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第七章 元素与元素性质的周期性

第七章 元素与元素性质的周期性. 医药化工学院：梁华定. §7 － 1 原子的起源和演化. 一、宇宙之初： 宇宙之初只有中子，大爆炸 11min 后充满几乎等量的中子、质子和电子。 2h 后，宇宙中绝大部分物质便是氢原子及相当数量的氦原子，其后，氢原子和氦原子凝聚成星团，其它原子之生开始。 二、氢燃烧。 核聚变，由氢转变成氦，释放出巨大能量。 三、氦燃烧。 产生 12 C ，导致诞生 16 O 、 24 Mg 、 20 Ne 等新原子。 四、碳燃烧。 燃烧得到质量数为 20 左右的镁钠等

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第七章 元素与元素性质的周期性

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  1. 第七章 元素与元素性质的周期性 医药化工学院：梁华定

  2. §7－1 原子的起源和演化 • 一、宇宙之初：宇宙之初只有中子，大爆炸11min后充满几乎等量的中子、质子和电子。2h后，宇宙中绝大部分物质便是氢原子及相当数量的氦原子，其后，氢原子和氦原子凝聚成星团，其它原子之生开始。 • 二、氢燃烧。核聚变，由氢转变成氦，释放出巨大能量。 • 三、氦燃烧。产生12C，导致诞生16O、24Mg、20Ne等新原子。 • 四、碳燃烧。燃烧得到质量数为20左右的镁钠等 • 五、α过程。反应放出氦核熔入12C核产生更多的16O，溶入16O核产生更多的24Mg，熔入24Mg核产生28Si，熔入28Si产生32S，熔入32S核产生36Ar，最后停止在生成40Ca。

  3. 六、e过程 • 新的核反应，产生从钛到铜各种原子。其中56Fe的丰度最大。 • 七、重元素的诞生 • “中子浮获”“质子俘获” ，“中子浮获”诞生了质量数为６３－２０９的核素。 “质子俘获” 过程诞生了３６种核素，从最轻的74Se到最重的196Hg。 • 八、宇宙大爆炸理论的是非 • ３个事实支撑该理论：元素丰度、背景辐射、恒星光谱的红外现象。 • 争论：宇宙年龄、宇宙大小、宇宙膨胀速度即所谓“哈勃常数”的取值不一致。

  4. §7－2 现代周期表一、门捷列夫周期表 德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。 在一八六九年二月十九日，他终于发现了原素周期律。他的周期律说明：简单物体的性质，以及元素化合物的形式和性质，都和元素原子量的大小有周期性的依赖关系。门捷列夫在排列元素表的过程中，又大胆指出，当时一些公认的原子量不准确。如那时金的原子量公认为169.2，按此在元素表中，金应排在锇、铱、铂的前面，因为它们被公认的原子量分别为198.6、6.7、196.7，而门捷列夫坚定地认为金应排列在这三种元素的后面，原子量都应重新测定。大家重测的结果，锇为190.9、铱为193.1、铂为195.2，而金是197.2。实践证实了门捷列夫的论断，也证明了周期律的正确性。

  5. 在门捷列夫编制的周期表中，还留有很多空格，这些空格应由尚未发现的元素来填满。门捷列夫从理论上计算出这些尚未发现的元素的最重要性质，断定它们介于邻近元素的性质之间。例如，在锌与砷之间的两个空格中，他预言这两个未知元素的性质分别为类铝和类硅。就在他预言后的四年，法国化学家布阿勃朗用光谱分析法，从门锌矿中发现了镓。实验证明，镓的性质非常象铝，也就是门捷列夫预言的类铝。镓的发现，具有重大的意义，它充分说明元素周期律是自然界的一条客观规律；为以后元素的研究，新元素的探索，新物资、新材料的寻找，提供了一个可遵循的规律。元素周期律象重炮一样，在世界上空轰响了！在门捷列夫编制的周期表中，还留有很多空格，这些空格应由尚未发现的元素来填满。门捷列夫从理论上计算出这些尚未发现的元素的最重要性质，断定它们介于邻近元素的性质之间。例如，在锌与砷之间的两个空格中，他预言这两个未知元素的性质分别为类铝和类硅。就在他预言后的四年，法国化学家布阿勃朗用光谱分析法，从门锌矿中发现了镓。实验证明，镓的性质非常象铝，也就是门捷列夫预言的类铝。镓的发现，具有重大的意义，它充分说明元素周期律是自然界的一条客观规律；为以后元素的研究，新元素的探索，新物资、新材料的寻找，提供了一个可遵循的规律。元素周期律象重炮一样，在世界上空轰响了！

