配合物的生成和性质讲解学习
《简单配合物的形成》 知识清单
《简单配合物的形成》知识清单一、配合物的定义配合物是由中心原子（或离子）和围绕它的配位体（分子或离子）通过配位键结合而成的复杂离子或分子。
中心原子通常是金属离子或原子，具有空的价电子轨道，可以接受配位体提供的孤对电子。
配位体则是含有孤对电子的分子或离子，能够与中心原子形成配位键。
例如，在 Cu(NH₃)₄²⁺中，Cu²⁺是中心原子，NH₃是配位体。
二、配合物的形成条件1、中心原子（或离子）中心原子（或离子）通常具有空的价电子轨道，能够接受配位体提供的孤对电子。
常见的中心原子包括过渡金属元素的离子，如 Cu²⁺、Fe³⁺、Ni²⁺等。
2、配位体配位体应含有孤对电子，能够与中心原子形成配位键。
常见的配位体有：阴离子，如 Cl⁻、CN⁻等。
中性分子，如 NH₃、H₂O 等。
3、形成配位键配位键是一种特殊的共价键，由配位体提供孤对电子，中心原子提供空轨道形成。
三、配合物的组成配合物通常由内界和外界两部分组成。
内界是由中心原子和配位体通过配位键结合形成的，在化学式中用方括号括起来，如 Cu(NH₃)₄²⁺中的 Cu(NH₃)₄²⁺就是内界。
外界是内界以外的部分，通常是简单离子，如 Cu(NH₃)₄SO₄中的 SO₄²⁻就是外界。
中心原子：位于配合物的中心位置，决定了配合物的性质。
配位体：与中心原子结合的分子或离子。
配位原子：配位体中直接与中心原子形成配位键的原子。
配位数：中心原子周围配位原子的数目。
四、配合物的命名配合物的命名遵循一定的规则：1、内界命名配位体的名称在前，中心原子的名称在后。
不同配位体之间用“·”隔开。
配位体的个数用中文数字表示。
2、外界命名外界离子的命名与一般无机物的命名相同。
例如，Cu(NH₃)₄SO₄命名为硫酸四氨合铜（Ⅱ）。
五、配合物的稳定性配合物的稳定性取决于多种因素：1、中心原子和配位体的性质中心原子的电荷越高、半径越小，形成的配合物越稳定。
配合物制备知识点总结
配合物制备知识点总结一、配合物的概念1.1 配合物的定义配合物是由一个或多个中性或带电配体与一个或多个中性或带电配位基团形成的化合物，其中配体是与中心金属离子配位形成配合物的原子或分子，而配位基团是配合物中与中心金属离子形成配位键的原子或基团。
1.2 配合物的结构配合物通常由中心金属离子和配体组成，中心金属离子通过配体的配位形成配合物的结构。
中心金属离子与配体之间通常通过配位键相互连接，形成稳定的结构。
配位基团通常与中心金属离子形成配位键，配体通过给予电子对或接受电子对与中心金属离子形成配位键。
1.3 配合物的性质配合物具有独特的性质，包括颜色、溶解性、稳定性等。
通过改变配体或中心金属离子的性质，可以调控配合物的性质，从而实现对其应用性能的调控。
二、配合物制备的方法2.1 配合物的合成方法配合物的合成方法包括溶液法、固相法、气相法等。
其中，溶液法是最常用的合成方法，通过在溶液中混合中心金属离子和配体，能够在溶液中形成配合物。
固相法则是通过将中心金属离子和配体放置在固相材料中进行反应合成配合物，而气相法则是在气相条件下进行配合物的合成反应。
2.2 配合物的制备条件配合物的制备需要考虑反应条件，包括温度、压力、溶剂选择等。
通常情况下，一些配合物的合成需要在特定的温度条件下进行反应才能够得到期望的产物，而一些溶解度较低的配合物需要在特定的溶剂中进行合成才能够得到高纯度的产物。
2.3 配合物的结构表征配合物的结构表征通常包括 X 射线衍射、质谱、核磁共振等方法。
通过这些方法可以确定配合物的分子结构、键合类型、配位数量等信息，从而了解其性质和应用潜力。
三、配合物的应用3.1 催化剂配合物配合物在催化剂中具有重要应用，包括对有机合成和工业催化反应具有重要的作用。
配合物催化剂具有高效、选择性好的特点，广泛应用于有机合成、聚合物合成、烃化反应等领域。
3.2 生物医药领域配合物在生物医药领域也具有重要应用，包括用于肿瘤治疗、酶活化、细胞成像等方面。
