高考化学复习《高考艺体生文化课百日冲刺》化学专题复习讲练专题五物质结构和元素周期律docx.docx
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专题五物质结构和元素周期律
【命题趋势探秘】
命题
规律
考查内容
原子结构
元素周期律元素周期表
离子键、共价键
考查热度
☆☆
☆☆☆☆
☆☆☆
考查题型
选择题、填空题
选择题、填空题
选择题、填空题
所占分值
6分
分
6分
命题
趋势
本章主要包括原子结构、元素周期律、元素周期表和物质的结构三大块知识,它们的关系以及重要性可以归结成一句话:
“结构决定性质,性质决定用途、存在及制法”。
结构知识是中学化学中的重要基础理论之一。
元素周期律与元素周期表的主要知识点为:
①元素周期表的概念、实质;②元素性质的递变规律(原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性);③元素的单质及其化合物性质的变化规律;④元素周期表的结构、组成;原子结构、元素性质、元素周期表的关系;⑤由元素周期律和元素周期表进行元素和元素性质的推断。
物质结构和元素周期律这部分内容,在高中化学占有十分重要的地位,贯穿于教材的始终,也是高考的必考内容。
其中既有考查基础知识掌握情况的基础题,也有需要一定分析、推理、判断的中等难度题,还有考查学生思维的广泛性、辩证性的难题。
【高频考点聚焦】
◇考点1原子结构
【基础知识梳理】
1.构成原子的微粒及作用
2.微粒之间的关系
(1)质子数(Z)=核电荷数=核外电子数;
(2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N);
(3)阳离子的核外电子数=质子数-阳离子所带的电荷数;
(4)阴离子的核外电子数=质子数+阴离子所带的电荷数。
3.元素、核素、同位素的概念及相互关系
2.同位素的性质
同一元素的各种核素的中子数不同,质子数相同,化学性质几乎完全相同,物理性质差异较大。
2.核外电子排布规律
(1)能量最低原则
核外电子总是先排布在能量最低的电子层里,然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。
(2)分层排布原则
①每层最多容纳的电子数为2n2个。
②最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。
③次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个。
【核心考点讲练】
一、以同位素为核心的概念辨析
1.一种元素可以有多种核素,也可能只有一种核素;
2.有多少种核素就有多少种原子;
3.同位素:
“位”即核素的位置相同,在元素周期表中占同一个位置;
4.不同的核素可能具有相同的质子数,如
H与
H;也可能具有相同的中子数,如
C与
O;也可能具有相同的质量数,如
C与
N;也可能质子数、中子数、质量数均不相同,如
H与
C。
5.核变化不属于物理变化,也不属于化学变化。
二、同位素(核素)符号
【典例1】用n表示原子核外电子层数,下列说法不正确的是()
A.原子核外每层最多容纳的电子数为2n2个
B.原子的核电荷数一定等于原子的核外电子数
C.He、Ne两种元素原子每层电子容纳的电子数都满足2n2
.D.同一原子核外的M层上的电子数一定比L层上的电子数多
解析:
根据核外电子排布规律可知,A正确;原子电中性,核电荷数等于核外电子数,B正确;He原子核外只有一个电子层,该层电子数为2,Ne为2、8,每层电子容纳的电子数都满足2n2,C正确;当M为最外层时可能的电子数为1~8,而此时的L层电子数为8个,D不正确;
答案:
D
【技巧点拨】本题除要考虑每层最多容纳电子数外,还要考虑最外层电子数不超过8个,次外层电子数不超过18等规律,此类题中常常要根据结构决定性质,性质也能反映结构特征这一关系进行推断。
【典例2】(2013·海南化学·3重水(D2O)是重要的核工业原料,下列说法错误的是
A.氘(D)原子核外有1个电子B.1H与D互称同位素
C.H2O与D2O互称同素异形体D.1H218O与D216O的相对分子质量相同
解析:
氘(D)为2H,氢原子核外有1个电子,A正确;1H与D,即1H与2H互为同位素关系,B正确;同素异形体是指同种元素组成的不同单质,普通水和重水属化合物,C不正确;1H218O与D216O的相对分子质量都为20,D正确。
答案:
C
◇考点2元素周期律元素周期表
【基础知识梳理】
1.世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的,随着科学的不断发展,已逐渐演变为现在的常用形式。
2.原子序数:
按照元素在周期表中的顺序给元素编号,称之为原子序数,原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
3.编排原则
(1)周期:
把电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序,从左至右排成的横行。
(2)族:
把最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序,从上至下排成的纵行。
4.元素周期表的结构
5.元素周期表中元素性质递变规律
6.周期表的应用
(1)根据元素在周期表中的位置,可以判断它的金属性和非金属性的相对强弱、原子核外电子排布、主要化合价以及单质极其重要化合物的性质。
