高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

中學(xué)化學(xué)選修3學(xué)問點(diǎn)總結(jié)

一、原子結(jié)構(gòu)

1、能層和能級(jí)

(1)能層和能級(jí)的劃分

①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)S、p、d、f,能量由低到

高依次為S、p、d、fo

③任一能層，能級(jí)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能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。

(2)能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系

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我多有必2262610261014?⑤）

約電于蒙2818322n3

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

(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的依次，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。

(2)構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)

之一。

(3)不同能層的能級(jí)有交織現(xiàn)象，如E(3d)>E(4s),E(4d)>6(5s)、E(5d)>E

(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>￡(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關(guān)系是：

ns<(n-2)f<(n-l)d<np

(4)能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對(duì)應(yīng)著每個(gè)

周期的元素?cái)?shù)目。

依據(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/；最外層不超過

8個(gè)電子；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(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(duì)基態(tài)而言)。基態(tài)原子的電子汲取能量后，電子躍遷至較高

能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)汲取(基態(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))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜一一原子光譜(汲取光譜和放射

光譜)。利用光譜分析可以發(fā)覺新元素或利用特征譜線鑒定元素。

3、電子云與原子軌道(1)電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，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(yùn)動(dòng)?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度

分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。

(2)原子軌道：不同能級(jí)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(duì)稱，能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，如能級(jí)

各有3個(gè)原子軌道，相互垂直(用p,、p,、p,表示)；nA能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；nf能級(jí)各有7

個(gè)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(jí)里，然后排布在能量漸

漸上升的能級(jí)里。

(2)泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。

(3)洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。

(4)洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空、半充溢或全充溢時(shí)，

即p°、d°、f°、即d\f\p\d1%f14,整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(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(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。

(5)(d)d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=〃s能級(jí)電子數(shù)

二、元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的結(jié)構(gòu)

元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)確定：原子核外的能層數(shù)確定元素所在的周期，原子的價(jià)

電子總數(shù)確定元素所在的族。

(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)相同，依據(jù)最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的依次排列的一行元素。即

元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體

外)，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加。

(2)原子的電子構(gòu)型和族的劃分

族是指價(jià)電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，依據(jù)電子層數(shù)依次增加的依次排列的一列元素。

即元素周期表中的一個(gè)列為一個(gè)族(第vm族除外)。共有十八個(gè)列，十六個(gè)族。同主族周期元素

從上到下，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

(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分成5個(gè)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(jí)的符號(hào)。

2、元素周期律

元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)

在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性

改變。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（左一右）同主族（上一下）

原核電荷數(shù)漸漸增大增大

子能層（電子層）數(shù)相同增多

結(jié)

原子半徑漸漸減小漸漸增大

構(gòu)

化合價(jià)最高正價(jià)由+1—+7負(fù)最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相同，

元價(jià)數(shù)=（8一族序數(shù)）最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)

素元素的金屬性和金屬性漸漸減弱，非金金屬性漸漸增加，非金屬性

性非金屬性屬性漸漸增加漸漸減弱

質(zhì)第一電離能呈增大趨勢(shì)（留意反常漸漸減小

點(diǎn)：HA族和DIA族、V

A族和VIA族）

電負(fù)性漸漸增大漸漸減小

（2）微粒半徑的比較方法

①同一元素：一般狀況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半

徑小于相應(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,FXCIXBrXr

④同電子層結(jié)構(gòu)（陽離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰

離子與同周期。族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如:

F->Nat>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強(qiáng)弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。

1.在金屬活動(dòng)依次表中越靠前，金屬性越強(qiáng)

2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越猛烈，金屬性越強(qiáng)

金3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在

屬判陰極上得電子的先后）

性斷4.最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)

比依5.若x"+yTx+y"則y比x金屬性強(qiáng)

較據(jù)6.原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)

7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)

8.失去相同數(shù)目的電子，汲取能量少的金屬性強(qiáng)

