[實用]高二化學知識點
在我們平凡的學生生涯里，說起知識點，應該沒有人不熟悉吧？知識點就是“讓別人看完能理解”或者“通過練習我能掌握”的內容。那么，都有哪些知識點呢？下面是小編為大家整理的高二化學知識點，僅供參考，歡迎大家閱讀。
![[實用]高二化學知識點](/pic/00/d6aacab62_2.jpg)
高二化學知識點1
離子檢驗
離子所加試劑現象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四、除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。
物質的量的單位――摩爾
1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA
5.摩爾質量(M)(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.(2)單位：g/mol或g..mol-1(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)
氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.(2)單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下,Vm=22.4L/mol
物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的.濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V
2.一定物質的量濃度的配制
(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.
b.配制溶液1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.
注意事項：
A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.
B使用前必須檢查是否漏水.
C不能在容量瓶內直接溶解.
D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.
高二化學知識點2
1、了解化學反應速率的定義及其定量表示方法。
2、了解溫度對反應速率的影響與活化能有關。
3、知道焓變和熵變是與反應方向有關的兩種因素。
4、了解化學反應的可逆性和化學平衡。
5、了解濃度，壓強、溫度和催化劑等對化學反應速率和平衡的影響規律化學反應速率和化學平衡理論的初步知識是中學化學的重要基本理論。考查的知識點應主要是：①有關反應速率的計算和比較;②條件對反應速率影響的判斷;③確定某種情況是否是化學平衡狀態的特征;④平衡移動原理的應用;⑤平衡常數(濃度平衡常數)的含義及其表達式⑥利用化學平衡常數計算反應物轉化率或比較。
從題型看主要是選擇題和填空題，其主要形式有：⑴根據化學方程式確定各物質的反應速率;⑵根據給定條件，確定反應中各物質的平均速率;⑶理解化學平衡特征的含義，確定某種情況下化學反應是否達到平衡狀態;⑷應用有關原理解決模擬的實際生產問題;(5)平衡移動原理在各類平衡中的應用;⑹根據條件確定可逆反應中某一物質的轉化率、平衡常數、消耗量、氣體體積變化等。
從考題難度分析，歷年高考題中，本單元的考題中基礎題、中檔題、難題都有出現。因為高考中有幾年出現了這方面的難題，所以各種復習資料中高難度的練習題較多。從新課標的要求來看，這部分內容試題應較基礎，復習時應多關注生產實際，注重基礎知識的掌握。
一、化學反應速率及其影響因素
1.化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，是一段時間內的平均速率。固體或純液體(不是溶液)的濃度可視為不變的常數，故一般不用固體或純液體表示化學反應速率。用不同物質表示同一反應的化學反應速率時，其數值可能不同(因此，必須指明具體物質)。但各種物質表示的速率比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比。
2.參加反應的物質的性質是決定化學反應速率的主要因素，外界條件對化學反應速率也有影響。
(1)濃度對化學反應速率的影響只適用于氣體反應或溶液中的'反應;
(2)壓強對化學反應速率的影響只適用于氣體參加的反應;
(3)溫度對化學反應速率的影響：實驗測得，其他條件不變時，溫度每升高10℃，化學反應速率通常增加原來的2-4倍，經驗公式： ;
(4)使用催化劑，使原來難以進行的化學反應，分步進行(本身參與了反應，但反應前后化學性質不變)，從而大幅度改變了化學反應速率。
(5)此外，光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等也會對化學反應速率產生影響。
3.濃度和壓強的改變僅僅改變了單位體積內活化分子的數目，溫度的改變和催化劑的存在卻能改變單位體積內反應物分子中活化分子所占的百分數。
高二化學知識點3
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的`電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
高二化學知識點4
1.溶液的酸堿性取決于溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小。
酸性：c(H+)>c(OH-)中性：c(H+)=c(OH-)堿性：c(H+)
2.常溫下(25℃)
酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+)﹥1×10 -7mol/L
中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L
酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+)﹤1×10 -7mol/L
3.溶液的PH值：表示溶液酸堿性的強弱。 PH= -lg c(H+)
適用于稀溶液，當溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時，直接用濃度表示溶液的酸堿性。
4.PH值越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。
PH范圍0—14之間，但PH值等于0的溶液不是酸性最強的溶液，PH值等于14的溶液不是堿性最強的溶液。 PH值增加一個單位C(H+)減小10倍
5.測定溶液酸堿性的常用方法:
a.酸堿指示劑(石蕊、酚酞、甲基橙)
b. PH試紙：廣泛PH試紙：1-14，只能讀得整數
精密PH試紙：精確到0.1.
