第15章 s区元素

第十五章 s区元素

一、教学基本要求

1. 了解s区元素的物理性质和化学性质，能解释碱金属与水、醇和液氨反应的不同；

2. 了解主要元素的矿物资源及单质的制备方法，特别注意钾和钠制备方法的不同；

3. 了解s区元素的氢化物、氧化物、氢氧化物的性质，特别注意氢氧化物的碱性变化

规律；

4. 了解s区元素的重要盐类化合物，特别注意盐类溶解性的热力学解释；

5. 会用离子极化理论解释碳酸盐分解规律；

6. 了解对角线规则和锂、铍的特殊性。

二、要点

1. 汞齐(amalgam )

又称汞合金，汞的特性之一是能溶解除铁以外的许多金属而生成汞齐。汞与一种

或几种金属形成汞齐时，含汞少时是固体，含汞多时是液体。天然的有金汞齐，银

汞齐，人工制备的有：钠汞齐、钾汞齐、锌汞齐、锡汞齐、铅汞齐等。

2. 熔盐电解法(Molten-salt electrolysis)

指以熔融态盐类为原料的电解方法，常用于制备不能由水溶液中制备的金属，如碱金属、碱土金属以及钍、钽混合稀土金属的生产。有时为降低熔体的熔点，节

省电能，须加入一定量的助熔剂。

3. 热还原法(Thermo-deoxidization)

用化学活性较强的金属，将被还原的金属从其化合物中置换出来，以制备金属或其

合金的方法。

4. 冠醚(Crown ether)

分子结构类似皇冠的“大环多醚”。最常用的有18-冠-6 (如下图中的a)、二环己基

-18-冠-6及二苯基18-冠-6等。冠醚对K+、Na+及其他阳离子有很强的选择性络合

,F- )，提

K + X- 表示( X=MnO

4高了裸阴离子的活性。冠醚在有机合成中常用作“相转移反应的催化剂”。

5.穴醚(Cryptant)

分子结构类似地穴的“大环多醚”。穴醚几乎能够实现对K+和Na+离子的完全

分离,选择性可高达105:1。如下图中的(b) (c)所示。

(a) (b) (c)

6. 钠的主要化学反应提要：

7. 由氢氧化铍可以制成金属铍及其它化合物：

8. 钙的主要化学反应提要：

9. 由硫酸钡可制取各种化合物：

Ca 3Ca(HCO

3)2

Ca(ClO)

2

BaSO

4

C

BaCl

2

2O

NaCO

3

3

3

2

Ba(OH)

2

3H 2O

2Ba(NO

3)2

C

加热

加热

·

Ba

BeSO

4

4H 2O

24

2

Be(NO)

3

4H 2O

(NH 4)2BeF 4

1000

2

Be

于

蒸发至干

·CCl 4

800

BeCl ·NH 4HF 2

o

o

NaO

2

+C O +H O

3

电解

10. 对角线规则(diagonal rule）

在周期表的二、三周期中，某一元素的性质和它左上方或右下方的元素性质的相似性，称为对角线规则。这种相似性比较明显的表现在Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素之间，但C和P以及其它元素之间也存在某些对角线效应。

12.1单质

s区第１族的6个金属元素锂、钠、钾、铷、铯、钫和第2族的

6个金属元素铍、镁、钙、锶、钡、镭分别被称之为碱金属(alkali metals)

和碱土金属(alkaline earth metals)元素，最外层电子组态分别为ns1和

ns2。由于受到内层电子的强烈屏蔽, 核对最外层电子的控制较松弛。

因而单质的化学性质都非常活泼, 容易失去各自的ns电子分别形成

+1价和+2价阳离子, 其氧化态与各自的族号相对应。长期以来, 这

两族元素难以引起化学家的强烈兴趣, 这是因为：各类化合物中很少

存在族氧化态以外的其他氧化态; 元素和化合物的性质随半径发生

单调变化，形成配位化合物的能力极弱，长时期内没有出人预料的新发现。本章的内容主要仍属经典无机化学范畴，但仍然给出了强烈的信息：一个发展的活跃期正在到来。

1 物理和化学性质

物理性质单质具有金属光泽，有良好的导电性和延展性，除Be和Mg外，其它均较软。它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差别较大。

化学性质

1．它们具有很高的化学活泼性，能直接或间接地与电负性较高的非金属元素形成相应的化台物。如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。一般均形成离子化台物(除Li、Be及Mg的卤化物外)。

2．单质与水反应放出氢气。其中Be和Mg由于表面形成致密的氧化膜因而对水稳定。

3．标准电极电势均很负，是很强的还原剂。它们的还原性在于态及有机反应中有广泛的应用。如高温下Na、Mg、Ca能把其它一些金属从氧化物或氯化物中还原出来.