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、性质与应用一、实验目的1.了解配合物的形成原理及其相关理论知识；2.掌握配合物的生成、性质和应用；3.学会使用一些化学实验技术，如分离、纯化、结晶等。
二、实验原理1. 配合物的定义配合物是由阳离子、阴离子或分子中心离子（配体）和周围的一个或多个配位体（也称配体）组成的化学物质。
配位体是一种能够向中心离子提供一个或多个共价键（配位键）的化合物或离子。
一般情况下，配位体都是较小的分子，如水分子、氨分子和氯离子等。
2. 配合物的形成原理配合物的形成受到多种因素的影响，主要有以下三方面：1.配位体的性质：配位体通常具有一个或多个孤对电子，可以与中心离子形成配位键。
2.中心离子的性质：中心离子通常具有空的d轨道或f轨道，可以接受来自配位体的电子形成配位键。
3.形成的稳定性：配合物的稳定性取决于配位键的强度、离子的电荷、配位体空间位阻等因素。
3. 配合物的性质配合物具有以下一些特征：1.配合物中心离子的化学性质发生变化。
2.配位体对中心离子的性质有重要影响。
3.配合物常呈现出较强的带电性。
4.配合物的化学性质受配位键性质、离子作用力等因素的影响。
4. 配合物的应用配合物具有广泛的应用，包括：1.工业上用于制造农药、颜料、化学催化剂等。
2.医学上用于治疗疾病，如铁离子配合物用于治疗缺铁性贫血等。
3.生物学上用于研究生物大分子结构和作用机制。
三、实验步骤1. 实验材料和仪器FeCl3·6H2O、KSCN、NaClO、稀盐酸、热水、恒温加热器、移液管、pH试纸、试管等。
2. 实验步骤1.制备混合物：将溶液A（5mL FeCl3·6H2O和4mL稀盐酸）和溶液B（5mL NaClO和4mL稀盐酸）混合，注意不要相互混合，避免产生气体。
2.稀释混合物：将混合溶液加入10mL的水中，形成红褐色混合物。
3.测量pH值：用pH试纸测量溶液的pH值，记录下来。
4.添加配体：加入2滴KSCN溶液，并轻轻摇动管子。
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。
配合物及生成和性质
实验6 配合物的生成与性质一、实验目的1、了解有关配合物的生成与性质。
2、熟悉不稳定常数和稳定常数的意义。
3、了解利用配合物的掩蔽效应鉴别离子的方法。
二、实验原理中心原子或离子与一定数目的中性分子或阴离子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。
简单金属离子在形成配离子后，其颜色，酸碱性，溶解性及氧化还原性等往往和原物质有很大的差别。
配离子之间也可转化，一种配离子转化为另一种稳定的配离子。
具有环状结构的配合物称为螯合物，螯合物的稳定性更大，且具有特征颜色。
利用此类鳌合物的形成作为某些金属离子的特征反应而定性、定量地检验金属离子的存在。
三、实验内容1．配合物的生成(1) CuSO4溶液中滴加NH3H2O，先产生蓝色沉淀，继续滴加，蓝色沉淀溶解得一深蓝色溶液：Cu2+＋ SO42-＋ 2NH3＝2NH4+＋Cu2(OH)2SO4↓Cu2(OH)2SO4＋ 8NH3＝ 2[Cu(NH3)4]2+＋ SO42－＋2OH-深蓝色溶液[Cu(NH3)4]2+分为四份：A：加碱：产生蓝色沉淀[Cu(NH3)4]2+＋2OH-＝ 4NH3＋ Cu(OH)2↓再加酸：蓝色沉淀溶解Cu(OH)2＋4H+＝ Cu2+＋4H2OB：滴加BaCl2：产生白色沉淀[Cu(NH3)4]SO4＋BaCl2＝ BaSO4↓＋[Cu(NH3)4]Cl2C： [Cu(NH3)4]SO4中加入1mL 乙醇, 溶液呈浑浊。
