元素化学与材料.docx

1、元素化学与材料第六章元素化学与材料内容提要和学习要求 在前面已经讨论过的化学热力学与平衡、化学动力学以及物质结构等基本理论的基础上，本章起讨论有关元素化学以及它们作为某种材料在各生产实际中应用等方面的内容，以扩大化学的基本知识，并巩固和加深上述基本理论的理解。本章主要讨论金属单质的物理性质和化学性质，并适当联系物质结构作简要解释；介绍某些工程上常见的金属和合金材料的性能与用途，以及为改善材料某些性能或防止金属腐蚀而进行的表面加工处理过程中的有关化学原理。本章学习的主要要求可分为以下几点：(1)联系物质结构基础知识，了解金属单质的熔点、硬度以及导电性等物质性质的一般规律和典型实例。(2)联系化学

2、热力学基础知识，了解金属单质的还原性以及在常温和高温下与氧结合能力的变化情况。了解金属的配合特性以及一般配合物的组成、命名和某些特殊配合物的概念。了解配合物价键理论的基本要点以及配合物的一些实际应用。(3)联系周期系和物质结构，了解工程上某些金属及合金材料与化学有关的特性及应用。(4)了解金属材料表面加工与处理过程中的有关化学原理。6.1金属单质的物理性质在迄今已发现的109种化学元素中，有87种属于金属元素，其余的为非金属元素。金属单质一般具有金属光泽、良好的导电性、导热性和延展性，而非金属单质则不然，但位于周期表p区中硼硅砷碲砹这一对角线附近的一些元素的性质介于金属元素和非金属元素之间。各

3、种金属单质的性质有所差异，它们无不与各金属元素的原子结构以及晶体结构有关；若将金属单质的各种性质变化与周期系相联系，毕竟还是有着某些规律的。在图6.1、图6.2和图6.3中分别列出了一些单质的熔点、沸点和硬度的数据。从图6.1中可以看出，熔点较高的金属单质集中在第副族附近；钨的熔点为3410，是熔点最高的金属。第副族的两侧向左和向右，单质的熔点趋于降低；汞的熔点为-38.842，是常温下唯一为液态的金属，铯的熔点也仅28.40，低于人体温度。金属单质的沸点变化(见图6.2)大致与熔点变化是平行的，钨也是沸点最高的金属。金属单质的硬度数据不全，但自图6.3中仍可看出，硬度较大的也位于第副族附近，

4、铬是硬度最大的金属(莫氏硬度为9.0)，而位于第副族两侧的单质的硬度趋于减小。金属单质的密度也存在着较有规律性的变化，一般说来，各周期中开始的元素，其单质的密度较小，而后面的密度增大。在工程上，可按金属的这些物理性质不同来划分金属。例如，一般将密度小于5gcm-3的称为轻金属，它们包括元素周期表中的s区(镭除外)金属以及钪、钇、钛和铝等。密度大于5gcm-3的其他金属则称为重金属。按金属的熔点高低来划分，则有高熔点金属和低熔点金属。低熔点轻金属多集中在s区，低熔点重金属多集中在第副族以及p区，而高熔点重金属则多集中在d区。通常所说的耐高温金属就是指熔点等于或高于铬的熔点(1857)的金属。一般

5、说来，固态金属单质都属于金属晶体，排列在格点上的金属原子或金属正离子依靠金属键结合构成晶体；金属键的键能较大，可与离子键或共价键的键能相当。但对于不同金属，金属键的强度仍有较大的差别，这与金属的原子半径、能参加成键的价电子数以及核对外层电子的作用力等有关。每一周期开始的碱金属的原子半径是同周期中最大的(见图5.11)，价电子又最少，因而金属键较弱，所需的熔化热小，熔点低。除锂外，钠、钾、铷、铯的熔点都在100以下。它们的硬度和密度也都较小。从第主族的碱土金属开始向右进入d区的副族金属，由于原子半径的逐渐减小，参与成键的价电子数的逐渐增加(d区元素原子的次外层d电子也有可能作为价电子)以及原子核

