專題一-非金屬元素小結(jié)課件

專題一

非金屬元素小結(jié)§Z1.3含氧酸§Z1.2分子型氫化物§Z1.1非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)§Z1.4非金屬含氧酸鹽的某些性質(zhì)§Z1.5p區(qū)元素在周期性變化上的某些特殊性專題一非金屬元素小結(jié)§Z1.3含氧酸§Z1.21Z1.1.2非金屬單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)Z1.1.1非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和物理性質(zhì)§Z1.1非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)Z1.1.2非金屬單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)Z1.1.1非金2原子間大都以二中心二電子共價鍵相結(jié)合，每個原子形成的共價鍵數(shù)目大多符合8-N規(guī)則。Z1.1.1非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和物理性質(zhì)分子晶體原子晶體過渡型的層狀晶體非金屬單質(zhì)的晶體結(jié)構(gòu)在非金屬單質(zhì)結(jié)構(gòu)中，有的由于形成π鍵、多中心鍵或d軌道參與成鍵，鍵型發(fā)生變化，這時成鍵形式就不遵守8-N規(guī)則。原子間大都以二中心二電子共價鍵相結(jié)合，每個原子形成的共價鍵數(shù)3專題一-非金屬元素小結(jié)ppt課件4

非金屬元素按其單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)大致可以分成三類：

小分子組成的單質(zhì)。在通常情況下，它們是氣體，其固體為分子型晶體，熔點、沸點都很低。

多原子分子組成的單質(zhì)。例如環(huán)狀的S8和Se8，四面體的P4和As4，長鏈狀的Sx、Sex和Tex。通常情況下，它們是固體，為分子型晶體，熔、沸點不高，但比第一類單質(zhì)的高。

大分子單質(zhì)。如金剛石、晶態(tài)硅和單質(zhì)硼等，它們都是原子晶體，熔點、沸點極高，難揮發(fā)。層狀結(jié)構(gòu)的過渡型晶體，如石墨、黑磷、灰砷等。非金屬元素按其單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)大致可以分成三類5Z1.1.2非金屬單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)活潑的非金屬與金屬元素形成鹵化物、氧化物、硫化物、氫化物或含氧酸鹽等，非金屬元素彼此之間也能形成鹵化物、氧化物、無氧酸、含氧酸等。

大部分非金屬單質(zhì)不與水反應(yīng)，鹵素（除氟外）僅部分地與水反應(yīng)，碳在赤熱條件下才與水蒸氣反應(yīng)。

非金屬一般不與非氧化性稀酸反應(yīng)，硼、碳、磷、硫、碘、砷等被濃HNO3、濃H2SO4及王水氧化，硅在含氧酸中被鈍化，只能在有氧化劑（如HNO3）存在的條件下與氫氟酸反應(yīng)。Z1.1.2非金屬單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)活潑的非金屬與金屬元6除碳、氮、氧外，非金屬單質(zhì)可和堿溶液反應(yīng)：X=Cl(>75℃)、Br和I(室溫)對于有變價的非金屬元素在堿溶液中主要發(fā)生歧化反應(yīng)，而Si、B則從堿溶液中置換出H2。在濃堿時，F(xiàn)2能將OH-中的負二價氧氧化為O2放出。2F2+4OH-=4F-+O2+2H2O除碳、氮、氧外，非金屬單質(zhì)可和堿溶液反應(yīng)：X=Cl(>7Z1.2.3水溶液的酸堿性Z1.2.2還原性Z1.2.1熱穩(wěn)定性§Z1.2分子型氫化物Z1.2.3水溶液的酸堿性Z1.2.2還原性Z18非金屬元素大多能形成具有最低氧化態(tài)的共價型氫化物。它們在通常情況下為氣體或揮發(fā)性液體，熔、沸點都按元素在周期表中所處的族和周期呈周期性的變化。Z1.2.1熱穩(wěn)定性B2H6CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBrSbH3H2TeHI非金屬元素大多能形成具有最低氧化態(tài)的共價型氫9在同一族中，沸點從上到下遞增，但是相比之下，第二周期的NH3、H2O及HF的沸點異常的高，這是由于在這些分子間存在著氫鍵，分子間的締合作用特別強的緣故。有些非金屬元素如C、Si、B還能形成非金屬原子數(shù)≥2的一系列氫化物，例如C能生成種類繁多的烴類；Si能形成通式為SinH2n+2（8≥n≥1）一系列硅烷；硼則有包括BnHn+4和BnHn+6兩大類在內(nèi)的20多種硼烷。在同一族中，沸點從上到下遞增，但是相比之下10非金屬與氫的電負性（χH=2.2）相差越大，所生成的氫化物越穩(wěn)定；反之，越不穩(wěn)定。