4．单质制备

由于它们的化学活泼性，决定它们只可能以化合物形式存在于自然界中。单质的制备多数采用电解它们的熔盐。

表1和表2分别给出碱金属和碱土金属的某些性质。

表1 碱金属和碱金属离子的某些性质

性质

Li Na K Rb Cs 基态电子组态 金属半径, r (M)/pm 离子半径, r (M +)/pm 熔点, t /℃ 沸点, t /℃

第一电离能, I 1/kJ·mol -1 密度(20℃), ρ/(g·cm -3) 硬度 a 火焰颜色

标准电极电势, E ○一/V

[He]2s 1 152 59 180.54 1347 520.2 0.534 0.6 洋红色 -3.040

[Ne]3s 1 186 99 97.81 883.0 495.8 0.971 0.4 黄色 -2.713

[Ar]4s 1 227 138 63.65 773.9 418.8 0.862 0.5 紫色 -2.924

[Kr]5s 1 248 149 39.05 687.9 403.0 1.532 0.3 带蓝的红色 -2.924

[Xe]6s 1 265 170 28.4 678.5 375.7 1.873 0.2 蓝色 -2.923

a Mohs 硬度, 滑石定为0, 金刚石定为10.

表2 碱土金属和碱土金属离子的某些性质

性质

Be Mg Ca Sr Ba 基态电子组态 金属半径, r (M)/pm 离子半径, r (M 2+)/pm 熔点, t /℃ 沸点, t /℃

第一电离能, I 1/kJ·mol -1 密度(20℃), ρ/(g·cm -3) 硬度 a 火焰颜色

标准电极电势, E ○一

/V [He]2s 2 111 27 1278 2970 899.4 1.85 ~5 无色 -1.85

[Ne]3s 2 160 72 648.8 1090 737.7 1.74 2.0 无色 -2.356

[Ar]4s 2 197 100 839 1483.6 589.7 1.55 1.5 橙红色 -2.84

[Kr]5s 2 215 113 769 1383.9 549.50 2.54 1.8 鲜红色 -2.89

[Xe]6s 2 222 136 729 1637 502.8 3.60 ~2 绿色 -2.92

a 见表1的脚注.

与其他金属一样，两族金属单质具有金属光泽以及良好的导电性、导热性和延展性。除铍和镁外的其他金属的质地都较软，可用小刀切开。锂、钠、钾的密度小于水, 因而能浮在水面上。碱金属易熔化而且容易转化为蒸气, 后一性质用于它们的蒸馏提纯。碱金属和碱土金属是活泼或非常活泼的金属，能直接或间接与电负性较高的非金属单质如卤素、氧、硫、磷、氢等反应形成化合物。单质的化学以其还原性为特征，图1和图2给出一些典型反应。

NH (l)

NH (aq or g)

Amalgam

(X = halogens)

Figure 1 Selected reactions of the alkali metals.

两族金属被水氧化的反应分别为:

2 M(s) + 2 H2O(l) ＝2 M+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) (M = 碱金属)

M(s) + 2 H2O(l) ＝M2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) (M = 碱土金属) 钠和钠下方的同族元素与H2O的反应十分激烈, 反应中生成的H2能自燃。反应剧烈的原因之一是金属的熔点低，反应中放出的热量足以使金属熔化，H2O分子容易通过熔体的清洁表面与金属相接触。熔点相对较高的金属锂在反应过程中不熔化，生成溶解度较小的LiOH 覆盖于表面使反应变得较缓和。实验室利用金属钠与水的反应干燥烃类和醚类有机溶剂, 为了提高干燥效率, 金属钠通常被挤压成条状使用。需要指出, 金属钠不能用来干燥醇类溶剂。这是因为钠的还原性是如此之强, 以致能将醇羟基中的氢原子还原为H2，例如与乙醇的反应：

steam

Figure 2 Selected reactions of the alkaline earth metals.