D： [Cu(NH3)4]SO4备用(2)在FeCl3中滴加NH4F：产生无色溶液Fe3+ + 6F- = [FeF6]3-[FeF6]3- + I- = 不反应(3) 在K3[Fe(CN)6]中滴加KSCN：无现象K 3[Fe(CN)6] + SCN－无变化在NH2Fe(SO4)2，FeCl3中分别滴加KSCN：溶液呈血红色Fe3+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n 2．配位平衡的移动(1) 配离子之间的转化FeCl3中加水稀释：溶液呈无色Fe3+ + 6H2O = Fe(H2O)63+再滴加KSCN：溶液呈血红色Fe(H2O)63+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n + 6H2O再滴加NH4F：血红色褪去，溶液呈无色[Fe(NCS)n]3-n＋ 6F-= [FeF6]3-＋n SCN-再滴加饱和(NH4)2(C2O4)2：溶液出现浅黄色[FeF6]3-＋ 3(C2O4)22- = [Fe(C2O4)3]3-＋6F-(注意：实际中由于饱和(NH4)2(C2O4)2的浓度可能过小，常观察不到溶液的浅黄色，可使用固体(NH4)2(C2O4)2)稳定性： [Fe(C2O4)3]3->[FeF6]3- > [Fe(NCS)n]3-n（2）配位平衡与氧化还原反应① A试管：FeCl3中加少许NH4F(s)，溶液的黄色褪去，溶液呈无色，再滴加入KI，充分震荡后，加入CCl4，CCl4层呈无色Fe3＋ 6F-= [FeF6]3- [FeF6]3-＋ I- = 不反应B 试管：FeCl3中滴加入KI，充分震荡后，加入CCl4，CCl4层呈紫红色2Fe3＋ 2I- = 2Fe2+-+ I2②A试管：HCl中加入小块Cu片：无现象Cu + HCl = 不反应B 试管：HCl中加入硫脲(s)，再加入小块Cu片：产生气体2Cu + 2HCl + 8CS(NH2)2= 2{Cu[CS(NH2)2]4}Cl + H2（3）配离子稳定性的比较① AgNO3中滴加Na2CO3，产生棕色沉淀2 Ag+ + CO32-→Ag2O ↓(棕) + CO2② a中沉淀离心后，加入NH3H2O，沉淀溶解，得一无色溶液Ag2O + 4NH3H2O → 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH- + 3H2O③ b中再滴加NaCl，产生白色沉淀[Ag(NH3)2]+ + Cl- = AgCl ↓(白) + 2NH3④ c中白色沉淀离心后，加入NH3H2O，沉淀溶解，得一无色溶液AgCl + NH3H2O→ [Ag(NH3)2]+ + Cl-⑤ d 中再滴加KBr ，产生淡黄色沉淀[Ag(NH 3)2]+ + Br - →AgBr↓(淡黄色)⑥ e 中淡黄色沉淀离心后，加入Na 2S 2O 3溶液，沉淀溶解，得一无色溶液AgBr +2 S 2O 32- →[Ag(S 2O 3)2]3- + Br -⑦ f 中再滴加KI ，产生黄色沉淀[Ag(S 2O 3)2]3- + I - → AgI↓+ 2 S 2O 32-⑧ g 中黄色沉淀离心后，加入KCN 溶液，沉淀溶解，得一无色溶液AgI +2 CN - →[Ag(CN)2]- + I - (注意KCN 溶液的毒性) ⑨ h 中再滴加Na 2S ，产生黑色沉淀 2[Ag(CN)2]- + S 2- → Ag 2S ↓+ 4CN - 所以： K SP ： AgCl >AgBr >AgIK f ：[Ag(CN)2]- > [Ag(S 2O 3)2]3- > [Ag(NH 3)2]+(4) 配位平衡与酸碱度① H 3BO 3为一元弱酸： pH 约为：4~5 H 3BO 3 + H 2O = B(OH)4- + OH -H 3BO 3与多元醇作用后，酸性增强：pH ：约为3CH 2CH OHCH 2OHOHH 3BO 3+H +H 2O2＋OH CHCH 2OCH 2OB O－＋酸性增强3. 配合物的某些应用 （1）鉴定某些离子NiSO 4中滴加NH 3H 2O ，得一蓝色溶液，再滴加二乙酰二肟，析出鲜红色沉淀Ni 2+CH 3C C NOHCH 3NOH +CH 3C C NOCH 3NOH 2Ni+2H +(2) 配合物的掩蔽效应]2- (溶于有机溶剂戊醇，显蓝绿色) Co2+＋4SCN-→ [Co(NCS)4Fe3+会产生干扰：Fe3+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n（血红色）]3-Fe3+ 掩蔽方法：Fe3+ +6F-→ [FeF6四、注意事项1、严格控制化学试剂的用量；2、注意进行Ni2+的实验时，必须控制溶液为微酸性或微碱性。
