高三化学二轮复习化学基本理论.docx
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高三化学二轮复习化学基本理论
高三化学二轮复习——化学基本理论2008-2-29
专题一：
物质结构 、化学键与元素周期律
1．物质结构
物质结构主要包括：
原子结构、分子结构和晶体结构。
（1）原子结构
①原子的组成
原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。
原子核又是由带正电的质子和不带电的中子构成，普通氢原子核内
径约10-10nm）内作高速运动。
这就是说，质子、中子和电子是构成原子的三种微粒，在原子中这三种微粒数目之间的关系为：
质量关系：
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
电性关系：
质子数（Z）=核电荷数=核外电子数
（若质子数＞核外电子数时则为阳离子，若质子数＜核外电子数时则为阴离子）。
原子中的质子数决定元素的种类及该元素在周期表中的原子序数；中子数决定同位素；元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
质子、中子、电子三种微粒的性质、作用和相互关系，可以列表归纳如下：
②元素与同位素
具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子总称为元素。
因此，只要原子核里的质子数相同，不考虑核内中子数与核外电子数，也不管元素是以游离态存在还是以化合态存在，就是同一种元素。
由于界定的是同类原子，故元素不包括那些具有一定质子数的原子团，如NH4+、OH-等。
具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的不同原子互称同位素。
同一元素的各同位素之间，质量数不同，物理性质也有差别，但它们的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。
子数不同，它们的质量数也不同，各自形成的单质，其物理性质（如密度等）也不同，但H2、D2、T2的化学性质几乎相同，它们都具有氢气的化学性质。
注意搞清楚同位素与同素异形体的区别。
同位素是指同种元素中质量数不同（也就是中子数不同）的几种原子，属于微观概念。
同素异形体是指同种元素形成的几种性质不同的单质，属宏观概念。
如O2和O3是氧
③同位素的原子量与元素的原子量
同位素的相对原子质量（原子量）是同位素一个原子的实际质量与12C
元素的相对原子质量（元素的原子量）是按各种天然同位素的相对原子质量和各种天然同位素原子所占的一定百分比，计算出来的平均值。
Ar=M1×a％+M2×b％+M3×c％
《国际原子量表》中列出的原子量，就是各元素的平均原子量。
若根据各种天然同位素的质量数和它们所占原子个数的百分比计算出来的平均值，就是该元素的近似原子量。
Ar=A1×a％+A2×b％+A3×c％
④核外电子排布规律
电子云：
电子在核外空间的一定范围内作高速运动，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，人们形象地称它为电子云。
可见电子云是描述核外电子运动特征的图象。
电子层：
在含多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的通常在离核近的区域运动，能量高的通常在离校远的区域运动。
根据电子能量的高低和离核远近的不同，把核外电子分成不同的电子层。
到目前为上，只发现了7个电子层，用符号表示为：
电子层序号 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q
电子能量由低到高
电子运动区域由近到远
核外电子排布规律：
首先，各电子层最多容纳的电子数目为2n2（n为层序数）；其次，最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；第三，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
还有，核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
最外层达到8个电子（如核外只有一个电子层时为2个电子）时为稳定结构；稀有气体原子核外最外层电子数是8个（氦最外层为2个电子）。
而金属元素的原子最外层电子数小于4个，一般是1-2个电子；非金属元素原子最外层电子数一般大于4个，而小于8个。
在化学反应中它们可以通过得、失电子或形成共同电子对等方式，使各元素的原子最外电子层达到8电子稳定结构。
以上几条规律相互联系，不能孤立地理解，即不要只抓住某一条规律而不顾其余。
⑤原子结构的表示方法
原子结构示意图：
它可表示核电荷数（质子数）、核外有几个电子层及每层上的电子数。
它既可表示原子结构，也可表示离子结构。
如：
电子式：
在元素符号周围用·或×来表示原子的最外电子层上的电子数。
它既可表示原子，也可表示离子。
如
