配合物的生成和性质
配合物的生成和性质实验报告 大一
配合物的生成和性质实验报告一、实验目的1、了解几种不同类型的配合物的生成，比较配合物与简单化合物和复盐的区别。
2、了解影响配合平衡移动的因素。
3、了解螯和物的形成条件。
4、熟悉过滤和试管的使用等基本操作。
二、实验原理由中心离子（或原子）和一定数目的中性分子或阴离子通过形成配位共价键相结合而成的复杂结构单元称配合单元，凡是由配合单元组成的化合物称配位化合物。
在配合物中，中心离子已体现不出其游离存在时的性质。
而在简单化合物或复盐的溶液中，各种离子都能体现出游离离子的性质。
由此，可以区分出有否配合物存在。
配合物在水溶液中存在有配合平衡：M n+ + aL-→Ml a n-a配合物的稳定性可用平衡常数KΘ稳来衡量。
根据化学平衡的知识可知，增加配体或金属离子浓度有利于配合物的形成，而降低配体或金属离子浓度有利于配合物的解离。
因此，弱酸或弱碱作为配体时，溶液酸碱性的改变会导致配合物的解离。
若有沉淀剂能与中心离子形成沉淀反应，则会减少中心离子的浓度，使配合平衡朝解离的方向移动，最终导致配合物的解离。
若另加入一种配体，能与中心离子形成稳定性较好的配合物，则又可能使沉淀溶解。
总之，配合平衡与沉淀平衡的关系是朝着生成更难解离或更难溶解的物质的方向移动。
中心离子与配体结合形成配合物后，由于中心离子的浓度发生了改变，因此电极电势数值也改变，从而改变了中心离子的氧化还原能力。
中心离子与多基配体反应可生成具有环状结构的稳定性很好的螯和物。
很多金属螯和物具有特征颜色，且难溶于水而易溶于有机溶剂。
有些特征反应长用来作为金属例子的鉴定反应。
三、仪器和药品仪器：试管，试管架，离心试管，漏斗，漏斗架，白瓷点滴板，离心机，滤纸药品：2 mol·L-1 H2SO4；2mol·L-1NH3·H2O，6mol·L-1 NH3·H2O ，0.1 mol·L-1NaOH，2mol·L-1NaOH。
配合物化学-1-基础知识
第一章 基础知识
④ 配位数
配位数指中心离子所结合的配位原子的总数。
中心离子最常见的配位数一般是4和6，少数是2和8；更高配 位数的情况少见。
影响配位数的因素：
几何因素（中心离子半径、配体的大小及几何构型） 静电因素（中心离子与配体的电荷） 中心离子的价电子层结构 外界条件（浓度、温度等）
化学式
第一章 基础知识
（b）配位原子
表1-1 配位原子
C
N P As Sb
O S Se Te
H F Cl Br I
第一章 基础知识
（C）按配位原子分类的常见配体
配位原子
卤素 O
配体举例
F -，Cl - ，Br - , I H2O，OH- ，ONO-，RCOO-，C2O42-
N
C S
NH3，NO，NO2-，NH2-CH2-CH2-NH2(乙二胺)
第一章 基础知识
1 配合物的生成与发现 2 配合物的组成与结构 3 配合物的类型 4 配合物的命名
5 配位个体的立体结构
6 配合物的异构现象
第一章 基础知识
1 配合物的生成与发现
Tassaert在从事钴的重量分析的研究过程中，偶用氨水代替 氢氧化钠加入CoCl2溶液中，由于加入过量氨水后得不到他预期 的Co(0H)2沉淀，他便将所得溶液放置过夜，以待第二天继续进 行实验，在这放置过程中，有关物质间继续缓慢地反应(空气参 加了反应)。 到第二天，在该体系中出现了一种橙黄色的晶体，后来经化 学分析确定，其组成为上述的CoCl36NH3。随后又陆续制得了 CoCl35NH3(紫红色)和CoCl3· 5NH3· H2O(红色)等。这些物质在当 时被称为复杂化合物。
第一章 基础知识
配位化学基础
配位化学基础配位化学是在无机化学基础上发展起来的一门具有很强交叉性的学科，配位化学旧称络合物化学，其研究对象是配合物的合成、结构、性质和应用。
配位化学的研究范围，除最初的简单无机加和物外，已包括含有金属-碳键的有机金属配位化合物，含有金属-金属键的多核蔟状配位化合物即金属簇合物，还包括有机配体与金属形成的大环配位化合物，以及生物体内的金属酶等生物大分子配位化合物。
一、配合物的基本概念1.配合物的定义及构成依据1980年中国化学会无机化学命名原则，配合物可以定义为：由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子（统称为配体）和具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位的原子或离子（统称为中心原子），按一定的组成和空间构型所形成的化合物。
结合以上规定，可以将定义简化为：由中心原子或离子和几个配体分子或离子以配位键相结合而形成的复杂分子或离子，统称为配体单元。
含配体单元（又称配位个体）的化合物称为配位化合物。
配体单元可以是配阳离子，配阴离子和中性配分子，配位阳离子和阴离子统称配离子。
配离子与与之平衡电荷的抗衡阳离子或阴离子结合形成配位化合物，而中性的配位单元即时配位化合物。
但水分子做配体的水合离子也经常不看成配离子。
配位化合物一般分为内界和外界两部分，配体单元为内界，抗衡阳离子或阴离子为外界，而含中性配位单元的配位化合物则无外界。
配合物的内界由中心和配体构成，中心又称为配位化合物的形成体，多为金属，也可以是原子或离子，配体可以是分子、阴离子、阳离子。