  6. 由于时代的局限性，门捷列夫的元素周期律并不是完整无缺的。一八九四年，惰性气体氛的发现，对周期律是一次考验和补充。一九一三年，英国物理学家莫塞莱在研究各种元素的伦琴射线波长与原子序数的关系后，证实原子序数在数量上等于原子核所带的阳电荷，进而明确作为周期律的基础不是原子量而是原子序数。在周期律指导下产生的原于结构学说，不仅赋予元素周期律以新的说明，并且进一步阐明了周期律的本质，把周期律这一自然法则放在更严格更科学的基础上。元素周期律经过后人的不断完善和发展，在人们认识自然，改造自然，征服自然的斗争中，发挥着越来越大的作用。由于时代的局限性，门捷列夫的元素周期律并不是完整无缺的。一八九四年，惰性气体氛的发现，对周期律是一次考验和补充。一九一三年，英国物理学家莫塞莱在研究各种元素的伦琴射线波长与原子序数的关系后，证实原子序数在数量上等于原子核所带的阳电荷，进而明确作为周期律的基础不是原子量而是原子序数。在周期律指导下产生的原于结构学说，不仅赋予元素周期律以新的说明，并且进一步阐明了周期律的本质，把周期律这一自然法则放在更严格更科学的基础上。元素周期律经过后人的不断完善和发展，在人们认识自然，改造自然，征服自然的斗争中，发挥着越来越大的作用。

  7. 门捷列夫发现了元素周期律，在世界上留下了不朽的光荣，人们给他以很高的评价。恩格斯在《自然辩证法》一书中曾经指出。“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可以和勒维烈计算尚未知道的行星海王星的轨道的勋业居于同等地位。”门捷列夫发现了元素周期律，在世界上留下了不朽的光荣，人们给他以很高的评价。恩格斯在《自然辩证法》一书中曾经指出。“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可以和勒维烈计算尚未知道的行星海王星的轨道的勋业居于同等地位。” • 门捷列夫除了完成周期律这个勋业外，还研究过气体定律、气象学、石油工业、农业化学、无烟火药、度量衡等。由于他总是日以继夜地顽强地劳动着，在他研究过的这些领域中，都在不同程度上取得了成就。 　　 • 一九0七年二月二日，这位享有世界盛誉的科学家，因心肌梗塞与世长辞了。但他给世界留下的宝贵财产，永远存留在人类的史册上。

  8. 宝塔式周期表

  9. 三角形周期表

  10. 元素周期表

  11. 二、 周期表族序号的新标法 • 第一种形式：1970年IUPAC推荐，苏联、欧洲国家采用，其族序号标法为：从ⅠA-ⅧA，然后是ⅠB-ⅦB，0族结束。 • 第二种形式：美国采用，其族序号标法为我国教科书使用的标法：包括主族ⅠA-ⅦA，Ⅷ，副族ⅠB-ⅦB，0族。 • 第三种形式：1983年11月美国化学会通过采用，其族序号标法为：采用阿拉伯数字编号，即从1到18。将d区元素3－12族标以d字样。 • 第四种形式：1984年IUPAC提出，其族序号标法为：采用阿拉伯数字编号，即从1到18标出。锕系和镧系元素使用了不同记号标记。

  12. 三、元素区的划分

  13. 三、元素的分区

  14. 3d 4s (a) [Ar] (b) [Ar] §7－３ 原子电子构型一、核外电子排布三原则 • 能量最低原理：电子优先占用能量最低的轨道，填满低能量轨道后，再填其余能量最低的轨道。根据顺序图, 电子填入轨道时遵循下列次序： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p • 保里不相容原理：在同一个原子内不可能出现四个量子数完全一样的电子。或句话说，每个轨道最多只能填两个电子而且自旋方向必须相反。 • 洪特规则：电子在能量相同的简并轨道上填充时，尽量分占不同的轨道，且自旋方向相同。此状态能量很低，有时甚至舍低能量轨道而就洪特规则。 例如 Mn 原子3d 轨道中的 5 个电子按下面列出的方式(a) 而不是按方式(b)排布.

