配位數(shù)
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配位數(shù)（coordination number）是中心離子的重要特征。直接同中心離子（或原子）配位的原子數(shù)目叫中心離子（或原子）的配位數(shù)。
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簡介
配位化學(xué)中，配位數(shù)指化合物中中心原子周圍的配位原子個(gè)數(shù)，此概念首先由阿爾弗雷德.維爾納在1893年提出。 配位數(shù)通常為2-8，也有高達(dá)10以上的，如鈾和釷的雙齒簇狀硝酸根離子U(NO3)6、Th(NO3)6，及最近研究的PbHe15離子，該離子中鉛的配位
數(shù)至少為15。
此概念也可延伸至任何化合物，也就是配位數(shù)等同于共價(jià)鍵鍵連數(shù)，例如，可以說甲烷中碳的配位數(shù)為4。這種說法通常不計(jì)π鍵。
晶體學(xué)中，配位數(shù)是晶格中與某一原子相距最近的原子個(gè)數(shù)。配位數(shù)與晶體結(jié)構(gòu)或晶胞類型有關(guān)，且決定原子堆積的緊密程度，體心立方晶系中原子配位數(shù)為8。最高的配位數(shù)(面心立方）為12，存在于六方緊密堆積和立方緊密堆積結(jié)構(gòu)中?！ ?/p>
正文
在配位化合物(簡稱配合物)中直接與中心原子連接的配體的
原子數(shù)目。通常,配位數(shù)可以從2到9。如在配合物【Nb(H2O)9】3+和【ReH9】2-中配位數(shù)為9;在【Mo(CN)8】4-和【TaF8】3-中為8；在【ZrF7】3-和【NbF7】2-中為7；在【Ti(H2O)6】3+、【Co(NH3)6】3+中為6;在【CdCl5】3-和Fe(CO)5中為 5；在【BeCl4】2-、【Zn(CN)4】2- 和Ni(CO)4中為4；在【HgI3】-中為3；在【Ag(NH3)2】+和【Au(CN)2】- 中為2。配位數(shù)為10或更高（11或12）的只在鑭系和錒系配合物中偶爾發(fā)現(xiàn)，是極少見的。
影響配位數(shù)的因素
影響配位數(shù)的因素如下：
中心原子的大小
中心原子的最高配位數(shù)決定于它在周期表中的周次。在周期表內(nèi),第1周期元素的最高配位數(shù)為2,第2周期元素的最高配位數(shù)為4,第3周期為6,以下為8、10。最高配位數(shù)是指在配合物中,中心原子周圍的最高配位原子數(shù),實(shí)際上一般可低于最高數(shù)（表1）。由表可見，在實(shí)際中第1周期元素原子的配位數(shù)為2，第2周期不超過4。除個(gè)別例外，第3、4周期不超過6，第5、6周期為8。最常見的配位數(shù)為4和6,其次為2、5、8。配位數(shù)為奇數(shù)的通常不如偶數(shù)的普遍。
中心原子的電荷
中心原子的電荷高，配位數(shù)就大。例如,等電子系列的中心原子Ag+、Cd2+和In3+與Cl-分別生成配位數(shù)為2、4和6的【AgCl2】-、【CdCl4】2-和【InCl6】3-配離子。同一元素不同氧化態(tài)的離子常具有不同的配位數(shù),例如,二價(jià)鉑離子Pt2+的配位數(shù)為4,而4價(jià)鉑離子
Pt4+為6。這是因?yàn)橹行碾x子的電荷愈高,就需要愈多的配體負(fù)電荷來中和。 中心原子的成鍵軌道性質(zhì)和電子構(gòu)型 從價(jià)鍵理論的觀點(diǎn)來說，中心原子成鍵軌道的性質(zhì)決定配位數(shù)，而中心原子的電子構(gòu)型對參與成鍵的雜化軌道的形成很重要,例如，Zn2+和Cu+離子的5個(gè)d軌道是全滿的,適合成鍵的是一個(gè)4s和3個(gè)p軌道,經(jīng)sp3雜化形成4個(gè)成鍵軌道，指向正四面體的四個(gè)角。
因此，Zn2+和Cu+與CN-生成配位數(shù)為4的配離子【Zn(CN)4】2-和【Cu(CN)4】3-，并且是正四面體構(gòu)型(表2)?！ ?/p>
配體的性質(zhì)