2.配位原子和配位数配位原子：配体中给出孤对电子与中心直接形成配位键的原子配位数：配位单元中与中心直接成键的配位原子的个数配位数一般为偶数，以4、6居多，奇数较少配位数的多少和中心的电荷、半径及配体的电荷、半径有关：一般来说，中心的电荷高、半径大有利于形成高配位数的配位单元，如氧化数为+1的中心易形成2配位，氧化数为+2的中心易形成4配位或6配位，氧化数为+3的易形成6配位。
配合物的性质
配合物的性质一、 目的要求1.了解配离子的形成及简单离子的区别。
2.从配离子离解平衡的移动，进一步了解不稳定常数和稳定常数的意义。
二、 实验原理1.配合物和配离子的形成由一个简单的正离子与一个或多个其它中性分子或负离子结合而形成的复杂离子叫做配离子。
带有正电荷的配离子叫做正配离子，带有负电荷的配离子叫做负配离子，含有配离子的化合物叫做配位化合物，简称配合物。
2.配离子配合—离解平衡配离子在水溶液中存在配合和离解，例如[Cu(NH 3)4]2+在水溶液中存在：Cu 2++4 NH 3→←[Cu(NH 3)4]2+ [])()()(342243f NH c Cu c NH Cu c K ++=θ []++==243342f NH Cu c NH c Cu c K )()()(K 1θθ不稳 配离子在水溶液中或多或少地离解成简单离子，K f θ越大，配离子越稳定，离解的趋势越小。
在配离子溶液中加入某种沉淀剂或某种能与中心离子配合形成稳定的配离子的配位剂时，配位平衡将发生移动，生成沉淀或更稳定的配离子。
3.螯合物螯合物是中心离子与配位体形成环状结构的配合物。
很多金属离子的螯合物具有特的颜色，并且难溶于水，易溶于有机溶剂，因此常用于实验化学中鉴定金属离子，如Ni 2+ 离子的鉴定反应就是利用Ni 2+离子与丁二酮肟在弱碱性条件下反应，生成玫瑰红色螯合物。
H↚ ↖O O| |CH 3－C=N －OH CH 3－C=N ↘ ↙N=C －CH 3Ni 2+ +2 | +2NH 3·H 2O →← | Ni | ↓+2NH 4++2H 2O CH 3－C=N －OH CH 3－C=N ↗ ↖N=C －CH 3| |O O↘ ↚H 三、 实验用品1.仪器试管夹 漏斗 漏斗架2.药品H2SO4 1mol·L-1，NH3·H2O 2mol·L-1、6mol·L-1，NaOH 0.1mol·L-1、2mol·L-1 ，AgNO3 0.1 mol·L-1，CuSO4 0.1 mol·L-1，HgCl2 0.1mol·L-1，KI 0.1 mol·L-1，K3[Fe(CN)6] 0.1 mol·L-1，KSCN 0.1 mol·L-1，NaF 0.1 mol·L-1，NH4F 4mol·L-1，NaCl 0.1 mol·L-1，FeCl3 0.1 mol·L-1，Na2S2O3 1 mol·L-1、饱和溶液，Ni(NO3) 2 0.1 mol·L-1，Na2S 0.1 mol·L-1，EDTA 0.1 mol·L-1，Na2CO3 0.1 mol·L-1，KBr 0.1 mol·L-1，C2H5OH 95%，CCl4，丁二酮肟试液。
实验六、配合物的生成、性质与应用
实验六、配合物的生成、性质与应用一、实验目的1、了解几种不同类型的配合物的生成，比较配合物与简单化合物和复盐的区别.2、了解影响配合平衡移动的因素。
3、了解螯和物的形成条件。
4、熟悉过滤和试管的使用等基本操作。
二、实验原理由中心离子(或原子）和一定数目的中性分子或阴离子通过形成配位共价键相结合而成的复杂结构单元称配合单元，凡是由配合单元组成的化合物称配位化合物。
在配合物中，中心离子已体现不出其游离存在时的性质。
而在简单化合物或复盐的溶液中，各种离子都能体现出游离离子的性质。
由此,可以区分出有否配合物存在。
配合物在水溶液中存在有配合平衡：M n+ + aL—→ Ml a n-a配合物的稳定性可用平衡常数KΘ稳来衡量。
根据化学平衡的知识可知，增加配体或金属离子浓度有利于配合物的形成,而降低配体或金属离子浓度有利于配合物的解离.因此，弱酸或弱碱作为配体时,溶液酸碱性的改变会导致配合物的解离。
若有沉淀剂能与中心离子形成沉淀反应,则会减少中心离子的浓度,使配合平衡朝解离的方向移动,最终导致配合物的解离。
若另加入一种配体,能与中心离子形成稳定性较好的配合物,则又可能使沉淀溶解.总之，配合平衡与沉淀平衡的关系是朝着生成更难解离或更难溶解的物质的方向移动.中心离子与配体结合形成配合物后，由于中心离子的浓度发生了改变，因此电极电势数值也改变，从而改变了中心离子的氧化还原能力。
中心离子与多基配体反应可生成具有环状结构的稳定性很好的螯和物。
很多金属螯和物具有特征颜色，且难溶于水而易溶于有机溶剂.有些特征反应长用来作为金属例子的鉴定反应.三、仪器和药品仪器：试管,试管架，离心试管，漏斗，漏斗架，白瓷点滴板,离心机，滤纸药品： 2 mol·L—1 H2SO4；2mol·L—1NH3·H2O,6mol·L—1 NH3·H2O ，0.1 mol·L-1 NaOH，2mol·L—1NaOH.0。
实验十一-配合物的生成、性质与应用
实验十一配合物的生成、性质和应用一、实验目的1.了解配合物的生成和组成。
2.了解配合物与简单化合物的区别。
3.了解配位平衡及其影响因素。
4.了解螯合物的形成条件及稳定性。