6、对外层电子作用力的逐渐增强，金属键的键能将逐渐增大，因而熔点、沸点等也逐渐增高。第副族原子未成对的最外层s电子和次外层d电子的数目较多，可参与成键，又由于原子半径较小，所以这些元素单质的熔点、沸点最高。第副族以后，未成对的d电子数又逐渐减小，因而金属单质的熔点、沸点又逐渐降低。部分ds区及P区的金属，其晶体类型有从金属晶体向分子晶体过渡的趋向，这些金属的熔点较低。金属都能导电，是电的良导体，处于p区对角线附近的金属，如锗，导电能力介于导体与绝缘体之间，是半导体(见7.1节)。图6.4中列出了一些单质的电导率数据。从图6.4中可以看出，银、铜、金、铝是良好的导电材料，而银与金较昂贵、资源稀少，仅

7、用于某些电子器件连接点等特殊场合；铜和铝则广泛应用于电器工业中。金属铝的导电率为铜的60左右，但密度不到铜的一半；再则铝的资源十分丰富，在相同的电流容量下，使用铝制电线比铜线质量更轻，因此常用铝代替铜来制造导电材料，特别是高压电缆。钠的电导率仅为导电率最高的银的1/3，但钠的密度比铝的更小，钠的资源也十分丰富，目前国外已有试用钠导线的，价格仅为铜的1/7；惟钠十分活泼，用钠作导线时，表皮采用聚乙烯包裹，并用特殊装置连接。应当指出，金属的纯度以及温度等因素对金属的导电性能影响相当重要。金属中杂质的存在将使金属的导电率大为降低，所以用作导线的金属往往是相当纯净的。例如按质量分数计，一般铝线的纯度均

8、在99.5以上。温度的升高，通常能使金属的导电率下降，对于不少金属来说，温度每相差1K，导电率将变化约0.4。金属的这种导电的温度特性也是有别于半导体的特征之一。金属键理论可以很好解释金属的导电性能。金属晶体中存在的自由电子是引起金属导电的根本原因，即金属是属于电子导体。对于金属中微粒排列十分规整的理想晶体来说，在外电场的作用下，晶体内的自由电子几乎可以无阻碍地定向运动。但当金属晶体中存在其他杂质原子(缺陷)时，对电子的运动有阻碍作用，金属的导电性下降。温度的升高，这种阻碍作用更为显著，金属的导电性也将会降低。6.2金属单质的化学性质由于金属元素的电负性较小，在进行化学反应时倾向于失去电子，因

9、而金属单质最突出的化学性质总是表现出还原性。1.金属单质的活泼性金属单质的还原性与金属元素的金属性虽然并不完全一致，但总体的变化趋向还是服从元素周期律的。即在短周期中，从左到右由于一方面核电荷数依次增多，原子半径逐渐缩小，另一方面最外层电子数依次增多，同一周期从左到右金属单质的还原性逐渐减弱。在长周期中总的递变情况和短周期是一致的。但由于副族金属元素的原子半径变化没有主族的显著，所以同周期单质的还原性变化不甚明显，甚至彼此较为相似。在同一主族中自上而下，虽然核电荷数增加，但原子半径也增大，金属单质的还原性一般增强；而副族的情况较为复杂，单质的还原性一般反而减弱。可简单表达如下：现就金属与氧的作

10、用和金属的溶解分别说明如下：(1)金属与氧的作用 s区金属十分活泼，具有很强的还原性。它们很容易与氧化合，与氧化合的能力基本上符合周期系中元素金属性的递变规律。s区金属在空气中燃烧时除能生成正常的氧化物(如Li2O、BeO、MgO)外，还能生成过氧化物(如Na2O2、BaO2)。过氧化物中存在着过氧离子O，其中含有过氧键OO。这些过氧化物都是强氧化剂，遇到棉花、木炭或银粉等还原性物质时，会发生爆炸，所以使用它们时要特别小心。钾、铷、铯以及钙、锶、钡等金属在过量的氧气中燃烧时还会生成超氧化物(如KO2、BaO4等)。过氧化物和超氧化物都是固体储氧物质，它们与水作用会放出氧气，装在面具中，可供在缺

11、氧环境中工作的人员呼吸用。例如，超氧化钾能与人呼吸时所排出气体中的水蒸气发生反应：4KO2(s)+2H2O(g) 3O2(g)+4KOH(s)呼出气体中的二氧化碳则可被氢氧化钾所吸收：KOH(s)+CO2(g) KHCO3(s)p区金属的活泼性一般远比s区金属的要弱。锡、铅、锑、铋等在常温下与空气无显著作用。铝较活泼，容易与氧化合，但在空气中铝能立即生成一层致密的氧化物保护膜，阻止氧化反应的进一步进行，因而在常温下，铝在空气中很稳定。d区(除第副族外)和ds区金属的活泼性也较弱。同周期中各金属单质活泼性的变化情况与主族的相类似，即从左到右一般有逐渐减弱的趋势，但这种变化远较主族的不明显。例如，

