1、1分子结构知识基础一、 离子键理论（一）离子键的形成与特点1 离子键的形成 当电负性小的金属原子和电负性大的非金属原子在一定条件下相遇时，原子间首先发生电子转移，形成正离子和负离子，然后正负离子间靠静电作用形成的化学键称为离子键（ionic bond） 。由离子键形成的化合物称为离子型化合物。2. 离子键的本质：静电作用力。3. 离子键的特点：没有方向性和饱和性。4. 形成离子键的重要条件：两成键原子的电负性差值较大。在周期表中，活泼金属如、主族元素与活泼非金属如卤素、氧等电负性相差较大，它们之间所形成的化合物中均存在着离子键。相互作用的元素电负性差值越大，它们之间键的离子性也就越大。一般地说
2、，两元素电负性相差 1.7 以上时，往往形成离子键。因此若两个原子电负性差值大于 17 时，可判断它们之间形成离子键。反之，则可判断它们之间主要形成共价键，但也有少数例外。（二）离子性质的三个重要特征1. 离子的电荷（ionic charge）2. 离子的电子组态 2 电子型：最外层是 s2 结构，是稳定的氦型结构，如 Li+、Be 2+。 8 电子型：最外层是 s2p6 结构，是稳定的惰气型结构，如 Na+、Ca 2+、Cl 、O 2 。 18 电子型：最外层是 s2p6d10 结构，也是较稳定的，如 Zn2+、Ag +、Cu +。 182 电子型：最外层是 s2p6d10s2 结构，如 T
3、l+、Pb 2+、Sn 2+、Bi 3+。不规则结构：最外层是 s2p6dx（x 为 19）结构，如 Fe2+（3s 23p63d6） 、Fe 3+（3s 23p63d5） 、Cr3+（3s 23p63d3）等。3. 离子半径（ionic radius） 所谓离子半径是指在离子晶体中，把正、负离子中心之间的距离（称为核间距）当作两种离子半径之和。正、负离子的核间距可以通过 X 射线衍射实验测得，本书主要采用鲍林离子半径数据。规律如下：1周期表中同一周期正离子的半径随正价的增加而减小，例如，Na +Mg 2+A1 3+。2同一主族元素离子半径自上而下递增，例如，Li+ Na+K +Rb +Cs
4、+;F Cl Br I 。3相邻两主族左上方和右下方两元素的正离子半径相近。例如，Li +和 Mg2+，Na +和 Ca2+。4同一元素正离子的正价增加则半径减小，例如，Fe 2+ Fe 3+。5正离子的半径较小，约在 10170pm 之间；负离子半径较大，约在 130250pm 之间。二、共价键理论(一)现代价键理论1. 氢分子的形成现代价键理论是从研究氢分子 H2 发展起来的。当两个 H 原子的电子自旋方向相反而相互接近时，体系的能量 E 随着核间距 r 减小而逐渐降低，当核间距离 r 达到 74pm 时，体系能量降到最低点，说明两个 H 原子结合形成稳定的共价键，此时便形成了稳定的 H2
5、 分子，这种状态称为 H2 分子的基态。当两个 H 原子的电子自旋方向相同而互相接近时，彼此之间始终是推斥的，故体系的能量升高而不能成键，称为推斥态， 由此可见，共价键的本质也是电性的，但不同于经典的静电作用。因为共价键的结合力是两核对共用电子对形成的负电区域的吸引力，而不是正负离子间的库仑引力。2现代价键理论的要点（1）自旋相反的未成对电子相互接近时，可互相配对形成稳定的共价键。（2）原子所形成共价键的数目取决于原子中末成对电子的数目。如果 A、B 两个原子各有一个单电子，且自旋方向相反，当它们接近时，就可以互相配对，形成稳定的共价单键；如果 A 原子有两个单电子，B 原子只有一个单电子，则
6、 A 可以和两个 B 形成 AB2 型分子。（3）共价键有饱和性。自旋方向相反的两个电子配对形成共价键后，就不能与其它原子中的单电子配对。 （4）共价键有方向性原子轨道最大重叠原理。成键时要实现原子轨道间最大程度的重叠。原子轨道中，除了 s 轨道无方向性外，其它如 p、d 等轨道都有一定的空间取向。它们在成键时只有沿一定的方向靠近，才能达到最大程度的重叠，所以共价键有方向性。3. 共价键的类型： 键； 键；配位键按照原子轨道的重叠方式不同，共价键可分为 键； 键两种类型。（1） 键 成键两原子轨道沿键轴（x 轴）接近时，以“头碰头”方式重叠形成的共价键称为 键。 （2） 键 成键两原子轨道沿键