2 CH3CH2OH(l) + 2 Na(s) 2 NaOCH2CH3(sln) + H2(g)

金属钠与卤代溶剂发生的反应十分猛烈, 因而也不能用来干燥这类溶剂。例如, 与CCl4发生的反应为:

CCl4(l) + 4 Na(s) 4 NaCl(s) + C(s) △r G○一m = -249 kJ·mol-1

您也许不会想到, 我国化学家竞通过这一反应在相对温和的条件下制得了金刚石两族元素的单质都是强还原剂，表1和表2给出了相关电对的标准电极电势。从表1的数据不难发现两个特点:

1) 5种碱金属的标准电极电势相差无几，其数值都在–2.9 V左右。这一现象没有反映碱金属原子电离能的变化趋势。碱金属原子的电离能自Cs至Li依次增大, 化学家本可指望标准电极电势按同一顺序上升(负值减小)。

这一现象与碱金属阳离子的水合作用有关。碱金属阳离子的水合能自Cs+至Li+依次增大, 标准电极电势相互接近的事实是两种能量变化趋势的总体现。

2) Li的标准电极电势(-3.040 V)明显低于其它几种碱金属。这意味着，锂这个原子半径最小、电离能最高的元素倒成了水溶液中最强的还原剂。

这一现象同样可由水合作用得到解释。Li+是第１族中最小的阳离子, 其水合程度(表现为水合分子数的多少)和水合强度(表现为水合焓的高低)都是最大的。虽然每个Li+离子只直接键合4个H2O分子，但还有20个左右的H2O分子处于第2水合层, 总配位数高达25。如此强的水合作用使锂比同族其他元素高出的水合能(数值为负值)补偿高出的电离能(数值为正值)之后还有余。

碱金属与汞一起研磨时发生强放热反应生成汞齐(amalgam)。有人将汞齐看作合金，例如钠汞齐被看作金属钠(固体)和汞(液体)的合金。随着钠含量的增加, 钠汞齐由液体变成固体。与金属钠本身相比, 钠汞齐与水的反应要平稳得多：

2 NaHg(s or l) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) + 2 Hg(l)

传统的氯碱工业中利用汞阴极电解形成的钠汞齐与水反应制烧碱。由于带来严重的Hg 污染，这一方法正在被淘汰。

金属钠与液氨之间发生非常独特的反应。碱金属在液氨中的溶解度达到超出人们想象的程度，39.8 g的液氨在-50℃时溶解的金属铯高达132.9 g。有趣的是, 不论溶解的是何种金属, 稀溶液都具有同一吸收波长的蓝色。这暗示各种金属的溶液中存在着某一共同具有的物种, 后来的实验证实这个物种为氨合电子。钠溶于液氨的反应如下：

Na(s) + x NH3(l) Na+(am) + e-(am)

式中和图1中的“am”代表氨，表示相关的物种为氨合物种。只要液氨保持干燥和足够高的纯度(特别是没有过渡金属离子存在)，这种蓝色溶液就相当稳定。碱金属的氨溶液被广泛用作有机合成中的还原剂，以实现那些用其他方法无法实现的还原反应。钠溶于某些干燥的有机溶剂(如醚)也会产生溶剂合电子的颜色。用钠回流干燥这些溶剂时, 蓝色的出现可看作溶剂处于干燥状态的标志。

2 矿物资源和金属单质制备

由于对水和氧的高度活泼性, s区金属元素只能以化合物形式存在于自然界。其中有些元素在地壳中的丰度相当高，例如钙、钠、镁、钾的丰度分别排在第5，第6，第7和第8位。

最具工业价值的锂矿物是锂辉石(Li2O·Al2O3·SiO2)，盐湖卤水也是重要的锂资源。海水(含NaCl约2.7%)和盐湖中的氯化钠是最重要的钠资源。重要的钾矿包括钾石盐(KCl)和盐卤, 青海省察尔汗盐湖的盐卤是我国目前钾盐生产的主要支柱。我国钾肥需求量的80%仍靠进口，几年前在罗布泊发现了一个超大型钾盐资源，将会大大缓解这种局面。