PH試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙，放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH試紙上，半分鐘內與比色卡比較，讀出PH值。
c. PH計,它可以精確測量溶液的PH值。精確到0.01.
6.PH值計算的常見類型
(1)溶液的稀釋
①強酸：計算稀釋后的溶液中的c(H+)，直接換算成PH
②強堿：計算稀釋后的溶液中的c(OH-)，換算成c(H+)再求出PH值。
【小結】一般情況下，強酸溶液每稀釋10倍，pH值就增加1個單位，但稀釋后pH值一定小于7;強堿溶液每稀釋10倍，pH值就減小1個單位，但稀釋后pH值一定大于7。
(2)強酸與強酸、強堿與強堿混合
通常兩種稀溶液混合，可認為混合后體積為二者體積之和。
強酸與強酸混合，先算混合后的c(H+)，再算pH。
強堿與強堿混合，先算混合后的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合后的c(OH-)及pOH，再求pH。絕對不能先直接求才c(H+)，再按之來算pH。
【經驗公式】(其中0.3是lg2的近似值)
已知pH的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3
已知pH的兩強堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3
(3)酸堿混合：先判斷過量，求出剩余的酸或堿的濃度，再求c(H+)
【注意】強酸的稀釋根據c(H+)計算，強堿的的稀釋首先應由c(OH-)濃計算出c(OH-)稀，讓后據Kw計算出c(H+)，再計算出PH，不能直接根據c(H+)計算。
【總結】溶液的稀釋規律：
①強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n;
弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則a
強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n;
弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則b>pH>b-n;
②酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7(室溫時)
③對于濃度(或pH)相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數，強酸的pH變化幅度大。
(4)強酸與強堿溶液混合：其反應的實質是H++OH-=H2O，所以在計算時用離子方程式做比較簡單，要從以下三種可能去考慮：(室溫時)
(1)若n(H+)=n(OH-)，恰好中和，pH=7
(2)若n(H+)>n(OH-)，酸過量，計算剩下的c(H+)，再算pH
(3)若n(H+)
7.溶液酸堿性判定規律
(1)PH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質的量濃度越大。
(2)PH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數，則強酸溶液PH變化大;堿也如此。
(3)酸和堿的'PH之和為14，等體積混合。若為強酸與強堿，則PH=7;若為強酸與弱堿，則PH﹥7 ;若為弱酸與強堿，則PH﹤7。
(4)等體積的強酸和強堿混合
A、若二者PH之和為14，則溶液呈中性，PH=7
B、若二者PH之和大于14，則溶液呈堿性。
C、若二者PH之和小于14，則溶液呈酸性。
8.酸堿中和滴定原理
用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法叫做酸堿中和滴定。
(1)酸式滴定用的是玻璃活塞，堿式滴定管用的是橡皮管。(思考為什么?)
(2)滴定管的刻度從上往下標，下面一部分沒有讀數因此使用時不能放到刻度以下。
(3)酸式滴定管不能用來盛放堿溶液，堿式滴定管不盛放酸溶液或強氧化性的溶液。
(4)滴定管的精確度為0.01mL，比量筒精確;所以讀數時要讀到小數點后兩位。實際滴出的溶液體積=滴定后的讀數-滴定前的讀數。
(5)滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用左手控制活塞，用右手搖動錐形瓶，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化。
(6)滴定終點判斷：當滴入最后一滴溶液時顏色發生變化且半分鐘內顏色不再發生變化即已達終點。
(7)指示劑選擇：強酸滴定強堿——酚酞或甲基橙
強酸滴定弱堿——甲基橙
強堿滴定弱酸——酚酞
(8)顏色變化：強酸滴定強堿：甲基橙由黃色到橙色
酚酞由紅色到無色
強堿滴定強酸：甲基橙由紅色到橙色
酚酞由無色到粉紅色
(9)注意：
①手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化
②速度先快后慢
數據處理與誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析
讀數：兩位小數。因一次實驗誤差較大，所以應取多次實驗的平均值。
高二化學知識點5
1——原子半徑
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族—4遞增到—1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的正價、負價均相同
（3）所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）
（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的.增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性）
1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，價氧化物的水化物的堿性越強（1—20號，K；總體Cs最
非金屬性（氧化性）
1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F；最體一樣）
5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
（1）元素周期數等于核外電子層數；
（2）主族元素的序數等于最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期（1—3）；長周期（4—6，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）
所以，總的說來
（1）陽離子半徑<原子半徑
（2）陰離子半徑>原子半徑
（3）陰離子半徑>陽離子半徑
（4對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用于稀有氣體！
高二化學知識點6
理解原電池的正負極如下幾點：
①可以是兩種活潑性不同的金屬電極
②可以是金屬與非金屬(如石墨),如化學電源中
③也可以都是惰性電極(如燃料電池)
④還可以是金屬和金屬氧化物(如鉛蓄電池),而電解質則既可以是某電解質的水溶液,也可能是熔融鹽.
