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配位數(shù)
本詞條是多義詞，共2個(gè)義項(xiàng)
阿爾弗雷德·維爾納提出的概念
基本信息
| 中文名 | 配位數(shù) |
| 外文名 | coordination number |
| 大小 | 周期表中的周次 |
| 電荷 | 中心原子的電荷高，配位數(shù)就大 |
| 特征 | 中心離子 |
正文
O)
】和【ReH
】中配位數(shù)為9;在【Mo(CN)
】和【TaF
】中為8；在【ZrF
】和【NbF
】中為7；在【Ti(H
O)
】、【Co(NH
)
】中為6;在【CdCl
】和Fe(CO)
中為 5；在【BeCl
】、【Zn(CN)
中為4；在【HgI
】中為3；在【Ag(NH
)
】和【Au(CN)
】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。
配位數(shù)
】、【CdCl
】和【InCl
】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Pt的配位數(shù)為4,而4價(jià)鉑離子Pt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(duì)參與成鍵的雜化軌道的形成很重要，例如，Zn和Cu離子的5個(gè)3d軌道是全滿的，適合成鍵的是一個(gè)4s和3個(gè)4p軌道，經(jīng)sp雜化形成4個(gè)成鍵軌道，指向正四面體的四個(gè)角。因此，Zn和Cu與CN生成配位數(shù)為4的配離子【Zn(CN)
】和【Cu(CN)
】，并且是正四面體構(gòu)型(表2)。
配位數(shù)
】，而與F則生成配位數(shù)為 6的【FeF
】。這是因?yàn)?Fe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(duì)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B、Fe和Zr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、NH
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)。
O和NH
等具有小的相互排斥力的弱場(chǎng)配體，生成配位數(shù)為 6的【Ni(H
O)
】和【Ni(NH
)
】等八面體配離子；與Br和I等具有大的相互排斥力的弱場(chǎng)配體則趨向于生成配位數(shù)為4的【NiBr
】和【NiI
】等正四面體配離子；與CN等強(qiáng)場(chǎng)配體則生成配位數(shù)為4的【Ni(CN)
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