高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例.docx
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高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例
第一单元基本概念与理论
一、组成、性质与变化
1、物质的组成与分类
2、物质的性质与变化
二、化学式与化学量
1、分子式与化学式:
分子式表示真实的分子组成;化学式一般表示原子晶体、离子晶体和金属晶体中组成微粒的最简整数比。
2、氧化还原反应方程式的书写与配平:
一写氧化剂、还原剂及氧化产物和还原产物的化学式;
二据电子得失相等规律配平上述各物质的系数;
三据电荷守恒的规律补充并配平介质离子(H+、OH-或他离子);
四据质量(元素)守恒规律补充并配平H2O或其它物质的系数;
最后将所有系数调整为最简整数比。
3、热化学方程式的书写及含义
一要正确注明各物质发生反应及生成时的状态(s、l、g、aq);
二要准确写出的符号(+、-)和单位(kJ/mol);
三要正确对应与系数的关系。
注意:
表示燃烧热的热化学方程式,燃料系数为“1”,H2O须为液态;表示中和热的热化学方程式,生成的H2O的系数须为“1”;其它热化学方程式,一般系数为最简整数比。
可逆反应的热化学方程式中的的数值是与按方程式完全转化对应的,故与转化率无关。
单位“kJ/mol”是指整个配平的热化学方程式为1mol,而不是其中某一种物质。
多步反应加合时,△H应带符号加合。
4、离子方程式的书写与正误判断
(1)书写
A、一般步骤:
写——正确书写化学方程式并配平【注意条件(→、=、
、↑、↓、胶体等)及对应产物正确】;
拆——将易溶(当前已完全溶解的)强电解质拆为离子;
删——等量删除方程式左右相同的(即未参与反应的)离子;
查——调整各微粒系数为最简整数比。
B、多离子反应的离子方程式的书写方法:
定——将少量物质(或按题意刚好反应完的物质)定为1mol(能拆再拆);
算——将过量反应物的离子按少量物质的需要计算其所需的物质的量;
删——将未参与反应的离子删除;
调——将参与反应的离子以及产物的物质的量化为最简整数比。
C、定量混合的反应的离子方程式的书写方法:
先拆分并按题目所给量计算各离子、分子的物质的量;
再分析可能的反应按少量完全计算各反应物的消耗量及产物生成量;
后将耗、产的物质的量化为最简整数比。
(2)正误判断
一看反应是否对:
条件(→、=、
、↑、↓、胶体等)及对应产物是否正确;
二看拆分是否对:
可溶(且当前已完全溶解的)强电解质方可拆为离子;
三看电荷是否平:
方程式左右各离子所带电荷之代数和是否相等;
四看电子是否平:
得失电子数是否相等;
五看元素是否平:
左右各元素原子总数是否对应相等。
5、粒子结构示意图、电子式、结构式的书写
A、粒子结构示意图:
粒子的核电荷数“+Z”加圈“○”,然后分层写出电子数。
如:
B、电子式:
原子——(一般是先单后双)。
如:
简单阳离子——写出元素符号,然后在其右上角标出电荷“n+”。
如:
Na+,Mg2+,Al3+。
简单阴离子——写出元素符号,然后在其上下左右用标出最外层(包括得到的)电子数,并加“[]”围起来,然后在其右上角标出电荷。
如:
根离子——按原子间连接顺序将各原子的元素符号写出,然后将它们的最外层电子(包括得到和失去的一并分析)的共用和单独占有(孤对电子)情况在各元素符号周围标出,并加“[]”围起来,最后在其右上角标出电荷。
如:
共价分子——按原子间连接顺序将各原子的元素符号写出,然后将它们的最外层电子(包括得到和失去的一并分析)的共用和单独占有(孤对电子)情况在各元素符号周围标出。
如:
离子化合物——将化学式中离子的电子式按连接顺序写在一起即可。
如:
用电子式表示物质的形成过程:
A、共价分子——左写原子的电子式(相同原子可合并),右写分子的电子式,中间用“→”连接即可。
如:
B、离子化合物——左写原子的电子式(相同原子不可合并,因为要标出电子转移情况),用弯箭号标出电子转移情况,右写离子化合物的电子式,中间用“→”连接即可。
如:
C、结构式:
按原子团(分子或自由基)中各原子间的连接顺序书写各原子的元素符号,并将共用电子对用“-”表示(多对多杠),自由基中的单电子,每一个也画一杠。
如:
D、结构简式:
一般将结构式中连在同一个C原子上的多个氢原子合并写在其右(或左)边,横着相连的代表单键的“-”可以省略,横着以单键相连的多个相同的原子团可以合并,官能团按规定简写,即为该有机物的结构简式。
如:
6、溶解度(S)与质量分数(ω)
(1)溶解度定义式:
ST=100×m(溶质)/(溶剂)g
注意:
A、只适用于一定温度的饱和溶液;
B、多溶质混合液,一般认为互不影响。
(2)质量分数定义式:
ω(A)=100%×m(溶质)/m(溶液)
7、物质的量(n)——表示物质多少的一个基本物理量,其单位为“mol”。
(1)有关定义:
1mol微粒为12g12C所含的碳原子数,此数称为阿伏加德罗常数(NA),通常取值是6.02×1023。
(2)适用范围:
微观粒子及其特定组合体(原子、分子、质子、中子、电子……等等)。
注意:
微粒须用化学符号表示。
(3)气体摩尔体积(Vm)——单位物质的量(1mol)气体的体积,单位L/mol。
注意:
一定量的气体体积与温度和压强有关,故P、T不同,则Vm不同。
标准状况(0℃,1atm或273K,1.01×105Pa)下,气体摩尔体积约为22.4L/mol。
(4)阿伏伽德罗定律及拓展
定律:
同温、同压、同分子数(气体)、同体积。
拓展:
A、同T、V时:
P1:
P2=n1:
n2
B、同T、P时:
V1:
V2=n1:
n2
8、有关计算、换算及稀释公式——溶质质量或物质的量相等
9、利用化学方程式计算
基本关系:
nA:
nB=νA:
νB=VA(气):
VB(气)
推论与技巧:
mA:
mB=νAMA:
νBMA
νAMA/mA=△m(方程)/△m(实际)
νA/nA=e-(方程)/e-(实际)=Q(方程中的△H):
Q(实际)
=△ν(方程中的气态物)/△V(实际对应气态物)
四个守恒关系——质量、元素、电荷、电子。
混合物:
结合以上物理量的关系,列方程组解答。
四、物质结构和元素周期律
1、原子结构
(1)核电荷数=质子数=原子序数
(2)电子数=质子数+微粒电荷(带正负号)
(3)核外电子排布规律:
A、由内向外依次填充,每一层最多填充2n2个电子;
B、最外层最多充填8个电子;
C、次外层最多充填18个电子。
(4)常见的几类电子结构:
常见中心原子非8电子结构的微粒:
BF3、PCl5、CH3+、H2C:
、
常见10电子结构的微粒:
CH4、CH3-、NH3、NH4+、NH2-、H2O、H3O+、OH-、HF、F-、Na+、Mg2+、Al3+、Ne。
常见14电子结构的微粒:
Si、CO、N2、C22-、C2H2、HCN、CN-、N2H2。
常见18电子结构的微粒:
C2H6、N2H4、N2H5+、N2H62+、H2O2、HO2-、O2-、F2、SiH4、PH3、PH4+、H2S、HS-、S2-、HCl、K+、Ca2+、Ar。
(5)一种原子相对原子质量的计算式:
Ar(X)=12m(X)/m(12C)
(6)一种元素相对原子质量的计算式:
Ar(X)=Ar(X1)n1+Ar(X2)n2+…+Ar(Xn)nn
2、元素周期律和元素周期表
(1)元素周期律:
随原子序数的增大,元素性质出现周期性变化的规律,叫~。
(2)周期表的结构:
七个横排(周期)——三短(2、8、8)、三长(18、18、32)、一不完全(26);
18纵行(16个族)——七主(A)、七副(B)、一Ⅷ(8、9、10三行)、一零。
其顺序为:
ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
(3)位置——结构——性质的关系:
A、原子序数=核电荷数=质子数
B、周期序数=电子层数
C、主族序数=最外层电子数=最高正化合价(O、F及稀有气体除外)=8-
D、同周期从左往右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(稀有气体除外);
同主族从上往下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
元素的金属性强,则与水或酸反应置换氢的能力增强,单质的还原性强(Sn与Pb相反),离子的氧化性减弱;
元素的非金属性强,则与H2化合更容易,其形成的氢化物的稳定性强,单质的氧化性强(N2例外),离子的还原性减弱。
3、化学键、分子结构与晶体结构
(1)键型判断方法:
A、典型金属元素与典型非金属元素之间形成离子键(强碱、常见盐、类盐如NaH、CaC2、Mg3N2、Na2O2、乙醇钠、苯酚钠等及活泼金属氧化物如Li2O、Na2O、MgO、Al2O3、CaO等)
B、非金属元素的原子间形成共价键,同种非金属原子间形成非极性键,不同非金属原子间形成极性键;
C、金属单质由金属键形成。
(2)分子类型判断方法:
A、非金属单质一般是非极性分子(O3除外;原子晶体、过渡型晶体除外);
B、含极性键的分子,若结构对称(如C2H2、C2H4、C2H6、C6H6、CS2、CH4、CCl4等有机物以及中心原子处于最高价态的二元素无机物如:
BF3、CO2、SiH4、N2O5、P4O10、PCl5、SO3、SF6等)为非极性分子,若结构不对称(如:
C3H8、NH3、N2H4、NO2、PH3、PCl3、H2O、H2O2、H2S、SO2、SCl2、S2Cl2、Cl2O、C2H2Cl2等),为极性分子。
(3)几种典型的分子结构:
A、直线形——典型代表物(C为中心原子):
CO2、CS2、HCN、C2H2;
B、角形——典型代表物(O、S为中心原子):
H2O、H2S、SO2、SCl2、HClO;
C、平面正三角形——典型代表物:
SO3、BF3;
注意:
C2H4、C6H6、HCHO等有机分子属于平面形分子。
D、三角锥形——典型代表物(N、P为中心原子):
NH3、PH3、PCl3;
E、正四面体形——典型代表物:
CH4、CCl4、SiH4、SiCl4、P4。
(4)化学键与分子间力的强弱判断方法:
A、共价键:
一般两原子半径之和越小、共用电子对越多,键越强;
B、离子键:
一般阴阳离子半径之和越小、阴阳离子电荷之积越大,键越强;
注意:
以上化学键,既影响物质的物理性质,也影响物质的化学性质。
C、氢键:
比化学键弱,一般比范德华力强;
D、范德华力:
一般相对分子质量越大,范德华力越强。
注意:
上述两种力统称为分子间力,一般只影响物质的物理性质,不影响物质化学性质。
(5)晶体结构
晶体类型
构成微粒
作用力
强弱
熔沸点
硬度
分子晶体
单原子或多原子分子
分子间力
弱
低
小
原子晶体
同种或不同种原子
共价键
强
很高
大、脆
离子晶体
阴、阳离子
离子键
强
一般较高
一般大、脆
金属晶体
阳离子、自由电子
金属键
强
一般较高
一般较大
(6)相似相溶原理——分子极性相似的物质一般易于相互溶解。
如:
HCl等极性分子和NH4Cl等离子化合物易溶于极性溶剂水中,而难溶于非极性分子苯或CCl4中;反之,I2、P4等非极性分子和极性很弱的有机物分子,则易溶于苯、CCl4等非极性溶剂中,而在水中的溶解度很小。
(7)晶体结构的计算方法:
一般方法:
如果每个X与n个Y相邻(或相连),同时每个Y与m个X相邻(或相连),则该晶体中X:
Y=m:
n
立方体中的微粒数:
顶角计1/8;棱上计1/4;面上计1/2;体心计1;
六棱柱中的微粒数:
顶角计1/6;棱上计1/4;面上计1/2;体心计1;
六边形网状结构中:
交点的一个微粒属于每个面的计1/3,每个共价键(边)属于每个面的计1/2,每个共价键(边)属于每个原子计1/2。
注意:
NaCl晶体中,每个Na+周围有6个Cl-(构成正八面体),且每个Cl-周围有6个Na+(构成正八面体);每个Na+周围最近的Na+有12个,每个Cl-周围最近的Cl-有12个;
CO2晶体中,每个CO2周围最近的CO2有12个;
五、化学反应速率和化学平衡
1、化学反应速率
A、概念:
单位时间——浓度变化。
注意:
反应物或产物状态为液体或固体时,其浓度为常量,不改变,故不能表示速率。
其它状态的任一反应物或产物均可表示反应速率。
B、定义式:
v(X)=△C(X)/△tmol/L·s(或min、或h)
C、特点:
a、是平均速率,均取正值;
b、不同反应物或产物均表示反应速率时,其数值比等于计量数比;
c、一般反应是前快后慢,故中间时刻的速率比整段时间的平均速率2倍要大。
D、影响因素:
a、内因——不同反应,速率不同。
b、外因:
任一反应物浓度增(减),反应速率会增(减);
(有气体参与反应时)压强增(减)→体积减(增),反应速率会增(减);[可逆反应中气体分子数多的反应增(减)更大]
温度增(减),反应速率会增(减);[可逆反应中吸热反应增(减)更大]
选用合适的催(阻)化剂,反应速率会增(减);[可逆反应中正逆反应增减倍数相同]
其它条件改变,如:
光照(HNO3、AgNO3、HClO、AgX等见光易分解的)、颗粒变小(固体表面积增大)亦会使反应速率加快。
E、计算:
a、根据定义式计算;
b、根据反应式计算:
VA:
VB=νA:
νB
c、温度影响计算式:
v末=v始·(2~4)△T/10;
2、化学平衡
(1)平衡状态判断
A、V正=V逆;
两点注意:
一是要有正有逆,二是要注意换算。
B、各(气态或溶质)反应物和生成物的物质的量不再改变。
注意:
、P总、ρ、V总等不再改变均不一定属于平衡状态。
(2)影响平衡的因素——改变条件瞬间,导致V正≠V逆,则平衡向V大的方向移动
A、三条分述:
a、增大任一反应物的浓度或减小任一生成物的浓度,平衡向生成物方向移动;反之亦然;
b、增大压强(即减小体积),平衡向气体体积缩小(气体分子数减小)的方向移动;反之,减小压强,平衡向气体体积扩大的方向移动;
c、升高(降低)温度,平衡向吸(放)热反应方向移动。
注意:
催化剂只可加快反应速率,对非平衡体系,缩短到达平衡所需时间,但不影响平衡。
B、勒夏特列原理:
改变一个影响平衡的条件,平衡向减弱(一般不能抵消)这种改变的方向移动。
(3)等效平衡——两平衡体系中各物质的百分含量均对应相等,则此两体系为等效平衡体系。
(若物质的量均对应相等,则两体系等同,是特殊的等效平衡。
)
A、一般分析方法:
条件是等温、等压或等温等容;投料必须(经换算)等量或等比、且有气体物质参与或生成;除等温、等容、等比、△n≠0,这一种情况不等效外,其它情况皆等效(或等同)。
两等效平衡体系内各对应物质的物质的量之比等于初始(经换算)的投料比。
B、应用技巧:
虚拟等效——还原条件——分析平移——判断%改变
a、等比投料,条件不同时:
等容换等压,构成等效平衡;推(拉)活塞[相当于增(减)压强),还原到等容条件,分析此时的平衡移动方向——左移则n产%减小,右移则n产%增大。
b、条件相同,投料不等比时:
增(减)某种物质的物质的量,构成等比,即构成等效平衡;还原到题给物质的量,即减(增)该种物质的物质的量,分析此时的平衡移动方向——左移则n产%减小,右移则n产%增大。
注意:
上述对平衡移动方向的分析是虚拟条件下的,只能帮助判断n产%的改变,不能判断投料后平衡移动方向。
c、判断某些反应平衡时,反应物、生成物的浓度均改变时,平衡移动方向:
等倍数改变,按等比投料分析n产%增减;等量改变,按上述“b”的技巧分析n产%的增减。
——n产%增则平衡右移,n产%减则平衡左移。
六、电解质溶液
1、电离平衡