對于正、負極的判斷 ：負極：
①電子流出的一極(本質)
②電流流入的一極
③金屬性相對較活潑的一極(注意Al電極)
④發生氧化反應的一極
⑤陰離子移向的一極
⑥被腐蝕的一極
⑦質量減小的一極
⑧燃料氣體在其上面失電子的一極
⑨根據電極反應現象等.
正極：
①電子流入的一極(本質)
②電流流出的一極
③金屬性相對較不活潑的一極
④發生還原反應的一極
⑤陽離子移向的一極
⑥被保護的一極
⑦產生氣體獲析出金屬的一極
⑧助燃氣體在其上面得電子的一極
⑨根據電極反應現象等.
判斷電解池的`電極名稱與電極反應的關系
電解池的兩極習慣上稱作陰、陽極,這實際上是化學名稱,本質上根據外接電源或電解質溶液中陰、陽離子的移動方向確定的名稱,即所謂的“陰陽結合”---陰離子向陽極移動,陽離子向陰極移動.可以用四個字概括：陽----氧,陰----還;實際上只須記“陽氧”兩個字就可以了,其它的可以推理.
高二化學知識點7
1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。
焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QP)。
2、符號：△H 單位：kJ/mol
3、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”
4、常見的放熱反應和吸熱反應：
燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的
大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、Ba(OH)2與NH4Cl的'反應等一般屬于吸熱反應。
5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H<0
反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H>0
△H在數值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和
6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。
書寫熱化學方程式注意事項:
(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s、aq表示不同狀態。
(2)方程式右端用△H 標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。
(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數或分數。
(4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,符號相反。
7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時的反應熱.
注意：
① 燃燒的條件是在101kPa;
② 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示;
③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值;
④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為N2(g)。
9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成1mol的水所放出的熱量
KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1
高二化學知識點8
1.制硝基苯(—NO2，60℃)、制苯磺酸(—SO3H，80℃)、制酚醛樹脂(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制的Cu(OH)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的水解、二糖水解(如蔗糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。
2.常用新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。
3.Cu(OH)2共熱產生紅色沉淀的)：醛類(RCHO)、葡萄糖、麥芽糖、甲酸(HCOOH)、甲酸鹽(HCOONa)、甲酸酯(HCOOCH3)等。14X(鹵原子：氯原子等)、—OH(羥基)、—CHO(醛基)、—COOH(羧基)、—COO—(酯基)、—CO—(羰基)、—OC=C(碳碳雙鍵)、—C≡C—(碳碳叁鍵)、—NH2(氨基)、—NH—CO—(肽鍵)、—NO2(硝基)。
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置。
(1)電解池的構成條件
①外加直流電源;
②與電源相連的兩個電極;
③電解質溶液或熔化的電解質。
(2)電極名稱和電極材料
①電極名稱
陽極：接電源正極的為陽極，發生x氧化xx反應;
陰極：接電源負極的為陰極，發生xx還原xx反應。
②電極材料
惰性電極：C、Pt、Au等，僅導電，不參與反應;
活性電極：Fe、Cu、Ag等，既可以導電，又可以參與電極反應。
2、離子放電順序
(1)陽極：
①活性材料作電極時：金屬在陽極失電子被氧化成陽離子進入溶液，陰離子不容易在電極上放電。
②惰性材料作電極(Pt、Au、石墨等)時：
溶液中陰離子的放電順序(由易到難)是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。
(2)陰極：無論是惰性電極還是活性電極都不參與電極反應，發生反應的是溶液中的陽離子。
3、陽離子在陰極上的放電順序是：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
1.純堿、蘇打：Na2CO32.小蘇打：NaHCO33.大蘇打：Na2S2O3
4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O5.熟石膏：2CaSO4·.H2O
6.瑩石：CaF27.重晶石：BaSO4(無毒)8.碳銨：NH4HCO3
9.石灰石、大理石：CaCO310.生石灰：CaO11.食鹽：NaCl
12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)213.芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)
14.燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH15.綠礬：FaSO4·7H2O16.干冰：CO2
