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1、离子极化1931年，德国化学家Fijans首先提出了离子极化作用。离子极化理论认为，当正离子和负离子相互结合形成离子晶体时，如果相互间无极化作用，则形成的化学键应是纯粹的离子键。但实际上正、负离子之间将发生程度不同的相互极化作用，这种相互极化作用将导致电子云发生变形，即负离子的电子云向正离子方向移动，同时正离子的电子云向负离子方向移动，也就是说正、负离子的电子云发生了重叠。相互极化作用越强，电子云重叠的程度也越大，则键的极性也越减弱。从而使化学键从离子键过渡到共价键。1.离子的极化力（一般是正离子）：离子使其他离子极化而发生变形的能为叫做离子的极化力。影
2、响因素：a.离子的电荷电荷数越多，极化力越强。b.离子的半径半径越小，极化力越强。如Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+,（另外H+的体积极小,故H+极化能力最强.）c..对于不同电子层结构的阳离子，他们极化作用大小的顺序为：18，18+2电子型＞9-17电子型＞8电子型2.离子的变形性（一般是负离子，阳离子中只有r相当大的,如 等,才考虑其变形性.）：离子可以被极化的程度。影响因素：a.离子的电荷 随正电荷数的减少或负电荷数的增加，变形性增大。例如变形性Si4+＜Al3+＜Mg2+＜Na+＜F-＜O2-b.离子的半径 随半径的增大，变形性增大。例
3、如变形性F-＜Cl-＜Br-＜I-；O2-＜S2-c.离子的外层电子构型外层18，9～17等电子构型的离子变形性较大，具有稀有气体外层电子构型的离子变形性较小。例如变形性 K+＜Ag+；Ca2+＜Hg2+d.复杂阴离子变形性小,半径虽大,但离子对称性高,中心氧化数又高,拉电子能力强,不易变形.综上所述，常见阴离子的变形性大小顺序为 ClO4-＜F-＜NO3-＜OH-＜CN-＜Cl-＜Br-＜I-3.相互极化（附加极化）:Al2O3中 对 施加电场作用,使 变形,当然 对 也有极化能力,但 变形性极小,故这部分作用不
4、必考虑;但若不是8e的 ,而是18e或(18+2)e的正离子，不考虑自身的变形性是不行的.现考虑阳离子对阴离子的极化,又考虑阴离子对阳离子的极化,总的结果称相互极化(有时也称为附加极化). ZnI2 CdI2 HgI2 只考虑 对I-的极化作用,应得ZnI2的极化程度最大的结果,因为 的半径最小.即ZnI2的熔点、沸点低,而HgI2的熔点、沸点高.但这与实验结果是不相符的.原因在于没有考虑的变形性,没有考虑相互极化. 的变形性最小, 的变形性最大.故相互极化的总结果是HgI2最严重.所以,ZnI2,CdI2,HgI2的熔点m.p.和溶
5、解度S依次降低.因而,在遇到阳离子为 等时,要注意用相互极化解释问题.有个规律，阳离子所含d电子越多，电子层数越多，这种附加极化作用一般也越大。4．反极化作用NO3-中心的N(V),极化作用很强,使氧的电子变形。HNO3分子中,由于H+的极化能力极强,它使NO3-中邻近H+的氧原子的极化与N(V)的作用相反我们称H+的极化作用为反极化作用,意思是与N(V)的效果相反.这种反极化作用导致O－N键结合力减弱.所以,酸在较低的温度下将分解.。Li+的离子极化能力小于H+,但是强于Na+,故稳定性关系有HNO3＜LiNO3＜NaNO3一般含氧酸的盐比含氧酸稳定
6、.H2SO3,H2S2O3等得不到纯品,但其盐Na2SO3,Na2S2O3是比较稳定的.以上从阳离子的反极化能力考虑问题.若阳离子相同,则化合物的稳定取决于中心的极化能力或说抵抗反极化的能力 例如:AgNO3444℃分解AgNO2140℃分解N(V)的极化能力比N(III)的极化能力强,或者说抵抗H+,Na+等阳离子的反极化能力强.故高价含氧酸及其盐比低价含氧酸及其盐(同一中心)稳定.5.离子极化对化合物的性质有很大影响1．使化合物的熔点降低 由于离子极化，使化学键由离子键向共价键转变，化合物也相应由离子型向共价型过渡，其熔点、沸点也随共价成分的增多
7、而降低。如AgF＜AgCl＜AgBr＜AgI2．使化合物的溶解度降低 离子晶体通常是可溶于水的。水的介电常数很大（约等于80），它会削弱正、负离子之间的静电吸引，离子晶体进入水中后，正、负离子间的吸引力将减到约为原来的八十分之一，这样使正、负离子很容易受热运动的作用而互相分离。由于离子极化，离子的电子云相互重叠，正、负离子靠近，离子键向共价键过渡的程度较大，即键的极性减小。水不能像减弱离子间的静电作用那样减弱共价键的结合力，所以导致离子极化作用较强的晶体难溶于水。如AgFAgClAgBrAgI，由于极性降低，溶解度依次降低。3．使化合物的稳定性下降（分
8、解温度降低） 随着离子极化作用的加强，负离子的电子云变形，强烈地向正离子靠近，
