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文檔簡介
高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)
重要知識要點:
1、原子構(gòu)造
2、元素周期表和元素周期律
3、共價鍵
4、分子的空間構(gòu)型
5、分子的性質(zhì)
6、晶體的構(gòu)造和性質(zhì)
(一)原子構(gòu)造
1、能層和能級
(1)能層和能級的劃分
能層—能級
1K1s
h
2L2sj2|?j
3_M3sj31Tr3<i
4N4s4,.|5-<?1<i
5O5s
6P6sJnJ6<l6r
7-、:"<l
Q■-
Ki子軌道*1357
句容的電子數(shù):261O14
①在同一種原子中,離核越近能層能量越低。
②同一種能層的電子,能量也也許不一樣,還可以把它們提成能級s、p、d、f,能
量由低到高依次為s、p、d、fo
③任一能層,能級數(shù)等于能層序數(shù)。
④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。
⑤能層不一樣能級相似,所容納的最多電子數(shù)相似。
(2)能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系
能摩口1234
*于KLMN
SSPPdPdf
扎遍蒙11313S1357
我多求玷2262610261014
的電子費2818322n2
每能層所容納的最多電子數(shù)是:2n2(n:能層的序數(shù))。
2、構(gòu)造原理
OCA0C3
C4^0
(s><s>、0
(S).
(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的次序,構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。
(2)構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的根據(jù),也是繪制基態(tài)原子軌道表達(dá)式
的重要根據(jù)之一。
(3)不一樣能層的能級有交錯現(xiàn)象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、
E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原
子軌道的J能量關(guān)系是:ns<(n-2)f<(n-1)d<np
(4)能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù),能級組原子軌道所容納電子數(shù)目
對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。
根據(jù)構(gòu)造原理,在多電子原子的電子排布中:各能層最多容納的電子數(shù)為2〃2;最
外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。
(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)
①基態(tài):最低能量狀態(tài)。處在最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。
②激發(fā)態(tài):較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)?;鶓B(tài)原子的電子吸取能量后,電子躍
遷至較高能級時的狀態(tài)。處在激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。
③原子光譜:不一樣元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸?。ɑ鶓B(tài)一激發(fā)態(tài))和放出(激
發(fā)態(tài)一較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不一樣的能量(重要是光能),產(chǎn)生不一樣的光譜一一原子
光譜(吸取光譜和發(fā)射光譜)。運用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或運用特性譜線鑒定元素。
3、電子云與原子軌道
(1)電子云:電子在核外空間做高速運動,沒有確定的軌道。因此,人們用“電
子云”模型來描述核外電子的運動。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度
分布,是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。
(2)原子軌道:不一樣能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱
為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱,ns能級各有1個原子軌道;p電子的原子
軌道呈紡錘形,”p能級各有3個原子軌道,互相垂直(用小、p”)表達(dá));能級各
有5個原子軌道;wf能級各有7個原子軌道。
4、核外電子排布規(guī)律