或根据元素的性质可以判断其在周期表中的位置和主要化合价、核外电子排布、元素的金属性和非金属性的强弱。
(2)在金属与非金属的分界线附近寻找半导体材料,如锗、硅、硒等。
(3)在过渡元素中寻找各种优良的催化剂(如铂、镍等)和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭和飞机的钛、钼等元素)。
(4)合成农药用的元素在周期表的右上角,如S、P、Cl、N、F等元素。
(5)还可以预测新元素、新物质等。
【核心考点讲练】
1.由原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数:
2、10、18、36、54、86。
用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数,即得该元素所在的纵行数。
第l、2纵行为IA、ⅡA族,第3~7纵行为ⅢB~ⅦB族,第8~10纵行为第Ⅷ,第11、12纵行为IB、ⅡB,第13~17纵行为
ⅢA~ⅦA族,第18纵行为0族。
这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
如26号元素在周期表中的位置推断:
26—18=8,即第四周期第Ⅷ族。
备考注意:
如果是第六周期以上的元素,用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数后,再减去14,即得该元素所在的纵行数。
如84号元素所在周期和族的推导:
84—54—14=16,即在16纵行,可判断为第六周期ⅥA族。
2.由位置推断元素的性质
(1)由主族序数和周期数来推断元素的性质。
①一般,主族序数-2=本主族中非金属元素的种数(IA除外)。
②若主族元素的族序数为m,周期数为n,则:
m/n<1时,为金属,m/n值越小,金属性越强;m/n>1时,为非金属,m/n值越大,非金属性越强;m/n=1时是两性元素。
(2)递变规律来推断元素性质
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA0
1
2
3
4
5
6
7
B
AlSi
GeAs
SbTe
PoAt
特别提醒:
由表中递变规律可推知金属性最强的是Cs,非金属性最强的是F
3.“构、位、性”之间的关系
上述内容可表达为
说明:
(1)原子结构与周期表
①核外电子层数:
周期数。
②主族元素的最外层电子数;价电子数=主族序数=最高正价数(氧、氟除外)。
③质子数:
原子序数;原子核外电子数=核电荷数。
④负价绝对值=8一主族序数(限ⅣA~ⅦA)。
(2)同主族从上到下:
电子层数越多→原子半径越大→原子核对核外电子的吸引力越小→失电子能力增强,得电子能力减弱→金属性增强,非金属性减弱。
(3)同周期从左→右:
电子层数相同,核电荷数逐渐增大→原子半径逐渐减小→原子核对核外电子的吸引力增强→失电子能力减弱,得电子能力增强→元素的金属性减弱,非金属性增强。
【典例1】(2013·天津化学)下列有关元素的性质及其底边规律正确的是
A、
A族与
A族元素间可形成共价化合物或离子化合物
B、最高第二周期元素从左到右,正价从+1递增到+7
C、同主族元素的简单阴离子还原性越强,水解程度越大
D、同周期金属元素的化合价越高,其原子失电子能力越强
解析:
该题考查元素周期律。
A选项
A族的H元素可以与
A族的元素形成共价化合物,Na元素可以与
A族的形成离子化合物,正确;B选项第二周期元素从左到右,元素O和F无正价,错误。
C选项同主族元素的简单阴离子还原性越强,水解程度越小,错误。
D选项同周期金属元素的化合价越高,其失电子能力越弱,如NaMgAl,错误。
答案:
A
【典例2】(2013江苏卷·10)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,且原子最外层电子数之和为13。
X的原子半径比Y的小,X与W同主族,Z是地壳中含量最高的元素。
下列说法正确的是
A.原子半径的大小顺序:
r(Y)>r(Z)>r(W)
B.元素Z、W的简单离子的电子层结构不同
C.元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比Z的强
D.只含X、Y、Z三种元素的化合物,可能是离子化合物,也可能是共价化合物
解析:
地壳中含量最高的元素是O元素,故Z为O元素;X的原子半径比Y小,故X在Y的上一周期,则X为H元素,W为Na元素,Y为N元素。
原子半径r(Na)>r(N)>r(O),A项错误;O2-与Na+都是10电子微粒,电子层结构相同,B项错误;因非金属性O>N,故热稳定性H2O>NH3,C项错误;含有H、N、O三种元素的化合物可以是共价化合物,如HNO3,也可以是离子化合物,如NH4NO3,D项正确。
答案:
D
【技巧点拨】粒子半径大小比较解题方法
◇考点3离子键共价键
【基础知识梳理】
1.离子键和共价键的比较
离子键
共价键
概念
带相反电荷离子之间的相互作用
原子间通过共用电子对形成的相互作用
成键
粒子
阴、阳离子
原子
成键
实质
静电作用:
包括阴、阳离子之间的静电吸引作用,电子与电子之间以及原子核与原子核之间的静电排斥作用
静电作用:
包括共用电子对与两核之间的静电吸引作用,电子与电子之间以及原子核与原子核之间的静电排斥作用
形成
条件
活泼金属与活泼非金属化合
一般是非金属与非金属化合
2.离子键的表示方法
(1)用电子式表示离子化合物的形成过程
①Na2S:
错误!
