元素周期律

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元素周期律范文第1篇

知识目标：

1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程：

[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节元素周期律

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定结构时的最外层电子数

1～2

1

12

2

3～10

11～18

结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与P99图5-5对照。

讨论

原子序数

原子半径的变化

3～9

0．152nm0。071nm

大小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。

3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+10

3～10

+1+5

-4-10

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业：P103一

第二课时

[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。

[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

①单质与水反应置换出氢的难易程度；

②单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

①与氢气反应生成氢化物的难易程度；

②氢化物的稳定性；

③最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1．镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

实验6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

①镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

②虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业：P103二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍]SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

Si

P

S

Cl

最高正价

最低负价

单质与氢气反应的条件

最高价氧

化物

离高价氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强无机酸

酸性逐渐增强

结论

综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

NaMgAlSiPSClAr

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素

如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

[板书]五．元素周期律

[思考]什么是元素周期律？

[板书]1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

2．元素周期律的实质

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

练习：

写出下列化学方程式：

（1）氧化铝与氢氧化钠溶液

（2）氧化铝与硝酸

（3）氢氧化铝与盐酸

元素周期律范文第2篇

一、核外电子排布的表示方法

1.结构示意图

①原子结构示意图：如（质子数=核外电子数）

②阳离子结构示意图：如（质子数>核外电子数）

③阴离子结构示意图：如（质子数

2.电子式

①原子电子式：如 S的电子式为S

②阳离子电子式：如Na+的电子式为 Na+（即为阳离子的离子符号，NH+4除外）

③阴离子电子式：如Clˉ的电子式为

④离子化合物电子式：如NaCl的电子式为 Na+

⑤共价物质电子式：如O2的电子式为

3.结构式（针对共价物质）

如O2的结构式为O=O；HCl结构式为 H-Cl

4.电子排布式

①各能级电子排布式：如S：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

②简化电子排布式：如K：【Ar】4s1

③电子排布式：如K：4s1

5.电子排布图

如N的电子排布图：

1S 2S 2P

例题1：下列各项中表达正确的是（ ）

主族 ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

副族 ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

A.F原子结构示意图 +9 28

B.次氯酸电子式

C.Br的电子排布式为4s24p6

D.CO2的结构式为O=C=O

解析：A项写成了离子结构示意图，错误；B项氧原子的电子式应是8个电子，错误；C项Br的电子式应是4s24p5，错误；D项正确。

二、元素周期表

元素周期表是“位-构-性”的综合体现，是学生掌握元素“位-构-性”的基本图表，同时也是学生灵活运用“位-构-性”知识的中转站，掌握元素周期表是学生掌握物质结构、元素化合物性质的一把钥匙。

1.元素周期表的结构

（1）周期

（2）族（18纵桁，16族）

第Ⅷ族 含第8、9、10三个纵行

0族 稀有气体

（3）元素周期表的分区与各区元素的性质

例题2：下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在元素周期表中位置相符的是 （ ）

A B C D

解析：A项中3号元素和5号元素在第二周期，4号元素和5号元素之间隔开了，错误；B项4、5号元素的位置不是相邻，错误；C项中1、2号元素位置不相邻，错误；D项的三纵依次是第ⅥA、ⅦA、ⅧA族的元素三主族位置相邻，正确。

三、元素周期律

元素周期律是元素周期表的核心、本质，正是由于元素周期律的递变规律才有了周期表的编排原则。同时，周期表的制定式周期律更加清晰、明了，二者结合时元素化合物性质具有了强大的理论依据，使化学从“杂”走向“序”，为学生化学知识的积淀提供了平台同一周期，从左到右，最外层电子数逐渐增加。

1.同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小。

2.同一周期，从左到右，最高正价逐渐升高，从+1+7（O、F除外）。最低负价逐渐升高，从-4-1。

3.同一周期，从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

4.同一主族，从上到下，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

5.同一周期，从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

6.同一主族，从上到下，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

7.同一周期，从左到右，单质的还原性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐增强。

8.同一主族，从上到下，单质的还原性逐渐增强，单质的氧化性逐渐减弱。

9.金属性和非金属性强弱的判断依据。

10.同一周期，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大。

11.同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。

12.同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。

13.同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。

例题4：（2012.福建高考）短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如右图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是（ ）

A.最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q

B.最高正价氧化物对应水化物的酸性：Q

C.原子半径：T>Q>R

元素周期律范文第3篇

1、正确认识元素周期律的教学意义

1.1 迁移价值

元素周期律是化学必修内容的重要组成部分，其相关知识在必修和选修模块中均有提及。因此，学好元素周期律有助于打好化学学习的基础，对今后的知识学习也具有一定的迁移作用。高中的化学元素周期律的学习是在学习了碱金属族和卤族元素基础上进行的，因此在教学中，教师也可以引导学生从碱金属族和卤族元素知识开始迁移，向学生渗透迁移的思维方法。

1.2 认知价值

建构主义学习观认为学习的过程不能是被动的接受，而是主动探究知识的过程。通过对元素周期律发展史的学习，不仅能使学生了解具体的发展过程，更重要的是向学生呈现了科学研究的模型和科学思维的方法，这将对学生的主动建构知识的过程起到促进作用。

