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。
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。
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.了解配合物的生成与组成。
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)与配体按一定组成与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 MRn 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，而降低配体与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、仪器与试药仪器：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 (饱与)、AgNO3 (0.1mol·L-1)、NaCl (0.1mol·L-1)、KBr (0.1mol·L-1)、Na2S2O3 (0.1mol·L-1,饱与)、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。
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。
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
一、实验目的1. 了解配合物的生成原理及特点；2. 掌握配合物性质的测定方法；3. 通过实验，加深对配合物性质的理解。
二、实验原理配合物是由中心金属离子（或原子）与配体以配位键结合形成的化合物。
配位键是一种特殊的共价键，其中一个原子提供孤对电子，另一个原子提供空轨道，形成配位键。
配合物的性质与其结构密切相关，如颜色、溶解度、氧化还原性、酸碱性等。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：试管、烧杯、滴定管、容量瓶、酒精灯、玻璃棒等；2. 试剂：K2[Fe(CN)6]、FeCl3、NaCl、NH3·H2O、H2SO4、KSCN、K4[Fe(CN)6]、NaOH、BaCl2、AgNO3、Na2S2O3等。
四、实验步骤1. 配合物颜色的观察：取少量K2[Fe(CN)6]溶液，加入少量NaOH溶液，观察溶液颜色的变化。
2. 配合物溶解度的测定：分别取K2[Fe(CN)6]、FeCl3、NaCl、NH3·H2O、H2SO4等溶液，加入少量水，观察溶解情况。
3. 配合物氧化还原性的测定：取少量K4[Fe(CN)6]溶液，加入少量FeCl3溶液，观察溶液颜色的变化。
4. 配合物酸碱性的测定：取少量K2[Fe(CN)6]溶液，加入少量NaOH溶液，观察溶液pH值的变化。
5. 配合物与沉淀剂的反应：取少量K2[Fe(CN)6]溶液，加入少量BaCl2溶液，观察沉淀的形成。
6. 配合物与配位剂的反应：取少量K2[Fe(CN)6]溶液，加入少量AgNO3溶液，观察沉淀的形成。
五、实验结果与分析1. 配合物颜色的观察：加入NaOH溶液后，K2[Fe(CN)6]溶液颜色由蓝色变为绿色，说明生成了配合物。
2. 配合物溶解度的测定：K2[Fe(CN)6]、FeCl3、NaCl、NH3·H2O、H2SO4等溶液均可溶解于水，说明它们在水中的溶解度较好。
3. 配合物氧化还原性的测定：加入FeCl3溶液后，K4[Fe(CN)6]溶液颜色由蓝色变为棕色，说明发生了氧化还原反应。
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配合物的生成和性质实验报告引言：配合物是由中心金属离子与配体之间形成的化合物。
通过配位键的形成，配合物具有独特的结构和性质。
本实验旨在通过合成不同配合物，探究其生成机制和性质。
实验一：合成铁氰化物配合物材料与方法：1. 氰化钠(NaCN)溶液2. 氯化铁(III)溶液3. 乙醇溶液4. 氢氧化钠(NaOH)溶液5. 过滤纸6. 玻璃棒步骤：1. 取一定量的氰化钠溶液，加入氯化铁(III)溶液中。
2. 搅拌溶液，观察颜色变化。
3. 加入乙醇溶液，继续搅拌。
4. 加入氢氧化钠溶液，观察颜色变化。
5. 过滤得到沉淀。
结果与讨论：实验过程中，我们观察到溶液由无色逐渐变为深蓝色，并最终生成了蓝色的沉淀。
这表明我们成功合成了铁氰化物配合物。