未找到引用源。
;
②CaCl2:
错误!
未找到引用源。
。
(2)写出下列物质的电子式
【核心考点讲练】
一、化学键中概念理解中几个注意点
1.共价化合物中肯定没有离子键,离子化合物中肯定有离子键,也可能含有共价键。
如氢氧化钠、铵盐等这类含有原子团的离子化合物。
并不是所有的物质都肯定含有化学键,稀有气体属于单原子构成的分子,是惟一一类不含任何化学键的物质。
2.金属元素和非金属元素间不一定都能形成离子键,如AICl3中存在的是共价键。
离子键不一定只存在于金属元素与非金属元素之间,如NH4Cl中NH4+与Cl-之间存在的是离子键。
3.离子化合物中一定存在离子键;
4.含有阴阳离子的化合物一定是离子化合物,则一定就有离子键;
5.含有离子的晶体中不一定有离子键(还有一种叫金属晶体,其中有阳离子无阴离子)。
6.离子键不一定存在在金属阳离子和阴离子之间,非金属元素之间也可以形成离子键,如NH4Cl等铵盐的阴阳离子之间。
7.离子化合物中不含分子和原子。
8.形成离子键的情况:
元素原子的半径越大,最外层电子数越少,则原子越容易通过失去电子的方式而达到稳定结构。
此种情况一般是金属元素原子。
一般情况下,活泼金属元素原子与活泼非金属元素原子之间容易形成离子键。
9.形成共价键的情况:
元素原子的半径越小,最外层电子数越多,则原子越容易通过得到电子的方式而达到稳定结构。
此种情况一般是非金属元素原子。
一般情况下,非金属元素原子之间形成的是共价键。
二、电子式书写时常见的错误
(1)漏写未参与成键的电子,如:
(3)书写不规范,错写共用电子对,如:
N2的电子式为
,不能写成
N·
·N
,更不能写成
。
(4)不考虑原子间的结合顺序,如HClO的结构式为H—O—Cl而非H—Cl—O。
(5)不考虑原子最外层有几个电子,均写成8电子结构,如CH
的电子式为
。
(6)不考虑AB2型离子化合物中2个B是分开写还是一起写。
如:
CaBr2、CaC2的电子式分别为
。
【典例1】判断正误,正确的划“√”,错误的划“×”
(6)MgSO4晶体中只存在离子键(×)
(2009·广东理基,28A)
解析 SO
中存在共价键。
【技巧点拨】理解离子键概念,一定要抓住其实质,静电作用不仅包括静电引力,还有静电斥力,是一种平衡;阴、阳离子形成离子键,这里的离子不仅包含Na+、K+、Ca2+、Cl—、F—等单原子得失电子后形成的离子,还包括NH4+、SO42-、CO32-、NO3—等多原子组成的离子,特别应注意“铵盐”都是离子化合物,如NH4Cl、NH4NO3等,但全部由非金属元素组成。
【典例2】(2012·大纲全国卷,6)下列有关化学键的叙述,正确的是( )
A.离子化合物中一定含有离子键
B.单质分子中均不存在化学键
C.含有极性键的分子一定是极性分子
D.含有共价键的化合物一定是共价化合物
解析 特别注意:
离子化合物中一定含有离子键,共价化合物中一定含有共价键;含有离子键的化合物一定是离子化合物,但含有共价键的化合物不一定为共价化合物,如NaOH、NH4Cl等。
故A项正确,D项错误;化学键既可以存在于化合物中,也可以存在于双原子或多原子的单质分子中,如O2、O3,故B项错误;C项中,含有极性键的分子不一定是极性分子,若分子结构对称,则为非极性分子,如CO2、CH4等为非极性分子。
答案 A
专题热点集训5物质的组成和元素周期律
(45分钟)
一、选择题
1.(2014·上海单科化学卷)“玉兔”号月球车用
作为热源材料,下列关于
的说法正确的是
A.
与
互为同位素
B.