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。
化学中的配合物的构造与性质知识点
化学中的配合物的构造与性质知识点配合物是由一个或多个带电离子（配位子）围绕中心金属离子形成的化合物。
配合物在化学领域中具有广泛的应用，如催化剂、生物学、药物等。
本文将探讨化学中的配合物的构造和性质知识点，以加深对这一概念的理解。
1. 配位物的构造配位物的构造包括中心金属离子和配位子。
中心金属离子通常是过渡金属离子，因为它们具有空的d轨道，可以容纳配位子中的电子对。
常见的配位子包括水（H2O）、氨（NH3）、氯（Cl-）等。
不同的配位子通过配位键与中心金属离子相连，形成稳定的配位体。
2. 配位物的几何构型配位物的几何构型取决于中心金属离子的电子对排布和配位子的空间排布。
常见的几何构型有八面体、四面体、正方形平面等。
依据配体的种类及其对金属中心的取向改变，还可以分为配体通过端基与中心金属离子连接形成的正交接络物和配体通过脸基与中心金属离子连接形成的面基接络物等。
3. 配位物的配位数配位数指的是配位物中配位子与中心金属离子形成的配位键的个数。
常见的配位数有二、四、六等。
配位数较低的配合物通常是线性或平面构型，而配位数较高的配合物则可能具有复杂的结构。
4. 配合物的色彩配合物的颜色与中心金属离子的电子排布和配位子的电子性质有关。
根据配位体的场强，可将配合物分为强场配位和弱场配位。
对于过渡金属离子而言，强场配位通常会导致电子的跃迁，产生彩色。
例如，含有氰根离子（CN-）的配合物往往呈现出深色。
5. 配位物的磁性配位物的磁性也与中心金属离子的电子排布有关。
对于具有未成对电子的金属离子而言，配合物通常具有顺磁性。
而对于具有成对电子的金属离子而言，配合物通常具有反磁性。
通过测量配合物在磁场中的响应，可以确定其磁性。
6. 配合物的配位键配位键是配位体与中心金属离子之间形成的化学键。
常见的配位键类型包括配位体通过氧原子或硫原子与中心金属离子形成的配位键（配体为醇、醚、酮、醛等）以及配位体通过氮原子或氮原子的供电能力更强的其他元素与中心金属离子形成的配位键（配体为胺等）。
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。
实验配合物的生成、性质与应用
实验三配合物的生成、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合复盐的区别。
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。
5.熟悉过滤盒试管的使用等基本操作。
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 + nRMR nsn[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、仪器和试剂仪器：试管、离心试管、漏斗、离心机、酒精灯、白瓷点滴板。