(1)能量最低原理:在基態(tài)原子里,電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里,然后排
布在能量逐漸升高的能級里。
(2)泡利原理:1個原子軌道里最多只能容納2個電子,且自旋方向相反。
(3)洪特規(guī)則:電子排布在同一能級的各個軌道時,優(yōu)先占據(jù)不一樣的軌道,且
自旋方向相似。
(4)洪特規(guī)則的特例:電子排布在p、d、f等能級時,當(dāng)其處在全空、半充斥或
全充斥時,即p°、d。、f0、p\d\f\p6、d2f14,整個原子的能量最低,最穩(wěn)定。
能量最低原理表述的是“整個原子處在能量最低狀態(tài)”,而不是說電子填充到能量
最低的軌道中去,泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處在能量最低狀態(tài)”。
(5)(小1)d能級上電子數(shù)等于10時,副族元素的族序數(shù)=〃s能級電子數(shù)
(二)元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的構(gòu)造
元素在周期表中的位置由原子構(gòu)造決定:原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期,
原子日勺價電子總數(shù)決定元素所在的族。
(1)原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分
周期是指能層(電子層)相似,按照最高能級組電子數(shù)依次增多的次序排列的一行
元素。即元素周期表中日勺一種橫行為一種周期,周期表共有七個周期。同周期元素從左
到右(除稀有氣體外),元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。
(2)原子的電子構(gòu)型和族的劃分
族是指價電子數(shù)相似(外圍電子排布相似),按照電子層數(shù)依次增長的次序排列的
一列元素。即元素周期表中的一種列為一種族(第VDI族除外)。共有十八個列,十六個
族。同主族周期元素從上到下,元素的金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱。
(3)原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)
按電子排布可把周期表里的元素劃提成5個區(qū),分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和
ds區(qū),除ds區(qū)外,區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最終填入電子的能級的符號。
2、元素周期律
元素的性質(zhì)伴隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變,叫做元素周期律。元素周期律
重要體目前核外電子排布、原子半徑、重要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、
電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。
(1)同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
同周期(左T右)同主族(上r下)
核電荷數(shù)逐漸增大增大
原子
能層(電子層)數(shù)相似增多
構(gòu)造
原子半徑逐漸減小逐漸增大
元素最高正價由+11+7負(fù)價數(shù)=(8最高正價和負(fù)價數(shù)均相
化合價
性質(zhì)一族序數(shù))似,最高正價數(shù)=族序數(shù)
元素的金屬性和非金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸金屬性逐漸增強,非金屬
金屬性增強性逐漸減弱
呈增大趨勢(注意反常點:IIA
第一電離能逐漸減小
族和IIIA族、VA族和VIA族)
電負(fù)性逐漸增大逐漸減小
(2)微粒半徑的比較措施
①同一元素:一般狀況下元素陰離子的離子半徑不小于對應(yīng)原子的原子半徑,陽離
子的離子半徑不不小于對應(yīng)原子的原子半徑。
②同周期元素(只能比較原子半徑):隨原子序數(shù)的增大,原子的原子半徑依次減
小。如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素(比較原子和離子半徑):隨原子序數(shù)的增大,原子的原子半徑依次
增大。如:Li<Na<K<Rb<Cs,F<Cl<Br<I
④同電子層構(gòu)造(陽離子的電子層構(gòu)造與上一周期0族元素原子具有相似的電子層
構(gòu)造,陰離子與同周期0族元素原子具有相似的電子層構(gòu)造):隨核電荷數(shù)增大,微粒
半徑依次減小。如:F>Na+>Mg2+>Al3+
(3)元素金屬性強弱的判斷措施
本質(zhì)原子越易失電子,金屬性越強。
1.在金屬活動次序表中越靠前,金屬性越強
2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈,金屬性越強