（4）非金屬性強(qiáng)弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)

非1.與壓化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)

金2.單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)(電解

判

屬中在陽極上得電子的先后)

斷

性3.最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)

方

比4.An+BTBm-+A則B比A非金屬性強(qiáng)

法

較5.與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)

6.得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強(qiáng)

三、共價(jià)鍵

1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對(duì)電子

形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。

2、共價(jià)鍵類型：

(1)。鍵和口鍵

。鍵n鍵

成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”

電子云形態(tài)軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱

堅(jiān)固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂

成鍵推斷規(guī)單鍵是。鍵；雙鍵有一個(gè)是。鍵，另一個(gè)是“鍵；三鍵中一

律個(gè)是。鍵，另兩個(gè)為“鍵。

(2)極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

定義由同種元素的原子形成由不同種元素的原子形成的

的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移

發(fā)生偏移

原子吸引電子實(shí)相同不同

力

共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子實(shí)力強(qiáng)的原子

一方

成鍵原子的電性不顯電性顯電性

推斷依據(jù)

舉例單質(zhì)分子(如H?、C1")和氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、

某些化合物(如NazOz、酸根和氫氧根中都含有極性

H202)中含有非極性鍵鍵

(3)配位鍵：一類特別的共價(jià)鍵，一個(gè)原子供應(yīng)空軌道，另一個(gè)原子供應(yīng)一對(duì)電子所形成的

共價(jià)鍵。

3、共勺鍵的三?鍵參數(shù)

概念對(duì)分子的影響

-?、中心原子4的價(jià)電子數(shù)T-配位原子B提供的價(jià)電子數(shù)xn

價(jià)層電子於-數(shù)目X）=-------------------

2

鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分

（米）子越穩(wěn)定

鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子AB,拆開鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越堅(jiān)固，

ImolA-B鍵所需的能量形成的分子越穩(wěn)定

鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角確定分子空間構(gòu)型

（1）鍵長(zhǎng)、鍵能確定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角確定分子空間構(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)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相像的化學(xué)鍵特征，很多性質(zhì)是相像的，此原理

稱為等電子原理。

（1）等電子體的推斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微

粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常

-_"

用轉(zhuǎn)換法，如C02=C0+0=N2+0=N2O=N2+=N3^SO2=O+O2=O3=N+O2=NO2）

（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相像，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來預(yù)料分子空

間的構(gòu)型和性質(zhì)。

2、價(jià)電子互斥理論：

（1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：AB0型分子（離子）中中心原子A四周的價(jià)電子對(duì)的幾何

構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n）,價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。

（2）AB“型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法:

①對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按供應(yīng)的價(jià)電子數(shù)計(jì)算，如:

PC15中

②0、s作為配位原子時(shí)按不供應(yīng)價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；

③離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算

如：NHZ：S0Z：

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：

①能量相近的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(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sd雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)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、5+lx5P雜化軌道和簡(jiǎn)潔分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

23

雜化類型spspspSP3不等性雜化

5+1x4—1.6+0+2.

n=------------=4n—------=4

22

軌道夾角180°120°109°28

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤對(duì)電子000123

數(shù)

分子幾何構(gòu)型直線形平面三角正四面三角錐V字形直線

形體形形形

實(shí)例BeCl>Hg、H0、HC1

2BF3CH4NH3>PH32

Cl2SiCl4H2S

(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(duì)電子。

(4)中心原子雜化方式的推斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，假如有1個(gè)叁鍵，

則其中有2個(gè)n鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；假如有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)加鍵，

形成的是sp2雜化；假如全部是單鍵，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(離中心原子雜化類型VSEPR模型分子空間構(gòu)鍵角分子的極