二、实验原理由中心离子(或原子)与配体按一定组成和空间构型以配位键结合所形成的化合物称配合物。
配位反应是分步进行的可逆反应，每一步反应都存在着配位平衡。
M+nR MR n s n [MRn] [M][R]K配合物的稳定性可由K 稳(即K s)表示，数值越大配合物越稳定。
增加配体(R)或金属离子(M)浓度有利于配合物(MRn)的形成，而降低配体和金属离子的浓度则有利于配合物的解离。
如溶液酸碱性的改变，可能引起配体的酸效应或金属离子的水解等，就会导致配合物的解离；若有沉淀剂能与中心离子形成沉淀的反应发生，引起中心离子浓度的减少，也会使配位平衡朝离解的方向移动；若加入另一种配体，能与中心离子形成稳定性更好的配合物，则同样导致配合物的稳定性降低。
若沉淀平衡中有配位反应发生，则有利于沉淀溶解。
配位平衡与沉淀平衡的关系总是朝着生成更难解离或更难溶解物质的方向移动。
配位反应应用广泛，如利用金属离子生成配离子后的颜色、溶解度、氧化还原性等一系列性质的改变，进行离子鉴定、干扰离子的掩蔽反应等。
三、仪器和试药仪器：试管、离心试管、漏斗、离心机、酒精灯、白瓷点滴板。
试药：H2SO4 (2mol·L-1)、HCl (1mol·L-1)、NH3·H2O (2, 6mol·L-1)、NaOH (0.1, 2mol·L-1) 、CuSO4 (0.1mol·L-1, 固体)、HgCl2 (0.1mol·L-1)、KI (0.1mol·L-1)、BaCl2 (0.1mol·L-1)、K3Fe (CN)6 (0.1mol·L-1)、NH4Fe (SO4)2 (0.1mol·L-1)、FeCl3 (0.1mol·L-1)、KSCN(0.1mol·L-1)、NH4F (2mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、AgNO3 (0.1mol·L-1)、NaCl (0.1mol·L-1)、KBr (0.1mol·L-1)、Na2S2O3 (0.1mol·L-1,饱和)、Na2S (0.1mol·L-1)、FeSO4 (0.1mol·L-1)、NiSO4 (0.1mol·L-1) 、CoCl2 (0.1mol·L-1)、CrCl3 (0.1mol·L-1)、EDTA(0.1mol·L-1)、乙醇(95%)、CCl4、邻菲罗啉(0.25%)、二乙酰二肟(1%)、乙醚、丙酮。
无机化学第八章配合物
• 配合物概述 • 配合物的分类 • 配合物的化学键理论 • 配合物的合成与分离 • 配合物的重要应用
01
配合物概述
配合物的定义
配合物的定义
配合物是由金属离子或原子与一定数目的配位体 通过配位键结合形成的复杂化合物。
配位体
配位体是提供电子对与中心金属离子形成配位键 的分子或离子。
晶体场分类
根据配位体对中心原子的 作用方式，可分为正八面 体场、正四面体场、平面 正方形场等。
晶体场理论的应用
解释配合物的磁性和光谱 性质，预测配合物的稳定 性。
分子轨道理论
分子轨道定义
配合物分子中电子的能量状态，由中心原子和配位体的原子轨道 线性组合而成。
分子轨道分类
根据电子填充情况，可分为成键轨道和反键轨道。
色谱分离法
利用色谱柱对不同配合物的吸附能力不同， 实现配合物的分离。
配合物的纯度鉴定
物理性质检测
通过测定配合物的熔点、沸点、 密度、折光率等物理性质，与标 准值进行比较，判断配合物的纯 度。
元素分析
通过测定配合物中各元素的含量， 与理论值进行比较，判断配合物 的纯度。
谱学分析
利用红外光谱、核磁共振谱、质 谱等谱学手段对配合物进行结构 分析，判断配合物的纯度。
03
配合物的化学键理论
配位键理论
配位键定义
配位键的特点
一个原子提供空轨道，另一个原子提 供孤对电子，两者之间形成的共价键。
具有方向性和饱和性，通常比较稳定。
配位键的形成
中心原子提供空轨道，配位体提供孤 对电子，通过配位键与中心原子结合。
晶体场理论
晶体场定义
配合物晶体中中心原子周 围的配位体所形成的场。
配合化合物实验报告
一、实验目的1. 了解配合化合物的性质和制备方法；2. 掌握配位键的形成原理和配位比；3. 学会通过实验确定配合物的组成和配位比。
二、实验原理配合化合物是由中心原子（或离子）和配体通过配位键结合而成的化合物。
配位键是一种共价键，其中一个原子提供一对孤对电子，与另一个原子形成共价键。
本实验以FeCl3和KSCN为原料，制备Fe(SCN)3，通过观察溶液的颜色变化，确定配合物的组成和配位比。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：试管、烧杯、玻璃棒、滴管、滤纸等；2. 试剂：FeCl3溶液、KSCN溶液、蒸馏水。
四、实验步骤1. 取一支试管，加入2mL FeCl3溶液；2. 用滴管逐滴加入KSCN溶液，边加边振荡；3. 观察溶液颜色的变化，记录实验现象；4. 根据实验现象，分析配合物的组成和配位比。
五、实验结果与分析1. 实验现象：随着KSCN溶液的逐滴加入，溶液由黄色变为血红色；2. 分析：FeCl3溶液呈黄色，KSCN溶液呈无色。
当KSCN溶液与FeCl3溶液混合时，由于配位键的形成，溶液颜色变为血红色。
这表明生成了配合物Fe(SCN)3。