3.單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱,金屬性越強(電解中在陰極
上得電子時先后)
判斷4.最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強,金屬性越強
根據(jù)
5,若xn++y->x+ym+則y比x金屬性強
6.原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強
7.與同種氧化劑反應(yīng),先反應(yīng)的金屬性強
8.失去相似數(shù)目日勺電子,吸取能量少的金屬性強
(4)非金屬性強弱的判斷措施
本質(zhì)原子越易得電子,非金屬性越強
判斷1.與H2化合越易,氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定,非金屬性越強
措施2.單質(zhì)氧化性越強,陰離子還原性越弱,非金屬性越強(電解中在陽極
上得電子時先后)
3.最高價氧化物的水化物酸性越強,非金屬性越強
4.An-+B一Bm-A則B比A非金屬性強
5.與同種還原劑反應(yīng),先反應(yīng)的非金屬性強
6.得到相似數(shù)目的電子,放出能量多的非金屬性強
(三)共價鍵
1、共價鍵的成鍵本質(zhì):成鍵原子互相靠近時,原子軌道發(fā)生重疊,自旋方向相反
時未成對電子形成共用電子對,兩原子核間電子云密度增長,體系能量減少。
2、共價鍵類型:
(1)。鍵和口鍵
O鍵冗鍵
成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”
電子云形狀軸對稱鏡像對稱
牢固程度強度大,不易斷裂強度小,易斷裂
單鍵是◎鍵;雙鍵有一種是◎鍵,另一種是兀鍵;三
成鍵判斷規(guī)律
鍵中一種是◎鍵,另兩個為兀鍵。
(2)極性鍵和非極性鍵
非極性鍵極性鍵
由不一樣種元素的原子形成
由同種元素的原子形成的共價
定義的共價鍵,共用電子對發(fā)生偏
鍵,共用電子對不發(fā)生偏移
移
原子吸引電子能力相似不一樣
共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的一方
成鍵原子的電性判
不顯電性顯電性
斷根據(jù)
單質(zhì)分子(如H2、Cl)和某氣態(tài)氫化物,非金屬氧化物、
舉例2
些化合物(如Na2C>2、H2O2)酸根和氫氧根等
(3)配位鍵:一類特殊的共價鍵,一種原子提供空軌道,另一種原子提供一對電
子所形成的共價鍵。
①配位化合物:金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的I化合物。如:Cu(H2O)4SO4
CU(NH3)4(OH)2.Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。
②配位化合物的構(gòu)成:
配位原子(提供孤對電子)
I配位體
中心原子、一―
(提供空軌道[[@(甌12口S0
內(nèi)界外界配位數(shù)
3、共價鍵的三個鍵參數(shù)
概念對分子的影響
分子中兩個成鍵原子核間距鍵長越短,化學(xué)鍵越強,形成的分
鍵長
離(米)子越穩(wěn)定
對于氣態(tài)雙原子分子AB,拆鍵能越大,化學(xué)鍵越強,越牢固,
鍵能
開ImolA-B鍵所需的能量形成的分子越穩(wěn)定
鍵角鍵與鍵之間日勺夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型
(1)鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩(wěn)定性,鍵角決定分子空間構(gòu)型和分
子的極性。
(2)鍵能與反應(yīng)熱:反應(yīng)熱=生成物鍵能總和一反應(yīng)物鍵能總和
(四)分子的空間構(gòu)型
1、等電子原理
原子總數(shù)相似、價電子總數(shù)相似日勺分子具有相似的化學(xué)鍵特性,許多性質(zhì)是相似日勺,
此原理稱為等電子原理。
(1)等電子體的判斷措施:在微粒的構(gòu)成上,微粒所含原子數(shù)目相似;在微粒的
構(gòu)成上,微粒所含價電子數(shù)目相似;在微粒日勺構(gòu)造上,微粒中原子的空間排列方式相似。
(等電子時推斷常用轉(zhuǎn)換法,如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3一或
SO2=O+O2=O3=N+O2=NO2)
(2)等電子原理的應(yīng)用:運用等電子體的性質(zhì)相似,空間構(gòu)型相似,可運用來預(yù)
測分子空間的J構(gòu)型和性質(zhì)。
2、價電子互斥理論
(1)價電子互斥理論的基本要點:ABn型分子(離子)中中心原子A周圍的價電
子對的幾何構(gòu)型,重要取決于價電子對數(shù)(n),價電子對盡量遠(yuǎn)離,使它們之間斥力
最小。
n234
jtwwwr
1800INCP18廿
/7
O'
(2)AB。型分子價層電子對的計算措施:
八r~切?、中心原子力的價電子數(shù)+配位原子B提供的價電子數(shù)XB
價層電子對數(shù)目X)=-------------------------------
2
①對于主族元素,中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù),配位原子按提供的價電子數(shù)計算,
