选修三_配位化合物
配位化合物理论简介-湖北省通山县第一中学高中化学选修三导学案
配位化合物理论简介【学习目标】1、认识配位键，知道简单配合物的基本组成和形成条件。
2、记住常见配位化合物，了解配合物的结构与性质之间的关系；认识配合物在生产生活和科学研究方面的重要应用。
【回顾旧知】1.孤电子对：分子或离子中, 的电子对。
2.共价键：。
【新知预习】共价键里还有一类特殊的叫配位键，与一般共价键的形成过程不同。
四、配合物理论简介一、配位键：一种特殊的共价键1、概念：成键的两个原子一方提供，一方提供而形成的共价键。
以NH4+的形成为例说明配位键的形成：NH3分子的电子式中，N原子上有一对孤电子对，而H+的核外没有电子，1s是空轨道。
因此当NH3分子与H+靠近时，NH3分子中N原子上的进入H+的，与H+共用。
H+与N原子间的共用电子由N原子单方面提供，不同于一般的共价键，是一种特殊的共价键，叫配位键。
2、形成条件：其中一个原子提供。
另一原子提供空轨道。
可用电子式表示NH4+的形成过程： + H+为了区别普通共价键与配位键，可用“→”表示配位键，箭头指向接受电子（提供空轨道）的原子，因此的结构式可表示为：从形成过程看，尽管一个N－H键与其它的三个不同，但形成NH4+后，这四个共价键的、、三个参数是完全相同的，表现的化学性质也完全相同，所以NH4+空间结构为，与CH4、CCl4相似。
〖自学检测〗1．分析H3O+中的配位键成键情况（用电子式表示H3O+的形成过程）2．气态氯化铝（Al2Cl6）中具有配位键，分解原子间的共价键关系如图所示，将图中的配位键标上箭头。
二、配合物理论简介离子（或原子）与某些分子或离子以结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物，又叫络合物。
目前已知配合物的品种超过数百万，是一个庞大的化合物家族。
1、有关配合物（配位化合物）的几个概念如：[ Cu (NH3) 4 ] SO4名称：硫酸四氨合铜（Ⅱ）中心原子配体配位数内界外界理解要点：①配合物中的配体，提供孤电子对，可为中性分子或阴离子。
14高二化学选修三-配位数的判断
一般来说, 在配合物中, 中心原子( 或离子) 配位数偶数居多,如 2 ,4 ,6 ,8 ,其中最常见的为 4 和 6 。
中心原子( 或离子) 配位数的大小取决于中心离子和配体的如下性质:一、配位体相同,中心离子不同时的情况1. 中心离子的电荷数越高, 配位数越大。
可以按配位数等于中心离子电荷数的二倍来计算一般配合物的配位数。
2. 相同电荷的中心离子的半径越大, 其周围可容纳的配体就越多, 配位数就越大。
如Al3+和F-可以形成配位数为 6 的[ AlF 6 ]3 -, 而半径小的B3 +就只能形成配位数为4 的[BF 4 ]-。
二、中心离子相同,配位体不同时的情况1. 对于同一种中心离子来说,配位数随着配体半径的增加而减少。
如半径较大的Cl-和Al3 +配合时,只能形成配位数为 4 的[ AlCl4]-,而Al3 +和F-可以形成配位数为6的[ AlF 6 ]3 -。
2. 对于同一种中心离子来说, 配位数随着配体电荷数的增加而减小,如NH 3 和Zn2 +可以形成配位数为 6 的[ Zn (NH 3)6]2 +, 而CN-只能与Zn2 +形成配位数为4 的[ Zn ( CN)4 ]2-。
三、中心原子的核外电子排布情况1. 对于电子构型为d0、d5、d10的中心离子, 当配体体积较大时, 多数形成配位数为4 的配合物,例如[ FeCl4 ]-、[ HgI 4 ]2 -、[MnO 4 ]-等。
2. 对于d8电子构型的中心离子,在强场配位体中,易形成配位数为 4 的配合物,而在其它弱场配体的作用下, 可形成配位数为 6 的配合物, 如Ni2 +与CN-形成配位数为4 的[ Ni ( CN)4 ]2 -, 与NH 3形成配位数为6 的[ Ni (NH 3)6 ]2 +。
3. 电子构型为d6和d3的中心离子多形成配位数为 6 的配合物, 如[ Co ( CN )6 ]3 -和[ Cr(NH 3)6 ]3 +。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
人教版高中化学选修三第二章分子结构与性质(章末复习教案1)