12、对于第4周期金属单质，在空气中一般能与氧气作用。在常温下钪在空气中迅速氧化；钛、钒对空气都较稳定；铬、锰能在空气中缓慢被氧化，但铬与氧气作用后，表面形成的三氧化二铬(Cr2O3)也具有阻碍进一步氧化的作用；铁、钴、镍在没有潮气的环境中与空气中氧气的作用并不显著，镍也能形成氧化物保护膜；铜的化学性质比较稳定，而锌的活泼性较强，但锌与氧气作用生成的氧化锌薄膜也具有一定的保护性能。前面已指出，在金属单质活泼性的递变规律上，副族与主族又有不同之处。在副族金属中，同周期间的相似性较同族间的相似性更为显著，且第4周期中金属的活泼性较第5和第6周期金属的为强，或者说副族金属单质的还原性往往有自上而下逐渐减弱

13、的趋势。例如对于第副族，铜(第4周期)在常温下不与干燥空气中的氧气化合，加热时则生成黑色的CuO，而银(第5周期)在空气中加热也并不变暗，金(第6周期)在高温下也不与氧气作用。(2)金属的溶解 金属的还原性还表现在金属单质的溶解过程中。这类氧化还原反应可以用电极电势予以说明。s区金属的标准电极电势代数值一般甚小，用H2O作氧化剂即能将金属溶解(金属被氧化为金属离子)。铍和镁由于表面形成致密的氧化物保护膜面对水较为稳定。p区(除锑、铋外)和第4周期d区金属(如铁、镍)以及锌的标准电极电势虽为负值，但其代数值比s区金属的要大，能溶于盐酸或稀硫酸等非氧化性酸中而置换出氢气显然，酸中(H+/H2)代数

14、值比水中的(H+/H2)代数值要大，为什么？。而第5、6周期d区和ds区金属以及铜的标准电极电势则多为正值，这些金属单质不溶于非氧化性酸(如盐酸或稀硫酸)中，其中一些金属必须用氧化性酸(如硝酸)予以溶解(此时氧化剂已不是H+了)。一些不活泼的金属如铂、金需用王水溶解，这是由于王水中的浓盐酸可提供配合剂Cl-而与金属离子形成配离子(见本节金属的配合性能)，从而使金属的电极电势代数值大为减小(为什么？)的缘故。3Pt+4HNO3+18HCl3H2PtCl6+4NO(g)+3H2OAu+HNO3+4HClHAuCl4+NO(g)+2H2O铌、钽、钌、铑、锇、铱等不溶于王水中，但可藉浓硝酸和浓氢氟酸组

15、成的混合酸予以溶解。应当指出，p区的铝、镓、锡、铅以及d区的铬，ds区的锌等还能与碱溶液作用。例如：2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2(g)Sn+2NaOHNa2SnO2+H2(g)这与这些金属的氧化物或氢氧化物保护膜具有两性有关，或者说由于这些金属的氧化物或氢氧化物保护膜能与过量NaOH作用生成配离子(例如，AlO实质上可认为是配离子Al(OH)4-的简写)。第5和第6周期中，第副族的锆、铪，第副族的铌、钽，第副族的钼、钨以及第副族的锝、铼等金属不与氧、氯、硫化氢等气体反应，也不受一般酸碱的侵蚀，且能保持原金属或合金的强度和硬度。它们都是耐蚀合金元素，可提高钢在高温时的强度、

16、耐磨性和耐蚀性。其中铌、钽不溶于王水中，钽可用于制造化学工业中的耐酸设备。第族的铂系金属钌、铑、钯、锇、铱、铂以及第副族的银、金，化学性最为不活泼(银除外)，统称为贵金属。这些金属在常温，甚至在一定的高温下不与氟、氯、氧等非金属单质作用；其中钌、铑、锇和铱甚至不与王水作用。铂即使在它的熔化温度下也具有抗氧化的性能，常用于制作化学器皿或仪器零件，例如铂坩埚、铂蒸发器、铂电极等。保存在巴黎的国际标准米尺也是用质量分数为10Ir和90Pt的合金制成的。铂系金属在石油化学工业中广泛用作催化剂。顺便指出，副族元素中的第副族，包括镧系元素和锕系元素单质的化学性质是相当活泼的。常将第副族的钇和15种镧系元素

