化学复习提纲参考文

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化学复习提纲参考文

　　第二章《化学反应速率与化学反应平衡》复习提纲

　　第一节化学反应速率

　　不同的化学反应快慢是不一样的。

　　怎么样来比较和描述不同反应的快慢呢？

　　化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。

　　一.化学反应速率

　　1.定义: 单位时间内（如每秒，每分钟）反应物浓度的或生成物浓度的来表示。

　　2．计算式:△v=△c/△t

　　3．单位: l/（L · in）或 l/（L · s）

　　4.注意的问题: ①通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，所以反应速率是正值。

　　②中学阶段的化学反应速率是平均速率(指定时段内浓度的变化量)。

　　③浓度仅指溶液或气体的，固体、纯液体无浓度,或可认为为常数。

　　【例题】在1L的密闭容器中，加入8l N2和20l H2，发生 N2 + 3H2 = 2NH3 ，在5in末时，测得容器中含有6l的N2，求该反应的化学反应速率。

　　5.有关结论: ①同一个反应，用不同的物质来表示反应速率数值可能不一样，所以应注明是由哪种物质表示的。同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。②化学反应速率是指在整个过程中的平均速率，且均为正值。

　　二、测定化学反应速率的方法

　　实验２一１对于锌和不同浓度的稀硫酸的实验，你准备如何比较反应速率的快慢？

　　1、定性描述

　　通过实验现象来判断反应的快慢

　　①观察产生气泡的快、慢；

　　②观察试管中剩余锌粒的量的多、少；

　　③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低.

　　2、定量测量

　　通过实验测量来判断反应的快慢

　　①测定氢气的体积或氢气的质量的变化

　　②测量体系的压强的变化

　　③测定锌粒的质量的变化

　　④测定H+的浓度或Zn2+的浓度变化

　　⑤测定体系的温度或测定反应的热量变化

　　⑥测量溶液的导电能力的变化

　　如何通过用注射器测量氢气的体积的方法来判断锌和不同浓度的稀硫酸反应的速率快慢？

　　①确定变量——稀硫酸的浓度不同

　　②找出某种易于测量的某种物理量或性质的变化——测量氢气的体积或时间

　　③控制不变的因素——锌粒的表面积、温度

　　——时间或氢气的体积

　　三、化学反应速率的计算

　　1、用不同的物质来表示反应速率。

　　例1：反应4NH3 + 5O2 ==4NO + 6H2O（g在5L的密闭容器中进行，30s后，NO的物质的量增加了0.3l，则此反应的平均速率可表示为：

　　A、v (O2)=0.01 l/L·s B、 v (NO)=0.008 l/L·s

　　C、v (H2O)=0.003 l/L·s D、 v (NH3)=0.002 l/L·s

　　2、比较反应速率的大小

　　例2：反应A + 3B = 2C + 2D在四种情况下的反应速率为:

　　① VA= 0.15l·L-1·s-1② VB= 0.6l·L-1·s-1

　　③ Vc= 0.4l·L-1·s-1 ④ VD= 0.45l·L-1·s-1 , 则该反应在不同条件下速率快慢顺序是

　　结论3.同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小，而应该转化成同一物质，同一单位后才能比较。

　　3、根据各物质的反应速率之比写出化学方程式

　　例3：某温度下浓度都是1l/L的两种气体X2和2，在密闭容器中反应生成气体Z，经过t in后，测得物质的量浓度为:c(X2) = 0.4l/L,c(2)=0.8l/L ,c(Z)=0.4l/L,则该反应的反应方程式可表示为： ;由此可推出Z的化学式为：

　　第二节影响化学反应速率的因素

　　1.双分子基元反应速率理论的基本假设

　　（1）分子为硬球型;

　　（2）反应分子A和B必须碰撞才能发生反应;

　　（3）只有那些能量超过普通分子的平均能量且空间方位适宜的活化分子的碰撞，即“有效碰撞”才能起反应。

　　2.活化能

　　反应物分子的平均能量，用Ea表示；

　　反应物分子要吸收能量变成活化分子才能可能发生有效碰撞，只有发生了有效碰撞才能发生反应。

　　活化分子能量有高低,活化分子具有的最低能量，用Ec表示.

