配位化学1第一讲

配位化合物的讲义第一节配位化合物的基本概念(一)配位共价键由一个原子单方面提供l对电子与另一个有空轨道的原子(或离子)共用而形成的共价键,称为配位共价键(coordinate bond),简称配位键.在配位键中,提供电子对的原子称为电子对的给予体;接受电子对的原子称为电子对的接受体.配位键常用"→"表示,箭头指向电子对的接受体.例如,铵离子(NH)可看作是氨NH3分子与H+离子结合形成的.在氨分子中,氮原子的2p轨道上有一对没有与其他原子共用的电子,这对电子称为孤对电子,氢离子上具有1s空轨道.在氨分子与氢离子作用时,氨分子上的孤对电子进入氢离子的空轨道,与氢共用,形成配位键.在铵离子中,虽然1个N→H键和其他3个N-H键的形成过程不同,但一旦形成了铵离子,这4个氮氢键的性质完全相同.配位键是一种特殊的共价键,广泛存在于无机化合物中.凡一方有空轨道,另一方有未共用电子对时,两者就可能形成配位键.例如:HNO3,H2SO4及其盐中均存在着配位键.(二)配位化合物配位化合物简称配合物,是一类组成复杂,发展迅速,应用广泛的化合物.1.配位化合物的概念配位化合物是一类含有配位单元的复杂化合物.通常以酸,碱,盐形式存在,也可以电中性的配位分子形式存在.如[Cu(NH3)4]SO4,K4[Fe(CN)6],[Fe(CO)5]等.配位单元一般是指由金属原子或金属离子与其他分子或离子以配位键结合而形成的复杂离子或化合物.如[Cu(NH3)4]2+,[Fe(CN)6]4-,[Fe(CO)5],[PtCl2(NH3)2]等.离子型配位单元又称为配离子.根据配离子所带电荷的不同,可分为配阳离子和配阴离子,如[Cu(NH3)4]2+,[Fe(CN)6]4-.含有配位单元的化合物称为配位化合物(coordination compound).习惯上把配离子也称为配合物.2.配位化合物的组成配位化合物的核心是配位单元.通常把配位化合物分为内界和外界两个部分.内界是配离子,外界是反离子,内界和外界之间以离子键结合.现以硫酸四氨合铜(Ⅱ)为例来说明配合物的组成.(1)中心原子(或离子) 在配离子(或配位分子)中,接受孤对电子的阳离子或原子统称为中心原子(central atom).中心原子位于配位化合物的中心位置,是配合物的核心部分,也称为配合物的形成体.中心原子必须具有空轨道,可以接受孤对电子.常见的中心原子多为副族的金属离子或原子.如[Cu(NH3)4]2+的中心原子Cu2+,[Fe(CO)5]的中心原子Fe等.(2)配位体和配位原子在配合物中,与中心原子以配位键结合的阴离子或中性分子称为配位体(ligand),简称配体.如[Cu(NH3)4]SO4,K4[Fe(CN)6]和[Fe(CO)5]中的NH3,CN-和CO都是配位体.配位体中能提供孤对电子与中心原子以配位键相结合的原子称为配位原子(ligating atom).如NH3中的N,CN-中的C,CO中的C.常见的配位体有:NH3,H2O,CN-,SCN-,Cl-等.常见的配位原子有:N,O,C,S,Cl等.按配位体中配位原子的多少,配位体可分为单齿配位体和多齿配位体.含有一个配位原子的配位体为单齿配位体(monodentate ligand);含有两个或两个以上配位原子的配位体为多齿配位体(polydentate ligand).如:乙二胺乙二胺四乙酸根离子多齿配位体与中心原子形成的配合物也称为螯合物(chelate).(3)配位数在配合物中,与中心原子结合成键的配位原子的数目称为配位数(coordination number).如K4[Fe(CN)6]中有6个C原子与Fe2+成键,Fe2+的配位数是6.而[Cu(en)2] (OH)2中配位体en是双齿配位体,因此Cu2+的配位数是4而不是2.若配位体有两种(或两种以上),则配位数是配位原子数之和.如[Pt(NO2)2(NH3)4]Cl2中Pt4+的配位数是6.(4)配离子的电荷配离子的电荷数等于中心原子与配位体电荷数的代数和.例如,在[Cu(NH3)4]SO4中,配离子的电荷数为: +2,写作[Cu(NH3)4]2+.在K4[Fe(CN)6]中,配离子的电荷数为:-4,写作[Fe(CN)6]4-.