根据实验现象，可以得出以下结论：1. 配合物Fe(SCN)3的组成：Fe(SCN)3；2. 配位比：Fe3+与3个SCN-配位。
六、实验讨论1. 配位键的形成条件：中心原子（或离子）必须具有空轨道，配体必须具有孤对电子；2. 配位比：根据实验现象，可以确定配合物的配位比；3. 配合物颜色的变化：配合物颜色的变化与配位键的形成有关，配位键的形成导致配合物颜色的变化。
七、实验总结通过本次实验，我们了解了配合化合物的性质和制备方法，掌握了配位键的形成原理和配位比。
在实验过程中，我们学会了观察实验现象、分析实验结果，并从中得出结论。
同时，我们还认识到实验操作的重要性，以及实验现象与理论知识的联系。
八、实验报告撰写1. 实验目的：了解配合化合物的性质和制备方法，掌握配位键的形成原理和配位比；2. 实验原理：配位键是一种共价键，其中一个原子提供一对孤对电子，与另一个原子形成共价键；3. 实验仪器与试剂：试管、烧杯、玻璃棒、滴管、滤纸、FeCl3溶液、KSCN溶液、蒸馏水；4. 实验步骤：取试管，加入FeCl3溶液，逐滴加入KSCN溶液，观察溶液颜色变化；5. 实验结果与分析：溶液由黄色变为血红色，生成了配合物Fe(SCN)3，配位比为Fe3+与3个SCN-配位；6. 实验讨论：配位键的形成条件、配位比、配合物颜色的变化；7. 实验总结：通过实验，了解了配合化合物的性质和制备方法，掌握了配位键的形成原理和配位比。
《药用基础化学》配合物的生成和性质实验
《药用基础化学》配合物的生成和性质实验【实验目的】1．了解配合物的生成、组成及配离子的稳定性。
2．了解配位平衡与沉淀反应、氧化还原反应及溶液酸度的关系；3．了解螯合物的生成。
【实验原理】配合物是由中心原子与配体按一定的组成和空间构型通过配位键结合所形成的化合物。
配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分，中心原子与配体组成配合物的内界，称为配离子，其余部分组成外界。
配合物在水中可解离出配离子，配离子可部分离解成中心离子和配位体。
如：K3[Fe(CN)6]3K+ + [Fe(CN)6]3-3-Fe3+ + 6CN-[Fe(CN)而形式上与配合物类似的复盐则完全离解为简单离子：NH4Fe(SO4)2NH4+ + Fe3+ + 2SO42-一定温度下，当溶液中配离子的生成和解离速率相等时，体系达到动态平衡，称为配位平衡。
配位平衡与其他化学平衡一样，受外界条件的影响。
当改变溶液的酸碱性或加入沉淀剂、氧化剂、还原剂时，中心原子或配体的浓度会发生变化，因而平衡将发生移动。
【仪器与试剂】仪器：试管，离心试管，试管夹，药匙，烧杯（50ml），石棉网，铁架台，酒精灯，离心机试剂： 6.0 mol/L NH3·H2O ，95%乙醇，0.1mol/LCuSO4，0.1mol/LBaCl2，0.1mol/L NaOH，0.1 mol/LFeCl3，0.1 mol/L K3[Fe(CN)6]，0.1 mol/LKCNS，0.1 mol/L (NH4)2·Fe(SO4)2，0.1 mol/LAgNO3，0.1 mol/L NaCl，0.1mol/L KBr，0.1 mol/LNa2S2O3，0.1mol/L KI 0.1 mol/LFeCl3，0.1 mol/LNaF，3mol/L H2SO4 CCl4，广泛pH试纸【实验内容】（一）配合物的生成和组成1．配合物的生成：在烧杯中加入0.1mol/LCuSO45ml，再逐滴加入6.0 mol/L NH3·H2O，观察现象，继续滴加氨水至沉淀溶解而形成深蓝色溶液，然后加入5ml 95%乙醇，振荡试管，有何现象？静置2分钟，常压过滤，分出晶体，在滤纸上逐滴加6.0 mol/L 氨水溶液6ml使晶体溶解，在漏斗下端放一支试管承接此溶液，保留备用，观察溶液变化现象，写出相关离子方程式，并解释之。
配合物化学基础知识
例：
２Cu2+＋SO42- ＋２H2O ＋２NH3
Cu2(OH)2SO4↓（浅蓝）＋２NH4+
Cu2(OH)2SO4 ↓＋２ NH4+ ＋ ６NH3
２[Cu(NH3)4]SO4(深蓝)＋２H2O
第一章 基础知识
配位化学之父---维尔奈
配合物化学发展的历史并不长，随着印染业的发展,于19世纪已 经陆续发现了许多配合物,并通过实验了解了它们的某些性质。可是 在当时，根据经典的化合价理论，人们无法理解象CoCl3这样的化合 价已经得到满足的化合物，为什么还能继续与NH3起反应生成复杂的 化合物，它们是靠什么化学键相互联系的。
例1： [Cu(en)2]2+ 的结构式为：
第一章 基础知识
例2： [Ca(EDTA)]2—的结构为：
第一章 基础知识
第一章 基础知识
应该指出，多齿配体不一定动用全部配位原子与中心原 子形成螯合物， 例3：[Pt (en)（gly)2]2+的结构为：
O-
乙二酸（草酸）根离子C2O42-
O=C—O|
O=C—O-
丙二酸根离子
O || C—OCH2 C—O|| O
丁二酸根离子
O || H2C— C—O| H2C— C—O|| O
第一章 基础知识
羟基酸根离子类： 羟基酸有醇酸如羟基乙酸CH2(OH)COOH，乳酸（2-
羟基丙酸）CH3CH(OH)COOH，酒石酸（见表2-1），柠 檬酸（见表2-1），扁桃酸（苯乙醇酸），还有酚酸如水 杨酸（见表2-1）
性为大：
OO
|
|