注意，当用电子式表示阴离子时，应把元素符号及其最外层电子一起用方括号括起来。
（2）分子结构
①化学键
在分子或晶体里，相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈的相互作用叫化学键。
这里的“相邻”和“强烈的相互作用”是关键所在。
而强烈的相互作用系指既有相互间的引力，又有相互问的斥力，是引力与斥力的统一。
②化学键的类型
化学键根据成键的方式不同，又可分为离子键、共价键等。
化学键的类型与成键原子的原子结构有直接关系。
离子键：
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
一般活泼金属与活泼非金属化合时可形成离子键，在强碱和大多数盐中（包括含有NH4+的化合物）存在着离子键，活泼金属的氧化物中也含有离子键。
离子键的形成可用电子式表示。
如：
共价键：
原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键。
同种非金属元素间自相结合时，或不同种非金属元素间互相结合时，可形成共价键。
若成键的原子为两种相同元素的非金属原子，双方对共用电子对的吸引能力相同，共用电子对不偏向任何一个原子，这种共价键称为非极性键。
若成键的原子为两种不同元素的原子，由于双方对共用电子对吸引能力不同，共用电子对偏向吸引电于能力强的原子一方，这种共价键称为极性共价键，简称为极性键。
共价键的形成，可用电子式表示。
如：
*配位键：
如果形成共价键时，电子对是由一个原子单方面提供而跟另一个原子共用，这样的共价键叫做配位键。
可见配位键是一种特殊的共价键。
形成配位键的条件是，一方有弧对电子，另一方有空轨道。
例如NH3分子与H+离子结合成NH4+，形成的NH4+中就有一个配位键。
可用下式表示NH4+的形成过程：
在铵离子中，虽然有一个N-H键跟其它3个N-H键的形成过程不同，但是它们的键长、键能、键角都是一样的，4个键表现的化学性质也完全相同。
所以，铵离子通常就用下式表示：
H2O分子与H+结合成的H3O+（水合氢离子）中，也存在着配位键。
*金属键：
金属晶体中金属离子与自由电子间的强烈作用，形成金属键。
金属单质和合金等晶体中存在金属键。
金属键使金属离子形成紧密的堆积，从而形成金属晶体。
金属晶体中的自由电子决定了金属具有传热性、导电性与可塑性。
③化学键中的几个物理参数
键能：
指在标准状况下，将1mol气态化合物中1mol化学键拆开所需要的能量。
键能越大，键越强，结合得越牢固，含有该键的分子也就越稳定。
键长：
分子中成键原子的核间平均距离。
一般说来，键长越短，键能越大，结合越牢固，含该键的分子也就越稳定。
键角：
分子中相邻共价键之间的夹角。
根据键角的大小，可以判断分子的空间构型。
例如：
此外，键角为108°的还有CS2、CH≡CH；键角为120°的还有CH2=CH2；键角为109°28′的还有CCl4、CBr4、金刚石、晶体硅、SiH4、SiCl4、NH4+等。
白磷分子P4虽然也是正四面体型，但由于它是由四个磷原子结合而成，其键角为60°。
④极性分子和非极性分子
非极性分子：
指整个分子的电荷分布是均匀的、对称的。
（正、负电荷重心重合）。
极性分子：
指整个分子的电荷分布是不均匀、不对称的。
（正、负电荷重心不重合）。
分子的极性是由化学键的极性引起的。
如果分子内所有化学键都是非极性键，这种分子必定是非极性分子。
如H2、Cl2、N2、P4等。
由极性键结合成的双原子分子，必定是极性分子。
如HCl、HBr、HF等。
由极性键结合成的多原子分子，可能是极性分子，也可能是非极性分子，这要看整个分子中电荷分布是否均匀。
而电荷分布是否均匀，又是由分子中各个共价键的空间排列是否对称来决定的。
含有极性的多原子分子，结构对称、电荷分布均匀的是非极性分子，如CO2分子、CH4分子、CCl4分子都是非极性分子；结构不对称、电荷分布不均匀的是极性分子，如H2O分子、H2S分子、NH3分子都是极性分子。
化学键的极性是由成键的两个原子间电荷是否均匀来决定的；分子的极性是整个分子的电荷分布是否均匀引起的。
共价键的极性是指成键的两个原子分别带有部分正、负电荷；分子的极性是指整个分子的一端带部分正电荷，而另一端带部分负电荷。
某些分子的空间构型和分子的极性，可通过下表加以说明：
分子的极性对物质熔、沸点的影响：
极性大，则熔、沸点就要高一些。
分子的极性对物质溶解度的影响：
相似相溶原理就体现了这一影响。
极性分子组成的物质，易溶于极性分子组成的溶剂中，如HCl气体极易溶于水，而不易溶于CCl4；非极性分子组成的物质，易溶于非极性分子组成的溶剂中，如I2易溶于酒精、CCl4，而不易溶于水。
⑤范德华力（分子间作用力）
范德华力是分子间存在的较弱的相互作用，其实质是静电作用。
范德华力广泛存在于分子与分子之间，但它的作用范围很小，只有在分子与分子充分接近时才有明显的作用。
范德华力能量很小，远不如化学键的相互作用。
范德华力的大小对物质的熔点、沸点等物理性质有影响。
分子间作用力大的物质，其熔沸点也就高。
