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高中化学会考必记知识点
高中化学会考必记知识点
第一章氧化还原反应
一、化学反应的类型
1.根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可分为化合反_、分解反应_置换反应、复分解反应。
2.根据反应中是否有电子转移,化学反应可分为_氧化还原反应_和_非氧化还原反应_。
3.根据反应中是否有离子参加,化学反应可分为_离子反应_和非离子反应。
4.根据反应过程中热量变化,化学反应可分为_吸热反应_和_放热反应_。
二、氧化还原反应
1.概念特征:
有_元素化合价升降_的反应是氧化还原反应
实质:
有_有电子转移(得失或偏移)_的反应是氧化还原反应
2.联系
氧化剂具有氧化性,反应中得_电子,化合价降低,发生还原反应,被还原成_还原_产物。
还原剂具有还原性,反应中失电子,化合价升高,发生氧化反应,被氧化成_氧化_产物。
3.表示方法(双线桥法):
箭头指向:
由反应物指向生成物(同种元素)
电子数目:
由化合价升高(或降低)总数确定
4.规律
(1)守恒律—化合价升高和降低总数_相等__,电子得失总数_相等__。
(2)强弱律—具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应,生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
即:
氧化性:
氧化剂强于氧化产物
还原性:
还原剂强于还原产物
(3)价态律—元素处于最高价,只有氧化性,元素处于最低价,只有还原性,中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
三、电解质及其强弱
1.分类、实例
金属氧化物:
Na2O、CaO、Al2O3、Fe2O3等
强酸:
HClO4、HI、HBr、HNO3、HCl、H2SO4等
强碱:
KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
强电解质易溶性盐:
钾、钠、硝酸、铵盐,易溶性碳酸盐、硫酸盐等
大多数盐NaCl、KNO3、NaHCO3、NH4HCO3、CuSO4、NaHSO4
难溶性盐:
AgCl、BaSO4及难溶性碳酸盐CaCO3等
弱酸:
H2SO3、H3PO4、CH3COOH、H2CO3、H2S、HClO、H2SiO3等
弱电解质 弱碱:
NH3·H2O及所有难溶性碱Cu(OH)2、Fe(OH)3等
水
四、离子反应
1.离子反应:
在溶液中有离子参加或生成的反应。
2.离子方程式
(1)概念:
用__实际参加反应离子符号__表示离子反应的式子叫做离子方程式。
(2)意义:
离子方程式表示的是__同一类型___反应。
(3)书写a.步骤:
一“写”、二“拆”、三“删”、四“查”b.原则:
原子守恒、电荷守恒
五、化学反应中的能量变化
1.放热反应:
化学上把有热量放出的化学反应叫做放热反应。
实质是反应物能量大于生成物能量。
吸热反应:
化学上把_吸收热量_的化学反应叫做吸热反应。
实质是反应物能量小于生成物能量。
2.燃料的充分燃烧
(1)充分燃烧的条件:
一燃烧时要有适当过量的空气;二是燃料与空气要有足够大的接触面。
(2)提高煤炭燃烧效率的方法有煤的干馏、气化和液化。
上述做法的目的减少污染物的排放,提高煤炭利用率。
第二章碱金属
碱金属包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr)
1.钠
(1)物理性质:
银白色金属,导电性和导热性,比水的密度小,熔沸点低,硬度很低(能用小刀切开)
(2)化学性质
与非金属的反应常温下:
4Na+O2===2Na2O(白色)加热:
4Na+O2
2Na2O2(淡黄色)
水的反应2Na+2H2O====2NaOH+H2↑离子方程式:
2Na+2H2O====2Na++OH-+H2↑
现象:
概括为“浮、熔、游、响、红”五个字来记忆”
浮:
密度比水轻熔:
反应放热,钠熔点低游:
反应产生气体(H2)
响:
反应剧烈红:
生成NaOH,酚酞遇碱变红
(1)钠的保存:
保存在煤油里,而锂保存在石蜡中
(2)钠的存在:
在自然界中以化合态存在,主要以氯化钠的形式存在
(3)钠的用途:
制取Na2O2等化合物
钾和钠的合金作原子反应对的导热剂
作还原剂
利用钠受热发出黄光,制成高压钠灯用在电光源上,其黄光射程远透雾能力强。
2.钠的化合物
(1)比较钠的两种氧化物
Na2O
Na2O2
电子式
Na+[]2-Na+
Na+[]2-Na+
化学键种类
离子键
离子键、非极性键
类别
碱性氧化物
过氧化物(不属碱性氧化物)
颜色
状态
白色
固体
淡黄色
固体
生成条件
4Na+O2===Na2O(空气)