-O—P—O—P—O-
|
|
-O
O-
M
硝酸根离子NO3-虽然肯定是配位能力弱的配体，然而它不但 能作单齿配体，例如在[Co(NH3)5NO3](NO3)2中，而且有时还能作 为二齿配体，例如在Na[UO2(NO3)3]中。
实验3 配合物的形成和性质
实验3 配合物的形成和性质实验目的：了解有关配合物的生成，配离子和简单离子的区别。
熟悉配位平衡与沉淀法应、氧化还原法应和溶液酸度的关系；了解螯合物的形成。
实验用品仪器：试管、白瓷板、滴管。
材料：PH 试纸、红色石蕊试纸。
液体药品：H 2SO 4(1:1) 、H 2S(0.1M)、 H 2C 2O 4(0.1M) 、NaOH(2M 、0.1M)、 氨水(6M 、2M 、0.1M)、CuSO 4(1M)、HgCl 2(0.1M)、KI(0.1M)、NiSO 4(0.2M)、BaCl 2(0.1M)、FeCl 3(0.5、0.1M)、KSCN(0.1M)、KBr(0.1M)、K 3[Fe(CN)6] (0.1M) 、AgNO 3(0.1M)、NaCl(0.1M)、Na 2S 2O 3 (0.1M)、SnCl 2(0.1M)、NH 4F(4M)、FeSO 4(0.1M)、EDTA （0.1M ）、邻菲罗啉（0.25%）、二乙酰二肟（1%）、无水酒精。
实验内容一、配离子的生成和配合物的组成1、在试管中加入 1mL 1M CuSO 4 溶液，在逐滴滴入 2M 氨水，观察有无沉淀生成。
继续注入过量氨水，观察有无变化？写出化学反应式。
取出1mL 溶液注入另一试管，往其中注入1mL 无水酒精又有什么现象？解释这种现象。
CuSO 4 3NH −−−→ Cu 2(OH)2 SO 4↓3NH −−−→ [Cu(NH 3)4]2+ + SO 24-无水酒精出现蓝色结晶体[Cu(NH 3)4] SO 4 ，[Cu(NH 3)4] SO 4在乙醇中溶解度小。
2、在试管中滴几滴0.1M HgCl 2溶液（极毒！）使用时注意安全，实验后废液不要倒入下水道，回收）逐滴滴入0.1M KI 溶液，观察红色沉淀的生成，再继续滴入少量KI 溶液，观察沉淀的溶解，化学反应式如下。
HgCl 2 KI −−→ HgI 2 ↓(桔色) KI −−→ HgI 24-(无色溶液) 3、在两支试管中各注入1mL 0.2M NiSO 4溶液，然后在这两试管中分别注入少量0.1M BaCI 2溶液和0.1M NaOH 溶液，观察现象，化学反应式如下。
配合物的生成
配合物的生成、性质和应用实验目的1.了解配离子与简单离子、配位化合物与复盐的区别。
2.了解配离子的形成与离解。
3.比较不同配位化合物的稳定性，了解配位平衡与沉淀平衡之间的联系与转化条件。
4.了解配位化合物在分析化学中的应用。
实验提要中心原子或离子(称为配合物的形成体)与一定数目的中性分子或阴离子(称为配合物的配体)以配位键结合形成配位个体。
配位个体处于配合物的内界，若带有电荷就称为配离子。
带正电荷称为配阳离子，带负电荷称为配阴离子。
配离子与带有相同数目的相反电荷的离子(外界)组成配位化合物，简称配合物。
通常过渡金属离子易形成配位化合物。
例如Zn2+、Ni2+、Cu2+、Ag+等均易与氨形成相应的配离子[Zn(NH3)4]2+、[Ni(NH3)4]2+、[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+等。
大多数易溶配合物在溶液中离解为配离子和外界离子。
例如[Cu(NH3)4]SO4在水溶液中完全离解为[Cu(NH3)4]2+和SO42-。
而配离子只能部分离解，如在水溶液中，[Cu(NH3)4]2+存在下列离解平衡：[Cu(NH3)4]2+CuZ→k-4NH3式中，Kθ不稳称为配离子的不稳定常数，表示配离子稳定性的大小，Kθ不稳越小，配离子越稳定。
根据平衡移动原理，当外界条件改变时，配离子的离解平衡能够向着生成更难离解或更难溶解物质的方向移动。
例如，往配离子[Ag(NH3)2]+溶液中加入一定浓度的KI(沉淀剂)，可生成更难溶的AgI沉淀，从而实现了配离子向难溶物的转化。
又如，Fe3+可与SCN-生成血红色的[Fe(SCN)n]3-n(n=1～6)。
若往[Fe(SCN)n]2-n溶液中加入F-，则能转化为更稳定的无色[FeF6]3-。
由中心离子与多齿配体形成的具有环状结构的配合物称为螯合物。
与简单的配合物相比，螯合物具有更好的稳定性。
简单金属离子在形成配合物后，其颜色、溶解性、酸碱性及氧化还原性都会发生改变。
4.配合物的生成和性质
1
实验四 配合物的生成和性质
一、 实验目的
1. 加深理解配合物的组成和稳定性，了解配合物形成时的特性。
2. 初步学习利用配位溶解的方法分离常见混合阳离子。
3. 学习电动离心机的使用和固－液分离操作。
二、 实验原理
配位化合物与配位平衡
配位化合物的内、外层之间是靠离子键结合的，在水中是完全解离。
而配位个体在水中是部分的、分步的解离，因此就存在解离平衡。
配合物的标准平衡常数θ
f K ，也被称为稳定平衡常数。
θf K 越大，表明配合物越稳定。
形成配合物时，常伴有溶液颜色、酸碱性、难溶电解质溶解度、中心离子氧化还原性的改变等特征。
利用配位溶解可以分离溶液中的某些离子。
三、实验内容
2
3
4
四、注意事项