  15. 二、方阵图示扩展的Aufbau构造原理 • (1)构造＊

  16. （2）应用 • （1）现有元素基态原子的核外电子排布 • （2）现有周期表中各周期分能级次序排列和各周期总成员：第六周期 6s 4f 5d 6p Zn-Zn-1=86-54=32 • (3)予测高周期表元素电子分能级排列次序和各周期总成员：第7周期 7s 5f 6d 7p Zn-Zn-1=118-86=32 第8周期 8s 5g 6f 7d 8p Zn-Zn-1=168-118=50 第9周期 9s 6g 7f 8d 9p Zn-Zn-1=218-118=50 • (4)闭壳层惰性结构的希有气体的基态原子核外电子排布和原子实的原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 7 8 9 原子序 2 10 18 36 54 86 （118）（168）（218） • 展望5g或6g电子在基态原子中开始填充的原子序数 5g （121－138）6g（171－188）

  17. Atom Energy level order Spectrum experimental order 4 2 5 1 Cr [Ar] 3 d 4 s [Ar] 3 d 4 s 4 2 5 1 Mo [Kr] 4 d 5 s [Kr] 4 d 5 s 9 2 10 1 Cu [Ar] 3 d 4 s [Ar] 3 d 4 s 9 2 10 1 Ag [Kr] 4 d 5 s [Kr] 4 d 5 s 14 9 2 14 10 1 Au [Xe] 4 f 5 d 6 s [Xe] 4 f 5 d 6 s ◆ 记住一些重要的例外, 它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相 对稳定性有关. 表中给出几个例子.

  18. §10－４ 元素性质的周期性 • 一、原子半径

  19. 二、元素的电离势

  20. 三、 电子亲合势

  21. 四、元素电负性研究的一些进展 • 一、Pauling电负性概念及其应用 • 1、 Pauling电负性概念及标度 • 1932年Pauling第一次定义：“分子中原子吸引电子的能力” 并以热化学数据为基础得出电负性标度。 • A、标度方法：发现：异核双原子分子A－B键能具有平均加和性即 E（A－B）＝1／2[E（A－A）+ E（B－B）] E（A－B）为分子正常（纯）共价单键键能（“纯”即无离子性） • 而A－B的实际键能 D（A－B） ＞ E（A－B）其差值Δ为： Δ＝ D（A－B）－E（A－B）＝ D（A－B）－ 1／2[E（A－A）+ E（B－B）] 来自键附加的离子性，离子性越大， Δ越大 即1／2A2（g） ＋1／2B2（g） →AB（g） Δ＝Q • 定义Δ＝（ΧA-ΧB)2（ev) ＝96（ΧA-ΧB)2（KJ/mol) 设ΧH＝2.1 求出Pauling标度相对电负性值。 • B、讨论：（1）后改为ΧF＝4.0（2）当 E（A－A）与 E（B－B）的数值相差较大时，出现Δ＜0：采用 Δ1＝ D（A－B）－[E（A－A）＊ E（B－B）] 1／2 Δ1＝ 96（ΧA-ΧB)2（KJ/mol)进行标度

  22. 2、 Pauling电负性与化学键的离子性百分数 • A、关系式：键的离子百分数ion%=1－e-1/4 （ΧA-ΧB)2 • 计算值 (ion%) HF 60% HCl 19% HBr 11% HI 4% 实验值(ion%) 45% 17% 12% 5% • 实验值的测定方法：根据离子型H＋X－算得电偶极矩ere,及实验值μ0由ion%= μ0/ ere求得 • ere HF 4.42 HCl 6.07 HBr 6.82 HI 7.74 μ0 1.98 1.03 0.79 0.38 ion% 45 17 12 5 • B、讨论：（1）HF实验值与计算值相差较大，与HF在液态时存在氢健有关，氢键键角1400使实验值大大低于计算值。 • （2）公式仅考虑电负性的影响，而影响因素还有：孤对电子、轨道杂化形式对成键电子电荷分布的影响。 • （3）考虑有效主量子数和成键电子数，提出一种计算化学键离子性的新方法 ，见P428：10－6

