化学人教版高中必修2化学必修二复习资料.docx
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化学人教版高中必修2化学必修二复习资料
第一章物质结构元素周期律
★考点：
知道元素、核素、同位素、质量数的涵义。
（测试要求——A）
⑴原子的构成
一个原子中：
①质子数（Z）=核电荷数=核外电子数=原子序数
②如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
某原子的相对原子质量近似等于此原子的质量数。
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
⑵元素、核素、同位素
①元素：
具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。
②核素：
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
绝大多数元素有多种核素，如氢元素有1H、2H、3H等三种核素。
③同位素：
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（同一元素的不同核素互称为同位素）。
如12C、13C、14C是碳元素的三种核素，互为同位素。
同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
④元素、核素、同位素之间的关系：
（见右图）
【例1】某元素的阳离子
，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为 （）
A．
B．
C．
D．
【解析】本题主要考查的是元素的原子得、失电子后，核电荷数和阴、阳离子的核外电子数及离子电荷数的关系。
由于阳离子带正电，为原子失去电子的结果；阴离子带负电，为原子获得电子所致。
所以阳离子的核外电子数应该是原子的质子数减去阳离子的电荷数，阴离子的核外电子数为原子的质子数加上阴离子的电荷数。
根据质量关系：
质量数＝质子数＋中子数，因此要求中子数必须先要知道质量数和质子数。
根据题意，质量数为已知，而质子数则可根据该离子所带电荷数和它的核外电子数求得。
阳离子
核外电子数为x，则该阳离子所对应原子的核外电子数是
，核内的质子数也为
。
所以
【答案】A。
【例2】下列说法正确的是（ ）
A．同一元素各核素的质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同
B．任何元素的原子都是由核外电子和核内中子、质子组成的
C．钠原子失去一个电子后，它的电子数与氖原子相同，所以变成氖原子
D．
、
、
的质量数相同，所以它们是互为同位素
【解析】本题是利用相关概念来对选项作出判断。
对于A选项，可利用“结构决定性质”这一概念来进行判断；对于B选项，可利用部分原子结构的特殊性来解决；C选项中，必须明确决定原子种类的微粒是哪几种；D选项可用同位素的概念来进行判断。
A选项中的各核素是属同一元素，这些核素间必定互为同位素。
根据同位素和质量数的含义可知：
各核素原子的质子数同中子数不同，二者之和在数值上等于质量数，因而质量数必不相等，但同位素的化学性质几乎完全相同，故A选项正确。
B选项中描述的只是原子构成的一般规律，而忽视了氕原子（
）的原子核内只有质子而无中子这个特例，故B选项错误。
C选项中原子种类应由质子数和中子数共同决定的，若原子核不改变，仅核外发生电子得失，是决不会发生由一种原子转变为另一种原子的，而只能由原子变为离子，故C选项错误。
D选项中互为同位素的不同原子质子数相同，中子数不同，因而其质量数必然不等，故D选项错误。
【答案】A。
★考点：
了解原子核外电子的排布。
（测试要求——B）
★考点：
能画出1～18号元素的原子结构示意图。
（测试要求——B）
★考点：
认识假说、模型等科学方法在化学研究中的应用。
（测试要求——B、II）
⑴核外电子的排布规律：
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
①核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。
②原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
③原子最外层电子数目不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个电子）。
④次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个），倒数第三层电子数目不能超过32个。
⑵原子结构示意图：
用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
核电荷数
如钠原子：
各电子层排布的电子数
电子层数
微粒符号
原子核
1～18号元素的原子结构示意图
【例3】某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图是。