由于配合物是电中性的,因此,外界离子的电荷总数和配离子的电荷总数相等,符号相反,所以配离子的电荷数也可以根据外界离子来确定.3.配合物的命名配合物的命名与一般无机化合物的命名原则相同.(1)配合物的命名顺序阴离子在前,阳离子在后,像一般无机化合物中的二元化合物,酸,碱,盐一样,命名为"某化某","某酸","氢氧化某"和"某酸某".(2)配离子的命名顺序配位体数目(中文数字表示)—配位体名称—合—中心原子名称—中心原子氧化值(罗马数字表示).有的配离子可用简称.(3)配位体命名顺序若配位体不止一种,则先无机配位体,后有机配位体;先阴离子,后中性分子.若均为中性分子或均为阴离子,可按配位原子元素符号英文字母顺序排列.不同配位体之间以圆点"·"分开,复杂的配位体名称写在圆括号中,以免混淆.下列是一些配合物的命名实例:[Ag(NH3)2]+ 二氨合银(Ⅰ)配离子 (银氨配离子)[Fe(CN)6]3- 六氰合铁(Ⅲ) 配离子[Fe(CO)5] 五羰基合铁(0)[Pt(NO2)2(NH3)4]2+ 二硝基·四氨合铂(Ⅳ)配离子[Co(NH3)5H2O]3+ 五氨·一水合钴(Ⅲ)配离子[Ag(NH3)2]OH 氢氧化二氨合银(I)[Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合铜(Ⅱ)K3[Fe(CN)6] 六氰合铁(Ⅲ)酸钾 (铁氰化钾或赤血盐)H2[PtCl6] 六氯合铂(Ⅳ)酸[Pt(NO2)2(NH3)4]Cl2 二氯化二硝基·四氨合铂(Ⅳ)[Co(NH3)5H2O]Cl3 三氯化五氨·一水合钴(Ⅲ)第二节配合物的稳定性一,配离子的离解平衡将氨水加到硝酸银溶液中,则有[Ag(NH3)2]+配离子生成,反应式为:Ag++2NH3→[Ag(NH3)2]+此反应称为配合反应(也叫络合反应).由于配离子是由中心离子和配位体以配价键结合起来的,因此,在水溶液中比较稳定.但也并不是完全不能离解成简单离子,实质上和弱电解质类似,也有微弱的离解现象.(一)配合物的稳定常数配合物的稳定性,可以用生成配合物的平衡常数来表示,例如:应用化学平衡原理,可得:K值越大,表示形成配离子的倾向越大,此配合物越稳定.所以配离子的生成常数又称为稳定常数(Ks).(二)不稳定常数在水溶液中,[Ag(NH3)2]+是稳定的,不过像其他弱电解质一样也有少数[Ag(NH3)2] +发生离解,可用下式表示:则平衡常数表达式为:K不稳值愈大,表示配离子离解愈多,故称K不稳为配离子的不稳定常数. Ks和K 不稳互成倒数.二,配合平衡的移动金属离子Mn+和配位体A-生成配离子MA x (n-x)+,在水溶液中存在如下平衡:根据平衡移动原理,改变Mn+或A-的浓度,会使上述平衡发生移动.若在上述溶液中加入某种试剂使Mn+生成难溶化合物,或者改变Mn+的氧化状态,都会使平衡向左移动.若改变溶液的酸度使A-生成难离解的弱酸,也可使平衡向左移动.配合平衡同样是一种相对的平衡状态,它同溶液的pH值,沉淀反应,氧化还原反应等都有密切的关系.(一)与酸度的关系根据酸碱质子理论,所有的配位体都可以看作是一种碱.因此,在增加溶液中的H+浓度时,由于配位体同H+结合成弱酸面使配合平衡向右移动,配离子平衡遭到破坏,这种现象称为酸效应,例如:配位体的碱性愈强,溶液的pH值愈小,配离子愈易被破坏.金属离子在水中,都会有不同程度的水解作用.溶液的pH值愈大,愈有利于水解的进行.例如:Fe3+在碱性介质中容易发生水解反应,溶液的碱性愈强,水解愈彻底(生成Fe(OH)3沉淀).因此,在碱性介质中,由于Fe3+水解成难溶的Fe(OH)3沉淀而使平衡向右移动,因而[FeF6]3-遭到破坏,这种现象称为金属离子的水解效应.(二)与沉淀反应的关系当向含有氯化银沉淀的溶液中加入氨水时,沉淀即溶解.当在上述溶液中加入溴化钠溶液时,又有淡黄色的沉淀生成.由于AgBr的溶解度比AgCl的溶解度小得多,因而Br-争夺Ag+的能力比Cl-的大,所以能产生AgBr沉淀而不能产生AgCl沉淀.沉淀剂与金属离子生成沉淀的溶解度愈小,愈能使配离子破坏而生成沉淀.(三)与氧化还原反应的关系配合反应的发生可以改变金属离子的氧化能力.