高中化學競賽(精華版)課件

《無機化學》精編版化學鍵與分子結構《無機化學》精編版化學鍵與分子結構路易斯結構式1、按原子的鍵合關系寫出元素符號并將相鄰原子用單鍵連接。在大多數(shù)情況下,原子間的鍵合關系是已知的,例如,NO2中的鍵合關系不是N—O—O,而是O—N—O。2、將各原子的價電子數(shù)相加,算出可供利用的價電子總數(shù)。如果被表達的物種帶有電荷,則價電子總數(shù)應減去正、負電荷數(shù)?！惧e，減正加負】3.扣除與共價單鍵相應的電子數(shù)(單鍵數(shù)×2)后，將剩余的價電子分配給每個原子,使其占有適當數(shù)目的非鍵合電子。4.如果剩余的電子不夠安排，可將一些單鍵改為雙鍵或叁鍵。路易斯結構式1、按原子的鍵合關系寫出元素符號并將相鄰原子用單

寫出氯酸根離子的路易斯結構式。

Cl原子的電負性小于O原子，意味著不存在O－O之間的鍵合.合理的排布應該如下所示：

離子中價電子總數(shù)等于26，扣除3個單鍵的6個電子，余下的20個電子以孤對方式分配給四個原子,使它們均滿足八隅律的要求。寫出氯酸根離子的路易斯結構式。寫出NO+離子的路易斯結構式。

NO+離子只可能有一種排布方式，見下圖最左邊一個：

NO+離子中價電子總數(shù)等于10，扣除1個單鍵的2個電子，余下的8個電子無論按上圖中第二個那樣以孤對方式分配給兩個原子，還是按上圖中第三或第四個那樣將N－O單鍵改為雙鍵，都不能使兩個原子同時滿足八隅律的要求。這一要求只有將單鍵改為叁鍵才能滿足。NONO++NO+NO+NO寫出NO+離子的路易斯結構式。NO+離子只可能有一

各原子共提供3+4×7=31個價電子；離子的一價負電荷表明還應加一個電子。因此必須在5個原子周圍畫上16對電子的32個圓點。負電荷屬于整個離子而不是個別原子！寫出BF4-離子的Lewis

結構。FBFFFFBFFF各原子共提供3+4×7=31個價電子；離子的什么叫超價化合物？

化學上將σ成鍵作用中涉及價電子數(shù)目超過價軌道數(shù)的化合物叫超價化合物。

例如，SF6是一個超價分子,參與成鍵的價電子數(shù)為12,而參與成鍵的價軌道數(shù)僅為10(S原子的1條3s軌道和3條3p軌道，以及6個F原子各自的1條2p軌道)。PCl5也是個超價分子,價電子數(shù)(10)大于價軌道數(shù)(9)?！荆俊渴裁唇谐瑑r化合物？化學上將σ成鍵作用中涉及價電子數(shù)能級（電子亞層）如果用更加精細的光譜儀觀察氫原子光譜，就會發(fā)現(xiàn)，原來的整條譜線又有裂分，這意味著量子化的兩電子層之間存在著更為精細的“層次”，這被稱為“能級”，每一電子層都由一個或多個能級組成，同一能級的能量相同。描述能級的量子數(shù)稱為角量子數(shù)（angularquantumnumber）用“l(fā)”表示。對于每一個電子層對應的主量子數(shù)n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是說，總共有n個能級，因為第一電子層K的n=1，所以它只有一個能級，而n=2的L層就有兩個能級，表現(xiàn)在光譜上就是兩條非常相近的譜線。從第一到第七周期的所有元素中，人們共發(fā)現(xiàn)4個能級，分別命名為s，p，d，f。從理論上說，在第八周期將會出現(xiàn)第五個能級。軌道在外部磁場存在的情況下，許多原子譜線還是發(fā)生了更細的分裂，這個現(xiàn)象被叫做塞曼效應（因電場而產(chǎn)生的裂分被稱為斯塔克效應），這種分裂在無磁場和電場時不存在，說明，電子在同一能級雖然能量相同，但運動方向不同，因而會受到方向不同的洛倫茲力的作用。這些電子運動描述軌道的量子數(shù)稱為磁量子數(shù)（magneticquantumnumber）符號“m”，對于每一個確定的能級（電子亞層），m有一個確定的值，這個值與電子層無關（任何電子層內(nèi)的能級的軌道數(shù)相同）。

能級（電子亞層）■偶極矩—衡量分子的極性m=q?d大小相等，符號相反彼此相距為d

的兩個電荷（+q和-q）組成的體系稱為偶極子，其電量與距離之積，就是分子的偶極矩。

2.5原子軌道的重疊—價鍵理論

■偶極矩—衡量分子的極性m=q?d大小相等，符號相試用雜化軌道理論解釋下面問題：●NH3、H2O的鍵角為什么比CH4??？CO2的鍵角為何是180°？乙烯為何取120°的鍵角？

●在BCl3

和NCl3分子中，中心原子的氧化數(shù)和配體數(shù)都相同，為什么兩者的空間分子結構卻不同？答案：雜化形式不同●在sp2和sp

雜化軌道中，是否也存在不等性雜化？各舉一例！例如：SO2

和CO

答案：雜化形式不同/view/667594.htm試用雜化軌道理論解釋下面問題：●NH3、H2O的鍵角為價層電子對互斥理論

VSEPR●分子或離子的空間構型與中心原子的價層電子對數(shù)目有關VP=BP+LP價層成鍵孤對●價層電子對盡可能遠離,以使斥力最小LP-LP>LP-BP>BP-BP●根據(jù)VP和LP的數(shù)目,可以推測出分子的空間構型1.基本要點價層電子對互斥理論VSEPR●分子2.分子形狀的確定方法例：XeF22+(8-2×1)/2=5XeF44+(8-4×1)/2=6XeOF45+(8-1×2-4×1)/2=6XeO2F24+(8-2×2-2×1)/2=5VP=1/2[A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)±離子電荷數(shù)()]●首先先確定中心原子A的價層電子對數(shù)VP例:VP()=(6+4×0+2)=4負正VP=BP+LP=與中心原子成鍵的原子數(shù)+（中心原子價電子數(shù)-配位原子未成對電子數(shù)之和)/2

