絡離子

在水溶液中，金屬離子被一些其他離子或小的中性分子（例如水分子）所包圍，形成相當牢固的締合。包括金屬離子和這些附屬集團的集合體，稱為絡離子。

設舉鎳離子為例，在溶液中絡離子為[Ni(H₂O)₆]²⁺，其中六個水分子排成近似的八面體，跟鎳離子成鍵。把硫酸鎳溶於水中，便可得到含水的鎳離子，這時也有相等數目的硫酸根離SO₄^2-，使得整個溶液電性中和。如果使溶液蒸發濃縮，便結晶出固態的硫酸鎳。在笮温，它的成分為NiSO₄·7H₂O，而X射線晶體學的研究證明，每一個鎳離子被六個水分子所包圍，硫酸根和剩下的水分子處在各個[Ni(H₂O)₆]²⁺絡離子之間。 ^[2] 

通過絡離子的離解平衡，介紹絡離子的不穩定常數和穩定常數，以説明絡離子在溶液中的穩定性。並利用穩定常數進行有關計算。

一般地説，絡合物中內界（絡離子）與外界之間是離子鍵結合的。與強電解相似，可認為絡合物在水溶液中完全電離為絡離子和外界離子。如[Cu(NH₃)₄]SO₄的電離：

[Cu(NH₃)₄]SO₄ = Cu(NH₃)₄²⁺+ SO₄^2-

而絡離子在水溶液中，與弱電解質類似，僅發生部分電離，即存在絡離子與組成它的中心離子、配位體之間的離解平衡：

Cu(NH₃)₄²⁺ ←→Cu²⁺ + 4NH₃

與弱電解質的電離平衡一樣，也可以寫出絡離子離解平衡關係式：

K=[Cu²⁺][NH₃]⁴/[Cu(NH₃)₄²⁺]

式中平衡常數珏K是絡離子的離解常數。它表示絡離子在溶液中離解的難易，K值越大，絡離子越易離解，即越不穩定，故離解常數K通常稱為不穩定常數，並以K_不穩表示。

實際上，絡離子的離解與多元弱酸（或多元弱鹼）的電離相似，它們是分步進行的。例如：Cu(NH₃)₄²⁺的離解是分四步進行的。 ^[3] 

更常用的是用穩定常數表示絡離子的穩定性。例如Cu²⁺與NH₃形成Cu(NH₃)₄²⁺達到平衡時： ·

Cu²⁺ + 4NH₃←→Cu(NH₃)₄²⁺

K=[Cu(NH₃)₄²⁺]/[Cu²⁺][NH₃]⁴

平衡常數K是Cu(NH₃)₄²⁺的生成常數。 K值越大，形成絡離子的傾向越大，絡離子越不易離解，即越穩定。所以該常數稱為絡離子的穩定常數。 ^[3] 

絡離子帶什麼電荷，取決於絡離子內部的中心離子和配位體所帶的電荷。如配位體是中性分子（例如NH₃）則絡離子的電荷和中心離子的電荷相同，例如，Cu²⁺是正2價離子，則[Cu(NH₃)₂]²⁺仍是正2價離子。如配位體全部或一部分是陰離子，則絡離子的電荷，應該是中心離子和配位體電荷的代數和。例如，Fe²⁺是正2價離子，CN^-是負1價離子，則[Fe(CN)₆]^4-應該是+2+（-1）×6=-4價。然而作為獨立存在的絡合物，應該是中性的。因此，除有[Cu(NH₃)₂]²⁺絡離子外，還必須有相應的負離子，例如，SO₄^2-離子，則就有[Cu(NH₃)₄]SO₄絡合物存在。同樣，對[Fe(CN)₆]^4-絡離子，必須有相應的正離子，例如K⁺離子，則就有K₄[Fe(CN)₆]絡合物。因此，也可以從絡合物中相應離子的電荷來決定絡離子的電荷，然後再判斷中心離子的電荷，例如，K₃[Fe(CN)₆]中有三個K⁺離子，故[Fe(CN)₆]^3-絡離子的電荷必然為負3，已知CN^-離子電荷為負1，所以中心離子Fe的電荷為：（-1）×6+x（Fe）=-3，則x（Fe）=+3（中心離子Fe的電荷為+3價）。 ^[2] 

由金屬離子與配位體結合形成絡離子，一般需要符合兩個條件；一是能與金屬離子相結合的配位體，無論陰離子或中性分子，至少有一個原子最外層中有未共用電子對，即所謂獨對電子，這些具有獨對電子的配位體能以配位鍵與中心離子結合形成絡離子。如在

Ag⁺+2NH₃ ——→[Ag(NH₃)₂]⁺ 的作用中，每一個NH₃分子的N原子上有一對獨對電子，兩個氨分子各以一個配位鍵與Ag⁺結合形成[Ag(NH₃)₂]⁺絡離子。

形成配位鍵的另一個條件是中心離子的最外電子層中必須有空的軌道。對子配位數為4的絡離子來説，它的中心離子，就要提供四個空軌道。對於配位數為6的絡離子來説，它的中心離子，就要提供六個空軌道。 ^[4] 

由於絡合物的獨特性質和廣泛用途，已形成配位化學這一門化學分支學科。它跟無機、分析、有機、物理化學密切相關，在生物化學、農業化學、藥物化學及化學工程中都有廣泛用途。絡合物廣泛用作分析化學中的顯色劑、指示劑、萃取劑、掩蔽劑等。絡合物還常用作催化劑。葉綠素、血紅素及B12都是重要的絡合物。而絡離子作為組成絡合物的重要結構也在分析、分離和生產上有着重要作用。