分子型氫化物的熱穩(wěn)定性是指其是否易于分解為組成元素的單質(zhì)。從熱力學(xué)角度看，這些氫化物的標(biāo)準(zhǔn)生成自由能或標(biāo)準(zhǔn)生成焓越負，氫化物越穩(wěn)定。分子型氫化物的熱穩(wěn)定性，在同一周期中，從左到右逐漸增強；在同一族中，自上而下逐漸減小。非金屬與氫的電負性（χH=2.2）相差越11

除HF以外，其他分子型氫化物都有還原性，其變化規(guī)律與穩(wěn)定性的增減規(guī)律相反，穩(wěn)定性大的氫化物，還原性小。還原性增強↓B2H6CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBr(SnH4)SbH3H2TeHI←還原性增強Z1.2.2還原性除HF以外，其他分子型氫化物都有還原性，其變化12氫化物AHn的還原性來自An-，在周期表中，從右向左，自上而下，元素A的半徑增大，電負性減小，An-失電子的能力按此順序遞增，所以，氫化物的還原性按此方向增強。這些氫化物能與氧、鹵素、高氧化態(tài)的金屬離子以及一些含氧酸鹽等氧化劑作用。

與O2的反應(yīng)：氫化物AHn的還原性來自An-，在周期表中，132HBr+Cl2=2HCl+Br2H2S+Cl2=2HCl+S8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2

PH3+4Cl2=PCl5+3HCl

與Cl2的反應(yīng)：

與氧化性金屬離子的反應(yīng)：2AsH3+12Ag++3H2O=As2O3+12Ag↓+12H+2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+

與氧化性含氧酸鹽的反應(yīng)：6H＋＋6I-+ClO3-=3I2+Cl-+3H2O6Cl-+Cr2O72-+14H+=3Cl2↑+2Cr3++7H2O5H2S+2MnO4-+6H+=2Mn2++5S↓+8H2O2HBr+Cl2=2HCl+Br214非金屬元素的氫化物在水溶液中的酸堿性和該氫化物在水中給出或接受質(zhì)子能力的相對強弱有關(guān)，即取決于下列質(zhì)子傳遞反應(yīng)的平衡常數(shù)Ka或pKa的大小：

Ka越大或pKa越小，酸的強度越大。如果氫化物的pKa小于H2O的pKa，它們給出質(zhì)子，表現(xiàn)為酸。Z1.2.3水溶液的酸堿性HA+H2OH3O++A-非金屬元素的氫化物在水溶液中的酸堿性和該氫化15酸性增強↓NH339H2O15.74HF3.15PH327H2S6.89HCl-6.3AsH3≤23H2Se3.7HBr-8.7H2Te2.6HI-9.3酸性增強→各氫化物的酸性遞變規(guī)律：(1)同族元素氫化物從上→下酸強度增大；(2)同周期從左→右酸性增強酸性增強↓NH339H2O15.74HF316

從能量角度來看，分子型氫化物在水溶液中酸性的強弱，取決于下列反應(yīng)?rGm?的大小。HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)=-T