分子结构与性质错误!1.(1)分类 共价键电子云的重叠方式σ键(头碰头、轴对称)sp σ键ss σ键pp σ键π键(肩并肩、镜面对称)ppπ键共用电子对是否偏移极性键(X —Y)非极性键(X —X)共用电子对的数目双键单键三键――→一方提供电子对一方提供空轨道配位键(特殊共价键) (2)存在错误!)(3)键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定。
键长――→决定 分子的稳定性――→决定 分子的 性质键能――→决定 分子的空间构型键角 2．等电子原理(1)概念：原子总数相同，价电子数也相同的分子具有相似的化学键特性，它们的许多性质是相近的。
(2)常见的等电子体类型实例二原子10个价电子N2CO NO＋CN－三原子16个价电子CO2CS2N2O NCO－NO＋2N－3SCN－BeCl2(g)三原子18个价电子NO－2O3SO2(1)组成：一般包括配离子和其他离子(2)配离子的组成：中心原子或离子＋配体及配位数如：说明：配离子一般为难电离的离子，在离子方程式书写时不能拆开。
(2013·广元高二质检)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。
已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子(外围电子)排布m s n m p n；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：(1)R形成的单质分子式为________，含________个σ键________个π键。
(2)H2X2分子中含的键有________(填“极性键”、“非极性键”或“极性键和非极性键”)。
(3)Z离子与R的气态氢化物形成的配离子，其结构式为________，配位数是________，配体是________。
(4)Q、R、X、Y的气态氢化物的热稳定性大小顺序为_______________________________(填分子式)。
高中化学 专题4 分子空间结构与物质性质 4.2 配合物是如何形成的学案 苏教版选修3
4.2 协作物是如何形成的生活链接1.血红蛋白中的配位键在血液中氧气的输送是由血红蛋白来完成的。
载氧前，血红蛋白中Fe2+与卟啉中的四个氮原子和蛋白质链上咪唑环的氮原子通过配位链相连，此时，Fe2+的半径大，不能嵌入卟啉环平面，而位于其上方约0.08 nm处。
载氧后，氧分子通过配位键与Fe2+连接，使Fe2+半径缩小而滑入卟啉环中。
由于一氧化碳也能通过配位键与血红蛋白中的Fe2+结合，并且结合力量比氧气与Fe2+的结合力量强得多，从而导致血红蛋白失去载氧力量，所以一氧化碳能导致人体因缺氧而中毒。
2.药物中的协作物美国化学家罗森伯格等人于1969年发觉了第一种具有抗癌活性的金属协作物——顺铂（顺式二氯二氨合铂），它是一种有效的广谱抗癌药物，它对人体的泌尿系统、生殖系统的恶性肿瘤以及甲状腺癌、食道癌等均有显著的治疗效果，但它对肾脏产生的明显损害以及动物试验表明的致畸作用使它难以推广。
20世纪80年月消灭的其次代铂类抗癌药物，如碳铂等已用于临床。
疏导引导学问点1：人类对协作物结构的生疏1.协作物的定义协作物是由可以给出孤对电子的离子或分子（称为配体）和接受孤对电子的原子或离子（统称中心原子）以配位键结合所形成的化合物。
当将过量的氨水加到硫酸铜溶液中，溶液渐渐变为深蓝色，用酒精处理后，还可以得到深蓝色的晶体，经分析证明为［Cu(NH3)4］SO4。
CuSO4+4NH3====［Cu(NH3)4］SO4将纯的［Cu(NH3)4］SO4溶于水中，除了水合的-24SO离子和深蓝色的［Cu(NH3)4］2+离子外，几乎检查不出Cu2+和NH3分子的存在。
［Cu(NH3)4］2+的结构示意图争辩表明，在［Cu(NH3)4］2+中，Cu2+位于［Cu(NH3)4］2+的中心，4个NH3分子位于Cu2+的四周。
2.协作物的组成配位化合物［Zn(NH3)4］SO4中，Zn2+空的4s轨道和4p轨道杂化得到4个sp3杂化轨道，NH3分子中N原子有一孤电子对，在形成此协作物时，N原子上的孤电子对进入Zn2+空的sp3杂化轨道形成4个配位键。
新课标高中化学选修3第二节杂化轨道理论配合物理论
第2课时杂化轨道理论配合物理论学业要求素养对接1.能运用杂化轨道理论解释和预测简单分子的立体构型。
2.知道配位键的特点，认识简单的配位化合物的成键特征，了解配位化合物的存在与应用。