【解析】设核电荷数=质子数＝a，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y依题意：
a＝5x，a＝3y，则5x=3y，x=3y／5。
因原子的最外层电子数不超过8，即y为1～8的正整数，仅当y=5时，x=3合理，该元素的核电荷数为15。
【答案】
。
【点评】本题除考查原子核外电子排布规律外，还要求学生借助解不定方程这一数学知识解题，把数学工具及化学原理有机结合起来。
这是一道综合性较强的试题．
★考点：
能结合有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等）认识元素周期律。
（测试要求——B）
★考点：
了解原子结构与元素性质的关系。
（测试要求——B）
★碱金属元素性质的递变。
（学生实验测试内容）
★卤族元素性质的递变。
（学生实验测试内容）
⑴元素周期律：
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，这一规律叫做元素周期律．
①元素性质周期性变化的具体表现：
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素：
Ⅰ最外层电子排布：
由1个递增到8个（K层为1个递增到2个）；
Ⅱ原子半径：
由大到小；
Ⅲ主要化合价：
正价由+1→+7，负价由-4→-1；
Ⅳ最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；
Ⅴ元素的金属性与非金属性：
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
②元素性质周期性变化的本质原因是核外电子排布呈周期变化。
⑵影响原子半径的因素：
①电子层数：
电子层数越多，原子半径越大；
②核电荷数：
当电子层数相同时，核电荷数的影响较大；
③核外电子数：
电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。
⑶判断元素金属性、非金属性强弱的标准
①判断元素金属性强弱的标准：
对应的单质与水或与酸置换出氢气越容易，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则元素的金属性越强。
金属阳离子的氧化性越弱，则元素金属性越强。
②判断元素非金属性强弱的标准：
对应的单质与氢气化合生成氢化物越容易、生成的氢化物越稳定，最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强，则元素的非金属性越强。
非金属阴离子还原性越弱，则对应元素的非金属性越强。
⑷碱金属元素性质的递变
①碱金属元素包括：
锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）等。
②碱金属的物理性质：
Ⅰ相似性：
银白色（铯略带金色光泽），硬度小、有展性，密度小（只有铷铯密度大于水），熔点低（除锂外都低于水的沸点），导电、导热。
Ⅱ递变规律：
从锂到铯，密度呈减小趋势（但钾反常），熔沸点逐渐降低，硬度逐渐减小（Li不易用小刀切开，其它软）。
③碱金属的化学性质：
Ⅰ相似性：
单质都是较强的还原剂，都能与氧气等非金属单质以及水反应，其氢氧化物都是可溶于水的强碱。
Ⅱ递变规律：
从锂到铯金属性逐渐增强。
原因：
随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐增强。
⑸卤族元素性质的递变
①卤族元素包括：
氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）等。
②卤素单质的物理性质：
注意：
Cl2、Br2、I2与不同溶剂所形成的溶液的颜色：
水
苯（或汽油）
四氯化碳
Cl2
黄绿色
黄绿色
黄绿色
Br2
黄→橙色
橙→橙红
橙→橙红
I2
黄→棕褐
浅紫→紫红
紫→深紫
③卤素单质的化学性质：
Ⅰ相似性：
单质都是较强的氧化剂，都能与氢气等反应，其最高价氧化物所对应的水化物是酸。
Ⅱ递变规律：
从氟到碘非金属性逐渐减弱。
原因：
由氟到碘，核电荷数逐渐增加，原子核对最外层电子的吸引力应逐渐增大；同时电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力应逐渐减弱。
由于原子半径的增大超过了核电荷数的增加对电子吸引的影响，因此，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，,使原子获得电子的能力依次减弱，失去电子的倾向依次增强。
即单质的氧化性逐渐减弱，而其离子的还原性逐渐增强。
★考点：
知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。
（测试要求——A）
★考点：
认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系。
（测试要求——B）
★考点：
知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