实验二：配合物的溶解性实验材料与方法：1. 合成的铁氰化物配合物2. 氯化铵(NH4Cl)溶液3. 硝酸银(AgNO3)溶液4. 玻璃棒步骤：1. 取一定量的铁氰化物配合物溶液。
2. 分别加入氯化铵溶液和硝酸银溶液。
3. 观察颜色变化和沉淀的生成情况。
结果与讨论：我们发现，加入氯化铵溶液后，配合物的颜色变浅，说明配合物发生了溶解。
而加入硝酸银溶液后，观察到白色沉淀的生成。
这表明铁氰化物配合物可以与氯化铵发生配位置换反应，但无法与硝酸银发生反应。
实验三：配合物的热稳定性实验材料与方法：1. 合成的铁氰化物配合物2. 火焰步骤：1. 将铁氰化物配合物放置在火焰上方。
2. 观察颜色变化和物质的行为。
结果与讨论：我们观察到，铁氰化物配合物在火焰下发生分解，产生橙色火焰。
这表明配合物在高温下不稳定，容易分解。
结论：通过本实验，我们成功合成了铁氰化物配合物，并探究了其性质。
我们发现铁氰化物配合物具有一定的溶解性和热稳定性。
这些实验结果对于进一步研究配合物的生成机制和性质具有重要的参考价值。
附录：实验中所用的化学品均需在实验室中按照安全操作规程进行操作。
配合物的性质的实验报告doc
配合物的性质的实验报告篇一：实验六配位化合物的生成及其性质山东大学西校区实验报告姓名危诚年级班级公共卫生1班实验六配位化合物的生成及其性质实验目的：了解配离子与简单离子的区别；比较配离子的相对稳定性，掌握配位平衡与沉淀、氧化还原反应和溶液酸度的关系；了解螯合物的形成。
实验原理：平衡原理；螯合物反应等。
实验器材：试管，离心试管，试管架，试管刷等。
实验药品：,实验过程：（一）配合物的生成和配合物的组成（1）取一支试管，加入1ml 0.1mol/L的变为深蓝色。
溶液，滴加2mol/L的溶液，溶液等配位化合物的反应；配位离子的稳定标准常数，。
取出1ml溶液于一支试管中，加入1ml无水乙醇，发现产生蓝色沉淀。
说明铜铵配合物在乙醇中溶解度较小。
（2）取一支试管，加4滴0.1mol/L的溶液，滴加0.1mol/L的溶液，观察到有红色沉淀生成。
再滴加过量的溶液，红色沉淀溶解。
;（3）取两支试管A、B，各加1ml 0.2mol/L的的溶液，在B试管中滴加0.1mol/L的;另取一支试管，加2ml的0.2mol/L的溶液，滴加6mol/L的溶液，在A试管中滴加0.1mol/L溶液。
A、B试管中都产生白色沉淀。
溶液，边加边震荡，待生成的沉淀完全溶解后，把溶液分在在两支试管C、D中。
在C试管中滴加0.1mol/L的溶液，在D试管中滴加0.1mol/L的溶液，C试管有白色沉淀生成，D管无明显现象。
；D管中镍离子以生反应。
（4）取一支试管，加10滴0.1mol/L的液变成血红色。
另取一支试管，10滴0.1mol/L的明显现象。
说明（二）配合物的稳定性的比较（1）取两支试管AB，各加4滴0.1mol/L的观察到有浅黄色的溶液和2滴0.1mol/L的，滴加0.1mol/L的L的发溶液，溶溶液，无溶液，溶沉淀生成。
在A试管中滴加0.1mol/L的液，边滴加边震荡，直至沉淀刚好溶解；在B试管中滴加相同体积的0.1mol/L的溶液，观察到沉淀溶解。
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。
配合物的制备
配合物的制备一、配合物的概念及意义配合物是由中心金属离子和周围的一些分子或离子组成的化合物。
它们具有独特的化学性质和生物活性，因此在药物、催化剂、材料等领域得到了广泛应用。
二、配合物的制备方法1. 直接合成法直接将金属离子和配体在适当条件下混合反应，生成配合物。
例如：FeCl3 + 6H2O + 3NH3 → [Fe(NH3)6]Cl3。
2. 水热法在高温高压水溶液中进行反应，利用水分子作为配体参与反应。
例如：CuSO4·5H2O + NH4NO3 + H2O → [Cu(H2O)6](NO3)2。
3. 溶剂热法在有机溶剂中进行反应，利用有机分子作为配体参与反应。
例如：Ni(NO3)2·6H2O + 4,4’-bipyridine + C2H5OH →[Ni(bpy)2](NO3)2。
4. 气相沉积法将金属源和有机源混合，在高温下进行气相沉积形成薄膜或纳米颗粒。
例如：Fe(CO)5 + CH3OH → Fe(CH3O)5。
三、配合物制备中需要注意的事项1. 配体选择选择合适的配体是制备高效、高产率配合物的关键。
一般来说，配体应具有较强的配位能力和较好的溶解性。
2. 反应条件控制反应条件包括反应温度、反应时间、反应物比例等，需要根据具体情况进行调整。
同时还需要注意反应过程中氧气和水分的影响，避免产生不必要的副产物。
3. 结晶与分离在制备过程中，需要通过结晶、沉淀或萃取等方法将目标产物从反应混合物中分离出来。
这一步骤需要掌握合适的技术，并注意对产物进行干燥和储存。