　　活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能.即有EO=Ec- Ea。或者说使具有平均能量的分子变成为活化分子所需要的能量,称为“活化能” ,用 E0表示。

　　3.活化分子:具有平均能量的分子一旦获得了不少于E0的额外能量,它就具有进行化学反应的活性了,这种分子称为 “活化分子”。即能量大于或等于Ec的分子称为活化分子。

　　4.有效碰撞:能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞。

　　(1)能够发生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定发生有效碰撞。不是反应物分子之间的任何一次直接作用都能发生反应，只有那些能量相当高的分子之间的直接作用才能发生反应。

　　(2)在一定温度下，某反应单位体积内具有的活化分子数由该反应的活化能Ea决定。单位体积内的活化分子数（或浓度）是决定化学反应速率的重要因素。

　　5.催化剂

　　（1）定义：（catalst）:能诱导化学反应发生改变，而使化学反应变快或减慢或者在较低的温度环境下进行而自身的化学性质和质量在反应前后不发生变化的一种物质,催化剂在工业上也称为触媒。

　　（2）催化剂的特性：具有高度的选择性（或专一性）。一种催化剂并非对所有的化学反应都有催化作用，例如二氧化锰在氯酸钾受热分解中起催化作用，加快化学反应速率，但对其他的化学反应就不一定有催化作用。

　　（3）催化剂的类型:

　　使化学反应加快的催化剂，叫做正催化剂；使化学反应减慢的催化剂，叫做负催化剂。

　　例如，酯和多糖的水解，常用无机酸作正催化剂；二氧化硫氧化为三氧化硫，常用五氧化二钒作正催化剂，这种催化剂是固体，反应物为气体，形成多相的催化作用，因此，五氧化二钒也叫做触媒或接触剂；食用油脂里加入0.01%～0.02%没食子酸正丙酯，就可以有效地防止酸败，在这里，没食子酸正丙酯是一种负催化剂(也叫做缓化剂或抑制剂)。

　　二、化学反应速率影响因素

　　1.内因：影响化学反应速率的根本原因是反应物本身的性质。如固体反应物的表面积等

　　2.外因:

　　⑴浓度对化学反应速率影响

　　结论：增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数目增多，反应速率加快。

　　实验结论的微观解释:反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增多→化学反应速率加快

　　注意事项:

　　①一般情况下,在一定温度下固体或纯液体的浓度是常数,因此,改变其物质的量,对速率无影响;

　　②固体物质的反应速率与接触面积有关,颗粒越小,表面积越大,反应速率越快.

　　⑵压强对化学反应速率影响

　　结论：增大压强，反应物浓度增大，单位体积内活化分子数目增多，反应速率加快。

　　实验结论的微观解释: 压强增大→单位体积内活化分子数增多→有效碰撞次数增多→化学反应速率加快.反之,化学反应速率减慢.

　　注意事项:

　　①若是参加反应的物质是固体、液体或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变;

　　②像锌跟稀硫酸反应，生成物有气体，反应物无气体，增大压强或减少压强，化学反应速率不变。

　　⑶温度对化学反应速率影响

　　结论：升高温度，分子运动速率加快，单位体积内活化分子数目增多，反应速率加快。

　　实验结论的微观解释: 当浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加→单位体积内活化分子的百分数增多→有效碰撞次数增多→化学反应速率加快

　　⑷催化剂对化学反应速率影响

　　结论：在其它条件相同时,使用催化剂能加快化学反应的速率

　　3.其它因素:光波，电磁波，超声波，溶剂等因素也可影响化学反映速率。

　　注意的问题：

　　（1）只讨论单一条件的改变对反应速率的影响

　　（2）压强影响反应速率，必须伴有压强改变时反应物浓度要有所改变，并通过浓度的改变影

　　响化学反应速率。

　　有以下推论：

　　①只有固态、液态物质的反应，改变压强，不影响化学反应

　　速率。因此压强的改变只能影响有气体参加的反应。

　　②一般的：

　　增大压强→体积减少→浓度增大→反应速率增大

　　③恒容：

　　A.充入气体反应物→压强增大→增大反应物浓度增大→反应速率增大；

　　B、充入“无关气体”（如He、N2等）→ 引起总压增大，但各反应物的分压不变，各物质的

　　浓度不变→反应速率不变

　　④ 恒压：

　　A.充入“无关气体”（如He等）→引起体积增大→各反应物浓度减少→反应速率减慢。

　　B.等比通入“相关气体”→引起体积增大 →各反应物浓度不变→反应速率不变。

　　三、化学反应的条件控制

　　在生产生活中，促进有利的化学反应发生，抑制有害的化学反应发生.