17.明礬：KAl(SO4)2·12H2O18.漂：Ca(ClO)2、CaCl2(混合物)
19.瀉鹽：MgSO4·7H2O20.膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O21.雙氧水：H2O2
23.石英：SiO224.剛玉：Al2O325.水玻璃、泡花堿：Na2SiO3
26.鐵紅、鐵礦：Fe2O327.磁鐵礦：Fe3O428.黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2
29.銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO330.菱鐵礦：FeCO331.赤銅礦：Cu2O
32.波爾多液：Ca(OH)2和CuSO433.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
34.天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH435.水煤氣：CO和H2
36.王水：濃HNO3、濃HCl按體積比1：3混合而成。
37.鋁熱劑：Al+Fe2O3(或其它氧化物)40.尿素：CO(NH2)
1、二、三周期的同族元素原子序數之差為8。
2、三、四周期的同族元素原子序數之差為8或18，ⅠA、ⅡA為8，其他族為18。
3、四、五周期的同族元素原子序數之差為18。
4、五、六周期的同族元素原子序數之差為18或32。
5、六、七周期的同族元素原子序數之差為32。
1、羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。
例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。
2、Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。
3、AgOH遇水分解
我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“-”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。
4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。
多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。
5、酸式鹽溶液呈酸性
表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈堿性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。
6、H2SO4有強氧化性
就這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S6+易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。
7、鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8、易溶于水的'堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿
從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。
9、寫離子方程式時，強電解質一定拆，弱電解質一定不拆
在水溶液中，的確，強電解質在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。
高二化學知識點9
鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的`。Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體
Fe（OH）2——白色沉淀Fe3+——黃色Fe（OH）3——紅褐色沉淀Fe（SCN）3——血紅色溶液
FeO——黑色的粉末Fe（NH4）2（SO4）2——淡藍綠色Fe2O3——紅棕色粉末FeS——黑色固體
銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4（無水）—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2（OH）2CO3—綠色Cu（OH）2——藍色[Cu（NH3）4]SO4——深藍色溶液
BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、三溴苯酚均是白色沉淀
Al（OH）3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀
Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體
HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧
CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶KMnO4————紫色MnO4———紫色
Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀
AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體
SO3—無色固體（沸點44。80C）品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃
N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體NH3——無色、有剌激性氣味氣體
高二化學知識點10
一、汽車的常用燃料——汽油
1.汽油的組成:分子中含有5—11個碳原子的烴的混合物
主要是己烷、庚烷、辛烷和壬烷
2.汽油的燃燒
思考：①汽油的主要成分是戊烷，試寫出其燃燒的化學方程式?
②汽車產生積碳得原因是什么?
(1)完全燃燒——生成CO2和H2O
(2)不完全燃燒——有CO和碳單質生成
3.汽油的作用原理
汽油進入汽缸后，經電火花點燃迅速燃燒，產生的熱氣體做功推動活塞往復運動產生動力，使汽車前進。
4.汽油的來源:(1)石油的分餾(2)石油的催化裂化
思考：①汽油的抗爆震的程度以什么的大小來衡量?
②我們常說的汽油標號是什么?
③汽油中所含分子支鏈多的鏈烴、芳香烴、環烷烴的比例越高，它的抗爆震性就越好嗎?
④常用抗爆震劑是什么?
5.汽油的標號與抗震性
①汽油的抗爆震的程度以辛烷值的大小來衡量。
②辛烷值也就是我們常說的`汽油標號。
③汽油中所含分子支鏈多的鏈烴、芳香烴、環烷烴的比例越高，它的抗爆震性越好.