17、合称为稀土元素。稀土金属单质的化学活泼性与金属镁的相当。在常温下，稀土金属能与空气中的氧气作用生成稳定的氧化物(进一步的介绍可见本章选读材料)。2.温度对单质活泼性的影响上面所讨论的金属单质的活泼性主要强调了在常温下变化的规律。众所周知，金属镁在空气中能缓慢地氧化，使表面形成白色的氧化镁膜，当升高到一定温度(着火温度)时，金属镁即能燃烧，同时发生耀眼的白光。这表明，升高温度将会有利于金属单质与氧气的反应。但高温时，金属单质的活泼性递变的规律究竟如何呢？由于标准电极电势是用来衡量金属在溶液中失去电子能力的；在高温下，金属的还原性是需要从化学热力学以及化学动力学来予以阐明。现以高温时一些常见金属单

18、质(同时也联系有关非金属单质)与氧的作用，即与氧结合能力的强弱为例，作些简单说明。第二章中曾指出，在可对比的情况下，反应的G值越负，或K值越大，表明该反应进行的可能性越大，进行得可能越彻底。对于单质与氧气反应来说，也表明该单质与氧的结合能力越强。为了便于各单质间的对比，常以单质与1molO2反应的方程式来表达。在任意温度T下，反应的标准吉布斯函数变G(T)可近似地按式(2.9)进行估算：G(T)H(29.15K)-TS(29.15K)例如，对于金属铝与氧气反应的方程式以及G(T)的表达式为Al(s)+O2(g) Al2O3(s)G(T)(-1117+0.208T)kJmol-1而金属铁与氧气作

19、用生成氧化亚铁的为2Fe(s)+O2(g) 2FeO(s)G(T)(-533+0.145T)kJmol-1可以看出，由于金属单质与氧气反应在一定温度范围内生成固态氧化物，反应的S(T)或S(298.15K)为负值，所以反应的G(T)代数值随T的升高而变大。即从化学热力学的角度上说，在高温下金属与氧的结合能力比在常温下金属与氧的结合能力要弱。例如，在室温下，银与氧反应的G(T)为负值，但当温度升高到408K以上时，其G(T)为正值，在标准条件下，氧化银就不再生成了。但在通常的高温条件(金属单质及其氧化物均为固态)下，绝大多数金属(例如上述的铝和铁即是，而金、铂等则不然)与氧反应的G(T)都是负值

20、，这也是大多数金属，除能引起钝化的以外，无论是在干燥的大气中或是在潮湿的大气中都能引起腐蚀的原因。此外，若对比上述铝和铁分别与氧的结合能力的强弱，将上述两反应式相减，再乘以3/2，可得2Al(s)+3FeO(s) Al2O3(s)+3Fe(s)G(T)(-876+0.095T)kJmol-1在通常的高温条件下，该反应的G(T)也是一负值，表明该反应进行的可能性很大，并可能进行得相当彻底。所以金属铝能从钢铁中夺取氧而作为钢的脱氧剂。按上述方法计算结果表明，在873K时，单质与氧气结合能力由强到弱的顺序大致为Ca Mg Al Ti Si Mn Na Cr Zn Fe H2 C Co Ni Cu可以

21、看出，这一顺序与常温时单质的活泼性递变情况并不完全一致。温度不仅影响着单质与氧的反应可能性，从化学动力学角度上说，高温时加快了反应速率。上述镁与氧气在高温时反应剧烈，主要是加快了反应速率。金属的高温氧化在设计气体透平机、火箭引擎、高温石油化工设备时都应当引起重视的。表6.1中列出了按上述方法求得的一些单质与氧气反应的G(T)值和表6.1一些单质与氧气反应的G(T)值与温度的近似关系温度的近似关系。从表6.1可算得在298.15K和p(O2)=101.325kPa时，Ti、Na、Mn、Fe、Co、Ni、Ca、C与O2反应生成TiO2、Na2O、MnO、FeO、CoO、NiO、CaO和CO的G(2