最重要的铍矿物为绿柱石(3BeO·Al2O3·6SiO2)。海水是镁的重要来源, 每1 km3海水中含镁1.3×106t，而海水总量高达1018km3。此外, 菱镁矿(MgCO3)、白云石(CaCO3·MgCO3)和光卤石(KCl·MgCl2·6H2O)也是重要的镁矿物。有工业价值的钙资源包括钙的碳酸盐(如石灰石, 大理石, 方解石)、硫酸盐(如石膏CaSO4·2H2O)、磷酸盐[如氟磷灰石Ca5(F)(PO4)3]、氟化物(如萤石CaF2)和钙镁碳酸盐(如白云石)，其中以石灰石最重要。

表1和表2的数据表明, 碱金属和碱土金属单质不能用水溶液电解的方法制备。相关电对的标准电极电势比H3O+/H2电对负得多，电解时是H3O+离子而不是金属离子在阴极放电。要使金属离子还原为金属，通常使用熔盐电解法或热还原法。

金属锂、金属钠和占总产量80%的金属镁用熔盐电解法生产。电解质通常采用无水氯化物的混合物, 这样不但可以降低电解质的熔化温度以节约能源, 并减少了金属的挥发。以锂的生产为例, 电解质为LiCl与KCl的混合物(质量比约1:1), 采用钢制电解槽，阴极和阳极材料分别为钢和石墨。电解反应如下：

阳极： 2 Cl-Cl2 + 2 e -

阴极： 2 Li+ + 2 e - 2 Li

总反应：2 LiCl(l) 2 Li(l) + Cl2(g) (12.7)热还原法用来生产金属钾和金属钙。钾熔于熔融的KCl而难以分离, 因而熔盐电解法不能用于生产金属钾。钾的生产是用金属钠在760～880℃还原KCl熔体, 得到的钾钠合金再经分级蒸馏法分离提纯。生产金属钙的主要方法是在1 200℃和真空条件下用金属铝还原CaO，产生的钙蒸气收集在冷凝装置中。这一方法能用来生产金属钙，是因为钙蒸气挥发的同时, 另一个反应产物(Al2O3)形成没有挥发性的熔渣:

1200℃

6 CaO(s) + 2 Al(l) 3CaO·Al2O3(s) + 3 Ca(g) (12.8) 3 用途概述

金属锂主要用在4个方面：

1. 制造氢化锂、氨基锂和合成有机锂化合物, 后者用作有机化学中的还原剂和聚合反应的催化剂。

2. 制造Al－Li合金(含锂2%～3%)，这种合金因质量轻和强度大而用于空间飞行器。

3. 制造高功率长效电池, 例如心脏起搏器电池和装在您的笔记本电脑中的锂离子电池。

4. 63Li同位素(在天然锂中约占7.5%)受中子轰击产生氚：

6

Li + 10n 31H + 42He

3

氚是制造热核武器(氢弹)的主要原料, 也是核聚变反应堆的增殖材料。

钠的一个重要用途是作为还原剂生产某些难熔的金属, 如钛、铀、钍、锆、钽等, 还原TiCl4制备钛的反应为：

TiCl4(l) +4 Na(l) Ti(s) + 4 NaCl(s)

金属钠的具有高导热性和低的中子吸收能力, 故被用作快速增殖反应堆的冷却剂。1980年代以前, 市场上的金属钠主要被用来制备钠铅合金(PbNa), 后者与氯乙烷(C2H5Cl)反应生产汽油抗震剂四乙基铅(C2H5)4Pb。1970年代中期以来，随着无铅汽油的推广，钠的年产量逐年在下降。科学家们正倾心于开发钠的新用途。

金属钾在工业上的应用范围小得多，世界年产量只及钠的0.1%! 钾主要用于制造KO2(生氧剂)和低熔点钠钾合金(通常为液体), 后者与钠和钾一样, 可被用来干燥有机溶剂或不与其起反应的气体。钠钾合金的比热容较高, 因而而用作传热介质，例如用作核反应堆的冷却剂。

铍(与镁和铝)属于所谓的“轻金属”。世界铍耗量的70%~80%用来制造铍铜合金, 这种合金主要用在各种电器设备上。金属铍和铍基合金的弹性-质量比、拉伸应力和导热性都较高，因而用于各种空间飞行器。约有6%~8%的铍以BeO形式消耗，氧化铍用于制造氧化物陶瓷，这种陶瓷因具有高熔点和高化学稳定性而用来制造印刷电路板。航空工业、航天工业和电子工业的发展对金属铍和氧化铍的需求不断增大, 但由于价格太高、加工程序复杂以及铍尘和铍蒸气被认为有毒(参见副篇)而使应用受到限制。

