2015年高中化学竞赛辅导无机化学s区和p区元素化学引言知识点素材
s区,p区元素
Na 黄 589.2
K 紫 766.5
Ca 橙红 714.9
Sr 深红 687.8
Ba 黄绿 553.5
波 长 / nm
热稳定性
碱金属的卤化物在高温时挥发而难分解；
碱金属的硫酸盐在高温下既难挥发，又难分解
碱金属的硝酸盐热稳定性较低，在一定温度可分解 碱土金属的卤化物、硫酸盐对热也较稳定 碱土金属的碳酸盐热稳定性较碱金属碳酸盐要低
增强
判断碱性强弱的半定量公式
f
离子势 f1/2>0.33，金属氢氧化物显酸性
=
阳离子电荷
= 阳离子半径
Z r
0.33>f1/2>0.22，金属氢氧化物显两性
f1/2<0.22，金属氢氧化物显碱性
8.1.5 盐类
重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐 晶型
绝大多数是离子型晶体，但锂和铍的某些盐有一定的共价性。
溶解度的变化
LiOH Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
增 大
NaOH KOH RbOH CsOH
增
大
减小
碱性的变化
LiOH Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
增 强
NaOH KOH RbOH CsOH
盐类的应用
硝酸钾：在空气中不吸潮,在加热时有强氧化性,用来制
造黑火药。硝酸钾还是含氮、钾的优质化肥。
氯化镁：通常以MgCl2· 6H2O形式存在，它能水解为
Mg(OH)Cl，氯化镁易潮解，普通食盐的潮解 就是其中含有氯化镁之故。纺织工业中用氯化 镁保持棉纱的湿度而使其柔软。
S区元素(化学竞赛)
锂和铍的离子半径小，不容易失电子，形成的化 合物是共价型的。（有一部分锂的化合物是离子 型的）。少数镁的化合物也是共价型的。
常温下，在S区元素的盐类水溶液中，金属离子 大多数不发生水解反应。
除铍以外，S区元素的单质都能溶于液氨生成蓝 色的还原性溶液。
S区元素的单质
一、单质的物理性质和化学性质 二、S区元素的存在和单质的制备
3.氢化物的化学性质
离子型氢化物的热稳定性差异大，分解温度各不相 同。碱金属氢化物中，LiH最稳定，熔点为850C。 碱土金属氢化物的热稳定性比碱金属氢化物的高一 些，BaH2具有较高的熔点（1200 C）。 离子型氢化物与水都发生剧烈的水解反应。
M H H 2O MO H H 2
2M 2H 2O 2MO H 2 H
2M H 2 2M H 2M X 2 2M X
6L iN 2 2L 3N i3 3MEM3E MHg贡 齐
碱土金属同的周化期学的碱反土应金属与水反
应不如碱金属激烈。铍、
镁与冷水作用很慢，原因
2MO22MO在难于溶金的属氢表氧面化物形，成了阻一止了层
稀有元素：一般是指在自然界中含量少，或被人 们发现较晚，或对其研究较少，或比较难以提炼， 以致在工业上应用得也较晚的元素。
在自然界中只有少数元素（如稀有气体，O2，N2， S，C，Au，Pt等）以单质的形态存在，大多数 以化合态，而且主要以氧化物、硫化物、卤化物 和含氧酸盐的形式存在。）
结 构 分 区
单质的物理性质和化学性质
1.物理性质
具有金属光泽的银白色（铍为灰色）金属。 它们都是轻金属。碱金属的密度都小于2gcm-3，
能浮在水面上；碱土金属的密度都小于5gcm-3。 碱金属、碱土金属的硬度很小，除铍、镁外，硬
金属一(s区、ds区)
CH4 + H2O → CO(g) + 3H2(g)
(1000℃)
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) (1000℃)
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
(高温)
五、氢化物
氢同其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。除稀有
气体外，大多数的元素几乎都能同氢结合而成氢化物。
4LiNO3 == 2Li2O + 4NO2 + O2
LiCl· H2O == LiOH + HCl
MgCl2· 6H2O == Mg(OH)Cl + HCl + 5H2O MgO + HCl
2.4 氢氧化物酸碱性判断标准
RO +
－
H+ = ROH
= R+ + OH
LiOH
－
解离方式与拉 电子能力有关 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
2.5.2. 碳酸盐的热稳定性 MCO3(s) ＝ MO(s) +CO2
O
M2+ [O C O 碳酸盐的热稳定 性取决于M离子 ] 2－ Be2+ Mg2+ 愈 来 愈 难 分 解
△
Ca2+
Sr2+
Ba2+
的反极化能力
2.6 讨论
锂的水合数与水合能(kJ/mol)
rM+
Li+ 78
E Li+/Li特别负，为
228
9.9
－280
第三节 铜族与锌族元素
3.1 铜族元素
高中化学竞赛辅导无机化学12.3硒分族知识点素材
§12-3 硒分族The Selenium Subgroup一、General Properties:1．Se 和Te 是稀散元素（scattered elements ），Po 是稀有元素（rare elements ）2．Coordination number ：S 、Se 与O 原子配位，配位数为3，4。
Te 与O 原子配位，配位数达6。
