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配位化合物 配合物的基本概念 配合物的配位鍵理論 配合物的穩定性 螯合物（內絡合物）

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一、配離子的離解平衡

將氨水加到硝酸銀溶液中，則有［Ag（NH3）2］+配離子生成，反應式為：

Ag⁺+2NH₃→［Ag(NH₃)₂］⁺

此反應稱為配合反應（也叫絡合反應）。

由于配離子是由中心離子和配位體以配價鍵結合起來的，因此，在水溶液中比較穩定。但也并不是完全不能離解成簡單離子，實質上和弱電解質類似，也有微弱的離解現象。

（一）配合物的穩定常數

配合物的穩定性，可以用生成配合物的平衡常數來表示，例如：

應用化學平衡原理，可得：

K穩值越大，表示形成配離子的傾向越大，此配合物越穩定。所以配離子的生成常數又稱為穩定常數（附錄八）。

（二）分布穩定常數

配合物在溶液中的生成與離解，與多元酸、堿相似，也是分級進行的，而且各級離解或生成常數也不一樣。例如，Cu2+與NH3逐步配合過程中的分步穩定常數（30℃）分別為：

K1，K2，K3，K4稱為逐級穩定常數。由上可見，配合物的逐級穩定常數隨著配位數的增加而下降。一般認為，隨著配位體數目增多，配位體之間的排斥作用加大，故其穩定性下降。

配合物的逐級穩定常數和穩定常數間有下述關系：

K= K1.K2.K3.K4…Kh

對［Cu（NH3）4］2+來說，其穩定性k 為：

K= K1.K2.K3.K4

K=（1.41×104）(3.17×103)(7.76×102)(1.39×102)=4.8×1012

(三)不穩定常數

在水溶液中，［Ag(NH.3)2］+是穩定的，不過像其他弱電解質一樣也有少數［Ag(NH.3)2］+發生離解，可用下式表示：

則平衡常數表達式為：

K不穩值愈大，表示配離子離解愈多，故稱K不穩為配離子的不穩定常數。

K穩和K不穩互成倒數：

二、配合平衡的移動

金屬離子Mn+和配位體A-生成配離子MA(n-x)+x，在水溶液中存在如下平衡：

根據平衡移動原理，改變Mn+或A-的濃度，會使上述平衡發生移動。若在上述溶液中加入某種試劑使Mn+生成難溶化合物，或者改變Mn+的氧化狀態，都會使平衡向左移動。若改變溶液的酸度使A-生成難離解的弱酸，也可使平衡向左移動。

配合平衡同樣是一種相對的平衡狀態，它同溶液的PH值、沉淀反應、氧化還原反應等都有密切的關系。

（一）與酸度的關系

根據酸堿質子理論，所有的配位體都可以看作是一種堿。因此，在增加溶液中的H+濃度時，由于配位體同H+結合成弱酸面使配合平衡向右移動，配離子平衡遭到破壞，這種現象稱為酸效應，例如：

配位體的堿性愈強，溶液的PH值愈小，配離子愈易被破壞。

金屬離子在水中，都會有不同程度的水解作用。溶液的PH值愈大，愈有利于水解的進行。例如：Fe3+在堿性介質中容易發生水解反應，溶液的堿性愈強，水解愈徹底（生成Fe（OH）3沉淀）。

因此，在堿性介質中，由于Fe3+水解成難溶的Fe（OH）3沉淀而使平衡向右移動，因而［FeF6］3-遭到破壞，這種現象稱為金屬離子的水解效應。

（二）與沉淀反應的關系

當向含有氯化銀沉淀的溶液中加入氨水時，沉淀即溶解。

當在上述溶液中加入溴化鈉溶液時，又有淡黃色的沉淀生成。

由于AgBr的溶解度比AgCL的溶解度小得多，因而Br-＝爭奪Ag+的能力比CL-的大，所以能產生AgBr沉淀而不能產生AgCL沉淀。沉淀劑與金屬離子生成沉淀的溶解度愈小，愈能使配離子破壞而生成沉淀。

（三）與氧化還原反應的關系

配合反應的發生可以改變金屬離子的氧化能力。例如：當PbO2（Pt+）與鹽酸反應時，其產物不是PbCL4，而是PbCL2和CL2。但是當它形成［PbCL6］2-配離子后，Pb就能保持它的+4氧化態。

配合反應影響氧化還原反應的方向。例如，Fe3+可以把I-氧化成I2：

在加入F-后，由于生成［FeF6］3-，減少了Fe3+的濃度，使平衡向左移動。

當我們考查配合反應對氧化還原反應的影響時，不僅要注意配離子的形成，而且還要注意配離子的穩定性。

配合物的配位鍵理論 | 螯合物（內絡合物）

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