7、轴（x 轴）接近时，相互平行的 py-py、p z-pz 轨道，则只能以“肩并肩”方式进行重叠形成的共价键称为 键。例如，当两个 N 原子结合成 N2 分子时，两个N 原子的 2px 轨道沿 x 轴方向 “头碰头”重叠形成一个 键，而两个 N 原子的 2py-2py，2p z-2pz只能以“肩并肩”的方式重叠，形成两个 键，所以 N2 分子中有一个 键，两个 键，其分子结构式可用 NN 表示。综上所述， 键的特点是：两个成键原子轨道沿键轴方向以“头碰头”方式重叠；原子轨道重叠部分沿键轴呈圆柱形对称；由于成键轨道在轴向上最大程度重叠，故 键稳定。 键的特点是：两个原子轨道以“肩并肩”方式重叠；轨
8、道重叠部分对一个通过键轴的平面呈镜面反对称； 键轨道重叠程度较 键的小，故 键不如 键稳定。一般 键是与 键共存于具有双键或叁键的分子中。（3）配位键此外还有一类共价键，是由成键的两个原子中的一个原子单独提供一对电子进入另一个原子的空轨道共用而成键，这种共价键称为配位共价键（coordination covalent bond） ，简称配位键（coordination bond） 。配位键通常以一个指向接受电子对的原子的箭头表示，如在 CO 分子中，O 原子除了以两个成单的 2p 电子与 C 原子的两个成单的 2p 电子形成一个 键和一个 键外，还单独提供一对已成对的 2p 电子进入 C 原子
9、的一个 2p 空轨道，形成一个配位键，其结构式可用CO 表示。由此可见，形成配位键必须同时具备两个条件：其中一个原子的价电子层有孤对电子，另一个原子的价电子层有空轨道，二者缺一不可。配位键更多见于配位化合物中。4. 键参数2能表征共价键性质的物理量称为键参数（bond parameter） 。主要有：键能、键长、键角和键的极性等。（1）键能 键能（bond energy）是从能量因素来度量共价键强弱的物理量。在 101.3kPa和 298.15K 时，将 1mol 理想气态分子 A拆开成为理想气态的 A 原子和原子所需的能量称为 AB 的离解能，单位是 kJmol1 。显然双原子分子的离解能就
10、等于它的键能，用 E（A B ）表示。一般地说，键能愈大，键愈牢固，含有该键的分子就愈稳定。（2）键长 分子中两个原子核间的平衡距离称为键长（bond length） ，其数据可以通过光谱或衍射实验方法测定。单键键长双键键长叁键键长，即相同原子间形成的键数越多，则键长越短。而且两原子间形成的共价键的键长愈短，表示键愈牢固。（3）键角 分子中键与键的夹角称为键角（bond angle） 。键角说明键的方向，它是反映分子空间构型的一个重要参数。如 CO2 分子中的键角是 180，就可断定 CO2 分子是直线型。一般结合键长和键角两方面的数据可以确定分子的空间构型。（4）键的极性 键的极性是由于成键
11、原子的电负性不同而引起的。当两个相同的原子形成共价键时，电子云密集的区域恰好在两个原子核的正中，原子核的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心正好重合，这种共价键称为非极性共价键（nonpo1ar covalent bond） 。当不同原子间形成共价键时，电子云密集的区域偏向电负性较大的原子一端，使之带上部分负电荷，电负性较小的原子一端则带上部分正电荷，分子的正电荷重心和负电荷重心不重合，这种共价键称为极性共价键（po1ar cova1ent bond） 。在极性共价键中，成键原子间电负性差值愈大，键的极性愈大。（二）杂化轨道理论1. 杂化轨道理论的要点(1)形成分子时，由于原子间的相互影响，同一