如：H 2SO 4、H 2SeO 4、H 6TeO 63．最高氧化态稳定性 SF 6＞SeF 6＜TeF 6 PoF 6＞SF 6二、Simple S ubs tances1．Se 不与水、稀酸反应 Te + 2H 2O TeO 2 + 2H 2↑ Po + 2HClPoCl 2 + H 2↑ Se 与Te 可被HNO 3氧化 3Se + 4HNO 3(稀) + H 2O 3H 2SeO 3 + 4NO ↑由于 -+-++e2H 4SeO 24H 2SeO 3 + H 2O φ = +1.15V 所以HNO 3不能把Se 氧化成-24SeOPo + 8HNO 3Po(NO 3)4 + 4NO 2 + 4H 2O2．Disproportionation: 3M + 6KOHK 2MO 3 + 2K 2M + 3H 2O （M = Se 、Te ） 3．Preparation:从制备H 2SO 4的方法中用MnO 2氧化得SeO 2、TeO 2，然后 MO 2 + 2SO 2M + 2SO 3 三、The Compounds:1．[-2 ] O.S. H 2Se 、H 2Te(1) 酸性： H 2Te ＞H 2Se ＞H 2S ，(2) 还原性： H 2Te ＞H 2Se ＞H 2S(3) 制备(水解法)：Al 2Se 3 + 6H 2O3H 2Se + 2Al(OH)3，Al 2Te 3 + 6H 2O 3H 2Te + 2Al(OH)3 2．[ +2 ] O.S. TeCl 2、SeCl 2不稳定2TeCl 2TeCl 4 + Te ， 2SeCl 2 + 3H 2O H 2SeO 3 + Se + 4HCl3．[ +4 ] O.S. SO 2 → SeO 2 → TeO 2酸性减弱，还原性减弱，氧化性增强Se /SeO H 32ϕ= +0.74V ，所以H 2SeO 3能氧化SO 2、HI 和H 2S 等物质。
2015年高中化学竞赛辅导 无机化学 15.1硼及其化合物知识点素材
第十五章 硼族元素Chapter 15 The Boron Family ElementsBoron (B) Aluminum (Al) Gallium (Ga) Indium (In)Thallium (Tl)Electron configuration ：n s 2n p 1§15-1 硼及其化合物 Boron and its Compounds一、General Properties1．硼的化学性质与Si 有某些相似之处（对角线相似原则），通常硼呈现+3氧化态，负氧化态的情况很少。
硼与金属形成非化学计量的化合物（nonstoichiometric compounds ），M 4B 、M 2B 、MB 、M 3B 4、MB 2、MB 6等。
(1) B 2O 3与SiO 2都是固态酸性氧化物，Al 2O 3是两性，CO 2是气态酸性; (2) H 3BO 3与H 4SiO 4都是很好的酸； (3) 多硼酸盐与多硅酸盐结构相似；(4) 硼烷、硅烷可形成多种可燃性气态物质，而AlH 3是固态。
2．在自然界中，硼以硼砂（borax ）：Na 2B 4O 7·10H 2O ，四水硼砂（kernite ）：Na 2B 4O 7·4H 2O ，天然硼酸 ( sassolite ）：H 3BO 3存在。
3．硼在自然界中丰度之所以低，是因为Li He B 734210105+→+n ，所以硼材料可作为核反应堆的减速剂和生物防护。
二、The Simple Substance1．Boron has several allotropic forms. 无定形硼为棕色粉末， The crystals ofboron are black. 高熔沸点（m.p. 2300℃，b.p. 2550℃）单质硼有多种复杂的晶体结构，其中最普通的一种是α - 菱形硼，其基本结构单元为正二十面体的对称几何构型，然后由B 12的这种二十面体的布起来组成六方晶系的α - 菱形硼。
高中化学-s区和p区元素
s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。
每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。
一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能（Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化（见第七章）二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element）1．外层s和p轨道之间的能量差The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne1.92.