影响分子间作用力大小的因素很多，对于组成和结构相似的物质来说，随着分子量的增大，分子间作用力也增大，物质的熔点和沸点也随着升高。
（3）晶体结构
①几种常见晶体的结构与性质
根据晶体质点和质点间作用力的不同，晶体可分为离子晶体、原子晶体、分子晶体。
注意，石墨晶体实质上是处于由原子晶体向分子晶体和金属晶体的过渡类型，因此石墨软而滑，能够导电。
*金属晶体是由金属阳离子和自由电子形成的晶体。
其硬度有的高一些，有的低一些；其熔沸点一般较高，但也有的较低；金属晶体都有良好的传热性和导电性。
金属单质与合金在固态时都是金属晶体。
②晶体类型的判断
凡含有离子键的化合物（同时可能含有其他类型的化学键）形成的晶体属于离子晶体。
如大多数盐、可溶性强碱、活泼金属的氧化物等。
直接由原子构成，并以共价键结合，互相排列成空间网状结构的晶体均是原子晶体。
如金刚石、单晶硅等单质；SiO2、SiC等化合物。
分子间通过范德华力结合成的晶体是分子晶体。
在分子晶体中，分子与分子之间通过范德华力结合；在分子内各原子间通过共价键结合，不同非金属原子间是极性共价键，相同非金属原子间是非极性共价键。
所有的含氧酸、气态氢化物、大部分非金属氧化物、大部分非金属单质、稀有气体、大部分有机物，在固态时都是分子晶体。
③化学键的强弱与物质性质的关系
化学键的强弱跟多种因素有关，一般规律是原子晶体中的共价键最强，离子键较强。
分子间作用力不是化学键，它很弱，约相当于化学键键能的1/10到1/100。
在原子晶体中，共价键键能的大小跟成键原子的原子半径大小有关，原子半径越小，共价键键长越短，键能就越大。
如碳原子半径小于硅原子半径，C-C键键长小于Si-Si键键长，因此C-C键键能大于Si-Si键键能。
所以金刚石的熔点、沸点、硬度都大于单晶硅。
在离子晶体中，离子键能量大小跟离子半径、离子所带电荷数、阴阳离子的核电荷数等因素有关，一般起决定作用的还是离子半径的大小。
离子半径越小，阴阳离子间静电作用越强烈，离子键能量就越大。
如Mg2+半径小于Ca2+半径，MgO中的离子键能量强于CaO，所以MgO的熔点、沸点都比CaO高。
分子晶体中分子与分子之间的作用力为范德华力，其能量较小。
对于组成和结构相似的物质来说，其分子间作用力随分子量的增大而增大，熔沸点也随之升高。
如：
2．元素周期律
元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
它的实质是元素的原子结构中核外电子排布周期性变化的必然结果。
这些周期性变化体现在元素原子的核外电子排布、原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物水化物的酸碱性等方面。
（1）元素的原子结构周期性变化
①核外电子排布周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子的最外电子层上的电子数从1个递增到8个（H、He除外），达到稀有气体元素原子的稳定结构．然后又重复出现最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
②原子半径周期性的变化
随着原子序数的递增，元素原子的半径由大逐渐变小（稀有气体的原子除外），然后又重复出现原子半径由大到小的变化规律。
（2）元素性质周期性的变化
①元素主要化合价周期性的变化
随着原子序数的递增，元素的主要化合价从+1价依次递增到+7价（O、F不显正化合价），经过稀有气体，然后又重复出现由+1价递增到+7价的变化规律。
②元素原子得失电子能力的周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子失电子的能力由强逐渐减弱，得电子的能力从弱逐渐增强。
即从易失电子的碱金属开始，逐渐到易得电子的卤素，最后以稀有气体结束，然后又重复上述的变化规律。
所以，元素的金属性、非金属性、与氢化合的能力及气态氢化物的稳定性，最高价氧化物水化物的酸碱性也呈现出周期性的变化。
3．元素周期表
元素周期律是元素周期表的理论基础，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
（1）元素周期表的结构
①周期
元素周期表中有7个横行，每个横行为一个周期，也就是有7个周期。
三个短周期：
三个长周期：
一个不完全周期：
第7周期，现有23种元素，原子序数87～109号。
②族
元素周期表中有18个纵行，分为16个族。
七个主族：
IA族～ⅦA族，由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
七个副族：
ⅢB族～ⅡB族，只由长周期元素构成的族。
Ⅷ族：
周期表中从左向右数第8、9、10三个纵行的元素构成的族。
0族：
由稀有气体元素构成的族，位于元素周期表中第18纵行。
（2）元素周期表与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
周期数=电子层数
主族族序数=最外层电子数
（3）元素周期表与元素性质的关系
①同周期元素性质递变规律