四、结语通过以上介绍，我们可以看出配合物制备是一个复杂而又精细的过程。
在实际操作中，需要掌握良好的化学基础知识和实验技能，并注重实验细节和安全操作。
只有这样才能保证得到高质量、高产率的目标产品。
配合物的生成性质及应用
配合物的生成性质及应用配合物是由中心金属离子与配体通过共价键或均带离子键相结合而形成的化合物，具有丰富的生成性质和广泛的应用。
以下将对配合物的生成性质及应用进行详细阐述。
首先，配合物的生成性质主要包括稳定性、配位数和配体特性。
稳定性是指配合物形成后其在溶液中的稳定性，受到中心金属离子的电子轨道和配体配位能力的影响。
中心金属离子的稳定化是通过与配体形成配位键来实现的，一般来说，金属离子的空轨道与配体的空轨道之间的重叠越好，配合物的稳定性越高。
配位数是指一个中心金属离子与配体之间的配位键数量，一般为2、4、6、8等。
配体特性包括配体电荷、大小和位阻等，决定了配位键的形成能力和空间排布。
其次，配合物的生成性质与配位反应密切相关。
配位反应是指在配体作用下中心金属离子与溶液中的配体结合形成配合物的过程。
常见的配位反应包括取代反应、交换反应和加成反应。
取代反应是指一个或多个配体被其他配体取代的反应，可以通过配体之间的竞争结合来实现。
交换反应是指在溶液中不同的配合物之间发生配体的交换，可以通过添加适当的配体或改变溶液条件来实现。
加成反应是指在原有配合物基础上，进一步添加新的配体的反应，可以实现对配合物结构和性质的调控。
配合物具有广泛的应用价值。
首先，配合物在催化反应中发挥着重要的作用。
例如，过渡金属配合物可以作为催化剂催化各种有机反应，如氯化铱配合物在气相氯化甲烷反应中具有很高的活性和选择性。
其次，配合物在生物医学领域中具有重要应用。
铂配合物是世界上最重要的抗肿瘤药物之一，如顺铂和卡铂广泛应用于肿瘤化疗中。
此外，铁配合物可以用作治疗贫血的补铁剂。
再次，配合物在材料科学中有广泛的应用。
过渡金属配合物可以作为气体传感器、液晶显示材料、光学功能材料等。
最后，配合物在环境保护中也具有潜在应用。
例如，一些金属配合物可以作为吸附剂去除废水中的重金属离子，对工业废水的处理和环境保护具有重要意义。
综上所述，配合物具有丰富的生成性质和广泛的应用。
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。
配位化合物的生成和性质
实验七 配位化合物的生成和性质一、配离子和简单离子性质比较：1、2+-2Hg + 2OH = HgO + H O ↓黄 2+-2-2-24Hg + 2I = HgI HgI + 2I = [HgI ]↓红色沉淀 无色溶液2、硫酸亚铁铵（FeSO 4）2-22223Fe + 2OH = Fe(OH)4Fe(OH)+ O + 2H O = 4Fe(OH)+↓↓白棕3、气室法测铵离子：+-432NH + OH = NH + H O pH ↑湿润试纸变蓝（碱性）二、配位平衡的移动：1、-34n3+--43+-3n [FeCl ][FeSCN]Fe 4Cl = [FeCl ] Fe + nSCN = [FeSCN] (n = 1-6) Fe K K K n n --+3-63+-3-6稳稳稳[FeF ]蓝绿色溶液血红色 + 6F = [FeF ] 无色< <2+2-43+-3nCo + 4SCN- = [Co(SCN )] Fe + nSCN = [FeSCN] (n = 1-6) n-蓝色血红色2、 3---63[FeF ] + 3OH = Fe(OH) + 6F 褐色沉淀3++4224243243243-+3+243224Fe + 3(NH )C O +3H O = (NH )[Fe(C O )]3H O + 3NH [Fe(C O )] + 6H = Fe + 3H C O 淡黄绿色棕黄这个方程式错了，在前面加上6个氰酸根，后面加上氰酸铁(一个铁6个氰酸根)带3歌负电荷，吧3价铁离子删掉，颜色为血红色。
3、 +--+332+3232-3-232323--2-23223Ag + Cl = AgCl AgCl +NH =Cl + Ag(NH )]Ag(NH )] + Br- = AgBr + 2NH AgBr +S O = [Ag(S O )] [Ag(S O )] + I = AgI + 2S O ↓↓↓白2 [[淡黄无色溶液黄4、3+-2+2Fe Fe + 2I = 2Fe + I 3+-3-6 + 6F = [FeF ] 无色2棕黑KI 浓度高时为棕黑色，浓度低时为紫红色2+3+-24--3-266I + 2Fe = 2Fe + 2I I + 2[Fe(CN)] = 2I + 2[Fe(CN)]⨯3+2+2+4+2Fe + Sn = 2Fe + Sn 