④常用抗爆震劑
四乙基鉛[Pb(C2H5)4]
甲基叔丁基醚(MTBE).
6、汽車尾氣及處理措施
思考：進入汽缸的氣體含有什么物質?進入的空氣的多少可能會有哪些危害?
①若空氣不足，則會產生CO有害氣體;
②若空氣過量則產生氮氧化合物NOx，如
N2+O2=2NO，2NO+O2=2NO2
其中CO、NOx，都是空氣污染物。
汽車尾氣中的有害氣體主要有哪些?CO、氮氧化合物、SO2等
如何進行尾氣處理?
在汽車的排氣管上安裝填充催化劑的催化裝置，使有害氣體CO、NOx轉化為CO2和N2，
例如：2CO+2NO=2CO2+N2
措施缺陷：
①無法消除硫的氧化物對環境的污染，還加速了SO2向SO3的轉化，使排出的廢氣酸度升高。
②只能減少，無法根本杜絕有害氣體產生。
二、汽車燃料的清潔化
同學先進行討論：①汽車燃料為什么要進行清潔化?②如何進行清潔化?
1.汽車燃料清潔化的原因
使用尾氣催化裝置只能減小有害氣體的排放量，無法從根本上杜絕有害氣體的產生，而要有效地杜絕有害氣體的產生，汽車燃料就必須清潔化。
2.清潔燃料車：
壓縮天然氣和石油液化氣為燃料的機動車
清潔燃料車的優點?
①大大降低了對環境的污染(排放的CO、NOx等比汽油汽車下降90%以上);
②發動機汽缸幾乎不產生積炭現象;
③可延長發動機的使用壽命。
3.汽車最理想的清潔燃料——氫氣
討論為什么說H2是汽車最理想的清潔燃料?
(1)相同質量的煤、汽油和氫氣，氫氣釋放能量最多
(2)氫氣燃燒后生成水，不會污染環境。
氫作燃料需要解決的哪些問題?
1、大量廉價氫的制取
2、安全貯氫
介紹兩種方便的制氫方法：
①光電池電解水制氫
②人工模仿光合作用制氫
高二化學知識點11
1、狀態：
固態：飽和高級脂肪酸、脂肪、葡萄糖、果糖、蔗糖、麥芽糖、淀粉、維生素、
醋酸(16.6℃以下);
氣態：C4以下的烷、烯、炔烴、甲醛、一氯甲烷、新戊烷;
液態：油狀：乙酸乙酯、油酸;
粘稠狀：石油、乙二醇、丙三醇.
2、氣味：
無味：甲烷、乙炔(常因混有PH3、H2S和AsH3而帶有臭味);
稍有氣味：乙烯;特殊氣味：甲醛、乙醛、甲酸和乙酸;香味：乙醇、低級酯;
3、顏色：白色：葡萄糖、多糖黑色或深棕色：石油
4、密度：
比水輕：苯、液態烴、一氯代烴、乙醇、乙醛、低級酯、汽油;
比水重：溴苯、CCl4,氯仿(CHCl3).
5、揮發性：乙醇、乙醛、乙酸.
6、水溶性：
不溶：高級脂肪酸、酯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、石油、CCl4;
易溶：甲醛、乙酸、乙二醇;與水混溶：乙醇、乙醛、甲酸、丙三醇(甘油).
最簡式相同的有機物
1、CH：C2H2、C6H6(苯、棱晶烷、盆烯)、C8H8(立方烷、苯乙烯);
2、CH2：烯烴和環烷烴;3、CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖;
4、CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數的飽和一元羧酸或酯;
如乙醛(C2H4O)與丁酸及異構體(C4H8O2)5、炔烴(或二烯烴)與三倍于其碳
原子數的苯及苯的同系物.如：丙炔(C3H4)與丙苯(C9H12)
能與溴水發生化學反應而使溴水褪色或變色的物質
有機物：
⑴不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等)
⑵不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)
⑶石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)
⑷含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)、酚類.
⑸天然橡膠(聚異戊二烯)
能萃取溴而使溴水褪色的物質
上層變無色的(ρ>1)：鹵代烴(CCl4、氯仿、溴苯等);
下層變無色的(ρ0,m/4>1,m>4.分子式中H原子數大于4的'氣態烴都符合.
