届高考化学第二轮专题考点复习教案3.docx
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届高考化学第二轮专题考点复习教案3
【考纲点击】
1.掌握化学反应的四种基本类型:
化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应.
2.理解氧化还原反应,了解氧化剂和还原剂等概念.
3.掌握重要的氧化剂、还原剂之间的常见反应.能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目,并能配平反应方程式.
【命题规律】
高考对氧化还原反应的考查常是以选择题、填空题的形式对相关概念进行辨析,涉及氧化性、还原性强弱比较,以具体物质的性质为载体,考查氧化还原反应方程式中得失电子数目的简单计算,以及强弱规律的应用等。
氧化还原反应涉及面广,解题规律性强,有一定的技巧,预计在今后的高考试题中会推出新的设问方式、新的题型,特别是与工农业生产、科学研究、日常生活等紧密结合的试题。
在氧化还原反应的复习中要把握一个实质(电子的转移);抓住两条主线(氧化剂→得电子→化合价降低→表现氧化性→被还原→对应还原产物;还原剂→失电子→化合价升高→表现还原性→被氧化→对应氧化产物);利用三个守恒(质量守恒、电荷守恒、得失电子数目守恒);掌握四条规律(强弱规律、归中规律、先后规律、表现性质规律)。
【重点知识梳理】
一、氧化还原反应
1.有关概念
⑴氧化反应和还原反应:
氧化反应:
失去电子,化合价升高的反应;
还原反应:
得到电子,化合价降低的反应。
⑵氧化剂和还原剂
还原剂:
在氧化还原反应中失电子,化合价升高的物质;
氧化剂:
在氧化还原反应中得电子,化合价降低的物质。
⑶氧化产物和还原产物
氧化产物:
氧化反应反应得到的产物;
还原产物:
还原反应反应得到的产物。
⑷氧化性和还原性
氧化性:
物质得到电子的能力;
还原性:
物质失去电子的能力。
2.概念之间的关系
氧化剂具有氧化性,在反应中得到电子,越容易得电子,氧化性越强,常见的氧化剂单质有F2.O2等非金属单质,化合物有KMnO4.KClO3等。
还原剂具有还原性,在反应中失去电子,越容易失电子,还原性越强,常见的还原剂单质有金属单质,化合物有K2S、NaBr等。
所以化合价最高元素只有氧化性,最低价元素只有还原性,处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
3.表现特征:
反应前后元素的化合价发生变化。
实质是电子转移或共用电子对的偏移。
二、化学反应的分类:
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,把化学反应分成四大基本反应类型:
化合反应;分解反应;置换反应;复分解反应。
2.初中阶段根据化学反应中物质得到氧还是失去氧,可以把化学反应分为氧化反应和还原反应。
高中阶段根据化学反应中是否有有电子转移(得失或偏移),把化学反应分为氧化还原反应还是非氧化还原反应,判断的依据是元素化合价是否升降。
3.四大基本反应类型中的置换反应一定属于氧化还原反应,复分解反应一定属于非氧化还原反应。
三、物质氧化性、还原性强弱的判断方法
点拨:
1.根据金属活动性顺序来判断:
一般来说,越活泼的金属,失电子氧化成金属阳离子越容易,其阳离子得电子还原成金属单质越难,氧化性越弱;反之,越不活泼的金属,失电子氧化成金属阳离子越难,其阳离子得电子还原成金属单质越容易,氧化性越强。
2.根据非金属活动性顺序来判断:
一般来说,越活泼的非金属,得到电子还原成非金属阴离子越容易,其阴离子失电子氧化成单质越难,还原性越弱。
3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:
氧化还原反应可用如下式子表示:
规律:
反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性,反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。
4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:
如:
Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20
2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加热),可判断氧化性KMn04>Mn02
5.根据反应速率的大小来判断:
如:
2Na2SO3+O2=2Na2SO4(快),2H2SO3+O2=2H2SO4(慢),
,
其还原性:
Na2SO4>H2SO3>SO2
6.根据被氧化或被还原的程度来判断:
如:
,
,即氧化性:
。
又如:
,
,
即有还原性:
。
7.根据原电池的正负极来判断:
在原电池中,作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。