试药：H 2SO 4 (2mol ·L -1)、HCl (1mol ·L -1)、NH 3·H 2O (2, 6mol ·L -1)、NaOH (0.1, 2mol ·L -1) 、CuSO 4 (0.1mol ·L -1, 固体)、HgCl 2 (0.1mol ·L -1)、KI (0.1mol ·L -1)、BaCl 2 (0.1mol ·L -1)、K 3Fe (CN)6(0.1mol ·L -1)、NH 4Fe (SO 4)2 (0.1mol ·L -1)、FeCl 3 (0.1mol ·L -1)、KSCN (0.1mol ·L -1)、NH 4F(2mol ·L -1)、(NH 4)2C 2O 4 (饱和)、AgNO 3 (0.1mol ·L -1)、NaCl (0.1mol ·L -1)、KBr (0.1mol ·L -1)、Na 2S 2O 3 (0.1mol ·L -1,饱和)、Na 2S (0.1mol ·L -1)、FeSO 4 (0.1mol ·L -1)、NiSO 4 (0.1mol ·L -1) 、CoCl 2(0.1mol ·L -1)、CrCl 3 (0.1mol ·L -1)、EDTA (0.1mol ·L -1)、乙醇(95%)、CCl 4、邻菲罗啉(0.25%)、二乙酰二肟(1%)、乙醚、丙酮。
《配合物的形成和应用》 讲义
《配合物的形成和应用》讲义一、配合物的定义与基本概念在化学的广袤领域中，配合物是一类具有独特结构和性质的化合物。
简单来说，配合物是由中心原子或离子（通常是金属离子）与围绕它的一组称为配体的分子或离子通过配位键结合而成的复杂离子或分子。
中心原子或离子在配合物中处于核心地位，它具有空的价电子轨道，能够接受来自配体的电子对。
配体则是能够提供孤对电子的分子或离子，它们通过与中心原子形成配位键，将自身“连接”到中心原子周围。
配位键是一种特殊的共价键，其形成是由于配体中的孤对电子进入中心原子的空轨道，从而形成了稳定的化学键。
为了描述配合物的组成和结构，我们通常使用化学式和命名规则。
例如，Cu(NH₃)₄²⁺这个配合物中，Cu²⁺是中心离子，NH₃是配体，“4”表示配体的数目。
二、配合物的形成条件配合物的形成并非偶然，而是需要一定的条件。
首先，中心原子或离子通常需要有空的价电子轨道，以便接受配体提供的孤对电子。
常见的中心原子多为过渡金属元素，因为它们具有较多的价电子轨道和可变的氧化态，能够形成不同类型和稳定性的配合物。
其次，配体需要具有能够提供孤对电子的原子。
常见的配体有氨、水、卤素离子等。
配体的种类和性质对配合物的稳定性和性质有着重要的影响。
此外，形成配合物的反应条件，如温度、浓度、酸碱度等也会对配合物的形成产生影响。
例如，在某些情况下，适当的酸碱度可以促进配体的解离或中心原子的水解，从而有利于配合物的形成。
三、配合物的稳定性配合物的稳定性是衡量其在一定条件下是否容易分解或转化的重要指标。
影响配合物稳定性的因素众多。
其中，中心原子和配体的性质起着关键作用。
中心原子的电荷越高、半径越小，其与配体形成的配位键越强，配合物越稳定。
配体的给电子能力越强，形成的配合物也越稳定。
另外，配体的齿数也会影响配合物的稳定性。
多齿配体形成的配合物通常比单齿配体形成的配合物更稳定，这是因为多齿配体与中心原子形成的配位键更多，结构更加牢固。
最新配合物的生成和性质教学内容
最新配合物的⽣成和性质教学内容配合物的⽣成和性质⼀、实验⽬的1、⽐较并解释配离⼦的稳定性；2、了解配位离解平衡与其它平衡之间的关系；3. 了解配合物的⼀些应⽤。
⼆．实验原理中⼼原⼦或离⼦与⼀定数⽬的中性分⼦或阴离⼦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。
简单⾦属离⼦在形成配离⼦后，其颜⾊，酸碱性，溶解性及氧化还原性都会变化。
配离⼦之间也可转化，⼜⼀种配离⼦转化为另⼀种稳定的配离⼦。
具有环状结构的配合物称为螯合物，螯合物的稳定性更⼤，且具有特征颜⾊。
三．实验内容1. 简单离⼦与配离⼦的区别铁氰化钾K3[Fe(CN)6]加SCN－⽆⾎红⾊Fe3+ + nSCN- = [Fe(NCS)n]3-n有⾎红⾊结论：FeCl3为离⼦型简单化合物，在⽔中可解离出⼤量的Fe3+，K3[Fe(CN)6]为配合物，配离⼦[Fe(CN)6]3-⽐较稳定，难以解离出⼤量的Fe3+。