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.83rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.54th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr-- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.25th periodIn Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th periodTl Pb Bi Po At Rn(7)(9)(10)(12)(16)-(1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期：ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV)∴ ----4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低(2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列：PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜-4IO(3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性电子对效应”（inert 6s pair effect ）2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数+3+5+7+1, 1En sn pEn sn p+4+6+2, 2三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ）1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF-4BF4CF +4NF3rd period -36AlF -26SiF -6PF 6SF+6ClF4th period -36GaF -26GeF-6AsF6SeF2nd period -33BO-23CO -3NO3rd period -44SiO -34PO-24SO-4ClO4th period -44GeO -34AsO -24SeO -4BrO5th period-86SnO-76SbO-66TeO-56IO-46XeO主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数越大。
无机化学s区和p区元素共33页文档
66、节制使快乐增加并使享受加强。 ——德 谟克利 特 67、今天应做的事没有做，明天再早也 是耽误 了。——裴斯 泰洛齐 68、决定一个人的一生，以及整个命运 的，只 是一瞬 之间。 ——歌 德 69、懒人无法享受休息之乐。——拉布 克 70、浪费时间是一桩大罪过。——卢梭
1、不要轻言放弃，否则对不起自己。
2、要冒一次险!整个生命就是一场冒险。走得最远的人，常是愿意 去做，并愿意去冒险的人。“稳妥”之船，从未能从岸边走远。-戴尔．卡耐基。
梦 境
3、人生就像一杯没有加糖的咖啡，喝起来是苦涩的，回味起来却有 久久不会退去ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ余香。
无机化学s区和p区元素 4、守业的最好办法就是不断的发展。 5、当爱不能完美，我宁愿选择无悔，不管来生多么美丽，我不愿失 去今生对你的记忆，我不求天长地久的美景，我只要生生世世的轮 回里有你。
高中化学竞赛-元素周期表与元素周期律
高中化学奥林匹克竞赛辅导元素周期表与元素周期律1.元素周期表的框架：2.元素周期表的分区：s区：包括第I、Ⅱ主族元素，价电子构型为ns1和ns2。
d区：包括第Ⅱ→Ⅱ副族和第Ⅱ族的元素，价电子构型一般为(n-1)d1~8ns2。
ds区：包括第I、Ⅱ副族元素，价电子构型为(n-1)d10ns1~2。
p区：包括第Ⅱ→Ⅱ主族和零族元素，价电子构型为ns2np1~6。
f区：包括镧系元素和锕系元素，价电子构型一般为(n-2)f1~14(n-1)d1~2ns2。
说明：（1）周期序数=原子的电子层数n。
第n周期含有元素的数目有以下规律：当n为偶数时，第n 周期含有元素的数目为(n+2)2/2；当n为奇数时，第n周期含有元素的数目为(n+1)2/2。
（2）主族元素的族序数=原子最外层电子数。
（3）对于d区元素，族序数=元素最高能级中的电子总数，如21Sc：[Ar]3d14s2是第Ⅱ B族，Mo：[Ar]3d64s2是第Ⅱ族。
26注意：如果元素最高能级组中的电子总数大于8，也属于第Ⅱ族，如Co、Ni等。
（4）对于ds区元素：族序数=原子最外层电子数，如29Cu：[Ar]3d104s1是第Ⅱ B族（5）d区和ds区元素均为副族元素，统称为过渡元素。
f区元素统称为内过渡元素。
3.元素周期律：原子半径、金属性、非金属性、电离能、电子亲合能、电负性。
4.原子半径：原子核的周围是电子云，它们是没有确定的边界的。
我们通常所说的原子半径是人为地规定的一种物理量。
原子半径可分为金属半径、共价半径、范德华半径三种。
共价半径是元素的两个原子以共价单键相连时，核间距离的一半。
稀有气体元素一般不能形成共价单键，所以用稀有气体分子晶体中两个原子距离的一半作为其半径，称为范德华半径。
范德华力不能像共价键一样将两个原子紧密结合，所以范德华半径大于共价半径，因此由于标准的不同，稀有气体的原子半径在同一周期的元素中半径是最大的。
金属单质的晶体中，相邻两金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。
2015年高中化学竞赛辅导 无机化学 13.2磷及其化合物知识点素材
§13-2 磷及其化合物Phosphorus and its Compounds一、General Properties: 1．磷原子的成键特征(1) 形成P 3-离子化合物 e.g. Na 3P ：在水溶液中P 3-离子不存在，这是由于P 3-离子易水解：P 3- + 3H 2OPH 3 + 3OH －，P 3-离子有较大的半径，易变形，另外P 3-的电荷高，附加极化作用强，所以只存在为数极少的离子化合物，许多磷化物都向共价型过渡。