三、配合物生成：3+-242+- 2-42242+2--22433442+2-442+2-+3442+- 2-344NH H O NH + OH 2Cu + 2OH + SO = [Cu (OH)]SO [Cu (OH)]SO + 8NH = 2[Cu(NH )] + SO + 2OH Ba + SO = BaSO [Cu(NH )] + S = CuS + 4NH [Cu(NH )] + 2OH + SO ⋅↓↓↓浅蓝深蓝溶液白黑224322424= [Cu (OH)]SO + 8NH [Cu (OH)]SO 2CuO + H SO ∆↓↑−−→ 黑四、螯合物生成： 1、2+- 22+-2334Ni + 2OH = Ni(OH) Ni(OH) + 4NH = [Ni(NH )]+ 2OH ↓浅绿蓝紫丁二酮肟镍 鲜红色沉淀2、 Fe(SCN)3-63- 血红 → [FeF 6]3- 无色 → [Fe(EDTA)]- 黄五、配合物的水合异构现象略。
配合物实验报告讨论(3篇)
第1篇一、实验背景配合物是一类特殊的化合物，由中心原子或离子与一定数目的配位体通过配位键结合而成。
它们在化学、生物、材料等领域具有广泛的应用。
本次实验旨在通过一系列的实验操作，了解配合物的生成条件、性质及其应用。
二、实验目的1. 掌握配合物的生成条件，包括配位体的选择、中心原子或离子的性质等。
2. 了解配合物的性质，如颜色、溶解度、氧化还原性等。
3. 探讨配合物的应用，如分析化学、生物催化、材料科学等。
三、实验方法1. 配合物的生成：选择合适的中心原子或离子和配位体，通过配位反应生成配合物。
2. 配合物的性质测试：通过观察配合物的颜色、溶解度、氧化还原性等性质，分析其结构。
3. 配合物的应用研究：探讨配合物在分析化学、生物催化、材料科学等领域的应用。
四、实验结果与讨论1. 配合物的生成：- 在实验中，我们选择了Cu2+离子作为中心原子，Cl-离子作为配位体，通过配位反应生成了[CuCl4]2-配合物。
- 实验结果显示，配合物呈蓝色，且在水中溶解度较大。
这表明配位键的形成使得Cu2+离子的氧化态降低，配位体Cl-离子的还原态提高，从而降低了配合物的氧化还原电位，使其更易溶于水。
2. 配合物的性质：- 通过观察配合物的颜色，我们可以初步判断其结构。
例如，[CuCl4]2-配合物呈蓝色，表明其中心原子Cu2+与配位体Cl-形成了配位键。
- 配合物的溶解度与配位键的强度有关。
实验结果显示，[CuCl4]2-配合物在水中的溶解度较大，说明配位键的强度较弱。
- 配合物的氧化还原性可以通过观察其与氧化剂或还原剂的反应来判断。
实验结果显示，[CuCl4]2-配合物与还原剂NaBH4反应，生成Cu单质，表明其具有一定的氧化性。
3. 配合物的应用：- 在分析化学领域，配合物可以用于测定溶液中金属离子的含量。
例如，[CuCl4]2-配合物可以用于测定溶液中Cu2+离子的含量。
- 在生物催化领域，配合物可以作为催化剂，加速化学反应。
《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。
配合物的形成和应用完整版课件
[解析] (1)电子排布为结构化学中的重点。特别是 24 号、 29 号等存在半满和全满状态的元素。Cu2＋应先写出 Cu 原子 的电子排布式，然后从外向内失去 2 个电子。
(2)对 O2－个数的计算，面上的按12算，顶点上按18算，棱 上按14算，体心按 1 个算，可得 O2－个数为：18×8＋12×2＋14×4 ＋1＝4(个)。
构体
()
(5)只要含有配位键的物质一定是配合物。
()
(6)配合物非常稳定，加入任何物质都不能破坏其结构 ( )
(7)配位化合物中只存在配位键
()
(8)[Cu(H2O)4]2＋中的Cu2＋提供空轨道，H2O中的O原子提
供孤对电子，两者结合形成配位键
()
答案：(1)√ (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)× (7)× (8)√
配合物组成特点 (1)配合物整体(包括内界和外界)应显电中性。 (2)一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。 (3)配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中 性分子，此时配合物只有内界没有外界。 (4)对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配 位键结合，一般很难电离；内外界之间以离子键结合，在水 溶液中较易电离。
电
离
。
如
