在溶液中形成配合物时，常常出现颜色的改变，溶解度的改变、电极电势的改变、pH值的改变等现象。根据这些性质的改变，除可以帮助确定是否有配合物生成外，并为从事科研和生产的人们广泛地用在物质的分析和分离上。

       关于配合物形成时的性质改变，一般来说主要有下列几点：

       一、颜色的改变

       当简单离子形成配离子其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见现象，我们根据颜色的变化就可以判断配离子是否生成。如Fe3+离子与NCS-离子会在溶液中生成配位数为由1～6的铁的异硫氰酸根配离子。形成的血红色配离子反应式如下：

Fe3++nNCS-=[Fe(NCS)n](n-3)-

       二、溶解度的改变

       一些难溶于水的金属氯化物，溴化物，碘化物，氰化物可以依次溶解于过量的Cl-、Br-、I-、CN-和氨中，形成可溶性的配合物。如难溶的AgCl可溶于过量的浓盐酸和氨水中，形成配合物。反应分别为：

AgCl+HCl=[AgCl2]-+H+

AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]++Cl-

       金和铂之所以能溶于王水中，也是与生成配离子的反应有关。

Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O

3Pt+4HNO3+18HCl=3H2[PtCl6]+4NO+8H2O

       三、电极电势的改变

       通过实验的测定或査表，我们知道Hg2+和Hg之间的标准电极电势E°Hg2+/Hg＝＋0．85V。如入CN-离子使Hg2+形成了Hg（CN）42-，Hg2+的浓度不断减小，直到Hg2+全部形成配离子。从Hg2+和Hg之间的电极反应转变为Hg（CN）42-和Hg之间的电极反应，它们之间的标准电极电势为－0．37V。电势共下降了1．22V。

Hg2++2e-=Hg           E°=＋0．85

Hg(CN)42-+2e-=Hg+4CN-            E°=－0．37

       通过实验事实可以充分说明当金属离子形成配离子后，它的标准电极电势值一般是要降低的。同时稳定性不同的配离子，它们的标准电极电势数值降低的大小也不同，它们之间又有什么关系呢？我们分析一下下面的几组数据：

表19－6  HgX42-的标准电极电势和稳定常数

       从表19－6中很明显地看出配离子越稳定（稳定常数越大）它的标准电极电势越负（越小），从而金属离子越难得到电子，越难被还原。事实上在HgCl42-溶液中投入铜片，即镀上一层汞，而在Hg（CN）42-溶液中就不会发生这种现象。

       四、酸碱的改变

       一些较弱的酸如HF（K＝3．53×10（-4次方））、HCN（K＝4．93×10（-10次方））等在它们形成配位酸后，酸性往往变强。例如HF与BF3作用而生成配合酸H［BF4］，而四氟合硼酸的碱金属盐溶在水中呈中性，这就说明H［BF4］应为强酸。又如弱酸HCN与AgCN形成的配位酸H［Ag（CN）2］也是强酸。这种现象是由于中心离子与弱酸的酸根离子形成较强的配键，从而道使移到配合物的外界，因而变得容易电离，所以酸性增强。

       同一金属离子氢氧化物的碱性也因形成配离子而有变化，如［Cu（NH3）4］（OH）2的碱性就大于Cu（OH）2。原因是［Cu（NH3）4］2+的半径大于Cu2+离子的半径，和OH-离子的结合能力较弱，OH-离子易于解离。