22、98.15K)值分别为-890，-750，-725，-490，-426，-423，-1177和-274kJmol-1。即在298.15K时，这些单质与氧气结合能力的强弱大致为Ca、Ti、Na、Mn、Fe、Co、Ni、C；与873K时的顺序有所不同。在空气中，通常p(O2)=0.2110-3Pa，根据G=G-8.31410-3kJmol-1K-1298.15Klnp(O2)/p算得的G值也有上述的顺序。这个顺序与前述标准状态下的基本一致。用表6.1的数据，以G(T)为纵坐标，温度T为横坐标作图，可得到一些单质与氧气反应的标准吉布斯函数变与温度的关系线，如图6.5所示。从图6.5中可以看出，反应的

23、G(T)-T线位置越低，G(T)代数值越小，反应自发进行的可能性越大，单质与氧气的结合能力也越大，而氧化物的热稳定性越大。因此处于图下方的单质可将其上方的氧化物还原。例如，钙、镁、铝、钛、硅、锰等都可以还原铁的氧化物，所以在铸钢熔炼过程中可用作脱氧剂。由于这些直线的斜率不同，某些直线还互有交错。这样，在不同温度范围内，某些单质与氧气结合能力的强弱顺序可以发生改变。例如，在图6.5中的虚线所示温度(873K)下，可得到前述873K时一些单质与氧气结合能力的强弱顺序。值得注意，图中一般直线都向上倾斜，而2C+O2=2CO反应的直线却向下倾斜，这表明温度越高，碳的还原能力越强，可将大多数金属的氧化物

24、还原。温度不仅会影响金属与氧的结合能力，而且还会影响金属与氧气反应的产物。对于氧化值可变的金属来说，高温下生成低氧化值的金属氧化物的倾向较大，而常温下生成高氧化值的金属氧化物的倾向较大。例如，从图6.5中可以看出(若综合Fe和FeO分别与氧气反应)，铁在高温时以生成FeO为主，常温时则以Fe2O为主。Pe+Fe3O44FeO3.金属的钝化 上面曾提到一些金属(如铝、铬、镍等)与氧的结合能力较强，但实际上在一定的温度范围内，它们还是相当稳定的。这是由于这些金属在空气中氧化生成的氧化膜具有较显著的保护作用，或称为金属的钝化。粗略地说，金属的钝化主要是指某些金属和合金在某种环境条件下丧失了化学活性的

25、行为。最容易产生钝化作用的有铝、铬、镍和钛以及含有这些金属的合金。金属由于表面生成致密的氧化膜而钝化，不仅在空气中能保护金属免受氧的进一步作用，而且在溶液中还因氧化膜的电阻有妨碍金属失电子的倾向，引起了电化学极化，从而使金属的电极电势值变大，金属的还原性显著减弱。铝制品可作为炊具，铁制的容器和管道能被用于贮运浓HNO3和浓H2SO4，就是由于金属的钝化作用。金属的钝化，必须满足如下两个条件：首先，金属所形成的氧化膜在金属表面必须是连续的，即所生成的氧化物的体积必须大于因氧化而消耗的金属的体积。s区金属(除铍外)氧化物的体积小于金属的体积，这一些氧化膜是不可能连续的，对金属没有保护作用，而大多数

26、其他金属氧化物的体积大于金属的体积，有可能形成保护膜。其次，表面膜本身的特性是钝化的充分条件。氧化膜的结构必须是致密的，且具有较高的稳定性，氧化膜与金属的热膨胀系数相差又不能太大，使氧化膜在温度变化时不致于剥落下来。例如，钼的氧化物MoO3膜在温度超过520时就开始挥发；钨的氧化物WO3膜较脆，容易破裂，这些氧化膜也不具备保护性的条件。而铬、铝等金属，不仅氧化膜具有连续的致密结构，而且氧化物具有较高的稳定性。利用铬的这种优良抗氧化性能而制成不锈钢(钢铁中含铬的质量分数超过12)，其原因也就在于此。金属的钝化对金属材料的制造、加工和选用具有重要的意义。例如，钢铁在570以下经发黑处理所形成的氧化