或者2.分子形狀的確定方法例：XeF22+(1、價層電子對數(shù)目的確定（余數(shù)進位）配位原子提供電子數(shù)的計算方法：(1)H、鹵素只提供1個共用電子；(2)在形成共價鍵時，作為配體的氧族可以認為不提供共用電子；(3)當氧族原子作為中心原子時,則可以認為提供6電子1、價層電子對數(shù)目的確定(1)重鍵包含的電子較多，不同鍵型間的排斥力大?。喝I——三鍵>三鍵——雙鍵>雙鍵——雙鍵>雙鍵——單鍵>單鍵——單鍵

(1)重鍵包含的電子較多，不同鍵型間的排斥力大小：(2)成鍵電子對受兩個原子核的吸引，孤對電子對只受一個原子核的吸引，故孤對電子對(lp)比成鍵電子對(bp)肥大，所以電子對間排斥力：

lp-lp>>lp-bp>bp-bp

孤對電子對與鍵合電子對斥力不同使理想模型發(fā)生畸變。如：CH4NH3H2O∠HAH

109.5107.3、104.5(2)成鍵電子對受兩個原子核的吸引，孤對電子對只受一個原子(3)電負性高的配體，吸引價電子能力強，價電子離中心原子較遠，占據(jù)空間角度相對較小。

PCl3

PBr3PI3

鍵角：100.1

101.5

102(3)電負性高的配體，吸引價電子能力強，價電子離中心原子較(4)中心原子的電負性增大時，鍵角將增大。如：NH3

PH3

AsH3

SbH3鍵角：107.3

93.3

91.8

91.3

(4)中心原子的電負性增大時，鍵角將增大?！翊_定電子對的空間排布方式通式共用電子對原子A在原子B周圍的排列方式（理想的BAB鍵角）結構中心原子上不含孤對電子的共價分子的幾何形狀2直線(180°)AB2AB33平面三角形(120°)AB44正四面體(109°28’)AB55三角雙錐(BaABa,180°)(BeABe,120°)(BeABa,90°)Ba–軸向B原子，Be平伏B原子AB66正八面體(90°,180°)●確定電子對的空間排布方式通式共用原子A在原子B周圍的排列●確定孤對電子數(shù)和分子空間構型LP=0

分子的空間構型=電子對的空間構型BeH2BF3CH4PC15SF6VP=(2+2)=2LP=0VP=(3+3)=3LP=0VP=(4+4)=4LP=0VP=(5+5)=5LP=0VP=(6+6)=6LP=0●確定孤對電子數(shù)和分子空間構型LP=0分子的空間構型=電總電子電子對成鍵未成對分子構型實例對數(shù)理想構型電子對電子對

220

330

21總電子電子對成鍵未成對總電子電子對成鍵未成對分子構型實例對數(shù)理想構型電子對電子對

440

31

22總電子電子對成鍵未成對總電子電子對成鍵未成對分子構型實例對數(shù)理想構型電子對電子對

550

41

32

23孤對電子優(yōu)先代替平伏位置上的原子和相關鍵對電子總電子電子對成鍵未成對總電子電子對成鍵未成對分子構型實例對數(shù)理想構型電子對電子對

660

51

42第二對孤對電子優(yōu)先代替第一對孤對電子反位的原子和相關鍵對電子總電子電子對成鍵未成對例:SF4屬AX4E1=AY5,其VSEPR理想模型為三角雙錐體，排除孤對電子的分子立體結構由于孤對電子的位置不同有兩種可能的模型:哪一種結構更合理呢？例:SF4屬AX4E1=AY5,其VSEPR理想模型為三角雙例:ClF3屬AX3E2=AY5,試預測其分子幾何構型。例:ClF3屬AX3E2=AY5,試預測其分子幾何構型。2鍵的極性和中心原子的電負性會使鍵角改變VP=(4+0+2)=3VP=(6+4)=5S=OFFFFC=OClClN:HHHN:FFF1當分子中有鍵時,鍵應排在相當于孤對電子的位置！2鍵的極性和中心原子的電負性會使鍵角改變VP=(4判斷OF2分子的基本形狀。

寫出路易斯結構式,并讀出中心原子周圍價電子對的總數(shù):中心原子價層有4對電子。4對價電子的理想排布方式為正四面體,但考慮到其中包括兩個孤對,所以分子的實際幾何形狀為角形,相當于AB2E2型分子。F—O—FQuestion7Solution判斷OF2分子的基本形狀。寫出路易斯結構式,判斷XeF4分子的基本形狀

中心原子價層有6對電子。理想排布方式為正八面體,但考慮到其中包括兩個孤對,所以分子的實際幾何形狀為平面四方形,相當于AB4E2型分子。中心原子Xe的價電子數(shù)為8，F(xiàn)原子的未成對電子數(shù)為1?？梢运愕弥行脑觾r電子對的總數(shù)和孤對數(shù)分別為:

(價層電子對總數(shù))=4＋(8－4)/2=6(孤電子對的數(shù)目)=(8－4)/2=2Question8Solution判斷XeF4分子的基本形狀中心原子價層有6對電子。定義：多個原子上相互平行的p軌道連貫重疊在一起構成一個整體，而p

電子在這個整體內(nèi)運動所形成的鍵形成條件：

●參與成鍵的原子應在一個平面上，而且每個原子都能提供1個相互平行的p

軌道●大鍵上的電子數(shù)必須少于形成大鍵的p軌道數(shù)的兩倍；n<2m●中心原子以sp、sp2雜化，而配原子又是非氫原子的，一般有可能形成。表示符號：定義：多個原子上相互平行的p軌道連貫重疊價電子總數(shù)鍵類型分子或離子表示式19171816ClO2O3NO2CO22個...價電子總數(shù)鍵類型分子或離子表示式19高中化學競賽(精華版)課件離域Π鍵是由三個或三個以上原子形成的鍵，而不同于兩原子間的鍵。在三個或三個以上用s鍵聯(lián)結起來的原子之間，如能滿足下列條件，則可以生成離域鍵：(1)這些原子都在同一平面上；(2)每一原子有一互相平行的p軌道;(3)p電子的數(shù)目小于p軌道數(shù)目的兩倍。中心O原子和配位O原子都有p軌道，共有4個電子小于軌道數(shù)的兩倍6，滿足上述條件即可形成離Π域鍵。離域Π鍵是由三個或三個以上原子形成的鍵，而不同于兩原子間的