12、个原子中几个不同类型的能量相近的原子轨道，重新分配能量和空间方向，组合成数目相等的一组新轨道，这种轨道重新组合的过程称为轨道杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。(2)有几个原子轨道参加杂化，就能组合成几个杂化轨道。即杂化轨道的数目等于参与杂化的原来原子轨道的数目。(3)杂化轨道成键时要满足原子轨道最大重叠原理，即原子轨道重叠愈多，形成的化学键愈稳定。由于杂化轨道的角度波函数在某个方向的值比杂化前大得多，更有利于原子轨道间最大程度的重叠；因而杂化轨道的成键能力比杂化前强，其成键能力的大小顺序如下：spspsp 2sp 3dsp 2sp 3dsp 3d2(4) 杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原
13、理。即杂化轨道间在空间尽可能的采取最大键角，使相互间斥力最小，从而使分子具有较小的内能，体系更趋稳定。不同类型的杂化轨道间夹角不同，成键后分子的空间构型也不同。(5)同种类型的杂化轨道又可分为等性杂化（equivalent hydridization）和不等性杂化（nonequivalent hydridization）两种。杂化后形成的杂化轨道能量、成分完全相同，这种杂化称为等性杂化；形成的杂化轨道能量不完全相同的称为不等性杂化。凡由含单电子的轨道或不含电子的空轨道间形成的杂化属于等性杂化；凡原子中有孤对电子占据的轨道参加杂化时，一定是不等性杂化。2. 杂化轨道类型与分子的空间构型(1) s
14、p 杂化 由一个 ns 轨道和一个 np 轨道组合成两个 sp 杂化轨道的过程称为 sp 杂化。每个杂化轨道都含有 1/2 的 s 和 1/2 的 P 成分，sp 杂化轨道间的夹角为 180，呈直线形，BeC1 2。杂化轨道理论认为，在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。但应注意，原子轨道的杂化只有在形成分子时才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。(2) sp2 杂化 由一个 ns 轨道和两个 np 轨道组合形成三个 sp2 杂化轨道的过程称为 sp2 杂化。其中每个 sp2 杂化轨道都含有 13 的 s 和 23 的 p 成分，杂化轨道间的夹角为 120，呈平面三角形。如 B
15、F3 分子(3) sp3 杂化 由一个 ns 轨道和三个 np 轨道组合成四个 sp3 杂化轨道的过程称为 sp3 杂化。每个 sp3 杂化轨道都含有 14 的 s 和 34 的 p 成分，四个杂化轨道分别指向正四面体的四个顶点。杂化轨道间的夹角为 10928 ，其空间构型为正四面体形。如 CH4 分子，SiH 4 分子 。 现将以上三种 sp 类型的杂化与空间构型之间的关系归纳于表 10-1 中。表 10-1 sp 型的三种杂化轨道杂化类型 sp sp2 sp3参与杂化的原子轨道 1 个 s1 个 p 1 个 s2 个 p 1 个 s3 个 p杂化轨道数 2 个 sp 杂化轨道 3 个 sp
16、2 杂化轨道 4 个 sp3 杂化轨道杂化轨道间夹角 180 120 10928几何构型 直线型 正三角形 正四面体实例 BeC12 BF3 CH4上述三种 sp 类型的杂化，它们各自形成的杂化轨道的能量完全相同，都属于等性杂化。当杂化所形成的杂化轨道的能量不完全相同时，就是不等性杂化。下面以 H2O 分子和 NH3 分子的形成为例予以说明。 例 10-1试说明 H2O 分子的空间构型。 解：O 原子的电子层结构为 1s22s22px22py12pz1，形成 H2O 分子时，O 原子只能以含单电子的2py 和 2pz 两轨道分别与两个 H 原子的 1s 轨道重叠形成两个 OH 键，键角应为 9
17、0。但实验测得 H2O 分子中两个 OH 键间的夹角为 10445 ，显然是价键理论无法解释的。杂化轨道理论认为，在形成 H2O 分子的过程中， O 原子采用 sp3 不等性杂化，其中两个含单电子的 sp3 杂化轨道各与一个 H 原子的 1s 轨道重叠形成两个 sp3-1s 键，而余下的两个 sp3 杂化轨道分别被一对孤电子对占据，由于它们不参与成键，电子云密集于 O 原子周围，对成键电子对有排斥作用，结果使OH 键间的夹角压缩至 10445 ，所以 H2O 分子的空间构型为 V 字形。例 10-2试解释 NH3 分子的空间构型。解：N 原子的价电子层结构为 2s22px12py12pz1，在
