化学自习室移动版

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   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   Ni^2＋  3d⁸    sp³杂化   正四面体；

[Ni(CN)₄]^2－：Ni   3d⁸4s²   Ni^2＋ 3d⁸   dsp²杂化   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    Fe^3＋  3d⁵    sp³d²杂化   八面体；

[Fe(CN)₆]^3－： Fe  3d⁶4s²   Fe^3＋  3d⁵   d²sp³杂化  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，Cu^2＋离子与Zn^2＋离子的配位数均为4，Fe^3＋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Co^2＋离子与Cr^3＋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Cu^2＋离子配位，故Cu^2＋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，Cu^2＋离子与Zn^2＋离子的配位数均为4，Fe^3＋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Co^2＋离子与Cr^3＋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Fe^3＋与SCN^－ 可以形成配位数为1~6的配合物：[Fe(SCN)_n]^3－n (n=1~6)。