2Na+O2
Na2O2(空气或氧气)
与H2O反应
Na2O+H2O=2NaOH
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2
与HCl反应
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2↑+2H2O
与CO2反应
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
Na2O2的用途:
漂白织物、麦秆、羽毛(利用其强的氧化性)
用在呼吸面具中和潜水艇里作为氧气的来源
(2)比较碳酸钠和碳酸氢钠
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱、苏打
小苏打
晶体成分
Na2CO3·10H2O(易风化)
NaHCO3
溶解性
易溶于水
溶于水
与H+反应
剧烈程度
CO32-+2H+=CO2↑+H2O<HCO3-+H+=CO2↑+H2O
与OH-反应
HCO3-+OH-=CO32-+H2O
热稳定性
很稳定
不稳定
2NaHCO3
Na2CO3+H2O+CO2↑
Na2CO3用途:
玻璃、制皂、造纸、纺织等工业中;还可以用来制造其他钠的化合物。
NaHCO3用途:
(1)制发酵粉;
(2)治疗胃酸过多症的一种药剂
3.碱金属
(1)在周期表中的位置:
第ⅠA族
相同点:
最外层电子数相同,都是1
(2)原子结构不同点:
电子层数不同
(3)递变性(按同一主族从上到下的顺序)
①原子半径由小到大②元素的金属性增强③对应的碱碱性增强④单质的熔沸点降低(除钾反常外)
(4)焰色反应:
某些金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈特殊颜色的现象。
注意:
①焰色反应并不是化学反应而是一种物理现象。
②颜色:
钠:
黄色钾:
浅紫色(透过蓝色钴玻璃观察)
③每次实验操作之后,都要用稀盐酸洗净金属丝,且在火焰上灼烧至无色。
以免对实验现象产生干扰。
④金属丝最好用铂丝,也可以用铁丝或镍、铬、钨丝代替。
第三章物质的量
1、符号为n,单位是mol,每摩尔物质含有阿伏伽德罗常数个粒子,近似值为6.02×1023。
2、小结:
物质的量n(mol)=
二、摩尔质量:
1、符号为M,单位是g/mol,在数值上等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量
2、小结:
物质的量n(mol)=
三、气体摩尔体积:
符号为Vm,单位是L·mol-1
1、在标准状况下,1mol的任何气体所占的体积都约是22.4升。
小结:
气体的物质的量n(mol)=
(标准状况)
注:
①必须是标况②必须是1mol气体③22.4是个约数。
四、阿伏加德罗定律及其应用:
1、定义:
在相同的温度和压强下,相同体积的任何气体都含有相同数目的分子,这就是阿伏加德罗定律(即三同和一同)。
2、该定律的推论推论1:
同温同压下,气体的体积之比等于其物质的量之比,即
推论2:
同温同压下,气体的密度之比等于摩尔质量之比,即
推论3:
同温同体积时,气体的压强之比等于物质的量之比,即
五、物质的量浓度
1、定义:
以1升溶液里含多少摩尔溶质来表示的溶液浓度叫物质的量浓度。
单位mol/L。
2、一定物质的量浓度溶液的配制:
(1)所用仪器:
量筒、托盘天平(砝码)、容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
(2)操作步骤:
计算、称量(或量取)、溶解、转移、洗涤、振荡、定容、摇匀。
(3)误差分析(填偏大、偏小或不影响)
①转移洗涤液时有少量的洗涤液流于桌上------------(偏小)
②用胶头滴管加入蒸馏水进行定容时蒸馏水超出标线-------(偏小)
③用胶头滴管加入蒸馏水时有少量的蒸馏水流于桌上-------(不影响)
④忘记洗涤烧杯-----------------------(偏小)
⑤颠倒摇匀后液面低于刻度,再加入蒸馏水至刻度--------(偏小)
⑥用量筒量取浓硫酸时,仰视刻度--------------(偏大)
⑦用滴定管量取浓硫酸时,先平视刻度,后仰视刻度-------(偏大)
⑧定容时,俯视刻度---------------------(偏大)
⑨容量瓶用蒸馏水洗涤2~3次后,最后一次的蒸馏水未倒净--(不影响)
⑩用量筒量取浓硫酸后,量筒未洗涤-------------(不影响)
⑩若需称取5.9gNaCl固体,误用左砝码右物的方法(1g以下用游码)(偏小)
3、溶液浓度的计算与换算:
(1)配制溶液的计算:
因为c=n/V所以n=cVV=n/c
(2)浓溶液稀释的有关计算:
稀释定律:
稀释前后溶液中溶质的质量和物质的量不变。
c1V1=c2V2(c1、c2为稀释前后溶质的物质的量浓度)