8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。
如:
Cl-失去电子的能力强于OH-,还原性:
。
9.根据元素在周期表中位置判断:
(1)对同一周期金属而言,从左到右其金属活泼性依次减弱。
如Na、Mg、A1金属性依次减弱,其还原性也依次减弱。
(2)对同主族的金属而言,从上到下其金属活泼性依次增强。
如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强,其还原性也依次增强。
(3)对同主族的非金属而言,从上到下其非金属活泼性依次减弱。
如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱,其氧化性也依次减弱。
10.根据(氧化剂、还原剂)元素的价态进行判断:
元素处于最高价只有氧化性,最低价只有还原性,处于中间价态既有氧化又有还原性。
一般来说,同种元素价越高,氧化性越强;价越低还原性越强。
如氧化性:
Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6价)>S(+4价)等,还原性:
H2S>S>SO2,但是,氧化性:
HClO4 注意: ①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。 同一物质在不同的条件下,其氧化能力或还原能力会有所不同。 如: 氧化性: HNO3(浓)>HNO3(稀);Cu与浓H2SO4常温下不反应,加热条件下反应;KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。 ②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。 如: 氧化性 等。 【要点归纳探究】 一、有关氧化还原反应概念之间的关系图 【自主探究1】下列氧化还原反应中,水作为还原剂的是() A.3Fe+4H2O Fe3O4+4H2 B.Cl2+H2O=HClO+HCl C.CO2+H2O=4H2CO3↑ D.2F2+2H2O=4HF+O2 【解析】A项H2O中H的化合价降低,为氧化剂;B、C项,H2O中氢、氧两种元素的化合价都没有发生改变,所以水既不是氧化剂也不是还原剂;D项H2O中O的化合价升高,所以为还原剂。 【答案】D 二、氧化还原反应的表示方法 1.双线桥表示法: 双线桥用箭头表示出同一元素在反应过程中的变化情况,同时双线桥法还表示出元素化合价升降和氧化、还原的关系。 在用双线桥表示电子得失时,应注明“得(或+)”、“失(或-)”字样,因为此时的箭头不具有得失的意义,而得失电子的数目,则等于反应中相应元素的化合价的升高或降低的总数。 2.单线桥法能很明了地表示出反应中的电子转移方向与数目。 单线桥的箭头自失电子的元素开始,指向得电子的元素,由于箭头的方向已表达了得失电子的含义,线桥上不再标出“得”“失”字样。 例: 【特别提醒】对于氧化还原反应的表示,首先要正确判断元素的化合价,依据化合价升降作出判断,一定要注意得失电子守恒。 三、氧化还原反应方程式的配平以及综合计算 1.氧化还原反应方程式的配平 (1)常规配平 其关键是确定还原剂(或氧化剂)化合价升高(或降低)总数,这就必须弄清还原剂(或氧化剂)中有几种元素发生化合价变化,每一种元素有几个变价原子。 配平的原则是: 化合价升降总数相等。 下面以NH3+O2—NO+H2O为例例来说明配平的步骤: 氧化还原反应方程式的配平步骤: 写出反应物和生成物的化学式,并标出反应前后变价元素的化合价。 H3+ 2— +H2 ②列出元素化合价升高和降低的数值 N: -3→+2升高5 O: 0→-2降低2,O2中含有2个氧原子,则降低2×2=4 ③求出最小公倍数,使化合价升高和降低总价数相等 5与4的最小公倍数为20,则 N: -3→+2升高5×4 O: 0→-2降低2,O2中含有2个氧原子,则降低2×2=4×5 则4和5即是NH3与O2前的系数,但不一定是最终系数。 即4NH3+5O2—NO+H2O 用观察法配平其他物质的系数 由NH3的系数可以确定NO的系数为4,H2O的系数为6,检查O的原子数,反应物中为5×2=10,生成物中O原子个数为4+6=10。 则 4NH3+5O2—4NO+6H2O .将“—”写为“=”,给定条件的写明条件 4NH3+5O2=4NO+6H2O (2)缺项配平: 一般先确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的化学计量数,再通过比较反应物和生成物,确定缺项。 缺项的物质一般为H2O、酸或碱,然后用观察法配平。 2.氧化还原反应的综合计算: (1)依据守恒: 氧化还原反应中得失电子的物质的量相等——得失电子守恒 反应前后各元素原子的物质的量相等——质量守恒; 若同时属于离子反应,还可以利用阴离子所带的电荷总数等于阳离子所带电荷总数相等——电荷守恒。 (2)有关氧化还原反应的计算种类: ①求氧化剂与还原剂、或氧化产物与还原产物的量之间的关系 ②题目给定反应物和生成物,要求求出氧化剂与还原剂或氧化产物与还原产物的量的关系。 ③题目给定氧化剂和还原剂的物质的量之比,求氧化产物或还原产物的化合价。 ④某一氧化还原反应中氧化剂或还原剂不止一种,求某一部分氧化剂(或还原剂)氧化(或还原)还原剂(或氧化剂)的物质的量。 【特别提醒】守恒思想是中学化学中最重要的思想之一,利用得失电子守恒、质量守恒、电荷守恒的思想解题,可以事半功倍。 【自主探究2】某金属单质跟一定浓度的硝酸反应,假定只产生单一的还原产物。 当参加反应的单质与被还原硝酸的物质的量之比为2: 1,还原产物为() A.NO2B.NOC.N2OD.N2 【解析】硝酸在与金属单质发生反应时既表现氧化性又表现酸性,作为氧化剂的硝酸得到的电子数与金属单质失去电子的数目相同,设金属被氧化为+x价,则金属得失去电子为2x,若得到的还原产物的化合价为y,所以硝酸得电子为5-y,所以2x=5–y;当x=1时,y=3;当x=2时,y=1;当x=3时,y=-1 【答案】C。 四、氧化还原反应中的基本规律 1.氧化性、还原性的判断规律 ⑴氧化性是指得电子的能力,还原性是指失电子的能力。 ⑵氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度,与得失电子的多少无关。 从元素的价态考虑: 最高价态只有氧化性;最低价态只有还原性;中间价态既有氧化性又有还原性。 ⑶常用判断方法: ①根据金属活泼性判断: 金属的金属性越强,单质的还原性越强,其对应的离子的氧化性越弱。 单质的还原性: 按金属活动性顺序依次减弱。 离子的氧化性: 按金属活动性顺序依次增强(铁为Fe2+)。 如: Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+。 ②根据非金属的活泼性判断 非金属性越强,单质的氧化性越强,其对应离子的还原性越弱。 如: 氧化性F2>Cl2>Br2>I2>S 还原性S2—>I—>Br—>Cl—>F—。 ③根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断: 氧化性: 氧化剂>氧化产物 还原性: 还原剂>还原产物 不同氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时,反应条件越易,氧化性(还原性)越强; 如: 浓盐酸分别与KMnO4.MnO2.O2反应的条件分别为常温、加热、催化剂并加热,所以可以判断氧化性KMnO4>MnO2>O2。 不同氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时,反应现象越剧烈,氧化性(还原性)越强; 钠和钾分别与水反应时,钾更剧烈,所以还原性: K>Na ④根据原电池或电解池的电极反应判断: 两种不同的金属构成原电池的两极,负极金属是电子流出的极,正极金属是电子流入的极,其还原性: 负极>正极; 用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强,在阳极先放电的阴离子的还原性较强。 ⑤某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关 温度: 如浓硫酸具有强的氧化性,热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。 浓度: 如硝酸的浓度越高,氧化性越强。 酸碱性: 如KMnO4的氧化性随酸性的增强而增强。 2.氧化还原反应的规律 ⑴相等规律: 在任何氧化还原反应中,氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等。 此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还原反应方程式的配平。 ⑵先后规律: 在溶液中如果存在多种氧化剂(或还原剂),当想溶液中加入一种还原剂(或氧化剂)时,还原剂(氧化剂)先把氧化性(还原性)强的氧化剂(还原剂)还原(或氧化)。 如把Cl2通入到FeBr2溶液中,Cl2先氧化Fe2+,然后才氧化Br—。 【特别提醒】氧化还原反应价态转化规律: ①邻位转化规律: 某价态元素遇弱氧化剂(还原剂)时,通常只被氧化(或还原)到相邻价态。 如H2S一般被氧化成S。 Fe3+一般被还原为Fe2+。 ②归中规律: 不同价态的同种元素间发生氧化还原反应,其结果是两种价态只能相互靠近或最多达到 相同价态,而决不会出现高价态边低,低价态变高的交叉现象。 所以同一元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。 【自主探究3】已知氧化还原反应: 2Cu(IO3)2+24KI+12H2SO4=2CuI↓+13I2+12K2SO4+12H2O,其中1mol氧化剂在反应中得到的电子为() A.10molB.11molC.12molD.13mol 【解析】在氧化还原反应中,氧化剂是得到电子的物质,所含元素的化合价降低。 对于该反应中,Cu(IO3)2中铜元素由+2价降低到+1价,碘元素由+5价降低到0价,KI中碘元素由-1价升高到0价,所以Cu(IO3)2为氧化剂,KI为还原剂。 