与
互为同素异形体
C.
与
具有完全相同的化学性质
D.
与
具有相同的最外层电子
1.D
【解析】A、
与
两种核素的质子数不相同,不属于同位素,A错误;B、
与
均属于核素,不是单质,不能互称为同素异形体,二者互称为同位素,B错误;C、
与
两种核素的质子数不相同,不属于同种元素,不具有完全相同的化学性质,C错误;D、
与
两种核素的质子数相同,所以具有相同的最外层电子(94),D正确。
2.(2014·上海单科化学卷)今年是门捷列夫诞辰180周年,下列事实不能用元素周期律解释的只有
A.碱性:
KOH>NaOHB.相对原子质量:
Ar>K
C.酸性HClO4>H2SO4D.元素的金属性:
Mg>Al
2.B
【解析】A、元素的金属性越强,其原子失电子能力越强、其对应氧化物的水化物碱性越强,金属性K>Na,则碱性:
KOH>NaOH,A不选;B、相对原子质量的大小与元素周期律无关,B选;C、非金属性Cl>S>P,元素的非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,酸性HClO4>H2SO4,C不选;D、同周期元素从左到右金属性逐渐减弱,故元素的金属性:
Mg>Al,D不选。
3.(2014·上海单科化学卷)下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是
A.H3O+和OH―B.CO和N2C.HNO2和NO2―D.CH3+和NH4+
3.D
【解析】A、H3O+的电子数等于1×3+8-1=10,OH―的电子数等于1+8+1=10,二者电子数相等,A不选;B、CO的电子数等于6+8=14,N2的电子数等于7×2=14,二者电子数相等,B不选;C、HNO2的电子数等于1+7+8×2=24,NO2―的电子数等于7+8×2+1=24,,二者电子数相等,C不选;D、CH3+的电子数等于6+1×3-1=8,NH4+的电子数等于7+1×4-1=10,二者电子数不相等,D选。
4.(2014·山东理综化学卷)根据原子结构及元素周期律的知识,下列推断正确的是
A.同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱
B.核外电子排布相同的微粒化学性质也相同
C.Cl‾、S2‾、Ca2+、K+半径逐渐减小
D.
与
得电子能力相同
4.D
【解析】A、同主族元素最高价含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱,A错误(没有指明是最高价);B、核外电子排布相同的微粒可以是分子、原子或者离子,比如Na+、H2O、Ne、O2-四种微粒核外电子排布相同,但是他们的化学性质差别较大,B错误;C、Cl‾、S2‾、Ca2+、K+四种微粒核外电子排布相同,随着核电荷数增大,微粒半径逐渐较小,所以S2‾>Cl‾>K+>Ca2+、C错误;D、
与
属于同位素,都属于Cl元素,得点子能力相同,D正确。
5.(2014·全国理综I化学卷)X、Y、Z均为短周期元素,X、Y处于同一周期,X、Z的的最低价离子分别为
和
,Y+和
具有相同的电子层结构。
下列说法正确的是()
A.原子的最外层电子数:
X>Y>ZB.单质沸点:
X>Y>Z
C.离子半径:
>Y+>
D.原子序数:
X>Y>Z
5.D
【解析】由于Y+与Z-的电子层结构相同,所以两种元素位于相邻周期,则Y是Na,Z是F,则X是S。
则原子最外层电子数F>S>Na,A错误;单质沸点:
S>Na>F2,B错误;离子半径:
S2->F->Na+,C错误;原子序数:
S>Na>F,D正确。
6.(2014·江苏单科化学卷)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。
X原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍,Y是地壳中含量最高的元素,Z2+与Y2-具有相同的电子层结构,W与X同主族。
下列说法正确的是
A.原子半径大小顺序:
r(W)>r(Z)>r(Y)>r(X)
B.Y分别与Z、W形成的化合物中化学键类型相同
C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的弱
D.Y的气态简单氢化物的热稳定性比W的强
6.D
【解析】经分析知:
X为碳,Y为氧,Z为镁,W为硅,则原子半径镁大于硅,A错误;氧化镁为离子键,二氧化硅为共价键,B错误;碳酸的酸性大于硅酸,C错误;水的热稳定性大于硅烷,D正确。
7.(2013·新课标卷I·9)短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,其简单离子都能破坏水的电离平衡的是
A.W2-、X+B.X+、Y3+
C.Y3+、Z2-D.X+、Z2-
7.C
解析:
该题命题结构简单,切入点新颖,考察了离子化合价与其离子电荷的关系。