(3)若已知溶液的密度还可进行物质的量浓度与溶液中溶质的质量分数(或饱和溶液的溶解度)之间的相互求算:
物质的量浓度(c)=
记为c=
则ω%=
第四章卤素
卤素包括:
氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)。
氯的原子结构示意图:
一.Cl2物理性质
通常情况下,氯气呈黄绿色,、有刺激性气味、比空气重的有毒气体,易液化,能溶于水。
二.Cl2的化学性质
氯气的化学性质很活泼,是强氧化剂。
跟金属反应2Na+Cl2
2NaCl(产生白烟)
Cu+Cl2
CuCl2(产生棕黄色的烟,溶于水溶液呈蓝绿色)
2Fe+3Cl2
2FeCl3(产生棕色的烟,溶于水溶液呈黄色)
注:
常温下干燥的氯气或液氯不能与铁发生反应,所以工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中。
跟非金属反应
H2+Cl2 2HCl点燃:
发出苍白色火焰,有白雾(工业制盐酸)
光照:
会发生爆炸(故不能用于工业制盐酸
③跟水反应
Cl2+H2O
H++Cl-+HClO(HClO不稳定,见光易分解)
2HClO2HCl+O2
氯水的成分:
H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-
氯水保存:
密封储存于棕色试剂瓶里。
氯水可以用来杀菌消毒。
液氯、新制氯水、久置氯水比较
液氯
新制氯水
久置氯水
颜色、状态
黄绿色液体
淡黄绿色液体
变成无色液体
存在的微粒
Cl2分子
H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-
H2O、、H+、Cl-、OH-
物质的类别
纯净物
混合物
混合物
遇干燥的蓝色石蕊试纸
无明显变化
先变红后褪色
变红
④跟碱反应常用于除去多余的氯气
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O离子方程式:
Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O
工业上用氯气和石灰乳制得漂白粉。
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
离子方程式:
2Cl2+4OH-=2Cl-+2ClO-+2H2O
漂白粉的主要成分:
CaCl2和Ca(ClO)2;有效成分是Ca(ClO)2
漂白粉的漂白原理是:
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO或Ca(ClO)2+2HCl(稀)=CaCl2+2HClO,由于上述反应生成2HClO2HCl+O2↑,故漂白粉露置在空气中,久置无效。
三.氯气的实验室制法
①原理:
MnO2+4HCl(浓)
MnCl2+Cl2↑+2H2O
离子式:
MnO2+4H++2Cl-
Mn2++Cl2↑+2H2O注意:
稀盐酸与MnO2作用不能制取Cl2。
②制气类型:
“固+液→气”型
③发生装置:
分液漏斗、圆底烧瓶、铁架台、酒精灯、石棉网、导气管等
④收集方法:
向上排空气法或排饱和食盐水的方法
⑤除杂:
用饱和食盐水除去HCl,再用浓硫酸干燥(吸收水)
⑥尾气处理:
用强碱溶液吸收多余的Cl2,防止污染环境。
1.卤素元素
(1)元素在周期表中的位置:
第ⅦA族
(2)
相同点:
最外层电子数均为7
原子结构不同点:
电子层数不同、原子半径不同
(3)主要性质的递变性(从氟到碘):
①原子半径和离子半径逐渐增大②非金属性和单质的氧化性逐渐减弱③与氢气化合或与水反应由易到难④氢化物的稳定性减弱⑤最高价氧化物的水化物酸性减弱⑥卤离子还原性增强⑦前面元素的单质能把后面元素置换出来⑧单质颜色逐渐加深,熔沸点升高,密度(溴反常外)依次增大。
(4)卤素单质的特性
1F是最活泼的非金属元素,氧化性最强,无正化合价,无含氧酸;氢氟酸能腐蚀玻璃;AgF溶于水;氟遇到水发生剧烈反应,生成氟化氢和氧气:
2F2+2H2O=4HF+O2
2朽是深红色液体,很容易挥发,应密封保存,并加少量水,作“水封”,以减少挥发
3溴、碘在水中的溶解度较小,但却比较容易溶解在汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂中
4碘易升华;碘单质遇到淀粉出现蓝色;AgI可以用于人工降雨
(5)萃取常用的主要仪器:
分液漏斗
(6)卤离子的检验:
Cl-、Br-、I-。
用酸化AgNO3溶液生成沉淀颜色来判断:
Cl-+Ag+=AgCl↓(白)
Br-+Ag+=AgBr↓(浅黄)
I-+Ag+=AgI↓(黄)
(7)可逆反应:
在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应。
注意:
写化学方程式时要可逆符号
(8)物质的量应用于化学方程式的计算步骤:
1根据题意写出化学方程式并配平
2求出已知物和未知物的摩尔质量(有时也把化学计量数当坐物质量来写)
3把以知量和未知量分别写在化学方程式的下面
4将有关的四个量,列出比例式,求出要求的量
5简明的写出答案
注意:
①正确书写化学方程式
②不纯的物质的数值要转化成纯净物的数值
③列出物理量时要“上下单位统一”
第五章物质结构元素周期律
1、原子是由核外电子、质子数、中子数构成。
质量数=质子数+中子数
2、质量数是原子的质量数,与原子的相对原子量近似相等。
3、表示原子的符号为:
AZX质子数、电子数为Z,中子数为N=A-Z。
4.核外电子运动的特点:
①电子运动速度大②电子运动范围小,10-10m③没有确定的轨道
5、粒子的电性关系是:
①原子:
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
②阳离子:
原子序数=核电荷数=质子数>核外电子数
③阴离子:
原子序数=核电荷数=质子数<核外电子数
6、核外电子排布规律:
① 最外层最多只能容纳8个电子(K层是2个);② 次外层最多只能容纳18个电子;
③ 倒数第三层最多只能容纳32个电子;④ 每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
另外,电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;
7、相同电子层数的原子,从左到右,原子序数逐渐增大,原子半径逐渐减小,如:
NaMgAlSiPSCl;
最外层电子数相同的原子,从上到下,原子序数逐渐增大,原子半径逐渐增大,如:
FClBrI
8、原子半径大于对应的阳离子半径,如:
Fe>Fe2+>Fe3+;原子半径小于对应的阴离子半径,如:
S<S2-。
9、元素的最高正化合价=原子的最外层电子数;最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。
10、元素的金属性越强,则其单质与水或酸反应越容易;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强,反之也如此。
金属性:
Na>Mg>Al,氢氧化物碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
11、元素的非金属性越强,则其单质与氢气化合越容易,形成的氢化物越稳定;最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性越强,反之也如此。
非金属性:
Cl>S>P>Si,H4SiO4是弱酸,H3PO4是中强酸,H2SO4是强酸,HClO4是最强的酸;氢化物的稳定性为SiH4<PH3<H2S<HCl。
12、相同电子层数的原子,从左到右,金属性逐渐减弱(如NaMgAl),非金属性逐渐增强(如SiPSCl)。
最外层电子数相同的原子,从上到下,金属性逐渐增强(如LiNaK),非金属性逐渐减弱(如FClBrI)。
13、两性氧化物、两性氢氧化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐和水。
14、写出Al2O3与强酸反应的离子方程式Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O;
写出Al2O3与强碱反应的离子方程式Al2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O
15、写出Al(OH)3与强酸反应的离子方程式Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O;
写出Al(OH)3与强碱反应的离子方程式Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
16、 元素周期表有7行,共有7个周期,周期序数=电子层数;
17、短周期为1、2、3周期,分别有2、8、8种元素;长周期为4、5、6、7周期,分别有18、18、32种元素;第七周期为不完全周期,现在有56种元素。
18、镧系元素在第6周期,有15种元素;锕系元素在第7周期有15种元素。
19、每一周期从左向右,原子半径逐渐减小;金属性逐渐减小,非金属性逐渐增强。
20、周期表中有7个主族,7个副族;主族由短周期元素和长周期元素构成,副族只由长周期元素构成,主族序数==最外层电子数
21、写出下列元素在周期表中的位置:
N第二周期ⅤA族;S第三周期ⅥA族;
P第三周期ⅤA族;Cl第三周期ⅦA族
写出下列物质的电子式:
H2Cl2N2HClH2OCO2NH3CH4H2O2
HHCl
NaClMgCl2Na2SNaOHNa2O2NH4Cl