总计1摩尔Cu(IO3)2得到的电子为11mol。 【答案】B。 【考点突破】 考点一 氧化性、还原性强弱的比较 例1.下表是四个反应的有关信息: 序号 ① ② ③ ④ 氧化剂 Cl2 KMnO4 KClO3 KMnO4 还原剂 FeBr2 H2O2 HCl(浓) HCl(浓) 其他反应物 H2SO4 氧化产物 O2 Cl2 Cl2 还原产物 FeCl3 MnSO4 Cl2 MnCl2 下列结论中正确的是( ) A.第①组反应的氧化产物一定只有FeCl3(实为Fe3+) B.氧化性比较: KMnO4>Cl2>Fe3+>Br2>Fe2+ C.还原性比较: H2O2>Mn2+>Cl- D.第③组反应的产物还有KCl和H2O 解析: 第①组反应中,若Cl2足量,则其氧化产物是Fe3+和Br2,选项A错误;Br2的氧化性大于Fe3+,选项B错误;第②组反应可知还原性H2O2>Mn2+,由第④组反应可知还原性HCl(Cl-)>Mn2+,选项C错误;第③组的化学反应为: KClO3+6HCl===KCl+3Cl2↑+3H2O,则第③组反应的产物还有KCl和H2O。 答案: D 【规律总结】物质氧化性、还原性强弱的判断 物质氧化性、还原性的强弱取决于元素原子得失电子的难易程度,与得失电子的数目无关,常用的判断方法有: (1)根据反应方程式判断 氧化性: 氧化剂>氧化产物; 还原性: 还原剂>还原产物。 (2)根据物质活动性顺序比较 ①金属活动性顺序(常见元素) (3)根据氧化产物的价态高低判断 当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时,还原剂价态升高越大,氧化剂氧化性越强。 例如: 2Fe+3Cl2 2FeCl3,Fe+S FeS 可以判断氧化性: Cl2>S (4)依据元素周期律进行判断 ①金属单质与水或非氧化性酸反应越容易,金属的还原性越强。 ②金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属的还原性越强。 ③非金属气态氢化物越稳定,非金属的氧化性越强。 ④非金属单质与氢气化合越容易,非金属的氧化性越强。 ⑤非金属最高价氧化物对应含氧酸酸性越强,非金属的氧化性越强。 (5)根据原电池、电解池的电极反应判断 ①两种不同的金属构成原电池的两极。 其还原性: 负极>正极。 ②用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强,而在阳极先放电的阴离子的还原性较强。 【变式探究1】已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2+,且Co2O3、Cl2、FeCl3、I2 的氧化性依次减弱。 下列反应在水溶液中不可能发生的是( ) A.3Cl2+6FeI2===2FeCl3+4FeI3 B.Cl2+FeI2===FeCl2+I2 C.Co2O3+6HCl===2CoCl2+Cl2↑+3H2O D.2Fe3++2I-===2Fe2++I2 解析: 由于还原性I->Fe2+,Cl2应先氧化I-,故A不可能发生,B可能发生;由于氧化性Fe3+>I2,D可能发生;又因为氧化性Co2O3>Cl2,故C也可能发生。 答案: A 考点二 氧化还原反应的基本规律及其应用 例2.含有amolFeBr2的溶液中,通入xmolCl2。 下列各项为通Cl2过程中,溶液内发 生反应的离子方程式,其中不正确的是( ) A.x=0.4a,2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl- B.x=0.6a,2Br-+Cl2===Br2+2Cl- C.x=a,2Fe2++2Br-+2Cl2===Br2+2Fe3++4Cl- D.x=1.5a,2Fe2++4Br-+3Cl2===2Br2+2Fe3++6Cl- 解析 还原性: Fe2+>Br-,x=0.4a时,Cl2不能完全氧化Fe2+,只发生反应2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-,A正确;当x=0.6a时,Cl2将Fe2+完全氧化后,又能氧化 的Br-,故B错误;x=a时,Cl2氧化Fe2+后又能氧化 的Br-,C正确;x=1.5a时,Cl2将Fe2+、Br-完全氧化,D正确。 答案: B 名师点拨: 恒规律 转化规律 强弱规律 先后规律 【变式探究2】今有下列三个氧化还原反应: ①2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2 ②2FeCl2+Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4+16HCl(浓)===2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2+、I-、Cl-共存,要除去I-而不影响Fe2+、Cl-,则可加入的试剂是( ) A.Cl2B.KMnO4C.FeCl3D.HCl 答案: C 考点三 氧化还原反应综合应用 例3.