27、膜Fe3O4能减缓氧原子深入钢铁内部，而使钢铁受到一定的保护作用；但当温度高于570时，铁的氧化膜中增加了结构较疏松的FeO，所以钢铁一般对高温抗氧化能力较差。如果在钢中加入铬、铝和硅等，由于它们能生成具有钝化作用的氧化膜，有效地减慢了高温下钢的氧化，一种称为耐热钢的材料就是根据这一原理设计制造的。在3.2节中曾提到Ag+、Cu2+、Fe3+等金属离子能形成配离子，如Ag(NH3)2+、Cu(NH3)42+、Fe(CN)63-等。含有配离子的化合物是配位化合物，简称配合物(或称为络合物)，如Ag(NH3)2Cl、Cu(NH3)4SO4、K3Fe(CN)6等。铂、金溶解于王水中生成的H2PtCl

28、6和HAuCl4也是配合物。几乎所有的金属元素都能形成配合物。1.配合物的组成(1)简单配合物 以Cu(NH3)4SO4和H2PtCl6为例，金属离子Cu2+、Pt4+为中心离子，通常也称为配离子的形成体。在它的周围直接配位着一些中性分子或负离子，叫做配位体，简称配体，如NH3、Cl-。Cu(NH3)42+SO HPt Cl62-中心离子 配位体 中心离子 配位体能提供配位体的物质称为配合剂。在配位体中，与中心离子直接相结合的原子叫做配位原子，如上述NH3中的N原子和Cl原子。配位原子必须具有孤对电子，可以提供与中心离子共用，称为配位键，简称配键。与中心离子直接相结合的配位原子的总数叫做配位数

29、，最常见的配位数是2，4和6。(2)特殊配合物 在上面所述的配合物中，每一个配位体只含有一个配位原子，而在另外一类配位体中，每一个配位体可以含有不只一个配位原子。每一个配位体只能提供一个配位原子的配位体称为单齿配体，而含有两个或两个以上配位原子的配位体称为多齿配体。能提供多齿配体的物质称为螯合剂。例如乙二胺(ethylenediamine，简写为en)H2NCH2CH2NH2中含有2个配位原子(N原子)。乙二胺能与中心离子如Cu2+以环状结构键合而形成稳定的配离子，可表示(以符号“”表示配位键)如下：乙二胺四乙酸(ethylenediaminetetraaceticacid，简写为edta)是

30、一种六齿配体，它能与许多金属离子形成十分稳定的配离子。在乙二胺四乙酸根离子中，4个羧基上的氧原子(标有孤对电子的)和2个氨基上的氮原子都是配位原子：这类由多齿配体形成的环状结构配离子称为螯合离子，含有螯合离子的配合物称为螯合物(或称为内配合物)。螯合离子一般相当稳定。例如，如果往Cu(NH3)42+溶液中加入乙二胺，则会发生下列反应：Cu(NH3)42+2en Cu(en)22+4NH3这是由于配离子Cu(en)22+较Cu(NH3)42+更为稳定，使en取代NH3而与Cu2+配合。如果配位化合物的形成体是中性原子，配位体是CO分子，这类配合物称为羰含物。第副族到第族等金属能与CO直接作用而生

31、成羰合物。例如，在43、p(CO2)为101.325kPa时，CO能与镍直接作用生成挥发性的、极毒的羰合物Ni(CO)4液体：Ni+4CONi(CO)4若把Ni(CO)4加热到50，它就会分解成为Ni和CO。利用这类反应可以提取高纯度的金属。(3)价键理论 从微观方面看，配合物与一般化合物的区别在于它们组成元素的原子间的结合方式化学键不同。价键理论认为配合物的中心离子(或原子)与配位体间的化学键是配位键。这一理论的基本要点如下：(a)中心离子(或原子)有空的价电子轨道可接受由配位体的配位原子提供的孤对电子而形成配位键。一般配合物的中心离子(或原子)如下：V Cr Mn Fe Co Ni Cu ZnMo Tc Ru Rh Pd Ag CdW Re Os Ir Pt Au Hg它们都是位于d区及ds区的副族元素；其中最常见的是第族及第、第副族元素的离子，如Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+、Au3+、Zn2+、Hg2+等。中心离子(或原子)的价电子轨道通常指(n-1)d、ns、np轨道，有时也包括nd轨道。配位体的配位原子必须有孤对电子可提供。常见的无机配位体有：(b)在形成配位化合物时，中心离子所提供的空轨道进行杂化，形成各种类型的