  23. 3、电负性的其它标度 • （1）静电方法的Allred-Rochow标度 • 1958年提出：F＝Z*e2/rcov2 • ΧA=0.359 Z*/rcov2+0.744 • 例Cl:1s22s22p63s23p5 σ=2*1+8*0.85+7*0.35=11.25 Z* =17-11.25=5.75 已知 rcov=0.99A ΧA=0.359 *5.75/0.992+0.744=2.9 ΧP=3.1 • （2）密立根(Mulliken)和捷飞(Jaffe)法标度 • 1934年提出: ΧM=1/2(IA+EA) • ΧP=ΧM/3.15 • 特点：建立在物理测定上，反映了原子吸引电子的能力；缺点： EA数据不足。

  24. 3、规律： • 主族元素从上到下同族，电负性依次减小，从左到右同周期，电负性依次增大；副族从上到下电负性变化较不规律，大致是d轨道电子数很少时，与主族规律相同，d轨道电子数多时与主族相反

  25. ４、应用 • （1）判断元素的金属性 Χ≤1 金属 Χ＝1.5±0.4为弱金属 Χ≥2非金属 • (2)判断化合物高低 Χ越大的元素，可形成高价化合物 • F Cl Br ICr 3 3 3 3Mo 6 6 4 4 W 6 6 6 4

  26. (3)估测键的极性、键长 • Pauling: ion%=1－e-1/4 （ΧA-ΧB)2 Hmuy-Smyfh:ion%=0.16 ΔΧ+0.035 (ΔΧ)2 • 键长：rA-B＝ rA＋rB－C|ΔΧ|（若为第二周期 C＝ 0.09，若A、B不在第二周期：C＝ 0.18／P P为B元素的族数） • （4）估测酸强度 • 基团中加入电负性大的元素时或带上正电荷时，Χ增大。 ΧNO3 > ΧNO2 > ΧN > ΧNH2 > ΧNH4 ΧO > ΧOH > ΧNH2 > ΧHS > ΧSCN ΧSO4 > ΧSO3 > ΧSOH > ΧS> ΧSH

  27. 二、电负性和价态 • 1、价态电负性的热化学标度 • A、正氧化数越高，吸引电子能力越强，电负性Χ越大。B、影响原子吸引电子能力的因素：成键价电子的数目和成键价电子的能量，即价态和价态的能量。 C、对于0价： Χ0∝EA即Χ0＝k0EA 对于＋1价： Χ1∝（I1＋EA） 即Χ0＝k0（I1＋EA）对于＋2价：Χ2∝（I1＋I2＋EA）即Χ0＝k0（I1＋I2＋EA） 取基准值Ne，其各种价态的原子的电负性值ΧiB＝ 4.00, 求出元素价态电负性的热化学标度ΧiB • 讨论：（1）元素最常见的价态电负性值ΧiB与ΧiP接近 • （2）大多数元素价态原子价态越高， ΧiB越大； 少数元素价态原子价态越高， ΧiB越少;如Cl Br S As Se • 解释：不稳定性、氧化性：H2SO3＞ H2SO4 HClO＞ HClO2＞ HClO3＞ HClO4 价态越高，Cl电负性越少， ΔΧ越大，离子性越大，强度越大，热稳定性越高。 • （3）更好地反映了配合物的Irving-Williams序列Mn2+(1.42)< Fe2+(1.56)< Co2+(1.65)< Ni2+(1.73)< Cu2+(1.88)>Zn2+(1.76)

  28. 2、价态电负性的静电作用标度 • 影响电负性的因素：I1和rcov ΧiZ=0.241 n*(Iz/R)1/2/rcov2+0.775 • 讨论：（1） ΧiZ与ΧiP相似,能较好地反映配合物稳序：Mn2+(1.42)< Fe2+(1.56)< Co2+(1.65)< Ni2+(1.73)< Cu2+(1.88)>Zn2+(1.76) • （2）ΧiZ与ΧiP比ΧA与ΧP更好地反映出元素的第二周期性特征，更准确反映化学元素的周期性。 P区元素价态电负性值有如下规律： 第二周期＞＞第三周期≈第四周期＞第五周期≈第六周期