微观探析：运用杂化轨道理论、配合物理论。
模型认知：根据杂化轨道理论确定简单分子的立体构型、根据配合物理论模型解释配合物的某些典型性质。
[知识梳理]一、杂化轨道理论简介1.用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。
四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H键是等同的。
可表示为C原子的杂化轨道2.杂化轨道的类型与分子立体构型的关系杂化类型sp sp2sp3参与杂化的原子轨道及数目n s 1 1 1 n p 1 2 3杂化轨道数目 2 3 4 杂化轨道间的夹角180°120°109°28′杂化轨道示意图立体构型直线形平面三角形正四面体形实例BeCl2、CO2、CS2BCl3、BF3、BBr3CF4、SiCl4、SiH4【自主思考】1.用杂化轨道理论分析CH4的杂化类型和呈正四面体形的原因？提示在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道与三个2p轨道混杂，形成4个能量相等的sp3杂化轨道，分别与四个氢原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，4个σ键之间作用力相等，键角相等形成正四面体形。
二、配合物理论简介1.配位键(1)概念：共用电子对由一个原子单方面提供而跟另一个原子共用的共价键，即“电子对给予-接受键”，是一类特殊的共价键。
(2)实例：在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤电子对给予铜离子，铜离子接受水分子的孤电子对形成的。
(3)表示：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫做配体；B是接受电子对的原子。
例如：①NH＋4中的配位键表示为。
都安二高化学选修三知识点常考点总结(学生版)
1 物质熔、沸点高低的比较规律一、比较判断晶体熔、沸点的高低时，首先分析物质所属的晶体类型，其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素。
1．不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体(除少数外)>分子晶体。
金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯、镓等。
2．同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔、沸点高，反之则低。
(1)离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔、沸点就越高。
例如：NaCl>CsCl；MgO>MgCl2。
(2)分子晶体：①组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，范德华力越大，则熔、沸点越高。
如I2>Br2>Cl2>F2。
②相对分子质量相等，组成和结构不相似的物质，分子的极性越大，熔、沸点越高。
如CO>N2。
③同分异构体之间一般支链越多，熔、沸点越低。
如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。
④若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体大，故熔、沸点较高。
如沸点：HF>HI>HBr>HCl。
(3)原子晶体：一般半径越小，共价键键长越短，键能越大，则熔、沸点越高。
例如：金刚石>二氧化硅>碳化硅>晶体硅。
(4)金属晶体：金属的价层电子数越多，原子半径越小，则金属键越强，熔、沸点越高。
例如：Al>Mg>Na。
二、例题1.比较SiO2、CsCl、SiCl4、SiBr4的熔沸点高低，说明原因。
2.比较二氧化硅和二氧化碳的熔沸点，说明原因。
3.比较NaCl和MgO的熔沸点高低，说明原因。
4.比较CuO和CuS的熔沸点大小，说明原因。
5. 比较CaO和MgO的熔沸点高低，说明原因。
6.比较NaCl和CsCl的熔沸点高低，说明原因。