2. 配离⼦稳定性的⽐较(1) Fe3+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n(有⾎红⾊)[Fe(NCS)n]3-n＋(C2O4)22-→ [Fe(C2O4)3]3-＋SCN-稳定性[Fe(C2O4)3]3->[Fe(NCS)n]3-n（2）AgNO3+ NaCl →AgCl ↓(⽩) + NH3?H2O→ [Ag(NH3)2]+[Ag(NH3)2]++ KBr →AgBr↓(淡黄⾊),再滴加Na2S2O3溶液→沉淀溶解[Ag(S2O3)2]3-,滴加KI溶液→AgI↓AgBr + 2S2O32-→[Ag(S2O3)2]3- + Br-; [Ag(S2O3)2]3- + I-→ AgI↓+ 2S2O32-⽐较：K SP?: AgCl >AgBr >AgI; 稳定性: [Ag(S2O3)2]3-> [Ag(NH3)2]+ (3) I2 + [Fe(CN)6]4- = I- +[Fe(CN)6]3-E? (Fe3+/Fe2+) > E? (I2/I-) > E? ([Fe(CN)6]3-/[Fe(CN)6]4-)稳定性[Fe(CN)6]3- >[Fe(CN)6]4-3. 配位离解平衡的移动2CuSO4 + 2NH3·H2O → Cu2(OH)2SO4↓＋(NH4)2SO4Cu2(OH)2SO4↓＋8NH3·H2O→ [Cu(NH3)4]SO4 + [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O (1) 利⽤酸碱反应破坏[Cu(NH3)4]2+SO42- + 2[Cu(NH3)4]2+ + 6H+ + 2H2O = Cu2(OH)2SO4↓ + 8NH4+(2) 利⽤沉淀反应破坏[Cu(NH3)4]2+[Cu(NH3)4]2+ + S2-→ CuS↓ + 4NH3(3) 利⽤氧化还原反应破坏[Cu(NH3)4]2+[Cu(NH3)4]2+ + Zn = [Zn(NH3)4]2+ + Cu(4) 利⽤⽣成更稳定配合物（螯合物）的⽅法破坏[Cu(NH3)4]2+[Cu(NH3)4]2+ + edta4-→ [Cu(edta)]2- + 4NH34. 配合物的某些应⽤(1) 利⽤⽣成有⾊配合物定性鉴定某些离⼦pH控制为5－10：Ni2+ + NH3?H20 +⼆⼄酰⼆肟→鲜红⾊沉淀Ni 2+CH 3C C NOH CH 3NOH +CH 3C CNO CH 3NOH 2Ni +2H +(2) 利⽤⽣成配合物掩蔽⼲扰离⼦Co 2+ ＋ 4SCN - → [Co(NCS)4]2- (溶于有机溶剂戊醇显蓝绿⾊)⽽Fe 3+ + n SCN - = [Fe(NCS)n]3-n （⾎红⾊）会产⽣⼲扰Fe 3+掩蔽⽅法：Fe 3+ + 6F - → [FeF 6]3- （⽆⾊） (3) 硬⽔软化N CH 2CH 2N CH 2COOH CH 2COOH HOOCH 2CHOOCH 2CEDTA(简式H 4Y)问题：为什么加⼊edta ⼆钠盐的溶液没有⽩⾊悬浮物产⽣？Ca 2+ ＋ edta 4- ＝ [Ca(edta)]2-Mg 2+ ＋ edta 4- ＝ [Mg(edta)]2-基本操作：1. 固体的取⽤（⾓匙（⼤头、⼩头）、纸条的使⽤、放⼊试管的⽅法）2. 液体的取⽤（胶头滴管的操作、勿弄混）3. 离⼼机的使⽤第⼀章基础护理1、护理程序包括哪⼏个步骤？护理程序包括评估、诊断、计划、实施和评价五个步骤。
配合物的生成与性质实验报告
配合物的生成与性质实验报告一、实验目的1、了解配合物的生成条件和一般性质。
2、掌握几种常见配合物的制备方法。
3、加深对配合物结构和性质关系的理解。
二、实验原理配合物是由中心离子（或原子）与一定数目的配体通过配位键结合而成的复杂离子或分子。
在形成配合物的过程中，中心离子的价层电子结构会发生变化，从而导致其物理和化学性质也发生相应的改变。