②△V=0,m/4=1,m=4.、CH4,C2H4,C3H4,C4H4.
③△V<0,m/4<1,m<4.只有C2H2符合.
(4)根據含氧烴的衍生物完全燃燒消耗O2的物質的量與生成CO2的物質的量之比,可推導
有機物的可能結構
①若耗氧量與生成的CO2的物質的量相等時,有機物可表示為
②若耗氧量大于生成的CO2的物質的量時,有機物可表示為
③若耗氧量小于生成的CO2的物質的量時,有機物可表示為
(以上x、y、m、n均為正整數)
其他
最簡式相同的有機物
(1)CH：C2H2、C4H4(乙烯基乙炔)、C6H6(苯、棱晶烷、盆烯)、C8H8(立方烷、
苯乙烯)
2)CH2：烯烴和環烯烴
(3)CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
(4)CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數的飽和一元羧酸
或酯.如：乙醛(C2H4O)與丁酸及異構體(C4H8O2)
(5)炔烴(或二烯烴)與三倍于其碳原子數的苯及苯的同系物.如丙炔(C3H4)與丙苯(C9H12)
高二化學知識點12
1.中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.蓋斯定律內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的.。
5.燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點：
①研究條件：101kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1mol
④研究內容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
高二化學知識點13
第一章氮族元素
一、氮族元素N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（銻）、Bi（鉍）
相似性遞變性
結構最外層電子數都是5個原子半徑隨N、P、As、Sb、Bi順序逐漸增大，核對外層電子吸引力減弱
性質最高價氧化物的通式為：R2O5
最高價氧化物對應水化物通式為：HRO3或H3RO4
氣態氫化物通式為：RH3
最高化合價+5，最低化合價-3單質從非金屬過渡到金屬，非金屬性：N>P>As，金屬性：Sb 最高價氧化物對應水化物酸性逐漸減弱 酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4>H3SbO4 與氫氣反應越來越困難 氣態氫化物穩定性逐漸減弱 穩定性：NH3>PH3>AsH3 二、氮氣（N2） 1、分子結構電子式：結構式：N≡N（分子里N≡N鍵很牢固，結構很穩定） 2、物理性質：無色無味氣體，難溶于水，密度與空氣接近（所以收集N2不能用排空氣法！） 3、化學性質：（通常氮氣的化學性質不活潑，很難與其他物質發生反應，只有在高溫、高壓、放電等條件下，才能使N2中的共價鍵斷裂，從而與一些物質發生化學反應） N2+3H22NH3N2+O2＝2NO3Mg+N2＝Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg（OH）2↓+2NH3↑ 4、氮的固定：將氮氣轉化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮 三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5） N2O—笑氣硝酸酸酐—N2O5亞硝酸酸酐—N2O3重要的大氣污染物—NONO2 NO—無色氣體，不溶于水，有毒（毒性同CO），有較強還原性2NO+O2＝2NO2 NO2—紅棕色氣體（顏色同溴蒸氣），有毒，易溶于水，有強氧化性，造成光化學煙霧的主要因素 3NO2+H2O＝2HNO3+NO2NO2N2O4（無色）302＝2O3（光化學煙霧的形成） 鑒別NO2與溴蒸氣的'方法：可用水或硝酸銀溶液（具體方法及現象從略） NO、NO2、O2溶于水的計算：用總方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO34NO+3O2+2H2O＝4HNO3進行計算 四、磷 白磷紅磷 不同點1．分子結構化學式為P4，正四面體結構，化學式為P，結構復雜，不作介紹 2．顏色狀態白色蠟狀固體紅棕色粉末狀固體 3．毒性劇毒無毒 4．溶解性不溶于水，可溶于CS2不溶于水，不溶于CS2 5．著火點40℃240℃ 6．保存方法保存在盛水的容器中密封保存 相同點1．與O2反應點燃都生成P2O5，4P+5O22P2O5 P2O5+H2O2HPO3（偏磷酸，有毒）P2O5+3H2O2H3PO4（無毒） 2．與Cl2反應2P+3Cl22PCl32P+5Cl22PCl5 轉化白磷紅磷 五、氨氣 1、物理性質：無色有刺激性氣味的氣體，比空氣輕，易液化（作致冷劑），極易溶于水（1：700） 2、分子結構：電子式：結構式：（極性分子，三角錐型，鍵角107°18′） 3、化學性質：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-（注意噴泉實驗、NH3溶于水后濃度的計算、加熱的成分、氨水與液氨） NH3+HCl＝NH4Cl（白煙，檢驗氨氣）4NH3+5O2===4NO+6H2O 4、實驗室制法（重點實驗）2NH4Cl+Ca（OH）2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（該反應不能改為離子方程式？） 