7.比较CuSO4和Cu(NO3)2的熔点高低，说明原因8. 比较GeCl4、GeBr4、GeI4的熔沸点高低，说明原因。
高中化学选修三判断配合物的配位数技巧与注意事项
高中化学选修三判断配合物的配位数技巧与注意事项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(NH 3 ) 2 ]NO 3 、[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 、[Cu(H 2 O) 4 ] 2+ 、[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ 、K 3 [Fe(SCN) 6 ]、[FeF 6 ] 3- 、Ni(CO) 4 、Fe(CO) 5 、[Co(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 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(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 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[BF 4 ] - 、[B(OH) 4 ] - 、[AlCl 4 ] - 、[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Al 2 Cl 6 (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(NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 )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。
高中化学选修三方程式归纳
高中化学选修三方程式归纳（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
3、电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
人教版化学选修三分子的立体构型(荐)2
4.判断以下常见分子的中心原子的杂化轨道类型（用
序号填空）
①[NH4]+ ②CH2O ③NH3 ④SO2 ⑤BeCl2
⑥H2O ⑦CO2
sp3 杂化的是 1、3、6
(2)中心原子上有孤电子对的分子的立体构型 对于中心原子上有孤电子对(未用于形成共价键的电 子对)的分子，中心原子上的孤电子对也要占据中心原子 周围的空间，并互相排斥使分子呈现不同的立体构型。 见下表。
化学式
路易斯 结构式
含孤电子对的 VSEPR模型
分子或离 子的立体
构型
分子或离 子的立体 构型名称
D.以上说法都不正确
2.用价层电子对互斥模型判断SO3的分子构型 ＿＿D
A、正四面体形
B、V形
C、三角锥形
D、平面三角形
课堂练习：
1、多原子分子的立体结构有多种，三原子分子的立体结构有＿＿
＿直线 形和 V 形，大多数四原子分子采取 平面三角 形和 ＿
＿三＿角锥 形两种立体结构，五原子分子的立体结构中最常见的是 正四面体 形。
(4)分子构型与杂化类型的关系
①sp杂化
sp 型杂化轨道是由一个 s 轨道和一个 p 轨 道组合而成的，每个 sp 杂化轨道含有12s 和12p 的成分，杂化轨道间的夹角为 180°，呈 直线形 。 如：BeCl2 分子。
②sp2 杂化 sp2 杂化轨道是由一个 s 轨道和两 个p轨 道组合而成的，每个 sp2 杂化轨道都
三、杂化轨道理论简介
1．杂化轨道理论
(1)杂化的概念
在形成分子时，由于原子的相互影响，若干能量相近
的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道的过程。
(2)杂化轨道
原子
轨道重新组合
选修三配位化合物
• 物质溶解过程的热效应是由这两个过 程的吸收和放出热量的相对多少决定 的。
思考与交流1
为什么CuSO4 •5H2O晶体是 蓝色而无水CuSO4是白色？
实验探究[2—1]
向盛有固体样品的试管中，分别加1/3试管水溶解固体，观察实验现象并填写下表
AgCl沉淀。此氯化铬最可能是
A．[Cr(H2O)6]Cl3
B．[Cr(H2O)5Cl]Cl2