配合物的稳定性与中心离子的性质、配体的性质以及外界条件（如温度、浓度、酸碱度等）有关。
一般来说，中心离子的电荷越高、半径越小，与配体形成的配合物越稳定；配体的给电子能力越强，形成的配合物也越稳定。
常见的配合物有配位阴离子、配位阳离子和中性配位分子等。
例如，Cu(NH₃)₄²⁺是一种配位阳离子，Fe(CN)₆³⁻是一种配位阴离子，Ni(CO)₄是一种中性配位分子。
三、实验仪器和试剂1、仪器：试管、玻璃棒、滴管、酒精灯、三脚架、石棉网、表面皿、pH 试纸。
2、试剂：CuSO₄·5H₂O 固体、NH₃·H₂O（2 mol/L）、FeCl₃·6H₂O 固体、KSCN 溶液（01 mol/L）、K₃Fe(CN)₆溶液（01 mol/L）、AgNO₃溶液（01 mol/L）、NaCl 溶液（1 mol/L）、HCl 溶液（2 mol/L）、NaOH 溶液（2 mol/L）。
四、实验步骤1、 Cu(NH₃)₄SO₄的制备及性质在一支试管中加入 2 mL 01 mol/L 的 CuSO₄溶液，逐滴加入 2mol/L 的 NH₃·H₂O 溶液，边加边振荡，直到生成的沉淀恰好溶解为止，此时得到深蓝色的溶液，即为Cu(NH₃)₄²⁺溶液。
将上述溶液分为两份，一份加入 2 mol/L 的 NaOH 溶液，观察现象；另一份加入 2 mol/L 的 HCl 溶液，观察现象。
2、 Fe(SCN)₆³⁻的生成及性质在一支试管中加入 2 mL 01 mol/L 的 FeCl₃溶液，然后滴加 01mol/L 的 KSCN 溶液，边加边振荡，观察溶液颜色的变化。
《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。
配位化合物的形成和性质
现象 苯层呈紫色
苯层无色
溶液由红色变为紫罗 兰色
操作要点3
（4）配合平衡与沉淀-溶解平衡的关系 Ag反应系列： AgNO3(0.1) Na2CO3(0.1) Ag2CO3 NH3•H2O(2) Ag2O
[Ag(NH3)2]+ NaCl(0.1) AgCl NH3•H2O(6)
[Ag(NH3)2]+ KBrl(0.1) AgBr Na2S2O3(1)
实验知识加以说明。
现象 溶液呈血红色 血红色溶液变成无色 粉红色溶液变成蓝色
操作要点3
（3）配合平衡和氧化-还原反应之间的关系
序号
实验步骤
1 数滴 FeCl3(0.1)+数滴 KI(0.1)+5 滴苯 2 数滴 FeCl3(0.1)+NH4F(s)+ 数滴 KI(0.1)+5 滴苯 3 5 滴 CoCl2(0.1)+10 滴 EDTA+5 滴 K3[Fe(CN)6]
实验目的
1、加深了解几种不同类型配离子的形式及其形成过程 的特征。认识简单离子与配离子的区别。
2、从配离子解离平衡及其移动，认识Kdѳ和Kfѳ的意义， 加深理解配离子解离平衡与酸-碱平衡、沉-溶平衡、氧 化-还原平衡之间的关系。
3、初步了解螯合物的形成和特性，应用螯合物鉴定几 种离子的方法。
4、初步了解配合物的异构现象，拓宽知识领域。
思考题
1、举例说明配离子与简单离子在性质方面的区别。 2、举例总结配合物形成过程中，反应过程中可能呈现
的特征现象。 3、根据实验，总结影响配离子解离与配合平衡的因素。 4、能否用NaOH标准溶液来滴定H3BO3溶液？如何才
能实现此酸碱滴定？ 5、衣服上沾污了铁锈或血迹，怎样才能除去？应用本
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。
配合物的生成和性质实验报告
配合物的生成和性质实验报告一、实验目的1、了解配合物的生成条件和一般性质。
2、掌握几种常见配合物的制备方法。
3、加深对配合物组成和稳定性的理解。
二、实验原理配合物是由中心离子（或原子）和一定数目的配体通过配位键结合而成的复杂离子或分子。
在一定条件下，中心离子和配体能够发生配位反应生成配合物。