A、弱酸、弱碱在水溶液中存在电离平衡,且一般电离程度较小(一般小于10%)。
其电离方程式用“
”,不用“=”。
B、多元弱碱的电离方程式一步写完,如:
Cu(OH)2
Cu2++2OH-;
C、多元弱酸的电离方程式须分步书写,如H2S
H++HS-,HS-
H++S2-。
D、电离平衡的移动:
a、加水冲稀,平衡右移,离子浓度一般减小;反之亦然。
b、升温,平衡一般右移,离子浓度增大;反之亦然。
c、加入酸碱盐等物质,改变相关微粒浓度的,参照化学平衡影响因素分析。
2、水解平衡
A、含弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的盐在水溶液中存在水解平衡,且一般水解程度较小(一般小于10%)。
其水解方程式“
”,一般不用“=、↑、↓”。
B、多价阳离子水解一步写完,如:
Cu2++2H2O
Cu(OH)2+2H+;
C、多价阴离子水解须分步书写,如:
S2-+H2O
HS-+OH-,HS-+H2O
H2S+OH—。
D、完全水解时,用“=、↑、↓”等符号,如:
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑。
常见完全水解的物质或离子对有:
Al2S3,Mg3N2,CaC2,C2H5ONa,AlO2-与Al3+、Fe3+、Cu2+、NH4+,Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-SO32-,Fe3+与CO32-、HCO3-等。
E、盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应,故为吸热反应:
a、加水冲稀,平衡右移,水解程度增大,水解产物的物质的量增多,但水解产物浓度减小;反之亦然。
b、升温,平衡右移,产物物质的量与浓度均增大,反之亦然。
c、加入酸碱盐等物质,改变相关微粒浓度的,参照化学平衡影响因素分析。
3、溶液的酸碱性与pH
A、酸碱盐的稀溶液及纯水中的c(H+)与c(OH-)的乘积为常数(Kw),其数值与温度有关,常温(25℃)为1×10―14,0℃为1×10―15,100℃为1×10―12。
B、溶液中:
c(H+)=c(OH-)时,呈中性;
c(H+)>c(OH-)时,呈酸性;
c(H+)<c(OH-)时,呈碱性。
C、pH=-lgc(H+)。
注意:
pH直接对应的是溶液中的H+浓度,与溶液的酸碱性及溶液中的OH-浓度物直接关系,必须通过与相应温度时的Kw的计算与推断得出。
例如pH=6的溶液中,c(H+)=10-6mol/L,c(OH-)不一定等于10-8mol/L,溶液不一定显酸性。
D、两强酸溶液混合后,溶液的pH可先将两溶液的H+及体积相加,求出c(H+),在算出pH;
两强碱溶液混合的pH须先分别计算两溶液的OH-,在将OH-及体积相加,求出c(OH-),再通过Kw算出c(H+),最后算出溶液的pH;
强酸强碱溶液混合,先反应,然后将溶液体积相加,计算出c(H+)或c(OH-),最后算出溶液的pH。
4、溶液中离子浓度大小比较
A、不同盐溶液中同浓度的离子对应的酸碱越弱,离子水解的程度越大,则该离子的浓度越小,一般水解产物的浓度越大;反之亦然。
B、混合溶液:
a、强电解质(包括强酸强碱)完全电离,算出相关离子浓度的大小并排序;
b、微调浓度相等的离子的排序:
某离子发生水解,则其浓度会小一点;弱电解质电离出某离子,则其浓度稍大一点;
注意:
弱酸的酸式阴离子、弱酸与该弱酸盐混合、弱碱与该弱碱盐混合三种情况,均须根据溶液的酸碱性分析电离与水解程度的大小,然后看大略小分析一头。
c、水解或弱电解质电离的两种产物是相等的,若产物是离子,则须按“b”步骤再微调。
d、最后对无强酸强碱的溶液中的c(H+)和c(OH-)排序:
一般在最后,排序看溶液酸碱性。
5、电化学
(1)有关概念与规律
