1、第七章 配位化合物 第一節 配合物的基本概念 第二節 配位平衡第三節 螯合物學 習 要 求1. 掌握配位化合物的定義、組成、命名和分類。2. 掌握配位平衡和配位平衡常數的意義及其有關 計算，理解配位平衡的移動及與其他平衡的關系。3.了解螯合物形成的條件和特殊穩定性。在CuSO4溶液中加入過量的NH3H2O，再加入酒精，有深蘭色的晶體 Cu(NH3)4SO4析出。 Cu(NH3)42+能穩定存在于Cu(NH3)4SO4的晶體和溶液中。 第一節 配合物基本概念 一、配合物的定義 Cu2+ 2NH3H2O = Cu(OH)2+2NH 4 +Cu(OH)2+ 4NH3H2O =Cu(NH3)42+2O

2、H-+4H2O2. HgCl2 + 2KI = HgI2(橘紅色）+ 2KCl HgI42-能穩定存在于K2HgI4的晶體和溶液中。此外，Ni(CO)4、 PtCl2(NH3)2等也是配合物。HgI2 + 2KI = K2HgI4(無色溶液) 3.定義： 一個正離子(或原子)和一定數目的中性分子或負離子以配位鍵結合形成的能穩定存在的復雜離子或分子叫配離子或配分子；含有配離子的化合物叫配位化合物。習慣上配離子也叫配合物。明礬KAl(SO4)212H2O、鉻鉀礬KCr(SO4)212H2O的晶體的水溶液都不含復雜離子，是復鹽。葉綠素分子的骨架血紅素B中心離子配位體配位數內界配離子外界離子二、配合物

3、的組成中心離子或原子是配合物的形成體，位于配離子或配分子的中心，是配合物的核心部分，它們都是具有空的價電子軌道的離子或原子，其半徑小電荷多是較強的配合物的形成體。常見的是d區元素的離子，原子也可形成配合物。 1. 中心離子或原子有空軌道 +2+3+4+3+500有孤電子對 2. 配位體和配位原子 配位體：在配離子或配分子內與中心離子或原子結合的負離子或中性分子叫配位體。配位原子：配位體中具有孤對電子的直接與中心離子結合的原子叫配位原子。 根據一個配位體所能提供的配位原子的個數分：3配位數中心離子電荷+1+2+3+4常見配位數24（或6)6（或4）6（或8)4. 配離子的電荷中心原子配位體配位數

4、只有內界無外界，電荷為零。 三、 配位化合物的命名（一般原則）配位陽離子“某化某”或“某酸某” 配位陰離子配位陰離子“酸”外界1. 外界 配位體個數（以漢字一、二、表示）配位體名稱 （不同配位體名稱間用“”隔開）“合”中心離子名稱中心離子氧化數（加圓括號用羅馬數字、表示）。 配合物的命名關鍵在于配離子的命名。配離子的命名次序是2. 內界如果內界有多種配位體時，其順序： 簡單離子復雜離子有機酸根離子中性無機分子（按配位原子在字母表中的順序）有機分子。 返回本章目錄(1). 配位陰離子配合物(2). 配位陽離子配合物(3). 中性配合物乙二胺四乙酸根合鈣()三硝基三氨合鈷()五羰(基)合鐵(三)氯

5、化五氨水合鈷()硝酸羥基三水合鋅()五氯氨合鉑()酸鉀氫氧化四氨合銅()六氯合鉑()酸六異硫氰根合鐵()酸鉀練習請為下列配位化合物命名第二節 配位平衡配合解離NaOHNa2S無藍色沉淀Cu(OH)2生成有黑色沉淀CuS生成無Cu2+? 有Cu2+?一、配合物的穩定常數 1. 穩定常數穩定常數是該配離子的特征常數（見附錄），K穩的大小可以比較同類型配離子的穩定性；不同類型的配離子的穩定性應通過計算比較。 例 0 0 0.1 X 4x 0.1-x【例7-1】 在1 mL 0.04molL-1硝酸銀溶液中加入1 mL 2molL-1的 氨水，計算平衡時Ag+濃度。 解：兩溶液等體積混合后濃度各自減半

6、： 即： c(Ag+)=0.02molL-1，c(NH3)=1 molL-1， 因為氨過量，故可認為Ag+幾乎全部Ag(NH3)2+，反應耗去氨20.02=0.04 molL-1，過量氨為0.96 molL-1。設平衡時Ag+為x molL-1，則 Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)2+起始濃度molL-1 0 0.96 0.02平衡濃度molL-1 x 0.96+2x 0.02-x K穩很大，所以x很小,0.02-x 0.02; 0.96+2x 0.96x = 1.9710-9 (molL-1) 平衡時Ag+ 濃度為1.97 10-9 molL-1。 配離子在水溶液中的形成是分步進行的，每