  29. §10－５ 周期性的非规则性 • 一、氢和第二周期元素的特殊性 • 1、氢的特殊性 ⅠA ？ ⅦA ？ • （1）氢有＋1氧化态，其半径只有10－3pm ,在水溶液中不能独立存在（H9O4＋），它不易形成离子键，易形成共价键。 • （2）氢也能呈－1氧化态，形成H－离子，像卤素。 离子 H－F- Cl- Br- I- 离子半径（pm) 154 133 181 196 220 标准电极电势(v) -2.25 2.87 1.36 1.087 0.535 A、H－是强还原剂，常用作脱水剂，可用作贮氢材料。 • B、如何证实：熔融电解，阳极放出氢气；与水反应。

  30. 2、第二周期元素的特殊性 • （1）第二周期元素的化学性质与其它周期的同族元素相比，很特殊。 • A、原子半径最小，电负性最高。2LiOH→Li2O+H2O 2LiCO3→Li2O+CO2↑ LiH →(-) 2NaOH→ (-) Na2CO3 → (-) 2NaH →2Na+H2↑ • B、原子半径小，形成重键如N2 O2 CO2 而第三周期元素由于原子半径大形成单键如P4 S8 SiO2 • C、第二周期元素不含d轨道（最大杂化方式sp3,最多共价键数4），第三周期d轨道参与成键，配位数可达5－7。如PCl5 SF6 • NCl3 +H20 →NH3+HClO PCl5 +H20 →NCl+H3PO4 2R3P +O2→2R3PO Et3NO→ Et2NOH + CH2=CH2 • (2)对角线规则 • Li Be B C (族数增大，相似性减少） Na Mg Al Si(用极化规点解释）

  31. 二、第二周期性 1、俄国的拜仑Biron 1915年在无法制得HBrO4的启发下，发现族内元素随原子序数递增，其参数和性质的递变规律存在二种模式：A、显示新单调的增减递变模式；B、显示波动交替增减递变模式。 2、B模式称为“第二周期性”，普遍存在，为各族所共有，族数越大，表现越显著。 3、第二周期性是基于下列两个因素：（1）阐明元素性质除考虑最外层电子排布，还应考虑内层电子排布的影响； （2）周期表中元素排列是中性和非激发态的原子，而实际物质中元素的原子在周围环境影响下才能表现出具体的性质，这种激发态的原子的电子排布在周期表元素排列中末得到反映。

  32. 4、举列：以碳族为例 • (1)锌和盐酸还原碳族卤化物的反应。 • C—X → C—H(在Zn/HCl作用下） Si—X → (-) (在Zn/HCl作用下） Ge—X → Ge—H(在Zn/HCl作用下） Sn—X → (-) (在Zn/HCl作用下） • (2)四氢化物的水解 • CH4+OH-→ (-) SiH4 +2 OH-→ [SiH4(OH)2]2- →H2+H3Si(OH)32- GeH4+OH-→ (-)

  33. (3)有机锂与三苯基碳族元素氢化物（C6H5)3MH的反应（C6H5)3CH+LiR → （C6H5)3CLi+HR（C6H5)3SiH+LiR → （C6H5)3SiR+HLi （C6H5)3GeH+LiR → （C6H5)3GeLi+HR （C6H5)3SnH+LiR → （C6H5)3SnR+HLi • (4)生成焓的交替变化 • 氯化物 CCl4 SiCl4 GeCl4 SnCl4 ΔНƒφ(kj/mol) -102.9 -657.0 -495.8 -471.5 • 溴化物 CBr4 SiBr4 GeBr4 SnBr4 ΔНƒφ(kj/mol) 79 -415.5 -300 -314.6 • (5)电离势 • 元素 C Si Ge Sn Pb I3+I4(kj/mol) 10820 7580 7710 6870 7160

  34. 5、原子模型的松紧规律（杭大：金松寿） • （1）提出依据：认为把屏蔽系数σ作为与核无关的传统处理方法是过于粗略。 • ①随核电荷数递增1s电子逐渐紧缩→对第二层电子的屏蔽常数比理想状态要稍大一些→第二层电子比理想状态疏松→对第三层电子的屏蔽相应变弱→第三层电子比理想状态较紧。 • 依次相邻电子层交替出现较理想状态的附加紧松效应即屏蔽连锁效应。 • 屏蔽连锁效应模式一（对于ⅠA、ⅡA） 第六周期 第五周期 第四周期 第三周期 第二周期 2s22p6（松） 2s22p6（松） 2s22p6（松） 2s22p6（松） 2s（松） 3s23p6（紧） 3s23p6（紧） 3s23p6（紧） 3s（紧） 4s24p6（松） 4s24p6（松） 4s（松） 5s25p6（紧） 5s（紧） 6s（松）