1.使用离心机时要注意安全。
2.及时记录实验过程中配合物的特征颜色。
3.节约药品，废液倒入废液缸。
5。
实验6 配合物的生成和性质
实验6 配合物的生成和性质
配合物的生成和性质是有机化学的重要内容。
它的研究主要围绕配体与配体作用、各种反应条件下的前趋分子合成及配体催化变化等进行。
配合物在一定的条件下可以生成，首先应满足的是反应的活性，所谓活性既指配体的活性，又指溶剂的活性。
其次，反应的时空控制对反应结果有极大影响，即在给定温度下保持适当时间。
再次，配合物在活性和时空控制条件下，需要足够的受体(即催化室内的受体），以交联紧束反应物，成为稳定的配合物。
配合物受配体的影响，其各种性质的优劣于受配体的类型，它们之间的对比性排列可以极大地影响配合物的催化性、结构和性能。
一般来说，活性更大的配体，催化性和结构也更好。
此外，体积越大的配体，其疏水性越强，配体的立体定位也更容易控制。
以上是配合物生成和性质的基本内容，经过仔细研究和研究能够帮助我们更加准确的分析配体的影响、控制配合物反应环境，优化反应条件和反应物，从而达到良好的催化作用和最好的产品效果。
配位化合物的生成和性质实验报告
配位化合物的生成和性质实验报告实验名称：配位化合物的生成和性质实验目的：通过实验探究配位化合物的生成和性质，加深对化学配合反应的理解和掌握。
实验原理：配位化合物是由两种或两种以上的单体分子中心固定在同一点上，形成化学配合物的化合物。
其中，中心原子或原子团可用配体进行配位，而配体指的是与中心原子或原子团相互作用而形成化学配合物的离子或分子。
配位化合物具有独特的性质，如稳定性、颜色、光、电学性质等。
实验步骤：1、实验前准备将所需试剂称取并准备好。
2、配位化合物的发生将一定量的铜离子溶液加入到含一定量异丙胺的溶液中并充分搅拌，观察溶液的颜色变化。
3、配位化合物的性质取得配位化合物并进行性质的研究，包含颜色、热力学性质、光学性质、电导率等方面的测定。
实验结果：首先，当异丙胺加入铜离子溶液中后，溶液的颜色发生了明显的变化，由原来的蓝色变为深蓝色。
这说明异丙胺成功地和铜离子形成了配位化合物，色彩变深是由于化学配合反应发生后，吸收光的能量不同，导致颜色发生变化。
其次，我们对配位化合物的性质进行了研究。
实验结果表明，该化合物具有独特的热力学性质：随着温度的升高，化合物的热稳定性逐渐降低。
此外，该化合物的光学性质也非常突出，可以发射出特定波长的光并发生荧光现象。
最后，通过电导率测定，我们发现该化合物具有一定的电学性质。
实验结论：通过本次实验，我们成功地制备了一种具有特殊性质的配位化合物，并深入了解了化学配合反应的性质和机理。
此外，还深入了解了配位化合物的颜色、热力学、光学、电学等方面的性质。
这对于我们更深入地了解化学反应的本质和实践应用有着重要的意义。
高中化学《配位化学和配合物的性质》教案
高中化学《配位化学和配合物的性质》教案本次教案主要介绍高中化学中的配位化学和配合物的性质。
首先，我们需要了解什么是配位化学。
配位化学是研究配位键的形成、结构、性质和反应的科学，而配合物是由中心金属离子和周围配体通过配位键结合而成的物质。
接下来，我们将从以下几个方面来介绍配位化学和配合物的性质。
一、配位化学和配合物的结构1. 配位键的形成在配位化学中，中心金属离子通过与周围配体形成配位键，从而形成配合物。
常见的配位键包括配位原子间的共价键、金属离子与配体间的离子键、氢键等。
2. 配合物的结构配合物的结构可以分为四种类型：线性型、平面型、立体型和高度立体型。
其中，线性型和平面型的配合物比较简单，而立体型和高度立体型则比较复杂。
二、配位化学和配合物的性质1. 配位化学和配合物的稳定性配合物的稳定性与其中心金属离子的电子构型、配体的种类和数量、配体与中心金属离子之间的配位键强度等因素有关。
一般来说，电子构型稳定、配体种类多、配体与中心金属离子之间的配位键强度大的配合物比较稳定。
2. 配位化学和配合物的颜色许多配合物具有鲜艳的颜色，这是由于它们中心金属离子的电子结构发生了变化。
一般来说，过渡金属离子在形成配合物时会吸收某些波长的光线，而反射其他波长的光线，从而呈现出不同的颜色。
3. 配位化学和配合物的磁性许多过渡金属离子具有磁性，而形成配合物后则会发生磁性变化。
具体来说，当过渡金属离子处于自由状态时，其磁矩比较大；而当其形成配合物后，则会发生磁矩减小或消失的现象。
三、实验操作在实验室中，可以通过以下几种方法来制备和检测配合物：1. 沉淀法沉淀法是一种常见的制备和检测配合物的方法。
具体来说，可以将两种溶液混合在一起，然后观察是否会生成沉淀。
如果生成了沉淀，则说明两种溶液中含有能够形成沉淀的离子或分子，从而可以进一步分析其是否为配合物。
2. 紫外-可见光谱法紫外-可见光谱法是一种常用于检测配合物颜色和稳定性的方法。
配合物的生成和性质
配合物生成和性质一、实验目1、了解有关配合物生成，配离子及简单离子区别。
2、比较配离子稳定性，了解配位平衡及沉淀反应、氧化还原反应以及溶液酸度关系。
二、实验原理由一个简单正离子和几个中性分子或其它离子结合而成复杂离子叫配离子，含有配离子化合物叫配合物。
配离子在溶液中也能或多或少地离解成简单离子或分子。