（测试要求——A）
★考点：
感受元素周期律与周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用与价值。
（测试要求——A、I）
⑴元素周期表的结构
周期序数＝该周期中元素原子的核外电子层数
主族序数＝该主族元素原子的最外层电子数
⑵元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：
性质
同周期（从左→右）
同主族（从上→下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层结构
电子层数相同
最外层电子数逐渐增多
电子层数递增
最外层电子数相同
核对外层电子的吸引力
逐渐增大
逐渐减小
原子失电子能力
逐渐减小
逐渐增强
原子得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
元素的金属性
逐渐减弱
逐渐增强
元素的非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价：
+1→+7
非金属负价=-（8-主族序数）
最高正价=主族序数
（OF除外）
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成难易及其稳定性
形成由难→易
稳定性逐渐增强
形成由易→难
稳定性逐渐减弱
强调：
元素金属性和非金属性与元素在周期表的位置：
⑶元素周期律和元素周期表的应用
①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
“结构—位置—性质”的关系如下：
②元素周期律和元素周期表对物质结构理论的发展起了一定的推动作用，为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
③元素周期律和元素周期表对于与化学相关的科学技术也有指导作用。
例如，在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等；通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内；在过渡元素中可以寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
④元素周期律从自然科学方面论证了事物变化中量变引起质变的规律性。
【例4】在下列各元素组中，除一种元素外，其余都可以按照某种共性归属一类，请选出各组的例外元素，并将该组其他元素的可能归属按所给六种类型的编号填入表内。
元素组
例外元素
其他元素所属编号
（1）S、Na、Mg、N
（2）N、P、Sn、As
（3）K、Ca、Al、Zn
（4）Cu、Fe、Ag、Ca
其他元素所属类型编号：
①主族元素②过渡元素③同周期元素④同主族元素⑤金属元素⑥非金属元素。
【解析】此题考查学生对于周期表的结构是否熟悉。
⑴中Na、Mg、S为同周期元素，⑵中N、P、As为ⅤA族元素，⑶中K、Ca、Al是主族元素，⑷中Cu、Fe、Ag是过渡元素。
【答案】⑴N，③⑵Sn，④⑶Zn，①⑷Ca，②。
【例5】短周期的三种元素X、Y、Z原子序数依次变小，原子核外电子层数之和是5，X元素原子最外层电子数是Y和Z两元素原子最外电子层上的电子数的总和；Y元素原子的最外电子层上的电子数是它的电子层数的2倍，X和Z可以形成XZ3的化合物。
请回答：
⑴X元素的名称是，Y元素的名称是，Z元素的名称是。
⑵XZ3化合物的分子式是，电子式是。
⑶分别写出X、Y的含氧酸的分子式：
。
【解析】依题意三种元素均可形成化合物，其电子层数之和为5，定有一种元素一个电子层，则Z为氢，另两种元素均为二个电子层，Y元素最外层电子数为电子层数的2倍，则为碳元素，则X为氮元素。
【答案】⑴氮、碳、氢⑵NH3，
⑶HNO3，H2CO3。
★考点：
认识化学键的涵义。
（测试要求——B）
★考点：
能从化学键变化的角度认识化学反应的实质。
（测试要求——B）
⑴化学键：
人们把使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。
化学键的形成与原子结构有关，它主要通过原子的最外层电子（价电子）转移或共用来实现的。
⑵化学反应与化学键的关系
化学反应的过程是旧物质的消耗和新物质生成的过程，是反应物中原子重新组合成产物分子的一种过程，因此化学反应本质上就是旧化学键的断裂并形成新化学键的过程。
注意：
①化学反应过程中反应物中的化学键可能部分被破坏，也可能全部被破坏。
如H2+F2=2HF，H—H、F—F键均被破坏。
②对离子化合物，其溶解于水后，便成为自由的阴、阳离子，离子键被破坏。
其熔化后，也成为自由的阴、阳离子，离子键也被破坏。
③对于共价化合物，有些共价化合物溶于水后，能与水作用，其分子内共价键被破坏。
如HCl、HBr等。
④对于某些很活泼的非金属单质，溶于水后，能与水作用，其分子内共价键被破坏。
如Cl2、F2等。
★考点：
知道离子键和共价键的形成。
（测试要求——A）
★考点：
了解离子化合物、共价化合物的概念。