CO2的碳原子取sp雜化軌道,它的兩個未參加雜化的p軌道在空間的取向是跟sp雜化軌道的軸相互垂直。CO2分子里有兩套3原子4電子符號為34的p-p大鍵。(I路易斯結構式II分子中有2套平行p軌道III表達大鍵的結構式)計算大鍵里的電子數(shù)簡單方法的步驟是:(1)確定分子中總價電子數(shù)(2)畫出分子中的s鍵以及不與p鍵p軌道平行的孤對電子軌道(3)總電子數(shù)減去這些s鍵電子和孤對電子,剩余的就是填入大p鍵的電子。如CO2分子有16個價電子,每個氧原子上有1個容納孤對電子的軌道不與p鍵p軌道平行及2個s鍵，共容納8個電子；2套平行p軌道里總共有8個電子，平均每套p軌道里有4個電子。CO2的碳原子取sp雜化軌道,它的兩個未參加雜化的p軌道在CO32–離子中的大鍵碳酸根離子屬于AX3E0=AY3型分子，中心碳原子取sp2雜化形式，碳原子上有一個垂直于分子平面的p軌道；端位的3個氧原子也各有1個垂直于分子平面的p軌道；分子的總價電子數(shù)等于24，3個C－Os鍵有6個電子，每個氧原子上有2個不與分子平面垂直的孤對電子對，因此4個平行p軌道中共有24-6-3×4=6個電子，所以CO32–離子中有1個4軌道6電子p-p大鍵，符號為46。CO32–離子中的大鍵丁二烯分子式H2C=CH-CH=CH2。4個碳原子均有3個配位原子相鄰，故均取sp2雜化，形成3個s鍵，所有原子處于同一個平面。每個碳原子有一個未參與雜化的p軌道，垂直于分子平面，每個p軌道里有一個電子。按照上面分析苯分子的結構的模式，丁二烯分子里有一個4軌道4電子的p-p大鍵。丁二烯分子式H2C=CH-CH=CH2。4個碳原子均有3個配高中化學競賽(精華版)課件什么是分子軌道？

分子軌道(molecularorbital):描述分子中電子運動的波函數(shù)，指具有特定能量的某電子在相互鍵合的兩個或多個原子核附近空間出現(xiàn)概率最大的區(qū)域，是多電子、多中心的,電子屬于整個分子。分子軌道由原子軌道線性組合而成。2.6分子軌道理論

Molecularorbitaltheory什么是分子軌道？分子軌道(molecularorb成鍵三原則：▲能量相近原理▲最大重疊原理▲對稱性匹

配決定成鍵的效率決定是否能成鍵處理分子軌道的方法

首先弄清分子軌道的數(shù)目和能級;再由原子算出可用來填充這些軌道的電子數(shù);最后,按一定規(guī)則將電子填入分子軌道,像寫原子的電子組態(tài)那樣寫出分子的電子組態(tài)。成鍵三原則：▲能量相近原理決定成鍵的效率決定是否能成鍵

1.盡量先占據(jù)能量最低的軌道,低能級軌道填滿后才進入能級較高的軌道;2.每條分子軌道最多只能填入2個自旋相反的電子;3.分布到等價分子軌道時總是盡可能分占軌道。電子填入分子軌道時服從以下規(guī)則1.盡量先占據(jù)能量最低的軌道,低能級軌道填滿電2.6.1H2和“He2”中的分子軌道

兩個H原子相互接近時,由兩條1s軌道組合得到能級不同、在空間占據(jù)的區(qū)域亦不同的兩條分子軌道。能級較低的一條叫成鍵分子軌道(bondingmolecularorbital),能級較高的一條叫反鍵分子軌道(antibondingmolecularorbital)。2.6.1H2和“He2”中的分子軌道

兩個He原子(電子組態(tài)為1s2)相互接近時:兩個1s原子軌道組合得到一條和一條軌道，4個電子恰好填滿和軌道,分子的電子組態(tài)應為。成鍵電子數(shù)與反鍵電子數(shù)相等,凈結果是產(chǎn)生的吸引力與排斥力相抵消,即兩個He原子間不形成共價鍵。1s1s能量He“He2”He兩個He原子(電子組態(tài)為1s2)相互接第2周期元素雙原子分子的分子軌道

5條原子軌道中，1s原子軌道基本保持原子特征,組合為分子軌道時可不予考慮（有時叫做非鍵軌道）。由于p

軌道參與組合,導致了鍵(“肩并肩”重疊)形成的可能。

第2周期元素雙原子分子的分子軌道52p2p2s

2s2s*2s1s*1s

MO1s

1sAOAOA圖*2*2*222

21s1s1s*1s2s

2s2s*2sAO2p2p

B圖

MOAO*2*2*222

22p2p2s2s2s*2s1s*1sMO1分子軌道原理第二周期同核雙原子分子的分子軌道組態(tài)與基本性質分子軌道原理第二周期同核雙原子分子的分子軌道組態(tài)與基本性質

寫出

N2

和O2的分子軌道電子排布式并求算其鍵級?；蜴I級BO=(10-4)/2=3O2

分子中還有兩個鍵，即或,當然具有順磁性鍵級BO=(8-4)/2=2:OO:Question10Solution寫出N2和O2的分子軌道電子排布式并求算其物種電子總數(shù)鍵級鍵長/pm鍵的解離能/kJ·mol-1H2“He2”Li2“Be2”B2C2N2O2+O2O2-F2“Ne2”CONO246810121415161718201415436－111－295593946641498398158－107563174－267－159124109112121130141－11311510101232.521.51032.5物種電子總數(shù)鍵級鍵長/pm鍵的解離能/kJ·mol-1H22

指兩個或兩個以上的分子或離子，它們的原子數(shù)目相同，電子數(shù)目也相同，常具有相似的電子結構，相似的幾何構型，而且有時在性質上也有許多相似之處。，，，等均為三角形構型CO2，N2O，，，等都是直線形構型，，，均為四面體構型分子

E/kJ?mol-1

μ/10-30A?cmm.p./℃b.p./℃d/g?ml-1M.WCO1071.90.40–200–1900.79328N2941.70–210–1960.76628

指兩個或兩個以上的分子或離子，它們的原子數(shù)目相同，電能量氧原子軌道分子軌道E3反鍵分子軌道E0y3y2y1E2非鍵分子軌道E1成鍵分子軌道O原子O3中的中心氧原子sp2雜化OOOO3的分子結構能量氧原子軌道分子軌道E3反鍵分子軌道E0y3y2y1E2非（4）離子極化(ionicpolarization)