5+1x5,
如:PC15中"一^-'
②0、S作為配位原子時按不提供價電子計算,作中心原子時價電子數(shù)為6;
③離子的價電子對數(shù)計算
+;2
如:NH4:T;SO4-:"■
3、雜化軌道理論
(1)雜化軌道理論的基本要點:
①能量相近日勺原子軌道才能參與雜化。
②雜化后的軌道一頭大,一頭小,電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方
向重疊,形成。鍵;由于雜化后原子軌道重疊更大,形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共
價鍵穩(wěn)定。
③雜化軌道能量相似,成分相似,如:每個sp3雜化軌道占有1個S軌道、3個p軌道。
④雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。
(2)s、p雜化軌道和簡樸分子幾何構(gòu)型的關(guān)系
3
雜化類型spsp2spsp3不等性雜化
軌道夾角180°120°109°28,
中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA
中心原子孤對電子數(shù)000123
分子幾何構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐形V字形直線形
NHPHHOHS
實例BeCl2>HgCbBF3CH4>SiCl43>32>2HC1
(3)雜化軌道的應(yīng)用范圍:雜化軌道只應(yīng)用于形成。鍵或者用來容納未參與成鍵
的孤對電子。
(4)中心原子雜化方式的判斷措施:看中心原子有無形成雙鍵或叁鍵,假如有1
個叁鍵,則其中有2個n鍵,用去了2個p軌道,形成的是sp雜化;假如有1個雙鍵
則其中有1個n鍵,形成的是sp2雜化;假如所有是單鍵,則形成的是sp3雜化。
4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系
分子(離子)中心原子雜化VSEPR分子空間構(gòu)鍵角分子
價電子對類型模型型極性
co22sp直線直線形180°非
Sp?平面三角極
so23V字形
3
H2O、OF23sp平面三角V字形—極
HCN2sp直線直線形180°極
3正四面體三角錐形,極
NH34sp107°18
BF3、SO33Sp?平面三角平面三角形120°非
3
H3O+4sp正四面體三角錐形107°18,—
3正四面體形/
CH4>CCI44sp正四面體109°28非
+3正四面體正四面體形109°28'非
NH44sp
HCHO、COCI23Sp?平面三角平面三角形—極
(五)分子的性質(zhì)
1、分子間作用力(范德華力和氫鍵)
(1)分子間作用力和化學(xué)鍵的比較
化學(xué)鍵分子間作用力
概念相鄰原子間強烈的互相作用分子間微弱的互相作用
范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間
能量鍵能一般為120?800kJ-mo「i約幾到幾十kJ-mol-1
性質(zhì)影響重要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)(穩(wěn)定性)重要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)(熔沸點)
(2)范德華力與氫鍵的比較
范德華力氫鍵
物質(zhì)分子間存在的微弱互分子間(內(nèi))電負(fù)性較大的成鍵原子通過H
概念
相作用原子而形成的靜電作用
分子中具有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、
存在范圍分子間
電負(fù)性大、有孤對電子的F、O、N原子
強度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多,比范德華力稍強
隨分子極性和相對分子質(zhì)
影響原因
量的增大而增大
隨范德華力的增大,物質(zhì)的分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高硬度增大、水
性質(zhì)影響熔沸點升高、溶解度增大中溶解度增大;分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點減
少、硬度減小
2、極性分子和非極性分子
(1)極性分子和非極性分子
<1>非極性分子:從整個分子看,分子里電荷的分布是對稱的。如:①只由非極性
鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子:氏、CL、N2等;②只由極性鍵構(gòu)成,空間構(gòu)型對稱
的多原子分子:C02、CS2、BF3、CH4、CC14等;③極性鍵非極性鍵均有血CH2=CH2、
CH三CH、dX
<2>極性分子:整個分子電荷分布不對稱。如:①不一樣元素的雙原子分子如:HCL
HF等。②折線型分子,如H2O、H2s等。③三角錐形分子如NH3等。
(2)共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系:
兩者研究對象不一樣,鍵的極性研究的是原子,而分子的極性研究的是分子自身;