從結(jié)構(gòu)角度分析，分子型氫化物酸性的強弱決定于與質(zhì)子直接相連的原子的電子密度的大小，若該原子的電子密度越大，對質(zhì)子的引力越強，酸性越小，反之則酸性越大。從能量角度來看，分子型氫化物在水溶液中酸性的強弱，取決于下17Z1.3.3含氧酸的強度Z1.3.2含氧酸及其酸根的結(jié)構(gòu)Z1.3.1最高氧化態(tài)氫氧化物的酸堿性§Z1.3含氧酸Z1.3.3含氧酸的強度Z1.3.2含氧酸及其酸18Z1.3.1最高氧化態(tài)氫氧化物的酸堿性第二周期非金屬元素第三周期非金屬元素非金屬元素R+nB+3C+4N+5Si+4P+5S+6Cl+7r(R+n)/r(OH-)0.150.110.080.300.250.210.19配位數(shù)3224433最高氧化態(tài)氫氧化物R(OH)nB(OH)3C(OH)4N(OH)5Si(OH)4P(OH)5S(OH)6Cl(OH)7脫水后的氫氧化物不脫水H2CO3HNO3H2SiO3或不脫水H3PO4H2SO4HClO4第二、第三周期非金屬元素最高氧化態(tài)氫氧化物的組成Z1.3.1最高氧化態(tài)氫氧化物的酸堿性第二周期非金屬元19

ROH按堿式還是酸式解離，與陽離子的極化作用強弱有關(guān)，陽離子的電荷越高，半徑越小，則這陽離子的極化作用越強。

若以R–O–H表示脫水后的氫氧化物，則在這分子中存在著R–O及O–H兩種極性鍵，ROH在水中有兩種解離方式：堿式解離:酸式解離:Φ=陽離子電荷/陽離子半徑=z/r若R+n的Φ值大，ROH以酸式解離為主；若R+n的Φ值小，ROH傾向于堿式解離。ROH按堿式還是酸式解離，與陽離子的極化作用20

非金屬元素的含氧酸的酸根中，中心成鍵原子與氧原子之間除了形成σ鍵以外，還可能形成π鍵，不過由于中心原子的電子構(gòu)型不同，形成的π鍵類型不完全一樣。第二周期成酸元素的價電子層沒有d軌道，除硼酸根離子外，其它含氧酸根離子中，成酸的中心原子以sp2雜化軌道與氧原子成鍵，電子對空間構(gòu)型為平面三角形。含氧酸根離子有配位數(shù)為3的RO3n-和配位數(shù)為2的RO2n-兩種形式。Z1.3.2含氧酸及其酸根的結(jié)構(gòu)非金屬元素的含氧酸的酸根中，中心成鍵原子與氧原子之間除了形21H3BO3H2CO3HNO3H3BO3H2CO3HNO322第三周期成酸的非金屬元素可能形成RO4n-、RO3n-、RO2n-和ROn-等類型的含氧酸根離子，其中心原子R都是以sp3雜化軌道成鍵，所以這些離子的電子對空間構(gòu)型都是正四面體，而離子的形狀則依次分別為正四面體、三角錐、V形和直線形。Cl第三周期成酸的非金屬元素可能形成RO4n-、RO3n-、R23

第四周期元素的含氧酸價電子對為四面體排布，成酸原子的配位數(shù)為4。第五周期的元素能以激發(fā)態(tài)的sp3d2雜化軌道形成八面體結(jié)構(gòu)。從上述分析可以看出：(1)同一周期元素的含氧酸結(jié)構(gòu)相似，分子中非羥基氧原子數(shù)隨中心原子半徑的減小而增加；(2)同族元素的含氧酸隨中心原子半徑的遞增，分子中的羥基數(shù)增加，而非羥基氧原子數(shù)減少。第四周期元素的含氧酸價電子對為四面體排布，成酸原子的配位數(shù)24

同無氧酸相似，含氧酸在水溶液中的強度決定于酸分子中質(zhì)子轉(zhuǎn)移傾向的強弱：質(zhì)子轉(zhuǎn)移的傾向越大，酸性越強，反之則越弱。

當(dāng)R的半徑較小，電負性較大，氧化數(shù)較高時，R吸引羥基氧原子的能力強，能夠有效地降低氧原子上的電子密度，使O—H鍵的極性增強，容易釋放出質(zhì)子，而表現(xiàn)出較強的酸性。這一經(jīng)驗規(guī)則稱為R—O—H規(guī)則。Z1.3.3含氧酸的強度R―O―H+H2OH3O++RO-同無氧酸相似，含氧酸在水溶液中的強度決定25按照R—O—H規(guī)則：(1)同一周期、同種類型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左至右依次增強，而同一族，則自上至下依次減弱；(2)對于同一元素不同氧化態(tài)的含氧酸，則高氧化態(tài)含氧酸的酸性較強，低氧化態(tài)含氧酸的酸性較弱。例如：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO

R—O—H規(guī)則是定性規(guī)則，只考慮了與羥基相連的R對酸強度的影響，沒有考慮與R相連的氧原子的影響。按照R—O—H規(guī)則：R—O—H規(guī)則是定性規(guī)則26(1)含氧酸的逐級電離常數(shù)之比為10-5，即K1:K2:K3…≈1:10-5:10-10…，或pK的差值為5。(2)

HnROm可寫為ROm-n(OH)n，分子中的非羥基氧原子數(shù)N=m-n。含氧酸的K1與非羥基氧原子數(shù)N有如下關(guān)系：K1≈105N-7即pK1≈7-5N鮑林半定量規(guī)則：化學(xué)式NK1pK1酸性R(OH)n010-7~10-147~14很弱RO(OH)n1約10-2約2中強偏弱RO2(OH)n2約103約-3強RO3(OH)n3約108約-8最強(1)含氧酸的逐級電離常數(shù)之比為10-5，即K1:K2:K27Z1.4.3熱穩(wěn)定性Z1.4.2水解性Z1.4.1溶解性§Z1.4非金屬含氧酸鹽的某些性質(zhì)Z1.4.4含氧酸及其鹽的氧化還原性Z1.4.3熱穩(wěn)定性Z1.4.2水解性Z1.4.28含氧酸鹽的絕大部分鈉鹽、鉀鹽、銨鹽以及酸式鹽都易溶于水。其它含氧酸鹽在水中的溶解性：硝酸鹽、氯酸鹽都易溶于水，且溶解度隨溫度的升高而迅速地增加。硫酸鹽大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4和PbSO4難溶于水，CaSO4、Ag2SO4和Hg2SO4微溶于水。碳酸鹽大多數(shù)都不溶于水，其中又以Ca2+、Sr2+、Ba2+、Pb2+的碳酸鹽最難溶。磷酸鹽大多數(shù)都不溶于水。Z1.4.1溶解性含氧酸鹽的絕大部分鈉鹽、鉀鹽、銨鹽以及酸式鹽都易29離子化合物的溶解過程可以理解為：離子半徑小、電荷大對晶格能和水合能都有利。U=f1[1/(r++r-)]

溶解過程的焓變(?solHm)和離子晶體的晶格能(U)以及正、負離子的水合能(?hHm)有關(guān)。一般來說，溶解焓變?yōu)樨撝禃r，溶解往往易于進行。?hHm

=f2(1/r+)+f3(1/r-)離子化合物的溶解過程可以理解為：離子半徑小、電荷大對晶格能30當(dāng)r+<<r-時，若r-固定為同一種負離子的半徑，隨著r+的減小，U改變不大，?hHm則增加較多，有利于該鹽的溶解。即溶解焓趨向于較大的負值，較易溶解。當(dāng)rM+≈rA-時，若負離子半徑較小，隨著r+的減小，有利于U的增大，則不利于鹽的溶解。即溶解焓趨向于較小的負值或正值，較難溶解。離子半徑和離子化合物溶解性的關(guān)系：當(dāng)r+<<r-時，若r-固定為同一種負離子的31

要綜合考慮溶解過程中的焓變和熵變，用?solGm

=?solHm-T?solSm判斷物質(zhì)溶解的難易。影響?solSm

的因素有升華熵變?subSm

和水合熵變?hSm

。?subSm是指MA(s)→M+(g)+A-(g)過程的熵變。升華熵為正值，離子的電荷越低，半徑越大，熵增越多。?hSm是指M+(g)+A-(g)→M+(aq)+A-(aq)過程的水合熵變。水合熵為負值，離子的電荷越高，半徑越小，熵減越大。?solSm=?subSm