配合物具有一定的稳定性，其稳定性与中心离子的性质、配体的种类和浓度、溶液的酸碱度等因素有关。
常见的配合物有Cu(NH₃)₄²⁺、Fe(SCN)₆³⁻、Ag(NH₃)₂⁺等。
例如，在硫酸铜溶液中加入氨水，先生成浅蓝色的氢氧化铜沉淀，继续加入氨水，沉淀溶解，生成深蓝色的Cu(NH₃)₄²⁺配合物。
三、实验仪器和药品1、仪器试管、玻璃棒、滴管、酒精灯、石棉网、三脚架。
2、药品硫酸铜溶液（01 mol/L）、氨水（2 mol/L）、氯化铁溶液（01mol/L）、硫氰酸钾溶液（01 mol/L）、硝酸银溶液（01 mol/L）、氯化钠溶液（01 mol/L）、氢氧化钠溶液（2 mol/L）、盐酸（2 mol/L）。
四、实验步骤（一）Cu(NH₃)₄²⁺的生成和性质1、在一支试管中加入 2 mL 01 mol/L 硫酸铜溶液，逐滴加入 2 mol/L 氨水，观察现象。
现象：先生成浅蓝色沉淀。
反应方程式：Cu²⁺＋ 2NH₃·H₂O ＝ Cu(OH)₂↓ ＋ 2NH₄⁺2、继续滴加氨水，边滴加边振荡，直至沉淀完全溶解，观察溶液的颜色。
现象：沉淀溶解，溶液变为深蓝色。
反应方程式：Cu(OH)₂＋ 4NH₃＝ Cu(NH₃)₄²⁺＋ 2OH⁻3、将深蓝色溶液分成两份，一份加热，观察现象；另一份加入几滴 2 mol/L 氢氧化钠溶液，观察现象。
加热现象：溶液颜色变浅。
解释：加热使配合物稳定性降低，Cu(NH₃)₄²⁺解离。
加氢氧化钠现象：生成蓝色沉淀。
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。
配合物的生成
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。
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配合物的生成和性质
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
HgCl2(0.1mol·L-1)、KI(0.1 mol·L-1)、NiSO4(0.2 mol·L-1)、BaCl2(0.1mol·L-1)、NaOH(0.1mol·L-1)、1:1(NH3·H2O)、FeCl3(0.1mol·L-1)、KSCN(0.1 mol·L-1)、
K3[Fe(CN)6](0.1 mol·L-1)、AgNO3(0.1mol·L-1)、NaCl(0.1 mol·L-1)、CCl4、
FeCl3(0.5 mol·L-1)、NH4F(4 mol·L-1)、NaOH(2mol·L-1)、1:1H2SO4、HCl(浓)、NaF(0.1 mol·L-1)、CuSO4(0.1 mol·L-1)、K4P2O7(2 mol·L-1)、NiCl2(0.1 mol·L-1)、NH3·H2O(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-1HgCl2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：HgCl2+2KI=HgI2↓+2KCl
HgI2+2KI=K2[HgI4]
(1)在2只试管中分别加入0.2 mol·L-1NiSO4溶液10滴，然后在这2只试管
中分别加入0.1 mol·L-1BaCl2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↓
FeF63—⇔
Fe3++6F—平衡右移。
FeF63—加入H2SO4后变黄色，
F—+H+=HF FeF63—⇔
Fe3++6F—平衡右移。
(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—
[Fe（SCN）]2+⇔
Fe3++SCN—
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。