离子势&离子极化作用
离子势、离子极化作用都是在离子键基础上提出来的，
离子键是由电子转移（失去电子者为阳离子，获得电子者为阴离子）形成的。带相反电荷的离子之间存在静电作用，当两个带相反电荷的离子靠近时， 表现为相互吸引，而电子和电子、原子核与原子核之间又存在着静电排斥作用，当静电吸引与静电排斥作用达到平衡时，便形成离子键，即正离子和负离子之间由于静电引力所形成的化学键。
而在现实中，原子间并不形成“纯”离子键。所有的键都或多或少带有共价键的成分。成键原子之间电平均程度越高，离子键成分越低。
此类化学键往往在金属与非金属间形成。失去电子的往往是金属元素的原子，而获得电子的往往是非金属元素的原子。带有相反电荷的离子因电磁力而相互吸引，从而形成化学键。
离子键的键能比较大，反映在离子化合物中就是高熔沸点，离子键的键能被称作晶格能，晶格能的符号与离子晶体解离过程焓变的符号保持一致。晶格能可以通过玻恩-哈勃循环（Bōrn-Haber cycle）或玻恩-兰德公式（Bōrn-Landé）计算得出，也可以通过实验测量测量。
离子键的作用力强，无饱和性，无方向性。
离子键存在于离子化合物中，离子化合物在室温下是以晶体形式存在。
离子键较氢键强，其强度与共价键接近。
【定义】
离子势（Φ）： Φ=电荷/半径
离子势用于评估金属阳离子Mn+的电场强弱。
离子势越大，电场越强，则Mn+对其结合的原子的电子云的吸引就越强。
【用途】
离子势 主要用于IA、IIA族金属离子盐类热稳定性和溶解性的判断。
有时用于复杂阴离子如含氧酸根离子中心原子极化力大小判断。
用于判断正离子的水合热，离子势越大，水合热越大。
【例题】
例7.1 对四种物质进行溶解度排序：
Be(OH)2、Mg(OH)2、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
答：Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Ba(OH)2。
离子势（Φ = Z/r）等于阳离子的电荷除以其半径，可以用于定性比较阳离子与阴离子相连原子的结合能力大小。阳离子离子势（Φ）越小，M-O-H模型中M-O的结合能力越差，即Mn+与OH-离子之间的相互作用越小，溶解度越大。在IIA族碱土金属离子中，电荷相同，半径越大，离子势越小，与OH-的作用越弱，溶解度越大。
例7.2 下列过氧化物中，最稳定的是（ ）
(A) Li2O2 (B) Na2O2 (C) K2O2 (D) Rb2O2
答案：D。 这里要评价的是哪个过氧化物最不容易分解。主要是过氧根的分解。评价标准是看四种碱金属离子的离子势（Φ=电荷/半径）。根据M-O-O模型，M离子势越大，对过氧根的氧的吸引作用越大，越容易使O拉向M，进而是O-O键减弱，遭到破坏，使其变形分解。在电荷相同条件下，半径越大，离子势越小，过氧化物越稳定。因此选D。
例7.3 下列化合物中，热稳定性最差的是（ ）
(A) BaCO3 (B) CaCO3 (C) K2CO3 (D) Na2CO3
答案：B。利用M-O-C的模型进行考虑。M金属离子的离子势（Φ=电荷/半径）越大，M对碳酸根结构中氧的吸引作用越强，O-C键越易破坏，进而使碳酸根结构易破坏。对于K2CO3和Na2CO3, Na+半径小，离子势更大，所以Na2CO3热稳定性低；对于BaCO3和CaCO3，Ca2+离子势大，CaCO3热稳定性低；对于Na2CO3和CaCO3, Na+和Ca2+半径相似，但电荷Ca2+高，离子势大。因此CaCO3热稳定性比Na2CO3低。通过上述比较，我们通过比较电荷和离子半径，即可快速判断碳酸盐的稳定性。
例7.4 指出下列物质碱性的强弱。
NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, Si(OH)4
Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
答： (1) NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 > Si(OH)4
(2) Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2
利用M的离子势判断，M-O-H, M 的离子势（Φ = Z/r ）越小，结合氧的能力越弱，越易使OH-解离。
【定义】
理想情况下的离子键，其中离子的电子云分布都是球形对称的，如左图所示。实际上，离子在周围异性电荷离子电场的作用下被诱导极化，或多或少会发生电子云变形而偏离原来的球形分布，这一现象就称为离子的极化。
一般，当负离子被正离子（所具有的电场）极化而发生电子云变形，即产生了离子极化作用。
注意：离子极化学说虽在无机化学的许多方面都有应用，是离子键理论的重要补充，但其具有很大的局限性，如离子的极化力和变形性没有明确的标度等。离子极化概念一般只适用于对同系列化合物作定性比较。