-?hSm要綜合考慮溶解過程中的焓變和熵變，用?sol32離子的電荷低，半徑大，升華熵占優(yōu)勢，此時溶解熵為正值，如KNO3、KI等；電荷高、半徑較小的離子的水合熵占優(yōu)勢，它們的溶解熵大多為負值，如Ca3(PO4)2、Na3PO4等。綜合考慮溶解過程的熵變?solSm和焓變?solHm，應(yīng)用吉布斯公式?solGm=?solHm-T?solSm

，可計算出各種鹽的?solGm：?solGm為負值，溶解過程自發(fā)進行，該鹽易溶；?solGm為正值，則溶解過程不能自發(fā)進行。離子的電荷低，半徑大，升華熵占優(yōu)勢，此時溶解熵為正值，如K33

鹽類溶于水后，陰、陽離子發(fā)生水合作用：

如果離子的極化能力強到足以使水分子中的O―H鍵斷裂，則陽離子奪取水分子中的OH-而釋出H+，或者陰離子奪取水分子中的H+而釋出OH-，從而破壞了水的電離平衡，水溶液中同時建立起弱堿、弱酸和水的電離平衡，這個過程即為鹽的水解。Z1.4.2水解性M+A-+(x+y)H2O[M(OH2)x]++[A(H2O)y]-鹽類溶于水后，陰、陽離子發(fā)生水合作用：34

陰離子的水解能力與它的共軛酸的強度成反比，強酸的陰離子不水解，但是弱酸的陰離子會明顯地水解，使溶液的pH增大。

陽離子的水解能力與離子的極化能力（可用z2/r衡量）有關(guān)，離子的電荷越高，半徑越小，極化能力越強。

極化能力還與離子的電子層構(gòu)型有關(guān)，當(dāng)離子的電荷或半徑相近時，它們的極化能力為18或18+2（電子層構(gòu)型）>9~17>8或2。陰離子的水解能力與它的共軛酸的強度成反比，強酸的陰離子不水35

無機鹽按其組成可分為含氧酸鹽和無氧酸鹽兩類，前者的熱穩(wěn)定性不如后者，受熱時，一般會發(fā)生分解。分解反應(yīng)類型：(1)

非氧化還原分解反應(yīng)，這類反應(yīng)的特點是有關(guān)元素的氧化態(tài)未發(fā)生改變，在一定條件下，反應(yīng)是可逆的。(2)

自身氧化還原分解反應(yīng)，這類反應(yīng)的特點是在含氧酸鹽內(nèi)部發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移而引起鹽的分解，反應(yīng)是不可逆的。Z1.4.3熱穩(wěn)定性無機鹽按其組成可分為含氧酸鹽和無氧酸鹽兩36在第一類非氧化還原分解反應(yīng)中包括：(1)

含結(jié)晶水的含氧酸鹽，受熱時會脫去結(jié)晶水，但脫水過程中有兩種結(jié)果。

當(dāng)陰離子對應(yīng)的酸是難揮發(fā)的酸時，水合鹽脫水生成無水鹽。這類鹽主要是硫酸鹽、磷酸鹽、硅酸鹽以及堿金屬和部分堿土金屬的其他鹽。

如果含氧酸鹽中，金屬離子半徑較小，電荷較高，與酸根對應(yīng)的含氧酸又具有揮發(fā)性，則在脫水的同時，會發(fā)生水解反應(yīng)，其產(chǎn)物是堿式鹽或氫氧化物。在第一類非氧化還原分解反應(yīng)中包括：(1)含結(jié)晶水的含氧酸鹽37(2)無水鹽分解成相應(yīng)的氧化物或堿和酸的反應(yīng)。能發(fā)生這種分解反應(yīng)的鹽，大都是堿金屬和堿土金屬的硫酸鹽、碳酸鹽和磷酸鹽等。(3)無水的酸式含氧酸鹽，受熱時發(fā)生縮聚反應(yīng)生成多酸鹽，如果酸式鹽中只含有一個OH基，則縮聚產(chǎn)物為焦某酸鹽。一般來說，含氧酸的酸性越弱，其酸式鹽熱分解時越易聚合為多酸鹽。對于不穩(wěn)定含氧酸的酸式鹽，受熱時一般不發(fā)生縮聚反應(yīng)。(2)無水鹽分解成相應(yīng)的氧化物或堿和酸的反應(yīng)。(3)無水38在第二類自身氧化還原的熱分解反應(yīng)也分為兩類：(1)分子內(nèi)氧化還原反應(yīng)(2)歧化反應(yīng)在第二類自身氧化還原的熱分解反應(yīng)也分為兩類：(1)分子內(nèi)氧39當(dāng)金屬相同時，含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性與酸根的穩(wěn)定性有關(guān)。AgNO3AgClO3AgClO4CaCO3CaSO4分解溫度/K>48554375911701422相同酸根不同金屬離子的鹽，熱穩(wěn)定性的變化順序大致是：堿金屬鹽>堿土金屬鹽>d區(qū)、ds區(qū)和p區(qū)重金屬的鹽；在堿金屬和堿土金屬各族中，隨著金屬離子半徑增大，鹽的熱穩(wěn)定性增加。