(2) 中心原子（P ）可采取sp 3、sp 3d 、sp 3d 2杂化，可形成-3、+1、+3、+5氧化数的化合物，P 原子的最大配位数达到6。
(3) 磷的性质与氮有很大的差别主要是由于磷原子有3d 轨道。
例如NF 3不水解，而PF 3水解，NF 3不与过渡金属形成配合物，而PF 3可以与许多过渡元素形成配合物。
解释：除了都能形成σ配键外，P 还有空的3d 空轨道，可以接受过渡金属反馈回来的电子对，形成反馈π键，所以配位能力加强。
2．存在：在自然界以磷灰石，磷钙石(phosphorite)：Ca 3(PO 4)2，氟磷灰石(fluorapatite)：Ca 5(PO 4)3F ，羟基磷灰石(hydroxypatite)：Ca 5(PO 4)3(OH)存在。
磷是动物体中的重要成份，骨头中Ca 5(PO 4)3(OH)形成矿物质部分，牙齿中含有Ca 5(PO 4)3F ，大脑和神经细胞中含有复杂的有机磷的衍生物，所以磷是动物体中的重要成份。
二、Simple Substance1．Allotropes ： white 、red and black phosphorusP(白磷) (溶于CS 中)红磷 (不溶于CS 2中)P 4 is extremely poisonous ！白磷的晶格点上是P 4分子，红磷的结构至今不清楚，有人认为红磷是P 4分子撕开一个P －P 键，把许多对成对的三角形连接起来而形成的长链状巨大分子所组成(如图)2．Properties ： ( 以P 4为主 )(1) structure of P 4：Tetrahedral 键与键之间存在张力，∠PPP = 60︒，比纯p 轨道的σ键键角90°要小，P －P 键是受了应力而弯曲的键，P －P 键能很低，仅200 kJ ·mol -1，很容易受外力而张开，这说明白磷在通常情况下，非常活泼。
s区和p区元素总结
2-
H＋
Sn
β - H 2SnO 3 (s,白)
不溶于酸或碱
15
8. 如何制备硫代锡酸盐？如何区别SnS和PbS?
SnS S 2 SnS 3
区 元 素 复 习
S
2 2
SnS 2 S
2
SnS 3
2
9. 如何配置SnCl2溶液？ 称取SnCl2固体，加入少量盐酸；加水稀释至刻度， 加Sn粒保护。 2 Sn H 2O Cl Sn(OH )Cl H 10. 如何鉴定Sn2+ 溶液？
(2)NO中含有微量的NO2;
2NO2 2NaOH NaNO3 NaNO2 H 2 O
无 机 化 学 电 子 教 案
(3)溶液中微量的NH4+离子。 用热的硝酸和盐酸的混合物氧化NH4+离子成N2 或NOx。 或者 NH NO2 N 2 2 H 2O 4
18
Sn Sn
2 2
无 机 化 学 电 子 教 案
2HgCl Hg 2 Cl
3
2
4Cl 4Cl
-
Hg 2 Cl 2 (s, 白 ) SnCl 2Hg(l, 黑 ) SnCl
26
26
-
2
Sn
2
2 Fe
3
Sn
4
2Fe
2-
2
9
6.指出 BF3的大π键类型，BF3水解产物与BCl3水解 产物有何不同？比较BF3、 BCl3、 BBr3的Lewis酸性。
区 元 素 复 习
S
BF3为
，
从BF3到BBr3的大π键越来越弱，因此酸性越来越
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s 区和p 区元素化学引言
Introduction of the Chemistry of s and p Elements
周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups ）即为s 区和p 区元素。
每一周期（period ）以两种s 区元素开始，后面是六种p 区元素（第一周期例外，只有两种元素）。
一、原子半径（Atomic Radii ）、电离势（Ionization Energy ）、电子亲和能
（Electron Affinity ）和电负性（Electronegativity ）的周期性变化 （见第七章）
二、s 和p 区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element ） 1．外层s 和p 轨道之间的能量差
The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups
2nd period Li Be B C N O F Ne 1.9 2.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.8 3rd
period
Na Mg Al Si P S Cl Ar 2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.5 4th period
K Ca Ga Ge As Se Br Kr - - 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.2 5th period
In Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th period
Tl Pb Bi Po At Rn
(7)
(9)
(10)
(12)
(16)
-
(1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道