離子和分子一樣,在陽、陰離子自身電場作用下,產(chǎn)生誘導偶極,導致離子的極化,即離子的正負電荷重心不再重合,致使物質在結構和性質上發(fā)生相應的變化。一、離子的極化作用和變形性離子本身帶有電荷，所以電荷相反的離子相互接近時就有可能發(fā)生極化，也就是說，它們在相反電場的影響下，電子云發(fā)生變形。一種離子使異號離子極化而變形的作用，稱為該離子的“極化作用”。被異號離子極化而發(fā)生離子電子云變形的性能，稱為該離子的“變形性”或“可極化性”。雖然無論陽離子或陰離子都有極化作用和變形性的兩個方面，但是陽離子半徑一般比陰離子小，電場強，所以陽離子的極化作用大，而陰離子則變形性大。（4）離子極化(ionicpolarization)離子極化離子在周圍異電荷離子電場的作用下，被誘導極化或多或少也會發(fā)生電子云變形而偏離原來的球形分布，這一現(xiàn)象就稱為離子的極化。變形性（可極化性）：表示離子在外電場作用下電子云變形的能力。極化能力：表示離子對周圍離子所施加的電場強度。

一般對外層電子構型相同的離子而言，半徑越小、電價越高的離子，極化能力越大。與Z/r2（離子勢）成正比。離子半徑越大，變形性越大；負離子價數(shù)越高，變形性越大；正離子價數(shù)越高，變形性越小。通常負離子變形性比正離子大得多。離子極化離子在周圍異電荷離子電場的作用下，被誘

●分子中原子的核外電子受電場的作用，電子云發(fā)生變形，這種現(xiàn)象稱為極化。

●離子自身也受其他離子電場的作用，也可以發(fā)生極化，其結果都是使電子云變形，并使正離子和負離子之間產(chǎn)生了額外的吸引力。

●負離子的半徑一般較大，外殼上有較多的電子，易于被誘導，變形性大。通常研究離子間的相互作用時，一般考慮正離子的極化作用和負離子的變形性?！魳O化和變形●分子中原子的核外電子受電場的作用，電子云發(fā)生變形，這種現(xiàn)●極化作用的強弱影響極化作用的強弱因素決定于離子的半徑、電荷和電子構型。離子電荷愈高、半徑愈小，極化作用愈強。正離子的電子層結構對極化作用也有影響?！魳O化作用和變形性●變形性的大小離子的半徑愈大，變形性愈大。變形性也與電子構型有關，外層具有9～17個電子的離子變形性比稀有氣體構型的要大得多。●附加極化作用負離子被極化后，在一定程度上增強了負離子對正離子的極化作用，結果正離子變形被極化，正離子被極化后，又增加了它對負離子的極化作用。這種加強的極化作用稱為附加極化?！駱O化作用的強弱影響極化作用的強弱因素決定◆極化作用和變形離子的極化作用

(1)離子正電荷數(shù)越大，半徑越小，極化作用越強。(2)不同外殼電子層的離子，離子極化作用依次為：8電子＜9～17電子＜18電子和18＋2電子(3)外殼電子層結構相似，所帶正荷相同的離子，半徑愈小，極化作用越大，如：Mg2+>Ba2+離子的極化作用離子的變形性

(1)簡單陰離子的負電荷數(shù)越高，半徑越大，變形性越大。如S2->O2->F-<Cl-<Br-。

(2)18電子構型和9-17不規(guī)則電子構型的陽離子其變形性大于半徑相近、電荷相同的8電子構型的陽離子的變形性。如Ag+>Na+,K+；Hg2+>Mg2+,Ca2+。

(3)對于一些復雜的無機陰離子，因為形成結構緊密、對稱性強的原子集團，變形性通常是不大的。而且復雜陰離子中心離子氧化數(shù)越高，變形性越小。常見一些一價和二價陰離子并引入水分子對比，按照變形性增加的順序對比如下：ClO4-＜F-＜NO3-＜H2O＜OH-＜CN-＜Cl-＜Br-＜I-SO42-＜H2O＜CO32-＜O2-＜S2-離子的變形性◆離子極化對化合物性質的影響

●

熔點和沸點降低如，在BeCl2等化合物中，Be2＋半徑最小，又是2電子構型，因此Be2＋有很大的極化能力，使Cl－發(fā)生比較顯著的變形，Be2＋和Cl－之間的鍵有較顯著的共價性。因此BeCl2具有較低的熔、沸點（410℃）。

●

溶解度降低離子極化使離子鍵逐步向共價鍵過渡，根據(jù)相似相溶的原理，離子極化的結果必然導致化合物在水中溶解度的降低。

●

化合物的顏色在一般情況下，如果組成化合物的兩種離子都是無色的，則化合物也無色，如NaCl、KNO3，如果其中一種離子無色，則另一種離子的顏色就是該化合物的顏色，如K2CrO4呈黃色。◆離子極化對化合物性質的影響●熔點和沸點降低如，在導致化合物顏色的加深同一類型的化合物離子相互極化越強，顏色越深：AgF(乳白)、AgCl(白)、AgBr(淺黃)、Agl(黃)PbCl2(白)、PbBr2(白)、PbI2(黃)HgCl2(白)、HgCl2(白)、HgCl2(紅)

在某些金屬的硫化物、硒化物、硫化物以及氧化物與氫氧化之間，均有此種現(xiàn)象。導致化合物顏色的加深由于氫鍵的形成，使得化合物的熔沸點上升。由于氫鍵的形成，使得化合物的熔沸點上升。分子間生成氫鍵，熔沸點上升,分子內(nèi)生成氫鍵，熔沸點下降,分子間生成氫鍵，熔沸點上升,分子內(nèi)生成氫鍵，熔沸點下降,

氯仿在苯中的溶解度明顯比1,1,1-三氯乙烷的大，請給出一種可能的原因（含圖示）。氯仿在苯中的溶解度明顯比1,1,1-三氯乙烷的大，請給出一非常規(guī)氫鍵（1）X—H氫鍵在一個X—H氫鍵中，鍵或離域鍵體系作為質子的受體。由苯基等芳香環(huán)的離域鍵形成的X—H氫鍵，又稱為芳香氫鍵（aromatichydrogenbonds),多肽鏈中的N—H和苯基形成的X—H氫鍵,在多肽結構以及生物體系中是十分重要的，它對穩(wěn)定多肽鏈的構象起重要的作用。根據(jù)計算，理想的

X—HPh氫鍵的鍵能值約為12kJ·mol-1.非常規(guī)氫鍵已知多肽鏈內(nèi)部N—HPh氫鍵的結合方式有下面兩種：已知多肽鏈內(nèi)部N—HPh氫鍵的結合方式有下面兩種：在甲苯·2HCl晶體結構中的Cl—H

