精品下载||高中化学配合物杂化类型与配位数的判断（WORD下载）

配位化合物的空间构型：

二配位：直线型；四配位：正四面体型或平面正方形；六配位（无孤电子对） ：三角双锥；八配位（无孤电子对）：八面体构型。

形成配位键的必要条件：

中心原子有空轨道，配位体有孤对电子

配位数为2的配合物的杂化方式及空间构型

[Ag(NH₃)₂]⁺：Ag  4d¹⁰5s¹  Ag⁺  4d¹⁰  sp杂化   外轨型高自旋直线型；

配位数为4的配合物的杂化方式及空间构型

[NiCl₄]^2-：   Ni 3d⁸4s²   Ni²⁺  3d⁸   sp³杂化  外轨型高自旋正四面体；

[Ni(CN)₄]^2-： Ni  3d⁸4s²   Ni²⁺  3d⁸  dsp²杂化  内轨型低自旋平面正方形；

配位数为6的配合物的杂化方式及空间构型

[FeF₆]^3-:      Fe  3d⁶4s²   Fe³⁺  3d⁵  sp³d²杂化外轨型高自旋八面体；

[Fe(CN)₆]^3-：  Fe 3d⁶4s²   Fe³⁺  3d⁵  d²sp³杂化内轨型低自旋八面体。

配合物的稳定性

外轨型配合物和内轨型配合物的定义：

①中心原子采用外层的ns、np、nd轨道杂化所形成的配合物称外轨型配合物。如：NiCl₄^2- 、FeF₆^3-。

②中心原子采用内层的(n-1)d、ns、np轨道杂化所形成的配合物称内轨型配合物。如：Ni(CN)₄^2-、Fe(CN)₆^3-。

形成条件：

电负性高的配位原子,  易生成外轨型配合物，如：卤素、H₂O；电负性低的配位原子,  易生成内轨型配合物，如：CN^-、NO₂^-；NH₃介乎于两种情况之间：时内时外，中心离子的电荷增多，有利于形成内轨型配合物 Co(NH₃)₆^3＋。

形成原因：

稳定性

由于(n-1)d轨道的能量比nd轨道的能量低对同一个中心体而言，一般内轨型配合物比外轨型配合物稳定。

配合物的配位数是指直接同中心离子(或原子)配位的原子数目。高中化学配合物的配位数可按如下方法判断：

1．配合物的配位数等于配位原子及配位体的数目

有两种情况：

（1）配位原子数目、配位体数目、中心离子与配位原子形成的配位键键数均相等。

例如[Ag(NH₃)₂]NO₃、[Cu(NH₃)₄]SO₄、[Cu(H₂O)₄]2+、[Zn(NH₃)₄]2+、K3[Fe(SCN)6]、[FeF6]3-、Ni(CO)4、Fe(CO)5、[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2等配合物或配离子，它们配位体的数目以及中心离子与配位原子形成的配位键键数相等。其中Ag+离子的配位数为2，Cu²⁺离子与Zn²⁺离子的配位数均为4，Fe³⁺离子的配位数为6。Ni(CO)₄、Fe(CO)₅等羰基化合物中Ni、Fe 原子的配位数分别为4、5，[Co(NH₃)₄(H₂O)₂]Cl₂、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+离子与Cr3+离子的配位数均为6。

（2）配位原子、配位体的数目均不等于中心离子与配位原子形成的配位键键数

例如[BF4]-、[B(OH)4]-、[AlCl4]-、[Al(OH)4]-等配离子中，B、Al原子均缺电子，它们形成的化学键，既有共价键，又有配位键，配位数与配位键的键数不相等，配位数均为4。

又如Al2Cl6(下图)中Al原子的配位数为4。

再如酞菁钴的结构(下图)，钴离子的配位数为4。

2．配位数等于配位原子的数目，但不等于配位体的数目

存在多基配体时有这种情况，例如[Cu(en)2]中的en是乙二胺(NH2CH2CH2NH2)的简写，属于双基配体，每个乙二胺分子有2个N 原子与Cu2+离子配位，故Cu2+离子的配位数是4而不是2。

3．配合物的配位数可以按中心离子电荷数的两倍来计算

如果不知道配合物的化学式，一般可按此规律计算。例如前面提到的，Ag+离子的配位数为2，Cu2+离子与Zn2+离子的配位数均为4，Fe3+离子的配位数为6，等等。

不过应注意，某些配合物不符合以上规律，如[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+离子与Cr3+离子的电荷数分别为2、3，但配位数都是6。

若配合物中的中心原子呈电中性，如金属的羰基化合物，其配位数只能在已知化学式的基础上判断。

有些配合物，当中心离子(或原子)与不同量的配位体配合时，其配位数并不确定。配位数多少与中心离子和配体的性质(如电荷数、体积大小、电子层结构等)以及它们之间相互影响、配合物的形成条件(如浓度、温度等)有关。配位数由1到14均可能，其中最常见的配位数为4和6。例如硫氰合铁络离子随着配离子SCN-浓度的增大，中心离子Fe3+ 与SCN- 可以形成配位数为1~6的配合物：[Fe(SCN-)n]3-n (n=1~6)。

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