兩者研究的方向不一樣,鍵的極性研究時是共用電子對時偏離與偏向,而分子的極性研
究的是分子中電荷分布與否均勻。非極性分子中,也許具有極性鍵,也也許具有非極性
鍵,如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只具有極性鍵,非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、
S8等只具有非極性鍵,C2H6、C2H4、C2H2等既具有極性鍵又具有非極性鍵;極性分子
中,一定具有極性鍵,也許具有非極性鍵,如HC1、H2S>a。2等。
(3)分子極性的判斷措施
①單原子分子:分子中不存在化學(xué)鍵,故沒有極性分子或非極性分子之說,如He、
Ne等。
②雙原子分子:若含極性鍵,就是極性分子,如HC1、HBr等;若含非極性鍵,就
是非極性分子,如02、L等。
③以極性鍵結(jié)合的多原子分子,重要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極
性。若分子中的電荷分布均勻,即排列位置對稱,則為非極性分子,如BF3、CH’等。
若分子中的電荷分布不均勻,即排列位置不對稱,則為極性分子,如Nth、SCh等。
④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子與否所有參與形成了同樣的共價鍵。(或
A與否達(dá)最高價)
(4)相似相溶原理
①相似相溶原理:極性分子易溶于極性溶劑,非極性分子易溶于非極性溶劑。
②相似相溶原理的合用范圍:“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。
③假如存在氫鍵,則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大,溶解性越好。相反,無氫
鍵互相作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。
3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性
(1)手性分子
①手性分子:具有完全相似的構(gòu)成和原子排列的一對分子,如同左手與右手同樣互
為鏡像,卻在三維空間里不能重疊,互稱手性異構(gòu)體(又稱對映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體)。
具有手性異構(gòu)體日勺分子叫做手性分子。
②手性分子的判斷措施:判斷一種有機物與否具有手性異構(gòu)體,可以看其具有的碳
原子與否連有四個不一樣的原子或原子團,符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手
性碳原子必須是飽和碳原子,飽和碳原子所連有的原子和原子團必須不一樣。
(2)無機含氧酸分子的酸性
①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù),不一定等于酸中的氫原子數(shù)(有的酸中有些
氫原子不是連在氧原子上)
②含氧酸可表達(dá)為:(HO)mROn,酸時強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān),n越
大,酸性越強。
n=0弱酸n=l中強酸n=2強酸n=3超強酸
(六)晶體的構(gòu)造和性質(zhì)
1、四大晶體的比較
晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體
構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子
粒子間作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間日勺靜電作用
熔沸點較高很高低有高、有低
硬度硬而脆大小有高、有低
不良(熔融或水絕緣、半導(dǎo)
物導(dǎo)電性不良良導(dǎo)體
溶液中導(dǎo)電)體
理
傳熱性不良不良不良良
性
質(zhì)延展性不良不良不良良
易溶于極性溶極性分子易溶于極一般不溶于溶劑,鈉等
不溶于任
溶解性劑,難溶于有機性溶劑;非極性分子可與水、醇類、酸類反
何溶劑
溶劑易溶于非極性溶劑應(yīng)
經(jīng)典實例NaOH、NaCl金剛石p4>干冰、硫鈉、鋁、鐵
2、經(jīng)典晶體的構(gòu)造特性
(1)NaCl
屬于離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個C「,這些CF構(gòu)成的幾何圖形
是正八面體,每個C「周圍吸引著6個Na+,Na\C「個數(shù)比為1:1,每個Na卡與12個
Na+等距離相鄰,每個氯化鈉晶胞具有4個Na+和4個C1,
(2)CsCl
屬于離子晶體。晶胞中每個C「(或Cs+)周圍與之最靠近且距離相等的Cs+(或
CD共有8個,這幾種Cs+(或C「)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體,在每個Cs+周
圍距離相等且近來的Cs+共有6個,這幾種Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)
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