根据答案选项可知W、X、Y、Z形成的简单离子分别为W2-、X+、Y3+、Z2-,又知W、X、Y、Z均为短周期元素,且原子序数依次增大,故可推出W为O,X为Na,Y为Al,Z为S,Al3+和S2-均能发生水解,水解打破了水的电离平衡。
O2-不能在水溶液存在,而Na+不水解。
8.(2013·山东理综·8)W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示,W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物,由此可知
W
X
Y
Z
A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y
B.Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y
C.X元素形成的单核阴离子还原性强于Y
D.Z元素单质在化学反应中只表现氧化性
8.A
解析:
因为W的气态氢化物可与其最高价含氧酸生成离子化合物,这指的是铵盐,W是N元素,则X、Y、Z依次是O、S、Cl。
则其氢化物中H2S最不稳定,A正确;只有氯元素的最高价含氧酸才一定比Y的含氧酸酸性强,B错;阴离子还原性S2->O2-,C错;Cl2与水的反应中既表现氧化性,也表现了还原性,D错。
9(2013·重庆理综·9)下列排序正确的是()
A.酸性:
H2CO3<C6H5OH<H3COOH
B.碱性:
Ba(OH)2<Ca(OH)2<KOH
C.熔点:
MgBr2<SiCl4<BN
D.沸点:
PH3<NH3<H2O
9.D
解析:
考察性质比较,涉及酸性、碱性、熔点、沸点。
A项,通过回顾反应比较酸性:
CH3COOH>H2CO3>C6H5OH;B项,通过同周期、同主族递变规律比较碱性:
Ba(OH)2>KOH>Ca(OH)2;C项,通过晶体类型比较熔点,BN是原子晶体,SiCl4是分子晶体,MgBr2是离子晶体,熔点:
BN>MgBr2>SiCl4;D项,通过经验与氢键知识比较沸点,2常温是液体,而PH3、NH3是气体,P、N同主族相邻,NH3分子间存在氢键,所以,沸点:
PH3<NH3<H2O,选择D。
10.(2013·福建理综·9)四种短周期元素在周期表中的位置如右图,其中只有M为金属元素。
下列说法不正确的是
A.原子半径Z B.Y的最离价氧化物对应水化物的酸性比X的弱 C.X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小 D.Z位于元索周期表中第2周期、第ⅥA族 10.B 解析: 根据各元素的位置关系,且M是金属元素,即M是Al元素,X是Si元素、Y是N元素,Z是O元素。 B项,Y的非金属性强于X,所以Y的最高价氧化物的水化物(HNO3)的酸性强于X的(H4SiO4)。 11.(2013天津卷)X、Y、Z、Q、R是五种短周期元素,原子序数依次增大。 X、Y两元素最高正价与最低负价之和均为0: Q与X同主族: Z、R分别是地壳中含量最高的非金属元素和金属元素。 请回答下列问题: (1)五种元素原子半径由大到小的顺序是(写元素符号)。 (2)X与Y能形成多种化合物其中既含极性键又含非极性键,且相对分子质量最小的物质是(写分子式)。 (3)由以上某些元素组成的化合物A、B、C、D有如下转化关系: A B(在水溶液中进行)其中,C是溶于水显酸性的气体;D是淡黄色固体。 写出C的结构式: ;D的电子式: 。 ①如果A、B均由三种元素组成,B为两性不溶物,则A的化学式为;由A转化为B的离子方程式为。 ②如果A由三种元素组成,B由四种元素组成,A、B溶液均显碱性。 用离子方程式表示A溶液显碱性的原因: 。 A、B浓度均为0.1mol·L-1的混合溶液中,离子浓度由大到小的顺序是;常温下,在该溶液中滴加稀盐酸至中性时,溶质的主要成分有。 11. (1)Na>Al>C>O>H (2)C2H2 (3)O=C=O, A为NaAlO2, AlO2-+2H2O+CO2=Al(OH)3+HCO3-或 (或2AlO2-+3H2O+CO2=2Al(OH)3+CO32-) CO32-+H2O HCO3-+OH-, c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(OH-)c(H+), NaHCO3、NaCl、CO2。 解析: 最高正化合价和最低负化合价之和等于0时只能为H元素和C元素,故X为H元素,Y为C元素,Q与X同主族,故Q为Na元素,含量最高的非金属元素Z是O元素,含量最高的金属元素R是Al元素。 (1)电子层数多的半径大,电子层数相同的,核电荷大的反而小。 所以半径有: Na>Al>C>O>H。 (2)由C、H两种元素组成的化合物为烃,分子中既含有极性键又含有非极性键的最简单的烃为乙炔。 (3)题中五种元素能形成的溶于水后显酸性的气体为CO2,淡黄色固体为Na2O2。 ①两性不溶物为
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