氫鍵結構已得到測定。在此晶體中，甲苯芳香環(huán)上的離域鍵作為質子的受體，兩個Cl—H分子從苯環(huán)上、下兩個方向指向苯環(huán)中心：在甲苯·2HCl晶體結構中的Cl—H氫鍵結構已除上述N—H和Cl—H氫鍵外，在有些化合物中還存在O—H和C—H氫鍵:除上述N—H和Cl—H氫鍵外，在有些化合[Co(NH3)6]3+(Cl-)3內(nèi)界外界外界離子配體(位)數(shù)配位體配位原子中心離子←外界

內(nèi)界只有內(nèi)界配位化合物形成體—提供空軌道電子對接受體Lewis酸配位體—提供孤對電子電子對給予體Lewis堿[Co(NH3)6]3+(Cl-)3內(nèi)界外界外界離子單齒配體若配體分子或離子中僅有一個原子可提供孤對電子，則只能與中心原子形成一個配位鍵，所形成的配體稱為單齒配體。常見的單齒配體有鹵離子（F-、Cl-、Br-、I-)、其它離子(CN-、SCN-、NO3-、NO2-、RCOO-)、中性分子（R3N、R3P、R2S、H2O、吡啶C5H5N）等。大體說來，鹵離子為弱配體；以O、S、N為配原子的配體是中強配體；以C原子為配位原子配體是強配體。單齒配體●

單齒配體：一個配體中只含一個配位原子●多齒配體：一個配體中含有多個配位原子乙二胺（en）乙二酸根（草酸根）●單齒配體：一個配體中只含一個配位原子●多齒配體：一分子是個雙齒配位體,配位原子是兩個N原子,是個非常優(yōu)秀的配體。

卟啉(Porphyrin)，其中的8個R基團都為H的化合物叫卟吩(Porphine)。它們都是四齒配位體,配位原子是4個N原子(具有孤對電子的兩個N原子和H+解離后留下孤對電子的兩個N原子)。

分子是個雙齒配位體,配位原子是兩個N原子,是個非常優(yōu)秀的配表1a常見的配體表1a常見的配體表1b常見配體的結構式表1b常見配體的結構式常見的螯合劑是乙二胺四乙酸：常見的螯合劑是乙二胺四乙酸：按核的數(shù)目分類單核配合物：只有一個核的配合物稱為單核配合物。多核配合物：含有多個核的配合物稱為多核配合物。金屬簇狀配合物：多核配合物中，兩個中心原子直接成鍵結合的配合物稱為金屬簇狀配合物。按核的數(shù)目分類(1)金屬羰基配合物。如Ni(CO)4

；(2)簇狀配合物：含有至少兩個金屬，并含有金屬-金屬鍵的配合物；(3)有機金屬配合物。有機基團與金屬原子之間生成碳-金屬鍵的化合物，叫做有機金屬配合物，亦稱金屬有機配合物。如C6H5HgCl；K[PtCl3(C2H4)]；(4)夾心配合物：如二茂鐵；(5)冠醚配合物：如18-冠-6。表1d一些特殊的配合物(1)金屬羰基配合物。如Ni(CO)4；表1d一些特6.螯合物和金屬大環(huán)配合物

螯合物(Chelate)是多齒配位體以2個或2個以上配位原子配位于金屬原子而形成的一種環(huán)狀絡合物(環(huán)中包含了金屬原子)。能用作多齒配體的試劑叫螯合劑(Chelatingagent)。1,10-菲咯啉與Fe2+形成的螯合物，其中存在3個五元環(huán)

卟啉環(huán)與Mg2+離子的配位是通過4個環(huán)氮原子實現(xiàn)的。葉綠素分子中涉及包括Mg原子在內(nèi)的4個六元螯環(huán)6.螯合物和金屬大環(huán)配合物螯合物(Ch高中化學競賽(精華版)課件硫酸四氨合銅（Ⅱ）六異硫氰根合鐵（Ⅲ）酸鉀六氯合鉑（Ⅳ）酸氫氧化四氨合銅（Ⅱ）五氯?氨合鉑（Ⅳ）酸鉀硝酸羥基?三水合鋅（Ⅱ）(三)氯化五氨?水合鈷（Ⅲ）五羰（基）合鐵三硝基?三氨合鈷（Ⅲ）

乙二胺四乙酸根合鈣（Ⅱ）硫酸四氨●形成體(M)有空軌道，配位體(L)有孤對電子，形成配位鍵ML●形成體(中心離子)采用雜化軌道成鍵●雜化方式與空間構型有關(1)價鍵理論的要點價鍵理論:外軌絡合物和內(nèi)軌絡合物●形成體(M)有空軌道，配位體(L)有孤對電子，形(1中心離子Ag+的結構4d5s5p[Ag(NH3)2]+的結構sp雜化4d5pH3NNH3結果：[Ag(NH3)2]+形成之前和之后,中心原子的d電子排布沒有變化。絡合物是直線型，μ=0中心離子Ag+的結構4d5s5p[Ag(NH3)2]+的結構這種配位數(shù)的金屬配合物是比較少.

2三配位配合物

已經(jīng)確認的如KCu(CN)2,它是一個聚合的陰離子,其中每個Cu(I)原子與兩個C原子和一個N原子鍵合。

[Cu(Me3PS)3]Cl

中的Cu也是三配位的。

在所有三配位的情況下,金屬原子與三個直接配位的配位原子都是共平面的,有平面三角形的結構。

◆并非化學式為MX3都是三配位的。如,CrCl3為層狀結構,是六配位的；而CuCl3是鏈狀的,為四配位,其中含有氯橋鍵,AuCl3也是四配位的,確切的分子式為Au2Cl6。這種配位數(shù)的金屬配合物是比較少.2三配位配合物中心離子Ni2+的結構3d4s4p[Ni(NH3)4]2+的結構sp3雜化結果：

[Ni(NH3)4]2+形成之前和之后,中心原子的d電子排布沒有變化，配位原子的孤對電子填在由外層軌道雜化而得的雜化軌道上。這樣一類絡合物叫外軌絡合物。3dNH3NH3NH3NH3中心離子Ni2+的結構3d4s4p[Ni(NH3)4]2+的同樣是四配位，但對絡合物[Ni(CN)4]2–就成了另一回事[Ni(CN)4]2–的結構dsp2雜化3dCNCNCNCN結果：[Ni(CN)4]2-形成之前和之后,中心原子的d電子排布發(fā)生了變化，原來由單電子占據(jù)、后來騰空了的(n-1)d軌道參與了雜化，這樣一類絡合物叫內(nèi)軌絡合物,它們是指配位體孤對電子填充在(n－1)d軌道和一部分n層軌道上的一類絡合物。同樣是四配位，但對絡合物[Ni(CN)4]2–就成了另一回事