1.3 情感价值

新课程关注的学习目标除了知识与技能、过程与方法，还关注学生情感、态度、价值观的养成。元素周期律的学习对学生的情感本文由收集整理、态度、价值观的育成有重要价值。一方面，通过元素周期律发现史的教育，可以开拓学生的科学视野，培养他们严谨的科学态度，激励他们追求真理的信念。另一方面，通过向学生呈现元素周期律和周期表的探索与发展过程，揭示了科学的思维过程，有利于培养学生科学的研究方法和辩证的科学思想。

2、元素周期律的教学策略

机械式的学习和记忆元素周期律，不利于对这一规律的理解和应用。而针对元素周期律的知识特点，设计探究式教学，让学生主动探究元素周期律的有关规律，通过自主合作学习，让学生发现问题并积极质疑、探究、总结和反思，将会极大地发挥学生的主体性，不仅利于知识的理解和应用，还有利于培养学生的科学探究能力。

2.1 探究式教学策略

元素周期律的内容是高中化学最具规律性的知识，其性质规律由物质微观结构决定，由于物质结构过于抽象，学生对此摸不清，所以难于理解，这也就导致很多学生只能机械的记忆这些规律，而无法熟练的应用这些规律。元素周期律的规律教学是这部分的重点和难点，实施探究教学，教师需要把握好以下几点：

第一，激发学生对探究学习的兴趣。教师要为学生创设更多的问题情境，让学生有问题可探究，在学习实践中引导学生体验探究学习的成功感，培养他们的探究兴趣。

第二，发挥学生在探究学习中的主体作用。首先，教师要充分信任学生，把探究的机会留给学生。其次，对有难度的探究问题，教师要扮演好引导者和组织者的角色，组织学生形成学习小组，发挥集体智慧，在必要的知识点上予以启发性的引导，让学生感受到学习的过程就是发现的过程。

第三，问题要有探究性。在课前阶段，教师要设计好探究学习中的探究问题，过于简单和过于困难的问题都会使学生在探究中无所适从，使课堂时间在无意义的探究中浪费掉。

2.2 探究式教学的实施

1、创设情境

在探究教学的实施阶段，我首先向学生讲述了门捷列夫发现元素周期律的故事以及他的“预言”，这些预言在以后的科学发现里被一一证实。

2、提出问题，收集材料

然后，我让学生观察元素周期表并提出关于元素周期律的相关问题，让学生收集材料，分析材料并整理和绘图。

3、小组合作学习

以小组为单位，讨论交流

4、班级答辩

各小组得出分析结论后，轮流在班级发言，并就各组的研究方法和结论进行辩论，最后教师进行点评和总结。

3、用好元素周期表

元素周期表的作用不仅仅是呈现给我们各种元素的排布，仔细研究还

是大有玄机的。可以说研究好了这张表格，元素周期律的学习就成功了大半。在教学中，我时常强调这张表的重要，要学生做到“人人心中一张表”。当然，元素周期表不能靠死记硬背，关键的是指导学生总结出这张表的规律，如“四性”和“四量”。

“四性”包括：元素的金属性、非金属性、氧化性和还原性。元素的金属性和非金属性、氧化性和还原性皆不同程度的与原子的结构有关，它们受到原子的核外电子排布和原子半径等影响，这些在元素周期表中皆可窥知。

元素周期律范文第4篇

[问题由来]

元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，实现由感性认识到理性认识，学好元素周

期律是十分重要的。关于元素周期律的探究活动在教材上有，但是相关的习题很少见。笔者依据教材内容以及学生在探究活动中提出的问题设计了实验报告题的形式，并对元素周期表、元素化合物、实验操作等相关知识作进一步考查。

[问题]

某同学在做同周期元素性质递变规律分组实验时，设计了如左的实验报告，请你帮助该同学整理并完成试验报告部分内容。

[问题解析]

⑴由实验内容可以得到答案：比较同周期金属元素的金属性变化规律

⑵回忆实验内容的操作过程可以得知：①试管、②烧杯、③酒精灯

⑶实验现象：①浮在水面上，熔成小球，做不定向运动，直至消失，溶液变成红色；②有少量气泡产生，溶液变成浅红色；⑦生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失

化学原理解释：①2Na＋2H2O=2NaOH＋H2；②Mg＋2H2O2Mg(OH)2＋H2；⑤2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2； ⑥Mg2＋＋2OH-＝Mg(OH)2；⑦Al3＋＋3OH-＝Al(OH)3, Al(OH)3＋OH-=AlO2－＋2H2O

实验结论：金属性的强弱关系：Na>Mg>Al

⑷①有，将铝条放进稀盐酸(或氢氧化钠溶液)中待有大量气泡产生时取出，用蒸馏水洗涤

②不行，金属钠投入到MgCl2溶液中置换不出金属镁，金属钠先和水反应，故不可以来比较两种金属的金属性。

[问题拓展]