同周期元素从左到右，随核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。
因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素的最高价氧化物水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；元素与氢化合的能力逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强。
现以第3周期11～17号元素为例说明同周期元素性质递变规律：
②同主族元素性质的相似性与递变性
相似性：
同主族元素原子的最外层电子数相同，因此它们的最高化合价相同，最高价氧化物化学式的通式相同，最高价氧化物对应水化物化学式的通式相同，非金属元素的负化合价相同，气态氢化物化学式的通式相同。
同主族元素性质上的这些相似性，可以通过下表加以说明。
递变性：
同主族元素从上到下，随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子失电子的能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；非金属与氢气化合的能力逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
例如：
从元素周期表中元素性质的递变规律可知在周期表中越靠左方和越靠下方的元素，其金属性越强；若把放射性元素Fr除外，则Cs是金属性最强的元素，CsOH是最强的碱。
周期表中越靠右方和越靠上方的元素，其非金属性就越强（不计稀有气体元素），所以F是非金属性最强的元素。
③元素金属性与非金属性强弱的判断
所谓元素的金属性强，是指其原子易于失去电子，在形成化学键时成为阳离子的倾向大，或者说它的价电子易于偏离；反之，则为元素的金属性弱。
所谓元素的非金属性强，是指其原子易于获得电子，在形成化学键时成为阴离子的倾向大，或者说能强烈吸引成键电子。
一般说来，可以从元素的单质跟水或酸反应置换出氢的难易，元素最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱，来判断元素金属性的强弱；可以从元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，或从元素的单质跟氢气反应的难易，及气态氢化物的稳定性强弱，来判断元素非金属性的强弱。
应该引起注意的是，元素的金属性与非金属性的强弱，应当与单质的化学活泼性有所区别。
虽然单质的化学性质和元素的金属性、非金属性的强弱有密切关系，但单质的性质还和其分子结构或晶体结构有关。
如氮（N）的非金属性远强于磷（P），但氮气（N2）的化学性质远不如白磷活泼。
这是由于N2中两个氮原子结合得牢固，而P4分子中磷原子结合得不牢固所致。
（4）元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质之间的关系
因为元素的化学性质主要是由原子结构决定的，而元素在周期表中的位置又反映了这种元素的原子结构。
所以，元素的性质、原子结构和元素在周期表中的位置，三者之间有着密切的联系。
①根据元素在周期表中的位置，确定该元素及其化合物的性质
如铝位于元素周期表中第3周期，ⅢA族。
可知Al的最高价为+3价。
铝的上方是硼（非金属），下方是镓（金属），左方是镁（金属），第3周期右方是硅（非金属）。
可知铝虽然是金属元素，但其氧化物Al2O3为两性氧化物，其氢氧化物Al（OH）3为两性氢氧化物。
铝与氯反应生成的AlCl3是共价化合物。
②推断一些没学过元素的某些性质
如根据ⅡA族元素的氢氧化物中，Ca（OH）2微溶于水，Mg（OH）2难溶于水，则可推知Ba（OH）2可溶于水，其溶解度比Mg（OH）2大。
也可根据同主族元素，从上到下，其最高价氧化物水化物的碱性逐渐增强，则可推知Sr（OH）2是可溶于水的强碱。
又根据ⅡA族元素碳酸盐的溶解性，MgCO3微溶于水，CaCO3难溶于水，BaCO3难溶于水，则可推知RaCO3也难溶于水。
如根据卤族元素性质递变规律，可推知砹的单质（At2）是黑色固体，与H2很难化合，具有挥发性，能溶于苯、CCl4等有机溶剂中，AgAt是难溶于水的沉淀。
③确定单质的氧化性和还原性
金属单质都具有还原性。
非金属单质（稀有气体除外）中，F2只具有氧化性，其余的非金属单质一般以氧化性为主，但接近金属区的非金属单质（如H2、B、C、Si、P、As等）则以还原性为主。
④判断气态氢化物的分子构型和分子的极性
ⅣA族中CH4、SiH4的分子构型为正四面体，为非极性分子，难溶于水。
ⅤA族中NH3、PH3、AsH3的分子构型为三角锥形，为极性分了。
NH3极易溶于水，氨水显碱性。
ⅥA族中H2O、H2S、H2Se的分子构型为折线型，为极性分子。
H2S、H2Se能溶于水，其水溶液均显弱酸性。
ⅦA族中HF、HCl、HBr、HI的分子构型为直线型，为极性分子，都易溶于水，其水溶液都显酸性。
除氢氟酸为弱酸外，其余的氢卤酸都是强酸。
⑤根据元素的原子序数，确定元素的性质
例：