　　第三节化学平衡

　　一、可逆过程与不可逆过程

　　1.可逆过程

　　如果发生的过程也能够反向进行并完全恢复原来状态（而不对外界造成任何影响的）热力过程。

　　可逆过程是理想化的过程。

　　2.常见的可逆过程

　　(1)结晶(沉淀)与溶解过程

　　(2)可逆化学反应(包括水解)

　　(3)弱电解质的电离成离子和离子重新结合成化合物分子的过程

　　3.不可逆过程

　　如果发生的过程无论采用何种办法都不能使系统和外界完全复原，则此过程称为不可逆过程。

　　二、可逆反应与不可逆反应

　　1、可逆反应：

　　定义：同一条件下，同时向正、反两个方向进行的反应.

　　特点：

　　①在相同的条件下，两个方向相反的反应同时进行.

　　②无论什么条件下，反应都不可能进行彻底.

　　2.不可逆反应:

　　定义:反应物完全变为生成物，即反应能进行到底的化学反应。

　　例如当氯酸钾加热时，它会完全分解为氯化钾和氧气；反过来，如用氯化钾和氧气来制备氯酸钾，在现有条件下是不可能的。这种反应就是不可逆反应。

　　4、可逆反应的最大限度——达到化学反应平衡状态

　　什么是化学反应平衡状态？

　　在一定条件下，可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等（反应物和生成物的浓度不再发生变化）时反应体系的状态称为化学反应平衡状态。此时，正逆反应在这个条件下均达到了反应的最大限度（极限）。

　　5.化学平衡特征

　　1）等：正、逆反应速率相等,V正=V逆 ;

　　2）动：反应并没有停止，是动态的平衡. V正=V逆 ≠0;

　　3）定：在平衡混合物中，各组分的质量、质量分数、物质的量或物质的量浓度保持一定(不再

　　变化)，如果有气体，那么气体的体积（或者体积分数）一定(不再变化) 。

　　4）变：当外界的条件发生改变，化学平衡状态会随之改变，发生化学平衡的移动。

　　6．判断可逆反应是否达到化学平衡状态的方法

　　A.直接判断法

　　(1)各组分的质量或其百分含量保持不变

　　(2)各组分的'物质的量或其百分含量(或浓度)保持不变

　　(3)各气体的体积（不是总体积）保持不变

　　(4)各组分的分子数或分子数之比不变（不是按比例反应）

　　(5)正反应和逆反应速率相等（与物质的量浓度的变化值有关）即同一物质的生成的速率与分解速率相等

　　B.间接直接判断法：

　　（1）反应前后气体体积不等反应,可用混合气体的总压强、总体积、总物质的量或者体系中所有气体的平均相对分子质量是否随时间的改变而改变判断,不变则平衡。

　　（2）容器体积或气体质量有变化时，可用气体的密度是否随时间改变而改变进行判断,如不变,则平衡.

　　（3）对于有色物质参与的反应，可用气体的颜色是否随时间改变而改变，如不变，则平衡。

　　(4)当在其它条件不变时，可用体系温度是否变化来判断,如不变,则平衡。

　　判断可逆反应是否达到化学平衡状态的方法举例

　　以反应A(g)+nB(g)≒pC(g)+qD(g)为例:

　　三、影响化学平衡的因素

　　1、浓度的变化对化学平衡的影响

　　结论：其它条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡向正方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆方向移动。

　　（1）实验探究

　　Cr2O72－＋H2O ≒2CrO42－＋2H＋

　　Fe3+ ＋3 SCN－ ≒Fe(SCN)3 (溶液为血红色)

　　（2）浓度的变化对化学平衡的影响

　　浓度的变化引起反应速率的变化，反应速率的变化可造成化学平衡的移动，其关系是：

　　浓度的变化对化学平衡的影响小结

　　（1）结论：其它条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡向正方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆方向移动。

　　简而言之：

　　C反应物 ↑ v正↑ 平衡向正方向 →

　　C生成物 ↑ v逆↑ 平衡向逆方向 ←

　　（2）V-t 图示

　　（3）意义：增大成本较低的反应物的浓度，提高成本较高的原料的转化率。

　　（4）浓度对化学平衡移动的几个注意点

　　① 对平衡体系中的固态和纯液态物质，其浓度可看作一个常数，增加或减小固态或液态纯净物的量并不影响V正、V逆的大小，所以化学平衡不移动。

　　② 只要是增大浓度，不论增大的是反应物浓度，还是生成物浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态；减小浓度，新平衡状态下的速率一定小于原平衡状态。

　　③ 反应物有两种或两种以上, 增加一种物质的浓度,该物质的平衡转化率降低, 而其他物质的转化率提高。

　　2、压强变化对化学平衡的影响：

　　(1)探究压强变化对化学平衡的影响：

　　N2 十 3H2 ≒ 2NH3

　　450℃时N2和H2反应生成NH3的实验数据：

　　压强(MPa)