之间的能级差增大，因此失去n s 2
电子的机会减少，例如第三周期：
ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV)
∴ -
---4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低
(2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列： PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜-
4IO
(3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2
电子很难参与形成化学键，这种效应称为
“6s 2
惰性电子对效应”（inert 6s pair effect ）
2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数
+3+5+7
+1, 1E
n s
n p
E
n s
n p
+4+6
+2, 2
三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ）
1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period
-24BeF
-4BF
4CF +4NF
3rd period -
36AlF -26SiF -6PF 6SF
+6ClF
4th period -36GaF -26GeF
-6AsF
6SeF
2nd peri od 3BO
3CO 3NO
3rd period -44SiO -34PO
-
24SO
-4ClO
4th period -44GeO -
34AsO -
24SeO -4BrO
5th period
-86SnO
-76SbO
-
66TeO
-
56IO
-
46XeO
主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数
越大。
2．共价化合物的分子轨道理论（The theory of molecular orbital of covalent compounds ）
(1) s 、p 区元素的价轨道(valen ce orbital)是外层能级，即n s 、n p 轨道.虽然从第
三周期开始，元素有相应的n d 空轨道，但计算表明n d 轨道所处能态相当高，以致形成化学键的可能性相当小。
(2) 以SF 6为实例
2p
3p 3s σ non
σs σp
E
σp *σs
*SF 6
6F
S
Fig. 1 Energy diagram of the orbitals of the octahedral SF 6 molecule 分子轨道中SF 6十二个价电子为 (
σ
s )2
(σp )6
(σ non )4
(3) 为了解释s 、p 区元素共价化合物的性质，提出了两中心轨道和三中心轨道模型。
a ．两中心两电子键（two centre two electron ）：由中心原子（A ）轨
道上的未成对电子与配位原子（L ）轨道上的未成对电子形成。
即为电子配对法中的共价键和分子轨道中的σ键。
由分子轨道理论可知：
Fig. 2 Diagram of the molecular orbitals of a Fig. 3 Diagram of the molecular o rbitals of a
two-centre two-electron reaction three-centre four-electron interaction
b ．三中心四电子键（tree centre four electrons ）：是由中心原子
的一对成对电子对和二个配体（直线排列）的两个未成对电子形成的 再如：BeH 2
(a)
(b)
Fig. 4 (a) Energy diagram of the orbitals of (a) BeH 2 molecule and (b)
a scheme of their formation
BeH 2
XeF 2
F
Xe
F
+σ
non
σσ*++
+++
++
Fig. 5 Three-centre orbitals i n the XeF 2 molecule
c ．三中心四电子键又称为超共价键（hypervalence bon
d ）
(i) 可以解释VA → 零类主族元素形成配位化合物的结构和配位体数目，即解释配位数高于中心原子的未成对电子数。
例如ClF 3、ClF 5、XeF 2、XeF 4、XeF 6
(ii) 超共价键的形成使中心原子上的电子密度向配体上移动，电负性越
强的原子作为配体越有效。
这就解释了为什么高氧化态的氟化物、含氧化合物稳定。
(iii) 若中心原子的电离势越低，则共价键越强，即中心原子的电子密度越易
移向配体。
这就解释了为什么有SF 4、SF 6，而没有OF 4，更无OF 6；有PF 5和NF 3，而无NF 5。
d ．第二周期共价键的另一个特点是形成p －p π键，但这种键不是第三
周期以及后面周期元素的特性。
这是因为随着原子序数的增加，其哑呤形的边变得更陡，使重叠几率变得更小。
由于p －p π
键稳定性不同，-
-323NO CO 、是三角形，--3444PO SiO 、是正
四面体
3．IA 和IIA 族元素主要形成离子化合物，其配位数取决于正、负离子半径比和其它一
些因素（如离子极化等），配位数高，一般为6，8。