某元素的原子序数为34，试确定其在周期表中的位置，并推测其主要性质。
方法1：
根据电子层排布推导
34- 2- 8 -18 =6
K层 L层 M层 N层
所以该元素在第4周期，ⅥA族，为硒Se。
硒为非金属元素，其非金属性大于碲，小于硫；大于砷，小于溴。
硒的最高正价为+6价，负价为-2价。
硒的最高价氧化物SeO3，其对应的水化物为H2SeO4，硒酸也是一种强酸。
硒的气态氢化物H2Se的稳定性小于H2S，大于H2Te；小于HBr，大于AsH3。
H2Se的水溶液显酸性，为氢硒酸。
H2Se的还原性大于H2S。
方法2：
根据每个周期中的元素种类推导
34 -2 -8 -8=16
1周期 2周期 3周期 4周期第16纵行
第4周期为长周期，第3～12纵行为副族和Ⅷ族。
当推导到第4、5周期时，若数字为1或2时，就是其主族的族序数；若数字≥13，应减去副族和Ⅷ族所占有的10个纵行，即可得主族的族序数。
本例题中34号元素所在的主族为16-10＝6，在ⅥA族。
专题二、化学反应速率 与化学平衡
1．化学反应速率
（1）化学反应速率的概念
化学反应速率是指在一定条件下，某一化学反应进行的快慢。
（2）化学反应速率的表示方法
通常用单位时间（每小时、每分或每秒等）内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
其表达式为
式中△c为反应物或生成物浓度的变化，其单位是mol/L；△t为时间变化，其单位是小时（h）、分（min）、秒（s）。
所以，反应速率的单位为mol/（L·h）、mol/（L·min）或mol/L·s）等。
对于化学反应速率的理解，要注意以下几点：
①化学反应速率通常是指在某一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。
实际上，在具体反应过程中，每一时刻的反应速率都可能是不同的。
②化学反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示的，所以无论以反应物还是以生成物表示的化学反应速率，都是正值，而不能是负值。
③在同一反应中，可选用反应物中或生成物中某一种物质来表示其反应速率，它们的数值可能是不同的，但这些数值所表示的都是同一个反应的反应速率。
因此，表示化学反应速率时，应注明是用哪种物质表示的化学反应速率。
④在同一化学反应中，用各物质表示的化学反应速率之比，等于它们在化学方程式中的化学计量数（即系数）之比。
若已知用某物质表示的反应速率，可按化学方程式中的化学计量数的比例关系，求出用其它物质表示的化学反应速率。
例如：
N2+3H2
2NH3
起始浓度（mol/L） 1 3 0
反应进行到5秒钟时 0.6 1.8 0.8
物质的浓度（mol/L）
根据这些数据可以计算出：
V（N2）∶v（H2）∶v（NH3）=0.8∶0.24∶0.16=1∶3∶2
（3）影响化学反应速率的因素
内因：
在相同条件下，不同化学反应的反应速率是不相同的，这主要由反应物本身的性质来决定。
而反应物的性质又是由参加反应的物质的原子结构、分子结构或晶体结构来决定。
例如，镁和铁分别与0.1mol/L的盐酸反应时，镁与盐酸反应较为剧烈（反应速率较快），这是因为镁的金属活动性大于铁的缘故。
外因：
同一个化学反应在不同条件下，由于受到一些外界条件的影响，其反应速率也不相同。
对化学反应速率影响较大的外界因素主要有温度、浓度、压强和催化剂。
①浓度对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，增大反应物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都增大；若减小反应物的浓度时，会使正反应速率和逆反应速率都减小。
对固体物质或纯液体物质来说无浓度可言，因此所说的反应物（或生成物）的浓度变化，系指气态或溶液。
②压强对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，对于有气体参加（或气体生成）的化学反应，加大压强时，由于气体体积缩小，实际上等于增加气体反应物或气体生成物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都增大。
反之，若减小压强时，由于气体体积扩大，实际上等于减小气体反应物或气体生成物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都减小。
压强对化学反应速率的影响，仅适用于有气体参加或有气体生成的反应。
如果一个反应中，参加反应的物质和生成的物质都是固体、液体或溶液时，改变压强对它们的体积改变很小，因而对它的浓度改变很小，可以认为压强的改变不影响它们的反应速率。
③温度对化学反应速率的影响
当其他条件不变时，升高反应体系的温度会使正反应速率和逆反应速率都增大，但对于吸热反应方向的反应速率增加的倍数更大一些。
若降低反应体系的温度，会使正反应速率和逆反应速率都减小，
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