　　100

　　NH3 %

　　2.0

　　9.2

　　16.4

　　35.5

　　53.6

　　69.4

　　NH3 % 随着压强的增大而增大；平衡向正反应的方向移动。

　　加压→体积缩小→浓度增大→正反应速率增大，逆反应速率也增大，但增大倍数不相同→ V正 > V逆→平衡向正反应方向移动。

　　（2）压强变化对化学平衡的影响的结论

　　反应体系中有气体且左右体积不相等如aA (g) + bB (g) ≒cC (g) + dD (g)

　　a+b≠c+d

　　在其它条件不变时，增大压强，化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向着气体体积增大的方向移动。

　　（3）压强变化对化学平衡的影响的解释

　　V正∝C(A)aC(B)b ； V逆∝C(C)cC(D)d

　　3. 温度变化对化学平衡的影响

　　(1)实验探究

　　2NO2(g) ≒N2O4(g)；△H= - 57/l

　　（红棕色）（无色）

　　2）结论：在其它条件不变的情况下：

　　温度升高，化学平衡向着吸热反应的方向移动；

　　降低温度，化学平衡向着放热反应的方向移动。

　　对应的时间—速率图该如何表示？

　　注意：因催化剂对化学反应平衡移动没影响（不会造成平衡发生移动），不是对化学平衡没有影响。催化剂与化学平衡的关系不能用勒夏特勒原理来解释。

　　四、勒夏特勒原理—— 化学平衡移动原理

　　如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。

　　注意：

　　① 是“减弱”这种改变，不是“消除”这种改变

　　② 只有单个条件改变，才能应用（多个条件改变就要具体问题具体分析）

　　③ 勒夏特列原理适用于任何动态平衡体系（如：溶解平衡、可逆反应的化学平衡等

　　④ 平衡移动原理只能用来判断平衡移动方向，但不能用来判断建立平衡所需时间。

　　化学反应平衡移动与平衡移动前后反应物的转化率变化的关系

　　(1)温度或压强的变化,引起平衡向正反应方向移动时,正反应的反应物的转化率一定升高,反之降低.

　　(2)浓度的变化引起平衡向正反应方向移动时,正反应的反应物的转化率有如下几种情况:

　　①当反应物只有一种时,如A(g) ≒nB+Pc(g),如果增大A大浓度,平衡向正反应方向移动,A的转化率取决于气体物质的系数:

　　若 = n+p, A的转化率不变;

　　若﹥n+p, A的转化率升高;（与加压类似）

　　若﹤n+p, A的转化率降低;（如减压类似）

　　②当反应物不有一种时,如A(g)+nB ≒Pc(g)+D(g),

　　如果只增大A大浓度,平衡向正反应方向移动,B的转化率升高,A的转化率降低;

　　如果按原比例同倍数增加A、B的物质的量，平衡向正反应方向移动,A、B的转化率取决于气体物质的系数:

　　若+n = p+q, A、B的转化率不变;

　　若+n﹥p+q, A、B的转化率升高;

　　若+n﹤p+q, A、B的转化率降低;

　　五、化学平衡常数

　　1.定义：

　　在一定温度下，一个可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数。这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）（以化学方程式中计量数为幂）

　　2. 表达式：

　　A(g) + n B(g) ≒ p C(g) + q D(g)

　　在一定温度下达到化学平衡时：

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　　3.单位

　　的单位与反应的化学方程式有关，由化学方程式决定，无固定的单位。

　　4.书写平衡常数关系式的规则

　　①如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不写在平衡常数关系式中。(它们的浓度是不变的) 关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。

　　如：反应C(s) + CO2(g) ≒2 CO(g)

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　　Cr2O72- + H2O ≒ 2CrO42- + 2H+

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　　②同一化学反应，可以用不同比例的化学反应式来表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数。

　　例：N2 (g) + 3 H2 (g)≒2NH3 (g) 1 = 1.60 ? 10 -5

　　1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) ≒NH3 (g) 2 = 3.87 ? 10 -2

　　2NH3 (g) ≒ N2 (g) + 3 H2 (g) 3= 1/ 1

　　1 = 22

　　5. 平衡常数的特征：

　　(1) 只与温度有关，随温度变化而变化，与浓度无关。对于某个反应：在一定温度下不论起始浓度（或压强）和平衡浓度（或压强）如何，也不论是否使用了催化剂，达到平衡时，平衡常数均相同。

　　例如：不同温度时，反应I2(g) + H2(g) 2HI(g) 的平衡常数与温度的关系如下：

　　温度

　　623

　　698

　　763

　　平衡常数

　　66 .9

　　54.4

　　45.9

　　从升高温度，平衡常数减小的变化趋势判断:反应的正方向是放热反应。

　　⑵利用Ｋ可判断反应的热效应。

　　① 若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为吸热反应

　　② 若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为放热反应

　　(3)平衡常数值的大小，可推断反应进行的程度。

　　①值越大,正反应的程度越大，反应物的转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小.