C．[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O
D
．[Cr(H2O)3Cl3]·3H2O
9、已知[Co(NH3)6]3＋呈正八面体结构：各
NH3分子间距相等，Co3＋位于正八面的中心。
若其中二个NH3分子被Cl－取代，所形成的
选修三配位化合物
复习回顾
• 思考：
• 1、固体物质的溶解过程是怎样的？ • 以氯化钠的溶解为例分析 • 2、如何理解物质溶解过程的热效应？ • 3、完成方程式并说明现象，硫酸铜晶体受
热分解 • 4、在溶液中哪些常见离子是有颜色的？
• 物质的溶解过程:
• 一是固体物质在水分子的作用下电离 成离子的过程，该过程是吸收热量。
D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成 对电子。
6、配合物K3[Fe(CN)6]中，中心离子的化合 价是
A．＋3
B．－3
C．
＋6
D．－6
7、配合物[Zn(NH3)4]Cl2的中心离子的配位数 是
A．2
B．3
C．
4
D．5
8、0.01 mol氯化铬（CrCl3·6H2O）在水溶 液中用过量硝酸银溶液处理，产生0.02 mol
鲁科版高中化学选修三 2.3.2 配位键 金属键
配位键 金属键
配位键 金属键
植物中的叶绿素、血液中的 血红素、维生素B12、人体 各种酶、化工生产、污水处 理、汽车尾气处理、模拟生 物固氮都跟配合物有关。
配位化学的奠基人—— 维尔纳 (1866—1919) 瑞士无机化学家，因创 立配位化学而获得1913 年诺贝尔化学奖。
科普导学 第2 页
配位体：H2O、NH3、F-、CN-、CO
配位键 金属键
探究二、配合物的结构 1、中心原子： 多为过渡金属阳离子 也有中性原子 极少数阴离子 Ni(CO)5、Fe(CO)5
探究导学 第 12 页
中心原子Ni和Fe都是中性原子
2、配位体：
多为阴离子 如X-、OH-、SCN-、CN-、C2O42-、PO43-等 也有中性分子 如H2O、NH3、CO、醇、胺、醚等
探究导学 第 11 页
探究二、配合物的结构性质与应用 12H2O]与 [Cu(NH3)4]SO4两者的电离，在Fe3+、 交流 比较 [KAl(SO4)2· 讨论 Cu2+、Zn2+、Ag+、H O、NH 、F-、CN-、CO中，哪些可以作
2 3
为中心原子？哪些可以作为配位体？
提供孤对电子对的
接受孤对 KAl(SO4)2· 12H2O= K++Al3++2SO42-+12H2O 电子对的 [Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2++SO42中心原子：Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+
戴安邦(1901-1999) 中国 无机化学家和教育家， 中国最早进行配位化学 研究的学者之一。
叶绿素
血红素
高中化学选修3知识点图示大全
高中化学选修3知识点图示大全第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律（1）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（2）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（3）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为二.原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
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或把金属离子（或原子）与某些分子或离子 （称为配体）以配位键结合形成的复杂的化合物。 配合物种类已超过数百万； 配位键的强度有大有小，因而有的配合物 很稳定，有的不稳定； 许多过渡元素金属离子对多种配体具有很 强的结合力，因而过渡金属配合物远比主族金 属的配合物多
3.配合物的组成 内界
配离子
外界
[Cu(NH3)4] SO4
NH3
[H N
3
Cu NH3
NH3
]
2+
[Cu(NH3)4]2+离子
实验2-3
在盛有氯化铁溶液（或任何含 有的Fe3+溶液）的试管中滴加 硫氰化钾（KSCN）溶液