镁是最轻的一种结构金属，也是用途最大的碱土金属。20世纪90年代初期, 全世界镁耗量估计高达400×103 t，70%用于制造各种合金。除了质轻和机械强度高之外, 镁合金还有其他许多优良性能，因而广泛应用于航空和宇航工业。目前发射到空间轨道上的飞行器中, 镁比其他任何金属都要多。

全世界钙的年产量不到镁的1% 。金属钙很少用于制合金，在某些特殊金属(如锆、钍、铀、镧系金属)和钐钴永磁合金(SmCo5)的制造中用作还原剂。

12.2 化合物

1 氧化物和氢氧化物

（1）碱金属的氧化物比碱土金属的氧化物种类多。它除有正常氧化物外，还有过氧化物、超氧化物及臭氧化物。

如碱金属在空气中燃烧时，只有Li的主要产物是Li2O(正常氧化物)，而Na、K、Rb、Cs的主要产物分别是Na2O2(过氧化物)、KO2(超氧化物)、RbO2(超氧化物)和Cs2O2(过氧化物)。

（2）氢氧化物除Be(OH)2呈两性外，其余均为中强碱或强碱。

2 盐类

（1）．碱金属的盐类

有MX(卤化物)、MNO3、M2SO4、M2CO3、M3PO4等。它们的共性如下：

①都是离子晶体(Li盐除外)；

②都易溶解。除Li盐和极少数大阴离子组成的盐以外，例如LiF、Li2CO3、Li3PO4、Na[Sb(OH)6]、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O等均难溶。

③热稳定性均很高，但Li 2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：

④易形成复盐。

光卤石类通式：M+Cl·MgCl2·6H2O (M+＝K+，Rb+，Cs+)

矾类通式：M2+SO4·MgSO4·6H2O (M+＝K+，Rb+，Cs+)

（2）碱土金属盐类

其溶解度与碱金属盐有些差别。它们的碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶。BaSO4、BaCrO4

的溶解度亦很小。

它们的碳酸盐在常温下均较稳定(BeCO3例外)，但加热可分解：

热稳定性由Mg到Ba顺序增强。

碱金属和碱土金属在通常条件下与氧形成的二元化合物可分为四大类，其通式是：

碱金属碱土金属

氧化物M2O (M = Li,Na) MO (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

过氧化物M2O2 (M = Na,K,Rb,Cs) MO2 (M = Ba)

超氧化物MO2 (M = K,Rb,Cs)

臭氧化物MO3 (M = K,Rb,Cs)

在四类化合物中, 金属都处于各自的族氧化态。氧的存在形式分别为O2-, O22-, O2-和O3-离子。原子半径最小的两个金属(Li和Be)显示出它们的个性, 与氧直接化合只生成氧化物。这里遇到一个有趣的现象：体积较大的过氧阴离子、超氧阴离子和臭氧阴离子更易被体积较大的金属阳离子所稳定。这里体现了适用于离子型化合物的一条规律: 大阳离子稳定大阴离子, 小阳离子稳定小阴离子。

锂在某种程度上表现出的“另类”于其它碱金属元素的性格。例如锂的碳酸盐难溶于水，在高温下容易分解为Li2O和CO2，金属锂在空气中容易生成氮化物(Li3N)等。在这些方面，它的性质更像镁。锂和镁处于周期表中对角线的位置上，化学上将这种相似性叫作对角线关系(diagonal relationship)。这种关系也存在于Be-Al和B-Si两对元素之间(图3)。

（a）. 溶解性碱土金属的硝酸盐、醋酸盐、高氯酸盐以及除氟化物之外的其他卤化物都是易溶的，而碳酸盐、草酸盐和磷酸盐都是难溶的。硫酸盐和铬酸盐的溶解度递变规律是“相差溶解”现象的极好实例。对SO42-和CrO42-两个大阴离子而言，阳离子半径较小的铍盐和镁盐都是易溶盐，而阳离子半径较大的BaSO4和BaCrO4溶解度都很小。化学分析中经常用到下列几个沉淀反应进行离子的鉴定或分离：

Ba2+(aq) + SO42-(aq) BaSO4(s)