酸式鹽同正鹽比較，前者往往不及后者穩(wěn)定。NaHSO4Na2SO4分解溫度/K5881273當(dāng)金屬相同時，含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性與酸根的穩(wěn)定性有關(guān)。40Z1.4.4含氧酸及其鹽的氧化還原性1.含氧酸(鹽)氧化還原性變化規(guī)律(1)同一周期中各元素最高氧化態(tài)含氧酸的氧化性從左至右大致遞增。(2)

在同一主族中，各元素的最高氧化態(tài)含氧酸的氧化性，大多是隨原子序數(shù)增加呈鋸齒形增強。(3)同一元素的不同氧化態(tài)的含氧酸，低氧化態(tài)的氧化性較強。(4)濃酸的氧化性比稀酸強，含氧酸的氧化性比相應(yīng)的鹽強，同一種含氧酸鹽在酸性介質(zhì)中的氧化性比在堿性介質(zhì)中強。Z1.4.4含氧酸及其鹽的氧化還原性1.含氧酸(鹽)41(1)中心原子結(jié)合電子的能力2.影響含氧酸(鹽)氧化能力的因素中心原子的原子半徑小、電負性大，獲得電子的能力強，其含氧酸（鹽）的氧化性就強。同一周期的元素，從左至右，原子半徑減小，電負性增大，最高氧化態(tài)含氧酸（鹽）的氧化性依次遞增；同一主族的元素，從上至下，原子半徑增大，電負性減小，高氧化態(tài)含氧酸（鹽）的氧化性依次遞減。(1)中心原子結(jié)合電子的能力2.影響含氧酸(鹽)氧化能力42(2)含氧酸分子的穩(wěn)定性(3)其他因素含氧酸分子的穩(wěn)定性與分子中R—O鍵的強度、鍵的數(shù)目有關(guān)以及分子結(jié)構(gòu)的對稱性有關(guān)。含氧酸分子越穩(wěn)定，其氧化性就越弱。中心原子的電子層結(jié)構(gòu)對含氧酸的氧化性也有影響。低氧化態(tài)含氧酸的氧化性強，還和它的酸性弱有關(guān)。含氧酸鹽在酸性介質(zhì)中比在中性或堿性介質(zhì)中的氧化性強。其它影響含氧酸(鹽)氧化性的外界因素還有反應(yīng)溫度以及伴隨氧化還原反應(yīng)的同時進行的其它非氧化還原過程。(2)含氧酸分子的穩(wěn)定性(3)其他因素含氧酸分子的穩(wěn)定43Z1.5.2第四周期p區(qū)元素性質(zhì)的不規(guī)則性Z1.5.1第二周期非金屬元素的特殊性§Z1.5p區(qū)元素在周期性變化上的某些特殊性Z1.5.2第四周期p區(qū)元素性質(zhì)的不規(guī)則性Z1.5.144Z1.5.1第二周期非金屬元素的特殊性

第二周期p區(qū)元素價電子層只有2s和2p軌道，最多只能形成4個共價鍵，即最大配位數(shù)為4。同族重元素由于價電子層有可利用的nd空軌道，可形成配位數(shù)大于4的化合物。

由于最大配位數(shù)的限制，使得第二周期元素的化合物的某些性質(zhì)和同族其它