基本介紹
- 中文名：配位數
- 外文名：coordination number
- 特徵：中心離子
- 大小：周期表中的周次
- 電荷：中心原子的電荷高，配位數就大
配位數的定義,配位數的影響因素,周期數,電荷,成鍵軌道,配體性質,舉例介紹,
配位數的定義
在配位化合物（簡稱配合物）中直接與中心原子連線的配體的原子數目。通常，配位數可以從2到9。如在配合物[Nb(H2O)9]3+和[ReH9]2-中配位數為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。配位數為10或更高（11或12）的只在鑭系和錒系配合物中偶爾發現，是極少見的。
配位數
配位數晶體學中，配位數是晶格中與某一布拉維晶格相距最近的格子個數。配位數與晶體結構或晶胞類型有關，且決定原子堆積的緊密程度，體心立方晶系中原子配位數為8。最高的配位數（面心立方）為12，存在於六方緊密堆積和立方緊密堆積結構中。
離子晶體中，指一個離子周圍最近的異電性離子的數目。
配位數的影響因素
周期數
電荷
中心原子的電荷高，配位數就大。例如，等電子系列的中心原子Ag+、Cd2+和In3+與Cl-分別生成配位數為2、4和6的[AgCl2]-、[CdCl4]2-和[InCl6]3-配離子。同一元素不同氧化態的離子常具有不同的配位數，例如，二價鉑離子Pt2+的配位數為4，而4價鉑離子Pt4+為6。這是因為中心離子的電荷愈高，就需要愈多的配體負電荷來中和。
配位數
配位數成鍵軌道
從價鍵理論的觀點來說，中心原子成鍵軌道的性質決定配位數，而中心原子的電子構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3d軌道是全滿的，適合成鍵的是一個4s和3個4p軌道，經sp3雜化形成4個成鍵軌道，指向正四面體的四個角。因此，Zn2+和Cu2+與CN-生成配位數為4的配離子[Zn(CN)4]2-和[Cu(CN)4]3-，並且是正四面體構型（表2）。
配體性質
同一氧化態的金屬離子的配位數不是固定不變的，還取決於配體的性質。例如，Fe3+與Cl-生成配位數為 4的[FeCl4]-，而與F-則生成配位數為 6的[FeF6]3-。這是因為 Fe3+從每個體積較大而較易極化的Cl-接受的電荷要大於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，對決定配位數也很重要。在含F-的配合物中，中心原子與電負性很高的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、SCN-、Br-、I-、NH3和CO等）間主要形成共價鍵，它們的配位數決定於中心原子成鍵軌道的性質。
配位場理論認為中心原子的內層軌道受周圍配體的影響，也即關係到配位數。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於生成配位數為4的[NiBr4]2-和[NiI4]2-等正四面體配離子；與CN-等強場配體則生成配位數為4的[Ni(CN)4]2-平面正方形配離子。
舉例介紹
中心離子（或原子）同單基配體結合的數目就是該中心離子（或原子）的配位數。例如[Cu(NH3)4]SO4中Cu離子的配位數為4，[Co(NH3)2(H2O)4]Cl中Co離子的配位數為6。中心離子（或原子）同多基配體配合時，配位數等同於配位原子數目，例如[Cu(en)2]中的乙二胺（en）是雙基配體，因此Cu離子的配位數為4。
中心離子的配位數一般是2、4、6，最常見的是4和6，配位數的多少取決於中心離子和配體的性質──電荷、體積、電子層結構以及配合物形成時的條件，特別是濃度和溫度。一般來講，中心離子的電荷越高越有利於形成配位數較高的配合物。如Ag，其特徵配位數為2，如[Ag(NH3)2]；Cu，其特徵配位數為4，例[Cu(NH)]；Co，其特徵配位數為6，例[Co(NH)HO]。但配體電荷的增加對形成高配位數是不利的，因為它增加了配體之間的斥力，使配位數減少。如[Co(HO)]同[CoCl]相比，前者的配體是中性分子，後者是帶負電荷的Cl離子，使Co的配位數由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於配位數的增加。