7、一步都有一個相應的穩定常數叫逐級穩定常數（K1 K2 ）。 總穩定常數=各級穩定常數之積 K穩=K1K2K3Kn 在實際工作中通常加入過量的配位劑，這時金屬離子絕大部分處在最高配位狀態。因此一般計算中按K穩（K不穩）計算就可以了。 2. 逐級穩定常數二、影響配位平衡的因素水解效應沉淀效應氧化還原效應酸效應酸度的影響沉淀的影響3 氧化還原的影響 1. 酸度的影響 (以FeF63-為例)總反應總反應酸性太強酸性太弱 既要考慮配位體的酸效應，又要考慮金屬離子的水解效應，但通常以酸效應為主。通常每種配合物均有其適宜的酸度范圍例6-3有一含0.1mol/L游離氨， 0.01mol/LNH4Cl和0.15

8、mol/LCu(NH3)42+的溶液，通過計算說明溶液中能否析出Cu(OH)2沉淀。解：溶液中Cu2+來自Cu(NH3)42+的離解， 而OH-來自NH3 H2O的離解設平衡時Cu2+=x mol/L , OH-=y mol/L則：0 0.1 0.15X 0.1+4x 0.15-x0.1 0.01 00.1-y 0.01+y y2. 沉淀反應對配位平衡的影響總反應在配位平衡中加入強的沉淀劑使金屬離子生成沉淀，配離子被破壞。 在配位平衡和沉淀平衡的競爭中總反應方向取決于K穩和Ksp的大小： K穩越小，Ksp越小配合物越易電離生成沉淀； K穩越大，Ksp越大沉淀越易溶解生成配離子。 解：0.1mo

9、l/LAgCl全部溶解生成了0.1mol/LAg(NH3)2+；設NH3的平衡濃度為xmol/L, Ag(NH3)2+離解忽略不計氨水的最初濃度 1.85 + 0.1 2 = 2.05 molL-1 平衡濃度/molL-1 x 0.1 0.1 3. 氧化還原反應與配位平衡 總反應 解：思考題: 在一種配離子溶液中加入另一種能與中心離子生成更穩定的配合物的配位劑可使原配離子發生電離。 Fe(SCN)3+Y4- FeY-+3SCN- 正向進行 血紅色（ K穩 ） 黃色（ K穩 ）Cu(NH3)42+4CN- Cu(CN)42-+4NH3 正向進行 蘭色（K穩 ） 無色（K穩 ）返回本章目錄4.配離

10、子間的轉化對配位平衡的影響第三節 螯合物 中心離子與多基配位體鍵合而成，并具有環狀結構的配合物稱為螯合物。一、 螯合物的結構 二(乙二胺)合銅()離子五或六元環張力最小 螯合劑：能與中心離子形成螯合物的多齒配位體。 只有在同一配位體中的兩配位原子間隔兩個或三個其它原子形成穩定的五原子（或六原子）環的螯合物才穩定。 EDTA能與多種金屬離子形成11的立體結構螯合物。其中有五個五原子環，箭頭表示金屬離子與不帶電荷的原子間的配位鍵；實線表示金屬離子與帶電荷的離子間的配位鍵。 EDTA與Ca2+形成的螯合物的結構式1.具有很高的穩定性（五原子或六原子環）很少有逐級電離現象。 2.一般具有特征顏色、難溶

11、于水、易溶于有機溶劑。 二、螯合物的一般性質這些特性被廣泛用于金屬離子的沉淀、溶劑萃取分離、比色及定量分析、醫療上的解毒劑等。 例如： 1、10鄰二氮菲與Fe2+形成橘紅色的螯合物，用于鑒定Fe2+ 。本章作業教材第152頁：第1、2、3、4、5、題P148-3CoCl2(NH3)3(H2O)ClNH4Cr(NH3)2(SCN)4CrCl(NH3)(en)2SO4Cu(NH3)4PtCl4P148-5A: Co(NH3)3H2OClBrBrH2O一水溴化一溴一氯三氨一水合鈷（）B: Co(NH3)3(H2O)2Cl Br2二溴化一氯三氨二水合鈷（ ）Cu(en)22+ Cu2+ + 2enCuY2- Cu2+ + Y4- 平衡濃度/mol L-1 0.1-X X X平衡濃度/mol L-1 0.1-y y 2y