　　②一般当＞105时，该反应进行得基本完全。

　　(4)在某温度下，可用浓度商Qc与比较大小来判断反应的方向。

　　浓度商(Qc):产物的浓度幂的之积与反应物浓度幂之积的比。

　　A(g) + n B(g) ≒ p C(g) + q D(g)

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　　Qc > ，未达平衡，反应要逆向进行达到平衡。

　　Qc = ，达平衡，平衡不移动。

　　Qc < ，未达平衡，反应要正向进行达到平衡。

　　六、等效平衡

　　1．化学平衡状态建立的途径：

　　⑴先加入反应物，从正反应方向开始，可以建立化学平衡。

　　⑵若先加入生成物，从逆反应方向开始，也可以建立等效的化学平衡。

　　⑶若同时加入反应物与生成物，从中间状态开始，同样可以建立等效的化学平衡。

　　2．等效平衡

　　⑴定义:在一定条件下（恒温、恒压或恒温、恒容），对同一可逆反应，只要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同一物质的物质的量的百分含量相同,我们称这些平衡状态为等效平衡。

　　⑵概念的理解：

　　①相同的条件：通常指①同T同V或②同T同P

　　②相同的平衡状态：通常是指平衡混合物各组分的百分含量（指体积百分含量、物质的量百分含量等）相同，但各组分的物质的量、物质的量浓度可能不同。

　　3.分类

　　①定温、定压条件下的等效平衡

　　特点：两次平衡时各组分百分含量相同，n同比例变化

　　判断方法：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比相同。

　　2、定温、定容条件下的等效平衡

　　（1）对于左右气体分子数不同的可逆反应

　　特点：两次平衡时各组分百分量、n、c均相同

　　判断方法：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则两个平衡等效。

　　（2）对于左右气体分子数相同的可逆反应

　　特点：两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化

　　判断方法：只要反应物（或生成物）的物质的量的比与原平衡相同，则两个平衡等效。

　　第四节化学反应方向

　　一自发反应与非自发反应

　　1.自发过程（如化学反应）：在一定条件下不需要外力作用就能自动进行的过程（如化学反应），叫做自发过程（如化学反应）

　　2.非自发过程（如化学反应）：在一定条件下，必须借助某种外力才能进行的过程（如化学反应），叫做非自发过程（如化学反应）

　　二、判断化学反应方向的依据

　　在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既可能与反应焓变（△H）有关，又可能与反应熵变（△S）有关。在温度、压强一定的条件下，我们要判别化学反应的方向要考虑△H、 △S共同影响的结果。

　　反应焓变(能量判据)

　　反应方向复合判据△ Ｇ＝△H－T △S

　　反应熵变(熵判据)

　　△ Ｇ﹤0，则反应自发进行，

　　判断化学反应方向依据 △ Ｇ＝０反应到达平衡状态，

　　△ Ｇ＞０反应不能自发进行。

　　注意：1.过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率；

　　2.在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果；

　　3.反应的自发性也受外界条件的影响。

　　几个专题

　　1．化学平衡移动规律与速率的关系

　　2．有关化学平衡的基本计算及规律

　　3，化学反应速率和化学平衡的图象题

　　⑴解题思路：看图——想规律——作判断

　　①看面----看纵、横坐标代表的含义

　　②看线----看线的走向、变化的趋势

　　③看点----看线的原点、交点、拐点、终点

　　④看量----看图象中有关量变多少

　　⑤看辅助线----是否借助辅助线（等温线、等压线、等转化率线、等含量线

　　⑵原则: 先拐先平：先出现拐点的曲线先达到平衡，此时逆向推理可得该变化的温度高、浓度大、压强高。

　　定一议二：当图像中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系。

　　⑶图象类型：

　　①浓度/物质的量——时间图； ②速率——时间图；③转化率—压强/温度曲线；④物质百分含量——时间曲线；⑤转化率——时间曲线；

　　4.解化学平衡题的几种思维方法：

　　三段思维法、差量法、极限法、构造法、等效法

　　5 O

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