2 Ba2+(aq) + Cr2O72-(aq) +

3 H2O(l) 2 BaCrO4(s) + 2 H3O+(aq)

Ca2+(aq) + C2O42-(aq) CaC2O4(s)

与BaSO4不同，铬酸钡和草酸钙均能溶于稀的强酸(如盐酸)溶液中：

2 BaCrO4(s) + 2 H3O+(aq) 2 Ba2+(aq) + Cr2O72-(aq) +

3 H2O(l)

CaC2O4(s) + H3O+(aq) Ca2+(aq) + HC2O4-(aq) + H2O(l)

这意味着, 不能在酸性太强的溶液中沉淀BaCrO4和CaC2O4。

（b）碳酸盐的热稳定性碱土金属碳酸盐加热时按下式分解：

MCO3(s) MO(s) + CO2(g)

如果MCO3中的M分别为Mg、Ca、Sr和Ba, 加热使CO2分压升至1.0×105 Pa所需的温度如下：

化合物MgCO3CaCO3SrCO3BaCO3

分解温度(℃) 300 840 1 100 1 300

即，分解温度随阳离子半径的增大而上升。化学家常常需要根据他们熟悉的一些概念(例如离子半径、电荷等)对化合物的性质做出定性判断, 判断无机离子晶体化合物热稳定性的一条规律是：大阳离子能稳定大阴离子。或者说,含大阴离子(如CO32-)的化合物的热分解温

度随阳离子半径的增大而增高。

3 大环配位化合物

碱金属的配位化学过去研究得很少, 金属离子的低电荷和大体积使其接受配位体的能力比较弱。大环效应的发现使人们对该领域的兴趣和系统研究迅速发展了起来，新化合物的多样性几乎可以使过渡金属配合物的多样性面临挑战了。

第１族阳离子和第2族大阳离子最著名的配合物是与大环配体形成的配合物。一类叫作冠醚(crown ether)的配位体是美国化学家佩德森(Pederson C J)于1967年首次报导的, 这类具有大环结构的聚醚化合物因形似皇冠而得名。图12.4(a)给出的一个例子叫18-冠-6, 18和6

分别表示环原子数和环氧原子数，距离最近的O 原子间以“－CH 2－CH 2－”相桥联。冠醚与碱金属离子形成相对稳定的配合物，碱金属的18-冠-6配合物在非水溶液中几乎能无限期稳定存在。就在佩德森报道冠醚化合物的第二年，法国化学家莱恩(Lehn J M)报道了另一类叫作穴醚(cryptand)的大环化合物。这类化合物中含有O 和N 两种杂原子，由于分子结构形似地穴而得名。碱金属阳离子的穴醚配合物比冠醚配合物更稳定，甚至能存在于水溶液中。这显然与穴醚更接近于实现对金属离子的完全包封有关。图4(b)给出的例子叫穴醚2.2.1，结构中存在3个氮-氮链节, “2.2.1”表示每个链节中氧原子的数目。图4(c)给出的例子叫穴醚2.2.2，与穴醚2.2.1不同的是，中间的氮-氮链节中有2个氧原子。可以想象，穴醚2.2.2的穴腔大于穴醚2.2.1。

作为配位体, 冠醚和穴醚显示一种十分有趣的性质。即，不同大小、不同形状的穴腔对碱金属离子具有选择性。穴醚几乎能够实现对K +和Na +离子的完全分离, 选择性可高达105:1。对Na +/K +的选择性具有非常重要的意义，许多生理功能是靠这种选择性支持的。 大环化学的发展导致一个化学新领域的诞生，即美国化学家克拉姆(Cram D J)提出的主-客体化学(host-guest chemistry)。上述大环配体和金属离子分别是“主体”(host)和“客体”(guest)，主体根据客体的大小、分子构型等性质对客体进行“识别”(即选择配位)形成“主-客体配合物”。图12.5(也见本教材封面图案)给出主-客体化学概念的示意。 主-客体之间这种像锁钥一样的专属性被化学家用来模拟生物体中酶(enzyme)与底物(substrate)之间的作用(参见图5)。1987年诺贝尔化学奖授予佩德森、莱恩和克拉姆这三位化学家，以表彰他们在大环配位化学领域进行的开创性研究工作。

host

guest host-guest complex

Figure .5 Host-guest chemistry

(a) (b)

(b)