例如：[Cu(NH 3)4]2+配离子在溶液中存在下列离解平衡：32243NH 4Cu ])NH (Cu [+⇔++)])(([)()(243342++⋅=NH Cu C NH C Cu C K d 不稳定常数K d 表示该离子离解成简单离子趋势大小。
配离子离解平衡也是一种化学平衡。
能向着生成更难离解或更难溶解物质方向进行，例如，在[Fe(SCN)]2+溶解中加入F -离子，则反应向着生成稳定常数更大[FeF 6]3- 配离子方向进行。
螯合物是中心离子及多基配位形成具有环状结构配合物。
很多金属螯合物都具有特征颜色，并且很难溶于水而易溶于有机溶剂。
例如，丁二肟在弱碱性条件下及Ni 2+生成鲜红色难溶于水螯合物，这一反应可作检验Ni 2+特征反应。
四、仪器及试剂1、 仪器试管、滴定管2、 试剂HgCl 2(0.1mol ·L -1)、KI(0.1 mol ·L -1)、NiSO 4(0.2 mol ·L -1)、BaCl 2(0.1mol ·L -1)、NaOH(0.1mol ·L -1)、1:1(NH 3·H 2O)、FeCl 3(0.1mol ·L -1)、KSCN(0.1 mol ·L -1)、K 3[Fe(CN)6](0.1 mol ·L -1)、AgNO 3(0.1mol ·L -1)、NaCl(0.1 mol ·L -1)、CCl 4、FeCl 3(0.5 mol ·L -1)、NH 4F(4 mol ·L -1)、NaOH(2mol ·L -1)、1:1H 2SO 4、HCl(浓)、NaF(0.1 mol ·L -1)、CuSO 4(0.1 mol ·L -1)、K 4P 2O 7(2 mol ·L -1)、NiCl 2(0.1 mol ·L -1)、NH 3·H 2O(2 mol ·L -1)、1%丁二肟、乙醚。
配合物的性质实验报告
配合物的性质实验报告配合物的性质实验报告引言：配合物是由中心金属离子与配体形成的化合物，广泛应用于化学、医学和材料科学等领域。
通过实验研究配合物的性质，可以深入了解其结构和反应特性，为相关应用提供理论基础。
本实验旨在通过一系列实验，探究不同配体对配合物性质的影响。
实验一：配合物的颜色实验目的：通过观察不同配合物的颜色变化，了解配合物的电子跃迁和吸收光谱特性。
实验步骤：1. 准备不同金属离子和配体的溶液，如FeCl3、CuSO4、CoCl2等金属离子溶液，以及NH3、EDTA等配体溶液。
2. 将金属离子溶液和配体溶液按一定比例混合，观察溶液颜色变化。
实验结果与讨论：观察到不同配合物的颜色变化，如FeCl3与NH3反应生成红棕色的[Fe(NH3)6]3+配合物，CuSO4与NH3反应生成蓝色的[Cu(NH3)4]2+配合物。
这些颜色变化是由于配合物中金属离子的电子跃迁引起的。
不同金属离子和配体之间的相互作用导致电子能级发生变化，从而吸收不同波长的光，呈现出不同的颜色。
实验二：配合物的稳定性实验目的：通过观察配合物在不同条件下的稳定性，了解配合物的溶解度和配体交换反应。
实验步骤：1. 准备一系列含有不同金属离子的配合物溶液。
2. 分别在酸性、碱性和中性条件下观察配合物的溶解度变化。
3. 将配合物溶液与其他配体反应，观察配合物的配体交换反应。
实验结果与讨论：观察到在酸性条件下，某些配合物的溶解度增加，而在碱性条件下溶解度减少。
这是由于酸性条件下配体与金属离子形成更稳定的配合物，而碱性条件下配体与金属离子解离，导致配合物溶解度降低。
此外，通过与其他配体反应，观察到配合物的配体交换反应。
不同配体对配合物的稳定性有不同的影响，部分配体可以与配合物发生配体交换反应，形成新的配合物。
实验三：配合物的热稳定性实验目的：通过研究配合物在高温条件下的热稳定性，了解配合物的热分解反应和热稳定性。
实验步骤：1. 将配合物样品加热至一定温度，记录温度和观察样品的颜色和形态变化。
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配合物的生成和性质
一、实验目的
1、了解有关配合物的生成，配离子及简单离子的区别。
2、比较配离子的稳定性，了解配位平衡与沉淀反应、氧化还原反应以及溶液酸度的关系。
二、实验原理
由一个简单的正离子和几个中性分子或其它离子结合而成的复杂离子叫配离子，含有配离子的化合物叫配合物。
配离子在溶液中也能或多或少地离解成简单离子或分子。
例如：
[Cu(NH 3)4]2+配离子在溶液中存在下列离解平衡：
32243NH 4Cu ])NH (Cu [+⇔++
)])(([)()(243342++⋅=NH Cu C NH C Cu C K d 不稳定常数K d 表示该离子离解成简单离子趋势的大小。
配离子的离解平衡也是一种化学平衡。
能向着生成更难离解或更难溶解的物质的方向进行，例如，在[Fe(SCN)]2+溶解中加入F -离子，则反应向着生成稳定常数更大的[FeF 6]3- 配离子方向进行。
螯合物是中心离子与多基配位形成的具有环状结构的配合物。
很多金属的螯合物都具有特征的颜色，并且很难溶于水而易溶于有机溶剂。
例如，丁二肟在弱碱性条件下与Ni 2+生成鲜红色难溶于水的螯合物，这一反应可作检验Ni 2+的特征反应。
四、仪器及试剂
1、 仪器
试管、滴定管
2、 试剂