[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2
＋
＋
SO
2－ 4
，
K3[Fe(SCN)6]===3K＋＋[Fe(SCN)6]3－。
(2)中心原子、配位体、配位数： 中心原子(或离子)——提供空轨道，接受孤电子对的原子 (或离子)。 配位体——指配合物中与中心原子结合的离子或分子。 配位数——直接与中心原子相连的配位原子个数。一般 为2、4、6、8，最常见为4、6。 配位数的计算方法：配位体不是同一种分子或离子时， 配位数要两者相加。如[Co(NH3)5Cl]Cl2这种配合物，其配位 体有两种：NH3、Cl－，配位数为5＋1＝6，再如 K[PtCl3(NH3)]，其配位数为3＋1＝4。
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。
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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 K
3[Fe(CN)
6
]加SCN－无血红色
Fe3+ + nSCN- = [Fe(NCS)
n
]3-n有血红色
结论：FeCl
3为离子型简单化合物，在水中可解离出大量的Fe3+，K
3
[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＋ (C
2O
4
)
2
2-→ [Fe(C
2
O
4
)
3
]3-＋SCN-
稳定性 [Fe(C
2O
4
)
3
]3->[Fe(NCS)n]3-n
（2）AgNO
3+ NaCl →AgCl ↓(白) + NH
3
H
2
O→ [Ag(NH
3
)
2
]+
[Ag(NH
3)
2
]++ KBr →AgBr↓(淡黄色),
再滴加Na
2S
2
O
3
溶液→沉淀溶解[Ag(S
2
O
3
)
2
]3-,滴加KI溶液→AgI↓
AgBr + 2S
2O
3
2-→[Ag(S
2
O
3
)
2
]3- + Br-; [Ag(S
2
O
3
)
2
]3- + I-→ AgI↓+ 2S
2
O
3
2-
比较：K
SP Ө: AgCl >AgBr >AgI; 稳定性: [Ag(S
2
O
3
)
2
]3-> [Ag(NH
3
)
2
]+
(3) I
2 + [Fe(CN)
6
]4- = I- + [Fe(CN)
6
]3-
EӨ (Fe3+/Fe2+) > EӨ (I
2/I-) > EӨ ([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
2CuSO
4 + 2NH
3
·H
2
O → Cu
2
(OH)
2
SO
4
↓＋(NH
4
)
2
SO
4
Cu
2(OH)
2
SO
4
↓＋8NH
3
·H
2
O→ [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
+ [Cu(NH
3
)
4
](OH)
2
+ 4H
2
O
(1) 利用酸碱反应破坏[Cu(NH
3)
4 ]2+
SO
42- + 2[Cu(NH
3
)
4
]2+ + 6H+ + 2H
2
O = Cu
2
(OH)
2
SO
4
↓ + 8NH
4
+
(2) 利用沉淀反应破坏[Cu(NH
3)
4
]2+
[Cu(NH
3)
4
]2+ + S2-→ CuS↓ + 4NH
3
(3) 利用氧化还原反应破坏[Cu(NH
3)
4 ]2+
[Cu(NH
3)
4
]2+ + Zn = [Zn(NH
3
)
4
]2+ + Cu
(4) 利用生成更稳定配合物（螯合物）的方法破坏[Cu(NH
3)
4 ]2+
[Cu(NH
3)
4
]2+ + edta4-→ [Cu(edta)]2- + 4NH
3
4. 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：Ni 2+ + NH 3 H 20 +二乙酰二肟 → 鲜红色沉淀
Ni 2+
CH 3C C NOH
CH 3
NOH +
CH 3C C NO
CH 3
NOH 2
Ni
+2
H +
(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 2
CH 2
N
CH 2COOH CH 2COOH
HOOCH 2C
HOOCH 2C
EDTA(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
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