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无机化合物的键型和晶型、溶解度、熔沸点，甚至颜色都可用离子极化现象来说明。下面一起了解下离子极化：

一、什么是离子极化？

离子是带电体，可以产生电场。

理想情况下，离子的电子云分布是球形对称的，实际上，离子在周围异性电荷离子电场的作用下会被诱导极化，发生电子云变形而偏离原来的球形分布，离子正、负电荷中心不再重合，这一现象就称为离子的极化。

二、离子的变形性和极化能力

离子极化强弱取决于离子的两方面性质，即离子的变形性(被极化能力)和离子的极化能力。

离子的变形性：被异号离子极化而发生电子云变形的性质，称为该离子的“变形性”。

离子的极化能力：一种离子具有的使异号离子极化而变形的能力，称为该离子的“极化能力”。

1.离子的变形性：

离子的变形性主要考虑阴离子的变形性。

●离子半径越大，变形性越大，如F^－、Cl^－、Br^－、I^－半径依次增大，变形性也依次增大。

●负离子价数越高，变形性越大，如变形性O^2－＞F^－，S^2－＞CI^－。

●正离子价数越低，变形性越大，如变形性Na^＋＞Mg^2＋，K^＋＞Ca^2＋。

●负离子的变形性比正离子的大得多，如Cl^－，S^2－等的变形性比Na^＋，Mg^2＋大得多。

2.离子的极化能力：

离子的极化能力一般考虑阳离子的极化能力。

●外围电子构型相同的离子，半径越小，正电荷越高，极化能力越强。例如：

Cs^＋、Rb^＋、K^＋、Na^＋，Li^＋半径依次减小，极化能力依次增大；

Na^＋、Mg^＋、Al^3＋的正电荷依次增加，极化能力也依次增强。

●阳离子的极化能力比负离子强得多，如Na^＋，Mg^2＋的极化能力比Cl^－，S^2－强得多。

●离子的电子构型影响离子极化能力和离子变形性。

18、(18＋2)及2电子构型＞(9~17)电子构型＞8电子构型

18、(18＋2)电子构型的阳离子不仅具有较强的极化能力，而且自身容易被极化而变形，因而增加了附加极化作用。一般所含d电子数越多，电子层数越多，附加极化作用越大。例如，与8电子结构的离子Na^＋、Mg^2＋等相比，最外层含有dⁿ电子的过渡金属离子Ag^＋、Cu^2＋、Zn^2＋等具有很强的极化能力和变形性。

通常，考虑离子极化作用时，主要考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。若正离子的极化能力越强，负离子的变形性越大，则离子极化作用越强。

三、离子极化对化学键型的影响

离子极化之后，电子云较多地分布在正、负离子之间，增加了键的共价性成分。随着离子极化程度增大，离子键也逐渐向共价键过渡。在强烈极化的情况下，离子键实际上已转化为共价键了。

离子极化对键型的影响

四、离子极化对化合物性质的影响

1.化合物的溶解度降低：

虽然影响无机化合物溶解度的因素很多，但离子的极化往往起很重要的作用。

离子的相互极化改变了彼此的电荷分布，导致离子间距离的缩短和轨道的重叠，离子键逐渐向共价键过渡，使化合物在水中的溶解度降低。

由于偶极水分子的吸引，离子键合的无机化合物一般是可溶于水的，而共价型的无机晶体，却难溶于水，如AgF易溶，而AgCl、AgBr、AgI的溶解度依次递减：AgCl＞AgBr＞AgI。

由于F^－离子半径很小，不易发生变形，Ag^＋和F^－的相互极化作用小，AgF属于离子晶体，可溶于水。而银的其他卤化物，随着Cl－Br－I的顺序，共价程度增强，因而它们的溶解性依次递减。

而Na^＋和K^＋为8电子构型，极化能力和变形性均很小，与卤素离子x相互极化作用弱，其卤化物均为离子型化合物，均易溶于水。

2.晶格类型的转变：

离子极化加强了正负离子间的作用力，使共价键成分增加，例如氧化物晶体Na₂O、MgO、Al₂O₃、SiO₂，随着价数增加，离子极化依次加强，到SiO₂已过渡为共价键型的原子晶体；而P₂O₅、SO₃、Cl₂O₇等则已属于有限小分子，靠分子间作用力形成分子晶体。

又如AgX构型，从AgF到AgI，正负离子间距离R₀越来越短于正、负离子半径之和，这是由于正、负离子极化作用逐渐加强，键型向共价键过渡。此外，由于Ag为d¹⁰电子结构，它与较大体积的I^－能相互产生特别强的极化作用，晶体构型则由配位数为6的NaCl型变为配位数为4的ZnS型。

离子极化对AgX晶型结构的影响

3.化合物颜色的加深：

离子型化合物的极化程度越大，化合物的颜色越深。

例如，Ag^＋离子和X^－卤素离子都是无色的，但AgCl为白色，AgBr为浅黄色，AgI为较深的黄色；Ag₂CrO₄是砖红色而不是黄色，这都与离子极化作用有关(影响因素之一)。

离子极化对HgX₂、PbX₂、BiX₃、NiX₂等化合物颜色也有影响。在某些金属的硫化物、硒化物、碲化物及氧化物与氢氧化物中均有这种现象。

HgX₂、PbX₂、BiX₃、NiX₂等化合物的颜色

4.熔、沸点降低：

●离子极化对化合物熔、沸点的影响

例如，NaCl、MgCl₂、AlCl₃、SiCl₄、PCl₅。从NaCl→PCl₅，阳离于电荷数(Z^＋)逐渐增加、半径(R^＋)逐渐减小，正离子极化能力逐渐增强；负离子均为Cl^－，变形性不变，氯化物的极化作用逐渐增强，共价成分逐渐增加，故从NaCl→PCl₅，熔、沸点逐渐降低。

又如，NaF、NaCl、NaBr、NaI。从NaF→NaI，R^－逐渐增加，负离子变形性逐渐增加；正离子均为Na^＋，极化能力不变。所以，从NaF→NaI，卤化钠的极化作用逐渐增强，共价成分逐渐增加，熔、沸点逐渐下降。

●判断晶体物质熔、沸点的方法

判断晶体物质的熔点，不能仅考虑离子极化作用。首先要确定是什么类型的晶体，再确定用什么方法来判断。例如：

①F₂、Cl₂、Br₂、I₂为分子晶体，相对分子质量Mr越大，分子间力越大，熔、沸点越高。

②LiF、NaF、KF、RbF、CsF为离子晶体，F^－半径很小，不易变形，不存在离子极化作用。阳离子半径(R^＋)越大，晶格能越小，熔、沸点越低。

③Na₂O、MgO、Al₂O₃为离子晶体，O^2－半径很小，不易变形，不存在离子极化作用。R^＋越小，Z^＋电荷越大，晶格能越大，熔、沸点越高。

④熔点：FeCl₂＞FeCl₃；CuCl＞CuCl₂；PbCl₂＞PbI₂。

因为Fe^3＋比Fe^2＋、Cu^2＋比Cu^＋的极化作用强，I^－比CI^－变形性大。

总之，对离子晶体，若无离子极化作用，用晶格能判断熔点；若有离子极化作用，则用离子极化理论判断熔点。