子)價(jià)電子對(duì)型性

C022sp直線直線形180°非

2

SO23sp平面三角V字形極

3

H2O、0F2、3sp平面三角V字形—極

HCN2sp直線直線形180°極

3

NH34sp正四面體三角錐形107極

2

BF3、SO33sp平面三角平面三角形120°非

+3—

H3O4sp正四面體三角錐形107

°18，

3

CH4、CC144sp正四面體正四面體形109°28'非

+43109°28/

NH4sp正四面體正四面體形非

2

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）分子司作用力和化學(xué)鍵的比較

化學(xué)鍵分子間作用力

概念相鄰原子間猛烈的相互作用分子間微弱的相互作用

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?mol-1約幾到幾十kJ?mol-1

性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸

性）點(diǎn)）

（2）范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

概念物質(zhì)分子間存在的微弱相分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子

互作用通過H原子而形成的靜電作用

存在范圍分子間分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半

徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、0、

N原子

強(qiáng)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(qiáng)

影響因素隨分子極性和相對(duì)分子質(zhì)

量的增大而增大

性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì)分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)上升硬度增

的熔沸點(diǎn)上升、溶解度增大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使

大物質(zhì)熔沸點(diǎn)降低、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(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。如：①只由非極性鍵構(gòu)成的同

種元素的雙原子分子：壓、CL、N,等；②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子：CO?、CSz、

BFs、CH,、CCL等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2,CH三CH、UX

〈2〉極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HC1,HF等。②

折線型分子，如IM）、H2s等。③三角錐形分子如NHs等。

（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者探討對(duì)象不同，鍵的極性探討的是原子，而分子的極性探討的是分子本身；兩者探討的方向

不同，鍵的極性探討的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分子的極性探討的是分子中電荷分布是否

勻稱。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、

三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)&、N?、P"、SB等只含有非極性鍵，C2H6、&乂、C2H2等既含

有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，肯定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCKH￡、H2

O2等。

（3）分子極性的推斷方法

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，如子12等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置確定分子的極性。若分

子中的電荷分布勻稱，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，如BF,、CH”等。若分子中的電荷分布

不勻稱，即排列位置不對(duì)稱，則為極性分子，如NHa、SO?等。

④依據(jù)AB。的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A是否達(dá)最

高價(jià)）

（4）相像相溶原理

①相像相溶原理：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相像相溶原理的適用范圍：“相像相溶”中“相像”指的是分子的極性相像。

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，無氫鍵相互作

用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，猶如左手與右手一樣互為鏡像，

卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手性異構(gòu)體

的分子叫做手性分子。

②手性分子的推斷方法：推斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否

連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必需是飽和

碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必需不同。

（2）無機(jī)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)，不肯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含氧酸可表示為：（HO）mR0?,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，酸性越強(qiáng)。

n=0弱酸n=l中強(qiáng)酸n=2強(qiáng)酸n=3超強(qiáng)酸

六、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

1、

類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體四大

比較晶體

構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電的比

子較

形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用2、

熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低典型

晶體

硬度硬而脆大小有高、有低

的結(jié)

導(dǎo)電性不良（熔融或水絕緣、半不良良導(dǎo)體

構(gòu)特

物溶液中導(dǎo)電）導(dǎo)體

征

理傳熱性不良不良不良良

性延展性不良不良不良良

質(zhì)1)

溶解性易溶于極性溶不溶于任極性分子易溶一般不溶于溶劑，鈉

NaCl

劑,難溶于有機(jī)何溶劑于極性溶劑；非等可

溶劑極性分子易溶與水、醇類、酸類反

屬

于非極性溶劑應(yīng)

于離

中

子晶

典型實(shí)例金剛石鈉、鋁、鐵

NaOH、NaClp4＞干冰、硫

體。日日

胞中每個(gè)Na’四周吸引著6個(gè)C1，這些構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)口一四周吸引著6

個(gè)Na,,Na\個(gè)數(shù)比為1：1,每個(gè)Na,與12個(gè)Na*等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na,

和4個(gè)Cl,

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)（或Cs『）四周與之最接近且距離相等的Cs，（或）