用电子式表示下列物质的形成过程:
(1)HCl:
(2)H2S:
(3)NaCl:
(4)CaCl2:
第六章氧族元素环境保护
1.氧族元素包括:
氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)
2.相似性:
氧族元素原子最外层均为6个电子,最低化合价为-2价,其他常见化合价为+4,+6(氧除外);大都有同素异形体如O2和O3;除Po外均能获得2个电子作氧化剂。
递变性:
从氧到碲随原子序数递增,电子层数依次增加,原子半径依次增大,原子得电子能力依次减弱,失电子能力依次增强,金属性依次增强,非金属性依次减弱;单质密度依次增大,熔沸点依次增大;单质与H2化合依次减弱(Te通常不能直接与H2化合),氢化物(H2R)的稳定性依次减弱,还原性依次增强;O2、S为非导体,Se为半导体,Te为导体。
在元素周期表中,氧族元素位于卤族元素的左边,所以非金属性比同周期卤素的非金属性弱。
3.S物理性质:
硫有多种同素异开体。
如单斜硫、斜方硫
S不溶于水,微溶于酒精,易溶于CS2。
因此用物理方法洗去试管壁上的硫,只能用CS2作溶剂
游离态——自然界存在于火山喷口、地壳岩层。
人类在远古时代发现并使用硫。
S存在
化合态——存在形式有:
FeS2、煤和石油中含少量硫——污染大气物主要来源。
4.S化学性质——硫原子最外层6个电子,较易得电子,表现较强的氧化性。
(1)与金属反应Fe+S
FeS(黑色)
(2)跟非金属的反应S+O2
SO2(在空气中燃烧,淡蓝色火焰;在纯氧中剧烈燃烧,发出明亮的紫色火焰)
4.臭氧(O3)
(1)物理性质:
常温常压下,有特殊臭味的淡蓝色气体
,比氧气易溶于水。
(2)化学性质:
不稳定性:
2O3=3O2(升高温度分解速率加快)
极强的氧化性:
能使湿润的KI-淀粉试纸变。
漂白和消毒:
有些染料受到O3的强烈氧化作用会褪色,还可以杀死细菌,因此,O3是一种很好的脱色剂和消毒剂
(1)
产生方法:
空气中高压放电就能产生臭氧3O22O3
(2)臭氧层保护:
臭氧层可以吸收来自太阳的大部分紫外线,近年来臭氧层受到氟氯代烷等气体的破坏。
(3)与氧气互为同素异形体。
5.过氧化氢
(1)物理性质:
无色粘稠液体,水溶液俗称双氧水。
(2)化学性质:
不稳定性、氧化性、还原性、弱酸性不稳定性2H2O2
2H2O+O2.
(3)用途:
氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、实验室制取氧气。
1.二氧化硫
(1)物理性质:
通常情况下,二氧化硫为无色、有刺激性气味的气体(熔点-76℃);易液化(沸点-10℃);比空气重、有毒;易溶于水(常温常压1体积水能溶解40体积二氧化硫)。
(2)化学性质
①具有酸性氧化物的通性
a、和水反应SO2+H2O
H2SO3(水溶液呈酸性)亚硫酸(二元弱酸)
b.和碱、弱酸盐反应(Ca(OH)2、NaOH、NaHCO3等)SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O
c.和碱性氧化物反应CaO+SO2=CaSO3“固硫”原理:
Ca0+S02=CaS032CaS03+02=2CaS04类比CO2
②和氧气反应(显还原性)2SO2+O2
2SO3
常温下,SO3是一种无色的固体,熔沸点都较低,与水反应生成硫酸,同时放出大量的热,SO3+H2O=H2SO4
③和还原剂反应(显氧化性)SO2+2H2S==3S↓+2H2O
二氧化硫的漂白性:
检验二氧化硫气体的方法
通入SO2加热
品红溶液变为无色变为红色
漂白性物质小结
物质
HClO、O3、氯水、Na2O2、H2O2
SO2
活性炭
作用原理
氧化作用
化合作用
吸附作用
变化
化学变化
化学变化
物理变化
稳定性
不可逆
可逆
问题:
将等物质的量的Cl2与SO2分别通入品红溶液和紫色石蕊试液,会有什么现象?
Cl2+SO2+H2O==2HCl+H2SO4(没有了漂白性)
(3)二氧化硫的污染(酸雨pH<5.6)
①形成酸雨的成分:
硫的氧化物(S02)、氮的氧化物(N02).
②来源a.化石燃料(煤、石油)的燃烧
a.含硫矿石的冶炼
b.硫酸、硝酸、磷酸生产的废气
1酸雨的形成SO2+H2O=H2SO3,2H2SO3+02=2H2SO4,
4NO2+O2+2H2O=4HNO3.(所以酸雨里有H2SO3、H2SO4、HNO3)
7.硫酸
(1)物理性质
纯硫酸是一种无色油状粘稠的液体,98.3%的浓硫酸是一种高沸点、难挥发的强酸,能与水以任意比混溶,溶解时放出大量的热。
在纯硫酸中可以认为全部是以分子状态而存在的,无H+、SO42-等离子。
注意:
稀释浓硫酸的方法
将浓硫酸沿器壁缓慢注入水中,并不断搅
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