一般非過渡元素的四配位化合物都是四面體構型。這是因為采取四面體空間排列,配體間能盡量遠離,靜電排斥作用最小能量最低。但當除了用于成鍵的四對電子外,還多余兩對電子時,也能形成平面正方形構型,此時,兩對電子分別位于平面的上下方,如XeF4就是這樣。過渡金屬的四配位化合物既有四面體形,也有平面正方形,究竟采用哪種構型需考慮下列兩種因素的影響。

(1)配體之間的相互靜電排斥作用;(2)配位場穩(wěn)定化能的影響(見后)。

四配位是常見的配位,包括

平面正方形和四面體

兩種構型。

一般地，當4個配體與不含有d8電子構型的過渡金屬離子或原子配位時可形成四面體構型配合物。而d8組態(tài)的過渡金屬離子或原子一般是形成平面正方形配合物,但具有d8組態(tài)的金屬若因原子太小,或配位體原子太大,以致不可能形成平面正方形時,也可能形成四面體的構型。一般非過渡元素的四配位化合物都是四面體構型。五配位化合物◆應當指出，雖然有相當數(shù)目的配位數(shù)為5的分子已被確證，但呈現(xiàn)這種奇配位數(shù)的化合物要比配位數(shù)為4和6的化合物要少得多。如PCl5，在氣相中是以三角雙錐的形式存在，但在固態(tài)中則是以四面體的PCl4＋離子和八面體的PCl6－離子存在的。因此，在根據(jù)化學式寫出空間構型時，要了解實驗測定的結果，以免判斷失誤。五配位有兩種基本構型,三角雙錐和四方錐,當然還存在變形的三角雙錐和變形的四方錐構型,它們分別屬于D3h和C4v對稱群。D3hC4v

這兩種構型易于互相轉化,熱力學穩(wěn)定性相近,例如在Ni(CN)53－的結晶化合物中,兩種構型共存。這是兩種構型具有相近能量的有力證明。五配位化合物◆應當指出，雖然有相當數(shù)目的配位數(shù)

[FeF6]4-

[Fe(H2O)6]4-

外軌配合物

配位原子的電負性很大，如鹵素、氧等,不易給出孤電子對，使中心離子的結構不發(fā)生變化，僅用外層的空軌道ns，np，nd進行雜化生成能量相同，數(shù)目相等的雜化軌道與配體結合。

sp3d2雜化（有4個不成對電子）[FeF6]4-[Fe(H2O)6]

內(nèi)軌配合物

配位原子的電負性較小,如氰基(CN-,以C配位),氮(-NO2,以N配位),較易給出孤電子對,對中心離子的影響較大,使電子層結構發(fā)生變化,(n-1)d軌道上的成單電子被強行配位(需要的能量叫“成對能”,P)騰出內(nèi)層能量較低的d軌道接受配位體的孤電子對,形成內(nèi)軌配合物。

d2sp3雜化（沒有不成對電子）內(nèi)軌配合物

(3)內(nèi)外軌型取決于配位體場(主要因素)，中心原子(次要因素)(a)強場配體,如CN–CONO2–等,易形成內(nèi)軌型，弱場配體，如X–

、H2O易形成外軌型

(b)中心原子d3型,如Cr3+，有空(n-1)d軌道，

(n-1)d2nsnp3易形成內(nèi)軌型中心原子d8~d10型,如Ni2+,Zn2+,Cd2+,Cu+

無空(n-1)d軌道，

(ns)

(np)3(nd)2易形成外軌型

(3)內(nèi)外軌型取決于(a)強場配體,如CN–CON(4)內(nèi)軌型配合物和外軌型配合物的差別配位鍵的鍵能：內(nèi)軌型>外軌型配合物的穩(wěn)定性：內(nèi)軌型>外軌型穩(wěn)定常數(shù)內(nèi)軌型>外軌型外軌型配合物，中心原子的電子結構不發(fā)生改變，未成對電子數(shù)多，μ

較大，一般為高自旋配合物內(nèi)軌型配合物，中心原子的電子結構發(fā)生了重排，未成對電子數(shù)減少，μ

較小，一般為低自旋配合物磁矩幾何構型:內(nèi)外軌型配合物,雜化方式不同,空間構型會不同

Ni(NH3)42+sp3

正四面體

Ni(CN)42–dsp2平面四邊形(4)內(nèi)軌型配合物和外軌型配合物的差別配位鍵的鍵能：內(nèi)軌型Co(NH3)63+:Co3+:3d6內(nèi)軌型配合物，低自旋μ=0Co(NH3)63+:內(nèi)軌型配合物，低自旋μ=0Co(NH3)62+:Co2+:3d76個鍵外軌型配合物，高自旋μ=3.87B.M八面體構型sp3d2雜化sp3d2雜化軌道3d76個鍵3d7

Co(NH3)62+:6個鍵外軌型配合物，高自旋Ni(NH3)62+:Ni2+:3d86個鍵外軌型配合物，高自旋μ=2.82B.M.八面體構型Ni(NH3)62+:6個鍵外軌型配合物，高自旋Ni(CN)42–:Ni2+:3d84個鍵內(nèi)軌型配合物，低自旋μ=0平面四方型構型CN–和NO2–多為內(nèi)軌型配合物，NH3位于二者之間Ni(CN)42–:4個鍵內(nèi)軌型配合物，低自旋3.雜化軌道形式與配合物的空間構型3.雜化軌道形式與配合物的空間構型Ag+Cu+

Cu2+Zn2+Cd2+FeFe3+

Fe2+

Mn2+

Cr3+[Ag(NH3)2]+[Cu(NH3)2]+[Cu(CN)4]3-[Cu(NH3)4]2+[Zn(NH3)4]2+[Cd(CN)4]2-[Fe(CO)5][FeF6]3-[Fe(CN)6]3-[Fe(CN)6]4-[Fe(H2O)6]2+[MnCl4]2-[Mn(CN)6]4-[Cr(NH3)6]3+spspsp3dsp2sp3sp3dsp3sp3d2d2sp3d2sp3sp3d2sp3d2sp3d2sp3中心原子配位實體雜化類型Ag+[Ag(NH3)2]+sp中心原子配位實體