HgCl 2(0.1mol ·L -1)、KI(0.1 mol ·L -1)、NiSO 4(0.2 mol ·L -1)、BaCl 2(0.1mol ·L -1)、NaOH(0.1mol ·L -1)、1:1(NH 3·H 2O)、FeCl 3(0.1mol ·L -1)、KSCN(0.1 mol ·L -1)、K 3[Fe(CN)6](0.1 mol ·L -1)、AgNO 3(0.1mol ·L -1)、NaCl(0.1 mol ·L -1)、CCl 4、FeCl 3(0.5 mol ·L -1)、NH 4F(4 mol ·L -1)、NaOH(2mol ·L -1)、1:1H 2SO 4、HCl(浓)、NaF(0.1 mol ·L -1)、CuSO 4(0.1 mol ·L -1)、K 4P 2O 7(2 mol ·L -1)、NiCl 2(0.1 mol ·L -1)、NH 3·H 2O(2 mol ·L -1)、1%丁二肟、乙醚。
五、实验内容
1、配离子的生成与配合物的组成
(1)在试管中加入0.1 mol ·L -1HgCl 2溶液10滴(极毒！)，再逐滴加入0.1 mol ·L -1KI 溶液，观察红色沉淀的生成。
再继续加入KI 溶液，观察沉淀的溶解。
反应式：HgCl 2+2KI=HgI 2↓+2KCl
HgI 2+2KI=K 2[HgI 4]
(1) 在2只试管中分别加入0.2 mol ·L -1NiSO 4溶液10滴，然后在这2只试管中分别加入
0.1 mol ·L -1BaCl 2溶液和0.1 mol ·L -1NaOH 溶液，
反应式：NiSO4+BaCl2= Ba SO4↓+NiCl2
NiSO4+2NaOH= Ni（OH）2↓+Na2SO4
在另一只试管中加入0.2 mol·L-1NiSO4溶液10滴，逐滴加入1:1NH3·H2O，边加边振荡，待生成的沉淀完全溶解后，再适当多加些氨水。
然后将此溶液分成两份，分别加入0.1 mol·L-1BaCl2溶液和0.1 mol·L-1溶液。
两支试管中均无现象。
反应式：NiSO4+2NH3·H2O= (NH4)2 SO4+Ni（OH）2↓
Ni2++6NH3 = [Ni(NH3)6]2+
2、简单离子和配离子的区别
在试管中加入0.1 mol·L-1FeCl3溶液，加入少量KSCN溶液，溶液变红，
方程式为：Fe3++SCN—=[Fe（SCN）]2+
以0.1 mol·L-1K3[Fe(CN)6]溶液代替FeCl3溶液做同样实验，无任何现象，
方程式为：K3[Fe(CN)6]= 3K++Fe(CN)63—
3、配位平衡的移动
（1）配位平衡与沉淀反应：
在试管中加入0.1 mol·L-1 AgNO3溶液，滴加0.1 mol·L-1NaCl溶液，观察现象；然后加入过量的氨水，观察现象，写出反应式，并解释之。
现象：有AgCl白色沉淀，加入NH3·H2O后沉淀溶解。
反应式：Ag++Cl－= AgCl ↓
AgCl+2NH3= Ag(NH3)2++Cl—
（2）配位平衡与氧化还原反应：
在试管中加入0.5 mol·L-1FeCl3溶液，滴加0.1 mol·L-1KI溶液，然后加入CCl4，振荡后观察CCl4层颜色。
解释现象，并写出有关反应式。
现象：CCl4层溶入碘后变红，2Fe3++2I—=2Fe2++I2
在另一支盛有0.5 mol·L-1FeCl3溶液的试管中，先逐滴加入4 mol·L-1NH4F溶液变为无色，再加入0.1 mol·L-1KI溶液和CCl4。
振荡后，观察CCl4层的颜色，解释之，并写出有关的反应式。
现象：CCl4层为无色透明溶液，无碘生成。
反应式：Fe3++6F—=FeF63—
(2)配位平衡与介质的酸碱性：
在试管中加入0.5 mol·L-1 FeCl3溶液10滴，逐滴加入0.4 mol·L-1NH4F溶液，呈无色。
将此溶液分成两份，分别滴加2 mol·L-1NaOH溶液和1:1H2SO4溶液，观察现象，并写出有关化学反应方程式。
化学反应方程式：Fe3++6F—=FeF63—
FeF63—加入NaOH后有棕黄色絮状沉淀生成，反应方程式：
Fe3++3OH—= Fe(OH)3↓
⇔Fe3++6F—平衡右移。
FeF63—
FeF63—加入H2SO4后变黄色，
⇔Fe3++6F—平衡右移。
F—+H+=HF FeF63—
(3)配离子的转化
往一支试管中加入2滴0.1 mol·L-1FeCl3溶液，加水稀释至无色，加入1-2滴0.1 mol·L-1KSCN 溶液，再逐滴加入0.1 mol·L-1NaF溶液，观察现象并解释之。
Fe3++SCN—=[Fe（SCN）]2+
Fe3++6F—=FeF63—
Fe3++SCN—
[Fe（SCN）]2+
平衡右移，颜色褪去。
4、螯合物的形成
(1)往试管中加入约1mL 0.1 mol·L-1CuSO4溶液，然后逐滴加入2 mol·L-1K4P2O7溶液，先生成浅蓝色的焦磷酸铜沉淀。
继续加入K4P2O7溶液，沉淀又溶解，生成深蓝色透明溶液。
2Cu2++ P2O74—= Cu 2P2O7↓
Cu2 P2O7+ P2O74—=2 CuP2O72—
(2)往试管中加入2滴0.1 mol·L-1NiCl2溶液及约1mL蒸馏水，再加入1-2滴2 mol·L-1氨水溶液，使呈碱性。
然后加入2-3滴1%丁二肟溶液，观察生成的鲜红色沉淀。
最后加入1mL 乙醚，振荡，观察现象。
现象：鲜红色沉淀溶入乙醚溶液。