【影响因素】
离子极化程度的大小，取决于离子的极化能力和离子的变形性。
离子本身带有电荷，自身可以起到电场的作用，使其周围的其他异号离子电子云发生变形，这种能力称为离子的极化能力(或极化力)。
离子被带相反电荷离子极化而发生电子云变形的性质，称为离子的变形性(或可极化性)。
1、半径小，电荷高，电场越强（离子势越大），极化力越大，对相邻的负离子会产生越强的诱导作用，使周围的负离子发生极化（电子云变形）。【通常优先考虑正离子的极化力】
同周期正离子，离子电荷愈高，半径越小，极化力愈强
同族正离子，半径越小，极化力越强；
过渡金属离子（d区, ds区）和p区金属离子 既具有极化力又具有变形性；极化力取决于电荷和半径，电荷高，半径小，极化作用明显；变形性取决于半径大小，半径越大，相互极化作用越大；
2、半径一般较大，外层有较多的电子，易于被诱导，变形性大。【通常优先考虑负离子的变形性】
同族阴离子，从上到下电子层越多，半径越大，变形性越大；
电子层结构相同的离子，离子电荷数的代数值越大，则其变形性越小；
9-17e/18e电子构型的离子，其变形性比半径相近、电荷相同的8电子构 型离子大得多;
复杂负离子的变形性小，因为离子对称性高，中心氧化数高，吸电子能力强，不易变形；
阴离子半径越大，变形性越强；第5,6周期过渡金属离子和p区金属离子的变形性强；含氧酸根变形性差。
3、附加极化作用
当正离子也容易变形时，除了要考虑正离子对负离子的极化外，还必须考虑负离子对正离子的极化作用。正离子变形后产生诱导偶极，反过来又增加了它对负离子的极化能力，增加的这部分极化作用称为附加(相互)极化作用。
4、反极化作用
HNO3 分子中, 由于 H+ 的极化能力极强, 它对与其邻近的氧原子的极化，与N(V)对该氧原子的极化作用相反，削弱了O-N键，称 H+ 的极化作用为反极化作用。
【用途】
对离子型化合物的影响：
（1）使晶体结构从高配位数向低配位数结构过渡；
（2）降低熔沸点；
（3）降低溶解度；
（4）改变同类型化合物颜色；
（5）降低二元化合物稳定性；
（6）含氧酸、其酸式盐稳定性低于正盐。
【例题】
例8.1 为什么H2SO3, H2S2O3等得不到纯品，但其盐是比较稳定的？
答：因为这些硫酸盐的金属盐比酸热稳定性强。H+离子的反极化作用易使亚硫酸根和硫代硫酸根分解。
例8.2 比较Na2CO3和NaHCO3的热稳定性并简述原因。
答：热稳定性Na2CO3 > NaHCO3。由于H+离子的反极化作用导致酸根离子中氧与中心原子之间的共价键被削弱，从而容易断裂导致稳定性变成。
例8.3 比较AgNO3和AgNO2的热稳定性并简述原因。
答：AgNO3(444 C分解) > AgNO2(140 C分解)。
原因是含氧酸根阴离子的稳定性取决于其中心原子的极化能力或者说离子势，这反应了其电场强度。形式电荷（价态）越高，半径越小，中心原子极化力越强，对周围氧的极化作用越强，则含氧酸根抵抗正离子反极化的能力越强，化合物稳定性越高。
例8.4 利用极化作用解释下列化合物晶型的变化。
答：Ag+为18电子构型，极化能力和变形性都大；随着负离子r增大，变形性增大，离子间相互极化增大，电子云重叠增大，离子间距离减小，配位数减小。
例8.5 BeCl2的晶格能大于MgCl2，但其熔点却小于MgCl2，试解释原因。
答：Be2+离子半径最小，又是2电子构型，因此Be2+有很大的极化能力，使Cl发生比较显著的变形，Be2+和Cl之间的键有较显著的共价性，破坏了晶格，降低了熔点。
例8.6 试解释卤化银溶解度依次减小的原因
AgF > AgCl > AgBr > AgI
答：离子极化使离子键逐步向共价键过渡，正负离子间的结合越来越强，是离子不易被拆开并与水分子结合溶解。
例8.7 对于铬酸盐，K2CrO4呈黄色，但是Ag2CrO4呈红色。为什么K+, Ag+离子本身都无色，但是形成的铬酸盐颜色差别这么大？
答：这主要由离子极化作用引起。与K+离子相比，Ag+的离子极化作用更强。由于离子相互极化越强，正、负离子电子云重叠越大，电子从负离子向正离子的迁移(电荷跃迁)变得越容易，只需吸收能量较小、相应波长较长的光，而物质呈现波长较短的剩余混合光的颜色，一般颜色较深。
例8.8 卤化铜的热分解反应为：2CuX2 = 2CuX + X2
试根据以下数据分析CuX2的热分解反应规律和原因。从F-Br依次降低，CuI2不存在。
答：随着离子极化作用增加，CuX2的热分解温度越来越低。原因：极化作用增强，使得负离子的电子云偏向正离子，电子转移越来越容易。将化合物加热时，若负离子变形性足够大，则负离子的一个或几个电子可受热激发越过正离子外壳电子的斥力而进入正离子的原子轨道并为它所有，发生氧化还原反应，于是该化合物分解。
三、离子势与极化力的区别与联系
自己总结