现象：生成血红色溶液
原因：生成[Fe(SCN)n]3-n (n=1～6) 作用：检验或鉴定Fe3+，用于电影特技和 魔术表演
现象：溶液变成血红色
A:[Co(NH3) 4Cl2] Cl
B:[Co(NH3) 3Cl3] C:[Co(NH3) 6] Cl3 D:[Co(NH3) 5Cl] Cl2
3、人体内血红蛋白是Fe2+卟林配合物， Fe2+与O2结合形成配合物，而CO与血红蛋白 中的Fe2+也能生成配合物，根据生活常识， 比较说明其配合物的稳定性。若发生CO使人 中毒事故，首先该如何处理？还有哪种氧化 物也可与血红蛋白中的Fe2+结合？ 血红蛋白CO形成的配合物更稳定 发生CO中毒事故，应首先将病人移至通风处， 必要时送医院抢救。 NO中毒原理同CO
配位化合物
复习回顾
• 思考：
• • • • 1、固体物质的溶解过程是怎样的？ 以氯化钠的溶解为例分析 2、如何理解物质溶解过程的热效应？ 3、完成方程式并说明现象，硫酸铜晶体受 热分解 • 4、在溶液中哪些常见离子是有颜色的？
• 物质的溶解过程: • 一是固体物质在水分子的作用下电离 成离子的过程，该过程是吸收热量。 • 二是电离成的离子水合的过程，即形 成水合离子的过程，该过程是放出热 量。 • 物质溶解过程的热效应是由这两个过 程的吸收和放出热量的相对多少决定 的。
9、已知[Co(NH3)6]3＋呈正八面体结构：各 NH3分子间距相等，Co3＋位于正八面的中心。 若其中二个NH3分子被Cl－取代，所形成的 [Co(NH3)4Cl2]＋的同分异构体的种数有 A．2种 B．3种 C．4种 D．5种
10、若将NH3看成是一个整体，[Ag(NH3)2] ＋的构型为直线型，中心原子Ag＋的杂化轨 道类型是 A．sp B．Sp2 C．sp3 D．dsp3
(2) H2[PtCl6] (4) NH4[SbCl6]
6 三氯化一水五氨合钴（Ⅲ） 6 六氯合铂（Ⅳ）酸 4 二氯二氨合铂（Ⅱ） 6 六氯合锑（Ⅴ）酸铵 6 六氰合铁(Ⅲ)酸亚铁
6. 配合物的应用
叶绿素—含镁的化合物 血红蛋白——含亚铁的配合物 a 在生命体中的应用 酶 含锌的配合物 含锌酶有80多种 维生素B12 钴配合物 b 在医药中的应用 抗癌药物二代铂类抗癌药
无色离子： Na+ Cl- K + SO42 – Br - K + 什么离子呈天蓝色：
[Cu(H2O)4]2+
思考与交流2
Cu2+与H2O是如何结合的呢？
[Cu(H2O)4]2+
平面正方形结构
四、配合物理论简介
1. 配位键 （1）概念：提供孤电子对的原子与接受孤电 子对的原子之间形成的共价键， （2）形成条件：一方提供孤对电子，一方 提供空轨道 注意： ①配位键是一种特殊的共价键,与共价键性质完全相同 ②配位键同样具有饱和性和方向性 ③H3O+、NH4+中含有配位键
实验2-2
现
象
向硫酸铜水溶 液中加入氨水 继续加入氨水 加入乙醇
蓝色沉淀
深蓝色的透明溶液
深蓝色的晶体
产生现象的原因： Cu2++2NH3· H2O==Cu(OH)2↓+2NH4+ Cu(OH)2+4NH3==[Cu(NH3)4]2++2OH-
深蓝色的晶体: [Cu(NH3)4] SO4· H 2O
课堂反馈
讨论在NH3· BF3中，何种元素的原子提供孤对 电子，何种元素的原子接受孤对电子?写出 NH3· BF3的结构式 NH3中N原子提供孤对电子 BF3中的B原子提供空轨道接受孤对电子 H F
H N B H F F
2. 配位化合物（配合物）
（1）概念：由提供孤对电子对的配体与接受孤对 电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。
例：写出下列配合物（或配离子）的中心离子（或中 心原子）、配位体和配位数，并写出名称
(1) [Co(NH3)5H2O]Cl3 (3) [Pt(NH3)2Cl2] (5) Fe3[Fe(CN)6]2
(1) Co3+ (2) Pt4+ (3) Pt2+ (4)Sb5+ (5)Fe3+ NH3、H2O Cl Cl、 NH3 Cl CN-
[Zn(NH 配位体数（即配位体右下角的数字） ——配位体名 ， 3)2]SO4内界名称为： 称 ——“合”字或“络”字 ——中心离子的名称— K3 [Fe(CN) ] 内界名称为 6 —中心离子的化合价。 ， 二氨合锌离子 [Zn(NH3)4]Cl2 命名为 六氰合铁离子 ， 二氯化四氨合锌(Ⅱ) K3[Fe(CN)6]命名为 六氰合铁(Ⅲ)酸钾 ， 硫酸四氨合铜(Ⅱ) [Cu(NH3)4]SO4命名为 氢氧化二氨合银（Ⅰ） ，