一.d軌道在靜電場(晶體場)中的分裂(1)配合物中心離子與視為點電荷或點偶極的配體之間的作用是純靜電作用，即不交換電子，不形成共價鍵；(2)當受到帶負電荷的配體(陰離子或偶極子的負端)的靜電作用時，中心金屬離子上本來是五重簡并的d軌道或多電子中心離子的各譜項就要發(fā)生分化、改組，也及發(fā)生能級分裂。這種分裂的情況和后果因配合物對稱性的不同而不同。晶體場一配體場理論一.d軌道在靜電場(晶體場)中的分裂晶體

1.正八面體場(Oh)首先考慮只有一個d電子的過渡金屬離子(如Ti3+離子)。在自由離子中，這個d電子處在5個簡并的d軌道的任一軌道上的機率等同，所以用一個軌道可描述?，F(xiàn)在把這個離子放入由六個配體排列在正八面體頂角上的配位環(huán)境中。1.正八面體場(Oh)Ti3+離子的d電子將受到負電荷的排斥而升高能量。電子越接近負電荷，受到的排斥就越大，能量就越高。受配體原于存在的影響,d軌道發(fā)生能級分裂。Ti3+離子的d電子將受到負電荷的排斥而升高能量。電子越接近(2)d

軌道在晶體場中的分裂d軌道在八面體場中的能級分裂

兩組軌道間的能量差叫八面體的晶體場分裂參數(shù)，用符號△0表示：△0＝

E(eg)－

E(t2g)(2)d軌道在晶體場中的分裂d軌道在八面體場中的能級d軌道在四面體場中的能級分裂

兩組軌道的能量與八面體場中正好相反。其能量差用符號△T表示：△T＝

E(t2g)－

E(eg)d軌道在四面體場中的能級分裂兩組軌道的能量1、八面體場中：

dz2,dx2-y2,軌道能量升高較多(eg或dr)

dxy,dyz,dxz軌道能量升高較少(t2g

或

d∈)2、四面體場中：

dz2,dx2-y2,軌道能量升高較少(e)

dxy,dyz,dxz軌道能量升高較多(t2)d軌道分裂情況1、八面體場中：d軌道分裂情況高中化學競賽(精華版)課件d軌道在平面正方形場中的能級分裂d軌道在平面正方形場中的能級分裂不同晶體場中的相對大小示意圖不同晶體場中的相對大小示意圖兩組d軌道之間的能量差別用0標記，下標O表示正八面體。能量的間隔取決于配體場的強度。

CO或CN-等配體產(chǎn)生強的配體場，它們引起很大的分裂，0約為30000cm-1左右,而Cl-或Br-是弱的配體,它們的值約為10000cm-1左右(注意:10000cm-1=1.24eV=120KJ/mol)。兩組d軌道之間的能量差別用0標記，下標O表示正八面體。能量d軌道分裂后，最高d軌道的能量與最低d軌道的能量差，稱為分裂能（）單位:/

cm-1/J·mol-1

/kJ·mol-1

o：(O:octahedral)八面體場d軌道的能級分裂能

o

=10Dq，o

分為10等份，每份為1Dq.[Cr(H2O)6]2+o=

14000cm-1t:(t:tetrahedral)四面體場d軌道的能級分裂能

t=4/9o=4.45Dq晶體場的分裂能d軌道分裂后，最高d軌道的能量與最低d軌道的能量差，稱為分裂●晶體場類型的影響●同族的Mn+，配體相同時，Δ值增大順序為：3d<4d<5d一般來說，配合物的幾何構型同分裂能D的關系如下：平面正方形場17.42DqNi(CN)4

的

D=35500cm-1八面體場10Dq的D=33800cm-1四面體場4.45Dq的D=3100cm-1●晶體場類型的影響●同族的Mn+，配體相同時，Δ值增

八面體Co(Ⅱ)配合物的磁矩為4.0μB，試推斷其電子組態(tài)。

Co(Ⅱ)配合物可能有兩種組態(tài):t2g5eg2（3個未成對電子，高自旋）和t2g6eg1（1個未成對電子，低自旋），相應的自旋磁矩分別為3.87和1.73B。根據(jù)題目給出的信息，該配合物應為高自旋t2g5eg2組態(tài)。Question6Solution八面體Co(Ⅱ)配合物的磁矩為4.0μB(5)晶體場穩(wěn)定化能●定義:晶體場穩(wěn)定能(Crystalfieldstabilizationenergy,CFSE)是指電子占據(jù)分裂的d軌道后而產(chǎn)生的高于平均能量的額外穩(wěn)定能。

根據(jù)平均電場概念，在能級分裂過程中不存在總能量的得失：2E(eg)＋3E(t2g)＝0由于晶體場分裂能定義為兩組軌道能量之差,

E(eg)－E(t2g)＝△0聯(lián)立求解得：

E(eg)＝＋6△0

E(t2g)＝－4△0

(5)晶體場穩(wěn)定化能●定義:晶體場穩(wěn)定能(CrystaCFSE=(-4n1+6n2)Δ0

+(m1-m2)P●CFSE的計算令則CFSE=n1+n2+(m1-m2)P=n1(-4Δ0)+n2(6Δ0)+(m1-m2)P

=(-4n1+6n2)Δ0+(m1-m2)PCFSE=(-4n1+6n2)Δ0+(m1-m2)P軌道能量的計算（a）八面體場eg軌道的能量為Eeg,t2g軌道的能量為Et2gEeg－Et2g=10Dq=o(1)2Eeg+3Et2g

=0(2)解得：E

eg=6DqEt2g

=－4Dq（記?。┸壍滥芰康挠嬎悖╝）八面體場(b)