（测试要求——B）
★考点：
能识别典型的离子化合物和共价化合物。
（测试要求——A）
★考点：
能写出结构简单的常见原子、离子、分子、离子化合物的电子式，能够用电子式表示结构简单的常见离子化合物、共价分子的形成过程。
（测试要求——B）
⑴离子键：
①人们把带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。
像氯化钠这样由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
②离子键的形成
Ⅰ 成键的主要原因：
原子转化为具有稳定结构的离子，通过静电作用，形成离子化合物，使体系的能量降低；
Ⅱ 成键的粒子：
阴阳离子；
Ⅲ 成键的性质：
静电作用（静电吸引、静电排斥）；
Ⅳ 成键条件：
通常为活泼金属元素的原子（IA、IIA）和活泼的非金属元素的原子（VIA、VIIA）之间容易形成离子键；复杂的阴、阳离子之间也可以形成离子键。
如过氧化物（Na2O2等），大多数碱（NaOH、KOH等），大多数盐类（Na2SO4、NH4Cl、NH4NO3等）。
③影响离子键强弱的因素：
离子半径和离子电荷是影响离子键强弱的两个方面。
即离子半径越小、离子带电荷越大，离子键就越强。
注意：
离子半径大小的比较：
a．阳离子的半径一般比相应的原子半径小。
b．阴离子的半径一般比相应的原子半径大。
c．具有相同电子层结构的离子的半径随着原子序数的增大而减小
④离子键的存在：
只存在于离子化合物中。
⑵共价键：
①原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
像氯化氢那样仅由共价键构成的化合物叫做共价化合物。
②共价键的形成：
Ⅰ 成键的主要原因：
原子间以共用电子对的形式达到相对稳定结构，通过静电作用，形成新的物质，使体系能量降低。
；
Ⅱ 成键的粒子：
原子（同种或不同种）；
Ⅲ 成键的性质：
静电作用（静电吸引、静电排斥）；
Ⅳ 形成共价键的条件：
同种或不同种非金属元素原子之间一般能形成共价键。
不活泼金属元素原子和非金属元素原子之间也能形成共价键。
一般情况下，原子最外层缺几个电子达到8电子稳定结构，就形成几对共用电子对。
③极性共价键与非极性共价键
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
④影响共价键强弱的因素：
原子半径越小，共价键越强；共用电子对数目越多，共价键越强。
组成与结构相似的不同分子中，所含元素的原子活动性差异越大，键的极性越强。
如HF、HCl、HBr、HI等分子中，共价键极性最强的是HF分子中的H-F键。
⑤共价键的存在：
Ⅰ 非金属单质；
Ⅱ 共价化合物；
Ⅲ 离子化合物的原子团中；
注意：
共价化合物中一定含有共价键；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，离子化合物中也可能含有共价键，如：
NaOH、Na2O2等。
⑶电子式
①用电子式表示原子的最外层电子：
注意：
电子式只表示原子最外电子层上有多少个电子，不表示这些电子的排布方式。
②离子的电子式：
Ⅰ 简单阳离子的电子式——就是其化学式
Ⅱ 阴离子的电子式——加[]，在[]右上角标上负电荷符号
③用电子式表示离子化合物（离子键）的形成过程
注意：
Ⅰ 可以用弧形箭头表示电子转移的方向；
Ⅱ 用“→”表示形成过程，不能用“=”；
Ⅲ 离子化合物中相同的离子不能合并。
④用电子式表示共价分子（共价键）的形成过程
Ⅰ H2的形成：
Ⅱ HCl的形成：
注意：
用电子式表示靠共用电子对形成的分子时，不标[]和电荷。
【例6】下列各数值表示有关元素的原子序数，其所表示的各原子组中能以离子键相互结合成稳定化合物的是（ ）
A．10和19B．6和16C．11和17D．14和8
【解析】通常为活泼金属元素的原子（IA、IIA）和活泼的非金属元素的原子（VIA、VIIA）之间相互接近时，通过得失电子转化为具有稳定结构的离子，通过静电作用，形成离子键，得到离子化合物，使体系的能量降低。
A选项中10号元素原子最外层已经达到了8电子相对稳定结构；B选项中6号元素原子难于失去最外层电子，只能与16号元素原子以共价键相结合生成CS2；D选项中14号元素原子难于失去最外层电子，只能与8号元素原子以共价键相结合生成SiO2。
只有C选项中11号元素原子与17号元素原子通过得失电子，转变为阴、阳离子，形成离子键，得到离子化合物NaCl。
【答案】C。
【例7】下列说法中正确的是（ ）
A．含有共价键的化合物一定是共价化合物
B．只含有共价键的物质一定是共价化合物
C．离子化合物中可能含有极性共价键或非极性共价键
D．氦分子中含有共价键
【解析】含有共价键的化合物也可能是离子化合物，如NaOH，Na2O2，故A选项不正确；只含有共价键的物质也可能是单质分子，如氯气，氮气，因此B选项不正确；氦气是单原子分子，不存在化学健，当然D选项也不正确。
【答案】C。
【例7】下列粒子电子式书写有不正确的有。
A．氯原子：
B．硫离子：
S2—C．溴离子：
D．钙离子：
Ca2+E．Ca2+[
]2-F．[Mg2+][
