碱金属的焰色反应
1．焰色反应的定义：
很多金属或它们的某些化合物在灼烧时会使火焰呈现出特殊的颜色，这就叫做焰色反应
2．焰色反应的性质：
焰色反应是物理变化所产生的现象
3．焰色反应实验的操作步骤：
洗（用稀盐酸洗涤）——烧——蘸——烧——观——洗——烧
4．各种金属的焰色：
钾—紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；钠—黄色；铜—绿色；钡—黄绿色；锶—洋红色；钙—砖红色；锂—紫红色
第三章物质的量
第一节物质的量
一、物质的量
1．定义：
物质的量是表示物质所含微粒多少的一个物理量
☆注意：
①“物质的量”是一个整体名词，不可分开；②微粒包括：
原子、分子、离子、电子、质子、中子或它们的特定组合
2．符号：
n
3．单位：
摩尔，简称摩，符号为mol
4．一摩尔的规定：
如果在一定量的微粒集合中所含有的粒子数目与12C中所含碳原子数相同，我们就说它的物质的量为一摩尔。
二、阿伏加德罗常数
1．真实值：
0.012Kg12C中含有的碳原子数目；近似值：
6.02×1023
2．符号：
NA
3．微粒数（N）、物质的量（n）与阿伏加德罗常数（NA）之间的关系
n=
N=n×NANA=
4．注意：
用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类，如0.5molO、1.2molH2O
三、摩尔质量
1．定义：
单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M
2．单位：
g/mol或g·mol—1
3．摩尔质量与化学式量（相对分子质量或相对原子质量）的关系：
☆当摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上等于其化学式量。
4．摩尔质量（M）、物质的量（n）与质量（m）之间的关系
M=
m=M×nn=
5．摩尔质量的应用：
（1）利用摩尔质量可以求一定质量的物质所具有的物质的量；
（2）利用摩尔质量可以求一定物质的量的物质所具有的质量；
（3）利用摩尔质量可以求一个分子或原子的质量。
总结：
本节各物理量之间的转化关系
mnN
第二节气体摩尔体积
一、决定物质体积的因素
①微粒数目的多少（由物质的量决定）
②微粒本身的大小（气体物质忽略本身的大小）
③微粒之间的距离
二、气体摩尔体积（Vm）
1．定义：
在一定的温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
2．符号：
Vm
3．单位：
L/mol或L·mol—1
4．气体摩尔体积（Vm）与物质的量（n）、气体体积（V）之间的关系
Vm=
V=n×Vmn=
三、标准状况下的气体摩尔体积
1．标准状况：
指0℃（或273K），101KPa（或1个大气压）的状况
2．标准状况下的气体摩尔体积：
在标准状况下，单位物质的量的任何气体所占的体积都约为22.4L/mol，即V标=22.4L/mol。
3．应用：
1）建立质量、体积、物质的量、微粒数目之间的关系网络
如右图：
2）可以求标准状况下气体的密度：
（g/L）
3）可以用于方程式的计算
四、阿伏伽德罗定律及其推论
1．阿伏伽德罗定律内容：
同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数。
即：
同温、同压、同体积→同物质的量、同分子数
2．克拉伯龙方程：
PV=nRT（注意：
T只能带入开式温度；R为常数）
3．推论：
①同温同压下，气体体积之比等于物质的量之比：
②同温等体积条件下，气体的压强与物质的量成正比：
③同温同压等体积条件下，气体质量与摩尔质量成正比：
④同温同压等质量条件下，气体体积与摩尔质量成反比：
⑤同温同压条件下，气体密度与摩尔质量成正比：
==D1→2（1对于2的相对密度）
五、平均摩尔质量（）
=
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推导：
由于m1=n1×M1m2=n2×M2m3=n3×M3~~~
所以：
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阿伏加德罗定律的变形：
平均摩尔质量=混合物中各组分的摩尔质量×该组分的物质的量分数（若是气体组分可
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