例如:当PbO2(Pt+)与盐酸反应时,其产物不是PbCl4,而是PbCl2和Cl2.但是当它形成[PbCl6]2-配离子后,Pb就能保持它的+4氧化态.配合反应影响氧化还原反应的方向.例如,Fe3+可以把I-氧化成I2:在加入F-后,由于生成[FeF6]3-,减少了Fe3+的浓度,使平衡向左移动.当我们考查配合反应对氧化还原反应的影响时,不仅要注意配离子的形成,而且还要注意配离子的稳定性.第三节螯合物(内络合物)一,螯合物的概念螯合物又称内络合物,是螯合物形成体(中心离子)和某些合乎一定条件的螯合剂(配位体)配合而成具有环状结构的配合物."螯合"即成环的意思,犹如螃蟹的两个螯把形成体(中心离子)钳住似的,故叫螯合物.形成螯合物的第一个条件是螯合剂必须有两个或两个以上都能给出电子对的配位原子(主要是N,O,S等原子).第二个条件是每两个能给出电子对的配位原子,必须隔着两个或三个其他原子,因为只有这样,才可以形成稳定的五原子环或六原子环.例如,在氨基乙酸根离子(H2N-CH2-COO-)中,给出电子的羟基氧和氨基氮之间,隔着两个碳原子,因此它可以形成稳定的具有五原子环的化合物.四原子环在螯合物中是不常见的,六原子以上的环也是比较少的.中心离子有一定的电荷数,同时也有一定的配位数.Cu(Ⅱ)带有二个正电荷,它的配位数为4.氨基乙酸根离子(H2N-CH2-COO-)既有氨基氮,都能给出电子对;氨基氮能满足中心离子的配位数,羟基氧则能使配位数和电荷数同时得到满足,因此Cu 2+和两个(H2N-C H2-COO-)螯合后,得到的是中性分子二氨基乙酸合铜(Ⅱ)(简称氨基乙酸酮)[Cu(H 2N-CH2-COO)2]由于羟基氧带有负电荷,故它与Cu 2+形成的配键通常用"-"表示. 螯合物的特殊稳定性是环形结构带给它们的特征之一.环愈多使螯合物愈稳定.通常所说的"螯合反应"就是指由于螯合而使化合物具有特殊的稳定性.由于螯合物的特殊稳定性,已很少能反映金属离子在未螯合前的性质.金属离子在形成螯合物后,在颜色,氧化还原稳定性,溶解度及晶形等性质发生了巨大的变化.很多金属螯合物具有特征性的颜色,而且这些螯合物可以溶解于有机溶剂中.利用这些特点,可以进行沉淀,溶剂萃取分离,比色定量等分析分离工作.二,螯合剂常用的螯合剂是氨螯合剂,是一类似以氨基二乙酸[HN(CH2COOH)2]为基体的螯合剂,它以N,O为螯合原子,与金属离子螯合时形成环状的螯合物.最常用的氨羧螯合剂是EDTA(乙二胺四乙酸或其二钠盐的统称).它的结构是:乙二胺四乙酸是四元酸,如果用Y表示它的酸根,则乙二胺四乙酸可以简写成H4Y. 由于乙二胺四乙酸在水中的溶解度比较小,而其二钠盐在水中的溶解度却比较大.因些在实际应用中人们常采用EDTA二钠盐.EDTA二钠盐含有2分子结晶水,用简式Na2H2Y·2H2O表示它.EDTA是四元酸,它在水中是分步离解.除碱金属离子外,EDTA几乎能与所有的金属离子形成稳定的金属螯合物.并且,在一般情况下,不论金属离子是几价,1个金属离子都能与1个EDTA酸根(Y4-)形成可溶性的稳定螯合物.例如:式中M表示金属离子,右上角的数字和符号表示离子的离子价.虽然,除碱金属离子外,各金属离子大多数能与EDTA形成螯合物,但它们的稳定性差别很大.EDTA是应用最广的一种氨羧螯合剂,用EDTA标准液可以滴定几十种金属离子,这个方法就称EDTA滴定法.目前所谓螯合滴定法主要是指EDTA滴定.三,螯合物在医学上的应用螯合物在自然界存在得比较广泛,并且对生命现象有着重要的作用.例如,血红素就是一种含铁的螯合物,它在人体内起着送氧的作用.维生素B12是含钴的螯合物,对恶性贫血有防治作用.胰岛素是含锌的螯合物,对调节体内的物质代谢(尤其是糖类代谢)有重要作用.有些螯合剂可用作重金属(Pb2+, Pt2+,Cd2+,Hg2+)中毒的解毒剂.如二巯基丙醇或EDTA二钠盐等可治疗金属中毒.因为它们能和有毒金属离子形成稳定的螯合物,水溶性螯合物可以从肾脏排出. 有些药物本身就是螯合物.例如,有些用于治疗疾病的某些金属离子,因其毒性,刺激性,难吸收性等不适合临床应用,将它们变成螯合物后就可以降低其毒性和刺激性,帮助吸收.另外在生化检验,药物分析,环境监测等方面也经常用到螯合物.。