A、原电池——自发的氧化还原反应——放出电能;(注意分析溶液中的O2作氧化剂)负极比普通氧化还原反应氧化速度快,正极则被保护,氧化大大减缓。
B、电解池——氧化还原反应——消耗(吸收)电能。
阳极氧化比原电池负极还快,阴极比原电池正极保护更有效,氧化更缓慢。
C、串连的一个闭合回路中的所有电极上通过等量的电子。
D、电极名称、反应类型及带电粒子的迁移
原电池
电解池
电极名称
负极(有时本身反应)
阳极(有时本身反应)
反应类型
氧化反应
氧化反应
电子流向
流出
流出
阴离子迁移方向
移向
移向
(2)电极反应式书写方法
A、原电池
负极:
还原剂-ne-+介质=氧化产物+其它产物;
正极:
氧化剂+me-+介质=还原产物+其它产物。
总反应:
正、负电极反应式(得失电子相等)相加即得。
B、电解池
阳极放电次序:
非惰性金属电极、S2-、I―、Br―、Cl―、OH―、含盐酸根离子、F―;
阴极放电次序:
Ag+、Fe3+、Cu2+、H+、Fe2+、Zn2+、(H+)、Al3+、Mg2+、Na+。
注意:
合金作阳极,一般按组成不断氧化溶解;精炼铜时,Fe、Zn、Cu按组成溶解,而Ag、Au、Pt不氧化只是散落在阳极,形成阳极泥。
第二单元无机元化与化工
1、常见物质的物理性质
色:
黑色:
C、Fe粉、Ag粉、FeS、FeO、Fe3O4、MnO2、CuO、PbS、CuS、Cu2S;
黄色:
S、Na2O2、工业盐酸(Fe3+)、久置的浓硝酸(NO2)、Cl2、新制氯水、溴水、AgBr、AgI、FeCl3(aq)、浓硝酸与蛋白质的产物;
紫色:
I2、I2(CCl4)、MnO4-、Fe3+与苯酚溶液的产物;
红色:
Cu、Cu2O、Fe2O3、Fe(OH)3、Fe(SCN)3、NO2、液溴、品红、久置的苯酚(被氧化);
蓝色:
Cu2+、Cu(OH)2、I2—淀粉;
绿色:
Fe2+、CuCl2浓溶液、K2MnO4;
态:
气态:
H2、N2、O2、F2、Cl2、CH4、C2H4、C2H2、4C以下烃、SiH4、NH3、PH3、H2S、HF、HCl、HBr、HI、CO、CO2、N2O、NO、NO2、CH3Cl、HCHO;
液态:
Hg、Br2、H2O、H2O2、PCl3、5C以上烃、常见卤代烃、低级醇醛酸酯;
味:
刺激性气味:
HCl、HBr、HI、Cl2、Br2(g)、H2S、SO2、NH3、NO2、乙酸、苯酚;
芳香气味:
酯、乙醇;
特殊气味:
苯、H2S(腐蛋臭味)、O3(鱼腥味);
溶:
极易溶:
NH3(700;生成NH3·H2O)、HCl(500)、HBr;(F2、NO2与水完全反应。
)
易溶:
SO2(40;部分水化)、HCHO、钾钠铵盐、硝酸盐、醋酸盐、硫酸盐(除Pb、Ba)、氯化物(除Ag、Pb);
可溶:
H2S(2.6)、Cl2(2;部分歧化)、Br2(部分歧化)CO2(1;部分水化)、NaHCO3;
微溶:
Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、苯酚(常温);
溶解热效应:
浓硫酸、NaOH等溶解明显放热;NH4NO3溶解明显吸热;NaCl溶解无明显热效应。
2、常见物质的化学性质
A、常见氧化剂及还原产物:
MnO4-(H+)/Mn2+、Cr2O72-/Cr3+、浓H2SO4/SO2、浓HNO3/NO2、稀HNO3/NO、Fe3+/Fe2+、Cu2+/Cu、ClO―(H+)/Cl-、ClO3―(H+)/Cl―、H+/H2、H2O2/H2O或OH-、Na2O2/NaOH或Na+、Cl2/Cl-、Br2/Br-、O3/O-2+O2、O2/O2-或OH-或H2O、
B、常见还原剂及氧化产物:
C/CO或CO2、CO/CO2、H2/H2O或H+1、S2-或H2S/S、S/SO2、SO2/SO3、H2SO4或SO42-、SO32-/SO42-、Fe2+或
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