物质的量之比为2∶5的锌与稀硝酸反应,若硝酸被还原的产物为N2O,反应结束后锌没有剩余,则该反应中被还原的硝酸与未被还原的硝酸的物质的量之比是() A.1∶4B.1∶5C.2∶3D.2∶5 解析: 2molZn与稀硝酸反应转移4mole-,1molHNO3被还原为N2O转移4mole-,故被还原的硝酸为1mol,未被还原的HNO3为4mol,两者比为1∶4。 答案: A 【名师点拨】氧化还原反应的相关计算 (1)基本方法——得失电子守恒法 对于氧化还原反应的计算,关键是根据氧化还原反应的实质——得失电子守恒,列出守恒关系式求解,即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值=n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。 (2)特殊题型 对于多步连续进行的氧化还原反应,只要中间各步反应过程中电子无损耗,可直接根据起始物和最终产物得失电子相等,删去中间产物,建立二者之间的守恒关系,迅速求解。 例如: Cu NOx HNO3,则Cu失去电子的物质的量等于H2O2得电子的物质的量,忽略HNO3参与反应过程。 【变式探究3】向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水,CCl4层变成紫色。 如果继续向试管中滴加氯水,振荡,CCl4层会逐渐变浅,最后变成无色。 完成下列填空: (1)写出并配平CCl4层由紫色变成无色的化学反应方程式(如果系数是1,不用填写): ____ +____ +____ ―→____ +____ (2)整个过程中的还原剂是________________。 (3)把KI换成KBr,则CCl4层变成________色,继续滴加氯水,CCl4层的颜色没有变 化。 Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是_______________________________。 (4)加碘盐中含碘量为20mg~50mg/kg。 制取加碘盐(含KIO3的食盐)1000kg,若用KI与Cl2反应制KIO3,至少需要消耗Cl2______L(标准状况,保留2位小数)。 解析: (2)根据题意,反应过程中Cl2首先氧化KI生成单质碘,Cl2过量时I2继续被氧化生成HIO3,因此整个过程中还原剂为KI和I2。 (3)Cl2与KBr反应生成单质溴,溴溶于CCl4呈红棕色。 Cl2不能继续氧化溴生成HBrO3,因此氧化性HBrO3>Cl2;又因Cl2氧化I2生成HIO3,则氧化性Cl2>HIO3,因此氧化性由强到弱的顺序为HBrO3>Cl2>HIO3。 (4)根据题意,发生反应为: 2KI+Cl2===2KCl+I2,I2+5Cl2+6H2O===2HIO3+10HCl。 因此存在关系式: 3Cl2→HIO3→KIO3→I。 3Cl2 ~ I 3×22.4L 127g V(Cl2) 1000kg×20×10-3g/kg 则 = , 解得V(Cl2)=10.58L。 答案: (1)I2+5Cl2+6H2O===2HIO3+10HCl (2)KI、I2(3)红棕 HBrO3>Cl2>HIO3 (4)10.58 【高考失分警示】 1.含有最高价态元素的化合物不一定有强氧化性,如稀H2SO4为非氧化性酸。 2.在氧化还原反应中一种元素被氧化,不一定有另一种元素被还原。 如Cl2+H2OHCl+HClO中被氧化和被还原的都是氯元素。 3.得电子难的元素不一定易失电子。 如碳元素、稀有气体元素。 4.氧化还原反应中同一种元素的价态“只靠拢,不交叉”。 如 5.元素由化合态变为游离态不一定被氧化,如HCl→Cl2氯元素被氧化,CuO→Cu铜元素被还原。 6.NO 只有在酸性条件下才有强氧化性,而ClO-无论在酸性还是在碱性条件下都有强氧化性。 考点4 氧化还原反应的概念及其原理 【例4】下列类型的反应,一定发生电子转移的是( ) A.化合反应B.分解反应C.置换反应D.复分解反应 思维点拨: A项,化合反应不一定是氧化还原反应,如NH3+HCl===NH4Cl,该反应中无电子转移;B项,分解反应不一定是氧化还原反应,如CaCO3CaO+CO2↑,该反应中无电子转移;C项,置换反应一定是氧化还原反应,一定发生电子转移;D项,复分解反应都不是氧化还原反应,无电子转移。 答案: C 要点提醒——画龙点睛 触类旁通 解答氧化还原反应概念题的两个关键 1.要理清知识线索,即价升高→失电子→失电子→还原剂→氧化反应→氧化产物(或价降低→得电子→氧化剂→还原反应→还原产物)。 2.要明确解题的方法思路: 理解概念抓实质,解题应用靠特征,即从氧化还原反应的实质——电子转移,去分析理解有关的概念,而在实际解题过程中,应从分析元素化合价有无变化这一氧化还原反应的特征入手。 具体方法思路是: 找变价、判类型、分升降、定其他。 其中“找变价”是非常关键的一步,特别是反应物中含有同
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