第一章配位化学的早期历史及Werner配位理论第一节早期研究及链式理论一、早期研究1、配合物的发现最早记录：1704年，德国Diesbach得到的普鲁士蓝KCN.Fe(CN)2.Fe(CN)3。

研究开始：1793年Tassaert发现CoCl3.6NH3当时无法解释稳定的CoCl3和NH3为何要进一步结合2、配合物性质研究1）Cl-沉淀实验（用AgNO3）配合物可沉淀Cl-数目现在化学式CoCl3.6NH3 3[Co(NH)6]Cl33CoCl3.5NH3 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2CoCl3.4NH3 1 [Co(NH3)4Cl2]ClIrCl3.3NH3 0 [Ir(NH3)3Cl3]2）电导率测定配合物摩尔电导(Ω-1) 离子数目现在化学式PtCl4.6NH3 523 5[Pt(NH)6]Cl43PtCl4.4NH3 229 3 [Pt(NH3)4Cl2]Cl2PtCl4.2NH3 0 0 [Pt(NH3)2Cl4]二．链式理论(Chain theory)1869年瑞典Lund大学Blomstrand教授及其学生Jorgensen(后任丹麦Copenhagen大学教授)提出链式理论。

—第二节Werner配位理论一、Werner配位理论1891年，瑞士苏黎士（Zurich）大学的Werner教授，提出新的配位理论学说。

基本观点如下：1）大多数元素有两种类型的价：即主价（---）和副价（—）。

分别相当于现在的氧化态和配位数。

2）每种元素都倾向于既满足它的主价又要满足它的副价。

3）副价指向空间的确定位置。

*主要贡献：1）提出了副价的概念（现称配位数）。

2）奠定了配合物的立体化学基础。

二、对实验结果的解释副价结合更为稳定，不易解离。

2．影响配位数的因素1）空间因素（空间位阻）：A、中心金属B、配体例：镧系元素的配合物2）中心原子的氧化态Pt(II), 4；Pt(IV), 6。

第四节配体类型依据与中心原子形成配位键的数目，可将其分为：1）单齿配体例：H2O、NH3、PMe32）双齿配体H2NCH2CH2NH2N NN1、配离子1）配体名称放在中心原子之前；2）不同配体之间以圆点（·）隔开；3）配体数目以二、三、四表示（一可省略）；4）最后一个配体名称后缀以“合”字；5）如果中心原子不止一种氧化数，可在其后的圆括号中用罗马数字表示。