同一氧化態(tài)的金屬離子的配位數(shù)不是固定不變的,還取決于配體的性質(zhì)。例如，F(xiàn)e3+與Cl-生成配位數(shù)為 4的【FeCl4】-，而與F-則生成配位數(shù)為 6的【FeF6】3-。這是因?yàn)?Fe3+從每個(gè)體積較大而較易極化的Cl-接受的電荷要大于體積較小而較難極化的F-。配合物的中心原子與配體間鍵合的性質(zhì)，對決定配位數(shù)也很重要。在含F(xiàn)-的配合物中，中心原子與電負(fù)性很高的F-間的鍵合主要是離子鍵。如在B3+、Fe3+和Zr4+與F-的配合物中,隨著中心原子半徑的增加,配位數(shù)分別為4、6和7,主要受中心原子與配體的半徑比的限制(表3)。很多配合物的中心原子與配體(例如CN-、NO娛、SCN-、Br-、I-、NH3和CO等)間主要形成共價(jià)鍵，它們的配位數(shù)決定于中心原子成鍵軌道的性質(zhì)。
配位場理論認(rèn)為中心原子的內(nèi)層軌道受周圍配體的影響，也即關(guān)系到配位數(shù)。例如，Ni2+離子與H2O和NH3等具有小的相互排斥力的弱場配體，生成配位數(shù)為 6的【Ni(H2O)6】2+和【Ni(NH3)6】2+等八面體配離子;與Br-和I-等具有大的相互排斥力的弱場配體則趨向于生成配位數(shù)為4的【NiBr4】2-和【NiI4】2-等正四面體配離子；與CN-等強(qiáng)場配體則生成配位數(shù)為4的【Ni(CN)4】2-平面正方形配離子。
參考書目 戴安邦主編：《配位化學(xué)》（無機(jī)化學(xué)叢書），科學(xué)出版社，北京，1987?！ ?/p>
舉例介紹
中心離子（或原子）同單基配體結(jié)合的數(shù)目就是該中心離子（或原子）的配位數(shù)。例如[Cu(NH)]SO中Cu離子的配位數(shù)為4，[Co(NH)HO]Cl中Co離子的配位數(shù)為6。中心離子（或原子）同多基配體配合時(shí)，配位數(shù)等同于配位原子數(shù)目，例如[Cu(en)]中的乙二胺（en）是雙基配體，因此Cu離子的配位數(shù)為4。
中心離子的配位數(shù)一般是2、4、6，最常見的是4和6，配位數(shù)的多少取決于中心離子和配體的性質(zhì)──電荷、體積、電子層結(jié)構(gòu)以及配合物形成時(shí)的條件，特別是濃度和溫度。一般來講，中心離子的電荷越高越有利于形成配位數(shù)較高的配合物。如Ag，其特征配位數(shù)為2，如[Ag(NH)]；Cu，其特征配位數(shù)為4，例[Cu(NH)]；Co，其特征配位數(shù)為6，例[Co(NH)HO]。但配體電荷的增加對形成高配位數(shù)是不利的，因?yàn)樗黾恿伺潴w之間的斥力，使配位數(shù)減少。如[Co(HO)]同[CoCl]相比，前者的配體是中性分子，后者是帶負(fù)電荷的Cl離子，使Co的配位數(shù)由6降為4。因此，從電荷這一因素考慮，中心離子電荷的增高以及配位體電荷的減少有利于配位數(shù)的增加。
中心離子的半徑越大，在引力允許的條件下，其周圍可容納的配體越多，配位數(shù)也就越大。例如Al與F可形成[AlF]配離子，體積較小的B(Ⅲ)原子就只能生成[BF]配離子。但應(yīng)指出中心離子半徑的增大固然有利于形成高配位數(shù)的配合物，但若過大又會(huì)減弱它同配體的結(jié)合，有時(shí)反而降低了配位數(shù)。如Cd可形成[CdCl]配離子，比Cd大的Hg，卻只能形成[HgCl]配離子。顯然配位體的半徑較大，在中心離子周圍容納不下過多的配體，配位數(shù)就減少。如F可與Al形成[AlF]配離子，但半徑比F大的Cl、Br、I與Al只能形成[Al
X]配離子（X代表Cl、Br、I離子）。
溫度升高，常使配位數(shù)減小。這是因?yàn)闊嵴駝?dòng)加劇時(shí)，中心離子與配體間的配位鍵減弱的緣故。
而配位體濃度增大有利于形成高配位數(shù)的配合物。
綜上所述，影響配位數(shù)的因素是復(fù)雜的，是由多方面因素決定的，但對于某一中心離子在與不同的配體結(jié)合時(shí)，常具有一定的特征配位數(shù)。現(xiàn)將某些常見金屬離子的特征配位數(shù)列于表7-2中。
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