某学校化学兴趣小组为了从本质上认识非金属的性质变化规律，查到以下资料：

Ⅰ一些共价键的键能如下：

Ⅱ通常人们把拆开(或形成)1 mol某化学键所吸收(或放出)的能量看成该化学键的键能。键能的大小可以衡量化学键的强弱，也可以估算化学反应的反应热（H），化学反应的H等于反应中断裂旧化学键的键能之和与反应中形成新化学键的键能之和的差。

⑴运用上述资料，分析SiH4、H3P、H2S、HCl的热稳定性的由强到弱的关系> > >

;

⑵工业上制盐酸的原料可通过下列反应制取：

Cl2(g)＋H2(g)2HCl(g)， 请你判断一下该反应是______（填“吸热”或“放热”）反应，理由是：

⑶该小组还设计了以下实验方案来比较非金属性

①往氢硫酸溶液中加入氯水，出现淡黄色沉淀，说明氯的非金属性比硫活泼；

②用pH试纸测量浓硫酸和浓磷酸的pH值，比较大小，得出浓硫酸的酸性比浓磷酸强，故硫的非金属性比磷强；

③往Na2SiO3溶液加入3mol/LH3PO4溶液，有白色胶状的沉淀生成，磷的非金属性比硅强；

④分别往3mol/LH3PO4溶液、3mol/L H2SO4溶液加入相同质量的镁条；硫酸溶液中产生气体的速度较快，硫的非金属性比磷强；

⑤将灼热的铜丝分别放入硫蒸气和氯气中反应，分别生成Cu2S、CuCl2，说明硫元素的非金属性比氯元素弱；

⑥氯气不能在空气中燃烧，硫单质可以，就说明氯元素的非金属性比硫元素弱。

你认为上述方案中可行的是____(填序号)

分析：通过键能的比较，可以看出SiH4、H3P、H2S、HCl内的共价键的强弱，共价键的强弱决定了物质的稳定性。另外共价键的破坏或形成与能量有关，只要能通过资料信息深刻理解键能的含义，本题答案就很容易得到。

答案：⑴HCl、H2S、H3P、SiH4；⑵放热 断开Cl―Cl与H―H的所需的能量比形成Cl―H所放出的热量之和要小；⑶①③④⑤

[使用记录]

此题在我校2007年高一年级第一次单元练习中使用，试题设计新颖，设问角度多，具有一定的综合性，能很好地看出学生的基础知识和基本技能的掌握情况，[问题拓展]属于要求比较高的题目适合化学专业班训练使用。

[教育价值]

元素周期律作为化学的基本原理之一在中学化学课程体系中一直处于核心地位。学生在化学1中已学习了常见的元素及其化合物知识，故在化学2进行元素周期性变化规律的练习，有助于原有知识的巩固、概括、综合。另外，借助对实验和事实的分析，运用归纳法和演绎法，也能培养学生的逻辑思维能力。

参考文献：

[1]宋心琦主编．化学2(必修)．北京：人民教育出版社，2006．5.

元素周期律范文第5篇

从质子数为1的氢元素开始，元素随着原子序数的增加，呈现出化学性质和物理性质周期性的变化规律，这就是元素周期律。俄国化学家门捷列夫根据这一重要规律，将元素按照原子序数顺序排列成周期表。历史上出现过的元素周期表有很多形式，有长式表、短式表、二维式表、三维式表、螺旋式表、环式表、圆筒式表、锯齿形表、阶梯形表、镜像表和塔式表等。现在最常见的是平面型长式周期表，也就是门捷列夫编制的那一种。元素周期表反映着元素周期律，揭示了自然界物质的内在联系，门捷列夫曾据此预言了当时一些尚未被发现的元素（如锗、镓等）的存在和性质。新的元素不断被发现并填入元素周期表，随着放射现象、同位素的发现以及人工合成元素的进展，元素周期表和元素周期律得到不断丰富和发展。长式周期表纵向分为18个族，横向分为7个周期，113号、115号、117号、118号4个新元素的合成，补全了元素周期表的第七周期。

元素周期表呈现出了元素性质的周期性变化，而元素的命名同元素的性质密切相关，这在元素周期表中有很直观的体现。同一周期内，元素原子核外电子层数相同，从左到右，最外层电子数依次递增，原子半径递减（18族元素除外），失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同一族中，最外层电子数相同，由上而下，核外电子层数逐渐增多，元素金属性递增，非金属性递减。元素的中文命名有规可循：元素周期表中常温下的气态元素用“气”字头表示；液态元素“溴”用了“氵”旁，“汞”也有“水”；固态元素大多数为金属元素，用“钅”旁表示（包括金），非金属元素用“石”字旁表示。

IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）2016年新版元素命名指南规定：“所有新元素的命名，必须反映历史并保持化学的一致性，即属于第1～16族（包括f区元素）的元素，命名以‘ium’结尾；属于第17族的元素，以‘ine’结尾；属于第18族的元素，以‘on’结尾。”113号元素属13族，英文名为nihonium；115号元素属14族，英文名为moscovium；117号元素属16族，英文名为tennessine；118号元素属18族，英文名为oganesson。这几个元素周期表新成员的中文名最终如何？让我们拭目以待。

（魏星：《中国科技术语》编辑部）