第1章配位化学导论配位化学（coordination chemistry）是无机化学的一个重要分支学科。

配位化合物(coordination compounds)（有时称络合物complex）是无机化学研究的主要对象之一。

配位化学的研究虽有近二百年的历史，但仅在近几十年来，由于现代分离技术、配位催化及化学模拟生物固氮等方面的应用，极大地推动了配位化学的发展。

它已广泛渗透到有机化学、分析化学、物理化学、高分子化学、催化化学、生物化学等领域，而且与材料科学、生命科学以及医学等其他科学的关系越来越密切。

目前，配位化合物广泛应用于工业、农业、医药、国防和航天等领域。

配位化学发展简史历史上记载的第一个配合物是普鲁士蓝。

它是1704年由柏林的普鲁士人迪斯巴赫（Diesbach）制得，它是一种无机颜料，其化学组成为Fe4[Fe(CN)6]3·nH2O。

但是对配位化学的了解和研究的开始一般认为是1798年法国化学家塔萨厄尔（）报道的化合物CoCl3·6NH3，他随后又发现了CoCl3·5NH3、CoCl3·5NH3·H2O、CoCl3·4NH3以及其他铬、铁、钴、镍、铂等元素的其他许多配合物，这些化合物的形成，在当时难于理解。

因为根据经典的化合价理论，两个独立存在而且都稳定的分子化合物CoCl3和NH3为什么可以按一定的比例相互结合生成更为稳定的“复杂化合物”无法解释，于是科学家们先后提出多种理论，例如，布隆斯特兰德（）在1869年、约尔更生（）在1885年分别对“复杂化合物”的结构提出了不同的假设（如“链式理论”等），但由于这些假设均不能圆满地说明实验事实而失败。

1893年，年仅27岁的瑞士科学家维尔纳（）发表了一篇研究分子加合物的论文“关于无机化合物的结构问题”，改变了此前人们一直从平面角度认识配合物结构的思路，首次从立体角度系统地分析了配合物的结构，提出了配位学说，常称Werner配位理论，其基本要点如下：(1) 大多数元素表现有两种形式的价，即主价和副价；(2) 每一元素倾向于既要满足它的主价又要满足它的副价；(3) 副价具有方向性，指向空间的确定位置。

第一章配位化学的基本概念一、什么是配位化合物二、配合物的组成三、配合物的命名四、配合物的异构现象一、什么是配位化合物1. 配合物的形成1.1 铜氨络离子的形成•向氯化铜溶液中逐滴加入NH3·H2O溶液，首先得到蓝色Cu(OH)2沉淀。

•继续向溶液中加入NH3·H2O溶液，Cu(OH)2沉淀则逐渐溶解，溶液变为深蓝色•向溶液中加入95%乙醇，则可以得到深蓝色沉淀，抽滤后，取少量沉淀，用水溶解，加入过量NaOH （10%）溶液，溶液无明显变化CuSO4 + 2NH3·H2O → Cu(OH)2↓ + 2NH4+NH3·H2O——-——→ [Cu(NH3)4]SO4(深蓝色) + 4H2O[Cu(NH3)4]SO4 ——配位化合物[Cu(NH3)4]2+ ——配离子(1)定义：具有孤对电子的离子或分子和具有空轨道的原子或离子组成的化合物。

二、配合物的组成内界: 中心体(原子或离子)与配位体,以配位键成键外界：与内界电荷平衡的相反离子（1）中心离子(或原子)：提供空的价电子轨道①过渡金属阳离子。

②某些非金属元素：如[SiF6]2-中的Si(IV) 。

③中性原子：如Ni(CO)4和Fe(CO)5中的Ni 和Fe（2）配体的分类按配体所含配位原子的数目分：单齿配体：只含一个配位原子的配体(NH3,H2O等)多齿配体：含有两个或两个以上的配位原子的配体（3）配位数：直接与中心原子结合的配位原子的数目。

①若为单齿配体，配位数＝配位体数。

例：[Ag(NH3)2]+ 、[Cu(NH3)4]2+、[CoCl3(NH3)3]和[Co(NH3)6]3+的配位数分别为2、4、6和6。

②若为多齿配体，配位数≠配位体数。

例：[Cu(en)2]2+的配位数为4，Cu-edta的配位数为6。

一般中心原子的配位数为2，4，6，8。

最常见的4，6。

而5，7或更高配位数则较少见。

（4）配离子的电荷：中心原子和配体电荷的代数和。