]2-
【解析】根据电子式的书写规则判断。
【答案】BEF。
【例8】有a、b、c、d四种主族元素，已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，而且原子半径a＞b；阴离子所带的负电荷数c＞d。
则四种元素的原子序数之间的关系为（ ）
A．a＞b＞c＞d B．b＞a＞d＞cＣ．c＞b＞a＞d Ｄ．b＞a＞c＞d
【解析】a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，则a、b在c、d的下一周期。
a、b同周期，原子半径a＞b，则a在b的前面；c、d同周期，阴离子所带的负电荷数c＞d，则c在d的前面。
所以四种元素的原子序数之间的关系为b＞a＞d＞c。
【答案】B。
【例9】A、B、C、D、E是中学化学中常见的分子或离子，他们具有相同的电子总数，且A是由5个原子核组成的粒子。
它们之间可以发生如下变化：
A+B＝C+D，B+E＝2D。
且D与一些非金属氧化物和金属氧化物均能发生反应。
请回答下列问题：
⑴写出A的电子式：
_________________________________；
⑵写出B的化学式：
_________________________________；
⑶写出D中共价键的类型：
_________________________________。
【解析】能与非金属氧化物和金属氧化物反应的物质是水，故D是H2O，水分子中有10个电子，含有10个电子的分子或离子有HF、H2O、NH3、CH4、Ne、Na+、Mg2+、Al3+、O2-、F-、OH-、H3O+、NH4+等。
A是由5个原子核组成的10个电子的粒子，则A必为NH4+（若A为CH4，则无给定的两个反应），再根据题目给出两个反应可推导出B是OH-，C是NH3，E是H3O+。
具体的化学反应的离子方程式：
NH4++OH-＝NH3+H2O，OH-+H3O+＝2H2O。
【答案】⑴
⑵
⑶极性共价键。
第二章化学反应与能量
★考点：
认识化学变化的本质。
（测试要求——B）
★考点：
知道化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
（测试要求——A）
★考点：
了解吸热反应和放热反应的涵义。
（测试要求——B）
★考点：
通过生产、生活中的实例了解化学能与热能的相互转化。
（测试要求——B）
★化学反应中能量的变化。
（学生实验测试内容）
⑴一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
⑵不同的物质不仅组成不同、结构不同，所包含的化学能也不同。
⑶一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
若E反>E生时，有部分能量释放出来；若E反⑷当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量；而形成生成物中的化学键要放出能量。
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
化学反应是物质中的化学能的转化途径，而化学键的改变是物质中的化学能变化的原因。
⑸一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途径和能量形式可以不同，但是体系包含的总能量不变，亦即能量是守恒的，这就是“能量守恒定律”。
⑹化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化——吸热或放热。
化学上把有热量放出的化学反应叫做放热反应。
例如，燃料的燃烧反应、中和反应、金属与酸、活泼金属与水的反应、生石灰和水反应等。
化学上把吸收热量的化学反应叫做吸热反应。
例如，灼热的炭与二氧化碳的反应、炭和水蒸气的反应、氢气还原氧化铜、Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl的反应、煅烧石灰石等。
⑺人们利用化学反应，有时主要是为了制取所需要的物质；有时却主要是为了利用化学反应所释放出的能量。
化学反应
★考点：
能说明有关实验的原理、操作方法、现象等。
（测试要求——C）
★考点：
能根据实验目的记录实验现象和数据，能对实验现象和数据进行分析和处理，得出正确结论，完成实验报告。
（测试要求——D、b）
★考点：
初步认识实验方案设计、实验条件控制、数据处理等方法在化学学习和科学研究中的应用。
（测试要求——A、I）
★考点：
以化学反应与能量的变化等有关实验为例，初步学会运用以实验为基础的实证研究方法。
（测试要求——B、b）
★化学反应中能量的变化。
（学生实验测试内容）
探究实验：
【实验目的】探究化学反应中的能量（热量）变化。
探究实验1：
【操作】在一支试管中加入2～3mL6mol/L的盐酸，再插入用砂纸打磨过的镁条。
观察现象，并用温度计测量溶液温度的变化。
【现象】剧烈反应，溶液温度迅
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