③配位数：直接同中心原子（或离子）配位的原子（离 子或分子）总的数目。一般中心原子（或离子）的配位 数为2、4、6、8。在计算中心离子的配位数时，一般 是先在配离子中找出中心离子和配位体，接着找出配位 原子数目。如： [Co(NH3)4Cl2]Cl配位数是6。
CuSO4· 5H2O 是配合物
向硫酸铜水溶液中 加入氨水
中心原子 配位体 配位数 相关说明： ①中心原子：也称配位体的形成体，一般是带 正电荷的阳离子，主要是过渡金属的阳离子， 但也有中性原子。如：Ni(CO)5、Fe(CO)5中的 Ni和Fe都是中性原子
②配位体：配位体可以是阴离子，如X-、OH-、SCN-、 CN-、C2O42-、PO43-等；也可以是中性分子，如H2O、 NH3、CO、醇、胺、醚等。配位体中直接同中心原子 配合的原子叫做配位原子。配位原子是必须含有孤对电 子的原子，如NH3中的N原子，H2O分子中的O原子，配 位原子常是VA、VIA、VIIA主族元素的原子。
③配合物具有一定的稳定性，配合物中配位键 越强，配合物越稳定。 ④配离子在改变条件时可能被破坏。（如加强 热、形成溶解度很小的沉淀、加入氧化剂和还 原剂、加入酸或碱）
另外：配合物的盐与复盐、混盐的比较
复盐： 能电离出两种或两种以上阳离子的盐如明矾 KAl(SO4)2· 12H2O、光卤石 KCl · MgCl2·6H2O等，仅在固态时稳定存在，一旦溶于水，几乎全部解离成各组分离 子： KAl(SO4)2· 12H2O (溶于水) → K+ +Al3++ 2SO42- +12 H2O KCl ·MgCl2 ·6H2O (溶于水) → K+ +Mg2+ + 3Cl- + 6H2O
4、下列分子或离子中都存在着配位 键的是 ( B ) A．NH3、H2O
B．NH4 + 、H3O+ C．N2、HClO
D． [Cu(NH3) 4]2+ 、PCI3
5、下列各种说法中错误的是
D
A、形成配位键的条件是一方有空轨道一方有 孤对电子。
B、配位键是一种特殊的共价键。 C、配位化合物中的配体可以是分子也可以是 阴离子。 D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成 对电子。
CO CN CO2 微粒
可以作为中心离子的是 Fe2+ Cu2+ Zn2+ Ag+ 可以作为配体的是 H2O NH3 Cl CN CO 常见的中心离子 过渡金属原子或离子 常见的配位体 H2O NH3 X- CO CN SCN-
配位数
通常是中心离子化合价的二倍
例题：下列不属于配合物的是 A.[Cu(H2O)4]SO4· H 2O C.Na2CO3· 10H2O E.NH4Cl
为什么CuSO4 •5H2O晶体是
思考与交流1
蓝色而无水CuSO4是白色？
实验探究[2—1]
向盛有固体样品的试管中，分别加1/3试管水溶解固体，观察实验现象并填写下表
固体
溶液颜色
CuSO4
CuCl2•2H2O
CuBr2
NaCl
K2SO4
KBr
白色
绿色
深褐色 白色 白色 白色
天蓝色 天蓝色
天蓝色 无色 无色 无色
混盐：是指一种金属离子与多种酸根离子所构成的盐。 如氯化硝酸钙[Ca(NO3)Cl]，溶于水的部分，也几乎完全电离。
配合物盐：是在配合物的溶液或晶体中，十分明确地存在 着含有配位键的、能独立存在的复杂组成的离子：
[Cu(NH3)4]SO4· H2O → [Cu(NH3)4]2+ + SO42- + H2O
c 配合物与生物固氮 固氮酶
H[AuCl4] 王水溶金 照相技术的定影 电解氧化铝的助熔剂 d 在生产生活中的应用 Na3[AlF6]
热水瓶胆镀银
叶绿素中心离子：
Mg 2+ 血红素中心离子： 亚铁离子
维生素B12中心离子：
钴离子
卟啉配合物叶绿素的结构
课堂反馈
有Fe2+ Cu2+
CH4 Cl
Zn2+ Ag+ H2O NH3
盐的种类很多，有正盐、酸式盐、碱式盐、复盐、配 合物盐、混盐等等。其中的混盐是由一种金属阳离子 （包括NH4+）和两种酸根阴离子所组成的化合物。则 下列物质属于混盐的是 A KAl(SO4)2•12H2O B CaOCl2 C NaHSO4 D Mg 2(OH)2CO3