  35. 屏蔽连锁效应模式二（对于ⅣA、ⅦA） 第六周期 第五周期 第四周期 第三周期 第二周期 2s22p6（松） 2s22p6（松） 2s22p6（松） 2s22p6（松）2s22p（松） 3s23p63d10（紧）3s23p63d10（紧）3s23p6（紧）3s23p（紧） 4s2p6d10f14（松）4s24p6（松） 3d10 （松） 5s25p6（紧） 4d10（紧） 4s24p（紧） 5d10 （松） 5s25p（松） 6s26p（紧） • ②附加效应 A、s2屏蔽特小效应；B、d10屏蔽特小效应。 • 总结果： 原子模型的松紧规律 模式一（对于ⅠA、ⅡA） 模式一（对于ⅣA、ⅦA） • 周期 最外层电子 总结果 最外层电子 总结果 原因 2 2s 偏松 2sp 偏紧 s2屏蔽特小效应3 3s 偏紧 3sp 偏松 （与2、4周期比）44s 偏松 4sp 偏紧d10屏蔽特小效应5 5s 偏紧 5sp 偏松 6 6s 偏松 6sp 偏紧 s2屏蔽特小效应 • 同族元素的原子参数都有一定的周期规律，原子模型的松紧规律，则是在总趋势的基础上的附加效应。松紧规律可表现在同族元素的电离能、电负性、半径、氧化态等各种基本性质上揭示微小差别的原因。

  36. 三、过渡后p区元素的非规律性 • 1、第四周期元素性质的特殊性：非金属元素砷、硒、溴的最高价氧化态不稳定。 • 举例：（1）高价氧化物比三、五周期元素化合物强；ψøClO3-/Cl-(1.47)< ψøBrO3-/Br-(1.52)> ψøIO3-/I-(1.20) • (2)PCl5、SbCl5稳定，AsCl5不稳定 AsBr5、AsI5不存在 ΔƒHø：SF6（－1210）、SeF6（－1030）、TeF6（－1369） • 解释：从松紧模型B看,4sp偏紧，然4s比4p吸得更紧，所以4s、4p电离势差值将附加加大，因此4s较稳定，而呈低价。 • 2、第五周期元素性质的特殊性 • 由于5sp较松（4d紧）举例：（1）如电子排布 第四周期 V(d3s2) Cr(d5s1) Fe(d6s2) Co(d7s2) Ni(d8s2) 第五周期 Nb(d4s1) Mo(d5s1) Ru(d7s1) Rh(d8s1) Pd(d10s0) 第六周期 Ta(d3s2) W(d4s2) Os(d6s2) Ir(d7s2) Pt(d9s1) 第五周期5s松4d紧，5s电子落入4d层，以求体系更稳定。 • （2）第五周期Ag易失去较松5s电子难失去4d电子而只形成－1价，Cu、Au易形成高价化合物。

  37. 3、第六周期元素性质的特殊性：6s2惰性电子对效应3、第六周期元素性质的特殊性：6s2惰性电子对效应 • 举例：（1）PbO2 NaBrO3非常强的氧化性 5BiO3- +2Mn2+ +14H+→5Bi3+ +2MnO4- +7H20 5PbO2 +2Mn2+ +4H+→5Pb2+ +2MnO4- +2H20 • (2)PbS2、 PbI4不存在 • 解释：（1）从松紧模型B看,6sp偏紧，然6s比6p吸得更紧，所以6s、6p电离势差值将附加加大，因此6s较稳定，不易失去，而呈低价； • （2）Huheey认为：与重元素的成键能力有关。A、形成高氧化态物种时，需要激发能加大；B、原子序数大的元素本身固有的成键能力比较差（电子层重叠密度小，内层电子排斥力较大。） • 作业：7－4、7－5、7－6、7－7、7－9 7－10、7－11、7－12、7－13、7－18

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