四面體場實驗測得：t

=4/9o

t

=4.45Dq

Et2－Ee=t

(1)2Ee+3Et2=0(2)解得：

Et2=1.78DqE

e=－2.67Dq

（記?。?c)正方形場：s

=17.42Dq(b)四面體場

計算d6(高自旋）、d6(低自旋）和

d3、d8四種組態(tài)的CFSE。Solutiond6(高自旋)：CFSE＝[4×(-4△0)＋2×6△0]＝-4△0

d6(低自旋)：CFSE＝[6×(-4△0)＋2P]＝-24△0＋2P

d3：CFSE＝[3×(-4△0)]＝-12△0

d8：CFSE＝[6×(-4△0)＋2×6△0]＝-12△0Question7計算d6(高自旋）、d6(低自旋）和d1

:t2g1

CFSE=1×(－4Dq)=－4Dqd8:

t2g6eg2

CFSE=6×(－4Dq)+2×6Dq=－16Dqd10:t2g6eg4

CFSE=6×(－4Dq)+4×6Dq=0Dqd4:強場

t2g4eg0

CFSE=4×(－4Dq)=－16Dq+Pd4:弱場

t2g3eg1

CFSE=3×(－4Dq)+1×6Dq=－6Dqd5:強場

t2g5eg0

CFSE=5×(－4Dq)=－20Dq+2Pd1:t2g1CFSE=d5:弱場?d6:強場?t2g3eg2

CFSE=3×(－4Dq)+2×6Dq=0Dqt2g6eg0

CFSE=6×(－4Dq)=－24Dq+2Pd6:弱場

t2g4eg2

CFSE=4×(－4Dq)+2×6Dq=－4Dqd7:

t2g6eg1

？？d5:弱場?t2g3eg2CFSE=3×(－4Dq)(6)

晶體場理論的應用●顏色的性質:原色、復色和補色

顏色混合時發(fā)生相加混合(例如有色聚焦光的疊加)和相消混合(例如顏料和有色溶液的混合)兩種情況。

相加混合中,原色(primarycolor)是指混合后能產(chǎn)生白光的任何三種顏色;復色(brokencolor)是混合兩種原色而產(chǎn)生的顏色;每種復色和三種原色中的一種互為補色(complementarycolor)。

相消混合中,白光的某些波段被物質吸收,反射光(例如固體物質表面的反射)或透射光(例如玻璃或溶液的透射)中就缺少了這個波段的顏色。如果物質吸收了一種原色或一種復色,反射或透射光則是其補色。

(6)晶體場理論的應用●顏色的性質:原色、復色和補色

任何一種顏色的補色都處在對頂角位置上。任何一種顏色的補色都處在對頂角位置上?！纠?】d7構型金屬在正八面體場中，當o=12000cm-1及o=31500cm-1時，電子構型、磁矩和顏色分別應怎樣？

解：如[Co(CN)6]4-如[Co(H2O)62+[Co(NH3)6]2+[Co(bipy)3]2+【例1】d7構型金屬在正八面體場中，當o=12000cm

由[Ti(H2O)6]3+的吸收光譜圖分析計算配合物的晶體場穩(wěn)定化能。Solution

配合物為八面體，已知

o

等于20300cm-1，Ti3+為d1

組態(tài)離子，唯一的d

電子添入三條

t2g

軌道之一，因而，CFSE=1x（-4

o）=-8120cm-1乘以換算因子1kJmol-1/83.6cm-1

得CFSE=-97.1kJmol-1Question8由[Ti(H2O)6]3+的吸收光譜圖分析計

配位化合物[Cr(H2O)6]Cl3為紫色,而[Cr(NH3)6]Cl3卻是黃色。利用光譜化學序列解釋顏色上的這種不同。Solution

Cr(III)的兩個配位實體都是八面體,Cr3+的電子組態(tài)為[Ar]3d3，三個電子均分別填在三條t2g軌道上。

根據(jù)光譜化學序列,NH3產(chǎn)生的△0大于H2O。即[Cr(NH3)6]3+比[Cr(H2O)6]3+吸收更高能量(更短波長)的光,才能實現(xiàn)電子的d-d躍遷：[Cr(NH3)6]3+吸收了光譜的紫色波段導致透射光為黃色;[Cr(H2O)6]3+吸收了光譜的黃色波段導致透射光為紫色。Question9配位化合物[Cr(H2O)6]Cl3為紫色,

立體異構可分為幾何異構和光學異構兩種（1）幾何異構在配合物中,配體可以占據(jù)中心原子周圍的不同位置。所研究的配體如果處于相鄰的位置,我們稱之為順式結構,如果配體處于相對的位置,我們稱之為反式結構。由于配體所處順、反位置不同而造成的異構現(xiàn)象稱為順－反異構。很顯然,配位數(shù)為2的配合物,配體只有相對的位置,沒有順式結構,配位數(shù)為3和配位數(shù)為4的四面體,所有的配位位置都是相鄰的,因而不存在反式異構體,然而在平面四邊形和八面體配位化合物中,順－反異構是很常見的。7.3配位化合物的異構現(xiàn)象

立體異構可分為幾何異構和光學異構兩種7.3①平面四邊形配合物

MA2B2型平面四邊形配合物有順式和反式兩種異構體。

最典型的是Pt(NH3)2Cl2,其中順式結構的溶解度較大,為0.25g／100g水,偶極矩較大,為橙黃色粉末,有抗癌作用。反式難溶,為0.0366g／100g,亮黃色,為偶極矩為0,無抗癌活性。含有四個不同配體的[MABCD]配合物有三種異構體,這是因為B、C、D都可以是A的反位基團。其中的角括弧表示相互成反位。不對稱雙齒配體的平面正方形配合物[M(AB)2]也有幾何異構現(xiàn)象,如式中(AB)代表不對稱的雙齒配體。記作[M<AB><CD>][M<AC><BD>][M<AD><BC>]①平面四邊形配合物記作[M<AB><CD>][M<AC

像順鉑和反鉑一樣，幾何異構體結構不同，性質也不同，其反應也不同，如：

[CoSO4(NH3)5]Br[CoBr(NH3)5]SO4紅色AgNO3紫色BaCl2AgBr淡黃沉淀BaSO4白色沉淀cis-[CoCl2Cl2(NH3)2],藍紫色trans-[CoCl2Cl2(NH3)2],綠色像順鉑和反鉑一樣，幾何異構體結構不同，性質也不②八面體配合物在八面體配合物中,MA6和MA5B顯然沒有異構體。在MA4B2型八面體配合物也有順式和反式的兩種異構體：

MA3B3型配合物也有兩種異構體、一種是三個A占據(jù)八面體的一個三角面的三個頂點,稱為面式；另一種是三個A位于正方平面的三個頂點,稱為經(jīng)式或子午式(八面體的六個頂點都是位于球面上,

經(jīng)式是處于同一經(jīng)線,

子午式意味處于同一子午線之上)。經(jīng)式(子午式)②八面體配合物經(jīng)式(子午式)高中化學競賽(精華版)課件

[MA3(BC)D](其中BC為不對稱二齒配體)也有面式和經(jīng)式的區(qū)別。在面式的情況下三個A處于一