發生裝置：固+固（加熱）→氣，同制O2收集：向下排空氣法（不能用排水法） 檢驗：用濕潤的紅色石蕊試紙靠近容器口（試紙變藍）或將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近容器口（產生白煙） 干燥：堿石灰（裝在干燥管里）[不能用濃硫酸、無水氯化鈣、P2O5等干燥劑] 注意事項：試管口塞一團棉花（防止空氣對流，影響氨的純度）或塞一團用稀硫酸浸濕的棉花（吸收多余氨氣，防止污染大氣） 氨氣的其他制法：加熱濃氨水，濃氨水與燒堿（或CaO）固體混合等方法 5、銨鹽白色晶體，易溶于水，受熱分解，與堿反應放出氨氣（加熱）。 NH4Cl＝NH3↑+HCl↑（NH3+HCl＝NH4Cl）NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑ 1、SO2能作漂白劑。SO2雖然能漂白一般的有機物,但不能漂白指示劑如石蕊試液。SO2使品紅褪色是因為漂白作用，SO2使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性，SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因為溶于不生成酸。 2、SO2與Cl2通入水中雖然都有漂白性,但將二者以等物質的量混合后再通入水中則會失去漂白性， 3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸，出現渾濁的物質： 第一種可能為與Cl-生成難溶物。包括：①AgNO3 第二種可能為與H+反應生成難溶物。包括： ①可溶性硅酸鹽(SiO32-)，離子方程式為：SiO32-+2H+=H2SiO3↓ ②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。 ③S2O32-離子方程式：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ④一些膠體如Fe(OH)3(先是由于Fe(OH)3的`膠粒帶負電荷與加入的H+發生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。)若加HI溶液，最終會氧化得到I2。 ⑤AlO2-離子方程式：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。 4、濃硫酸的作用: ①濃硫酸與Cu反應——強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯——催化性、脫水性 ③實驗室制取硝基苯——催化劑、吸水劑④酯化反應——催化劑、吸水劑 ⑤蔗糖中倒入濃硫酸——脫水性、強氧化性、吸水性 ⑥膽礬中加濃硫酸——吸水性 5、能發生銀鏡反應的有機物不一定是醛.可能是： ①醛;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖(均在堿性環境下進行) 6、既能與酸又能與堿反應的物質 ①顯兩性的物質：Al、Al2O3、Al(OH)3 ②弱酸的銨鹽：(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。 ③弱酸的酸式鹽：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。 ④氨基酸。 ⑤若題目不指定強堿是NaOH，則用Ba(OH)2，Na2CO3、Na2SO3也可以。 7、有毒的氣體：F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2(g)、HCN。 8、常溫下不能共存的氣體：H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。 9、其水溶液呈酸性的氣體：HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2(g)。 10、可使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體：NH3。有漂白作用的氣體：Cl2(有水時)和SO2，但兩者同時使用時漂白效果減弱。檢驗Cl2常用淀粉碘化鉀試紙，Cl2能使濕潤的紫色石蕊試紙先變紅后褪色。 化學電池 1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池 2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置 3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池 4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。 6、二次電池的`電極反應：鉛蓄電池 7、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池 8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池。 9、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2—4e—=4H+正極：O2+4 e—4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。 10、電極反應式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低 11、廢棄電池的處理：回收利用 【高二化學知識點】相關文章： 高二化學知識點12-20 高二化學知識點歸納03-03 高二化學會考知識點04-18 高二化學水平考知識點05-30 高二化學知識點歸納最新03-05 高二化學金屬知識點歸納03-05 高二化學知識點歸納大全03-04 【優】高二化學知識點歸納03-06 必背高二化學知識點03-03高二化學知識點14
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