18、形成 NH3 分子时，N 原子的 2s 轨道和三个2p 轨道先进行 sp3 不等性杂化，其中三个含单电子的 sp3 杂化轨道分别与三个 H 原子的 1s 轨道重叠形成三个 sp3-1s 键，余下一个 sp3 杂化轨道被一对孤对电子占据，由于它不参与成键，电子云密集于 N 原子周围， 对三个 NH 键虽有排斥作用，但较 H2O 分子中的小，结果使得 NH 间的夹角为 107，与实验测定结果相符，所以 NH3 分子的空间构型为三角锥形。除上述 sp 型杂化外，还有 spd 型杂化。如在配合物中，过渡金属离子很多是用 spd 型杂化轨3道与其它原子结合的，这种类型的杂化将在第九章配位化合物中介绍。（
19、三）价层电子对互斥理论1.价层电子对互斥理论的要点(1) 在 ABn（n 2）型共价分子或离子中，中心原子 A 周围配置的原子或原子团 B（称为配体）的几何构型，主要取决于中心原子 A 价层电子对（包括成键电子对和孤电子对）的相互排斥作用。分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。如 BeH2 分子中，Be 原子价电子层有两对成键电子对，只有这两对电子处于 Be 原子核两侧时，才能使它们之间的排斥作用最小，所以这两对电子可能有如下的排布：Be：显然 Be 原子与两个 H 原子结合成 BeH 分子的结构应是直线形。(2) 价层电子对互斥理论也适用于含有双键或叁键的 ABn 型分子，这时
20、可把双键或叁键作为一个电子对看待。(3) 价层电子对相互排斥作用的大小，取决于电子对之间的夹角和电子对的成键情况。一般电子对间的夹角愈小斥力愈大。由于成键电子对同时受两个原子核的吸引，所以电子云比较“紧缩” ，而孤对电子只受中心原子核的吸引，故电子云比较“肥大” ，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小的顺序如下：孤电子对与孤电子对孤电子对与成键电子对成键电子对与成键电子对。又因多重键具有较多的电子，所以斥力大小顺序是：叁键双键单键。2. 判断共价分子的一般规则(1) 确定中心原子的价层电子对数。把中心原子的价电子数和配体所提供的电子数之和除以2，即为中心原子的价层电子对数。在正规的共
21、价键中，作为配体，氢和卤素原子各提供 1 个电子，氧族原子可认为不提供电子；作为中心原子，氧族原子提供 6 个价电子，而卤素原子提供 7 个价电子；若是复杂离子，则应加上或减去与电荷相应的电子数；例如，PO 43 离子中的 P 的价层电子数应加上 3 个电子，而 NH4+中的 N 的价层电子数应减去 1 个电子。然后用 2 除以电子总数，即得中心原子价层电子对数。计算电子对时，若剩余 1 个电子，也应作一对电子处理。(2) 根据中心原子的价层电子对数，从书表 10-4 中找出相应的价层电子对构型。(3) 画出结构图，把配体排布在中心原子周围，每对电子连结一个配体，余下未结合的电子对便是孤电子对
22、。(4) 根据孤电子对，成键电子对之间斥力的大小，确定斥力最小的稳定结构。由此可见，价层电子对互斥理论和杂化轨道理论在判断分子的几何构型方面得到了大致相同的结果。但是它不能很好地说明键的形成原理和键的相对稳定性，在这些方面还要依靠价键理论和分子轨道理论。(四) 分子轨道理论简介1. 分子轨道理论的要点(1) 与原子轨道相似，分子中各电子的空间运动状态可用分子轨道波函数 来描述，同样， 2 为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。每个分子轨道都有相应的能量和形状。与原子轨道不同之处主要在于分子轨道是多中心（即多核） ，而原子轨道只有一个中心（即单核） 。(2) 分子轨道是由原子轨道线性组
23、合（相加或相减）而成的，有几个原子轨道就组合成几个分子轨道，其中有一半轨道能量比原来的原子轨道的能量低，称为成键轨道（bonding orbital） ；有一半轨道能量比原来的原子轨道的能量高，称为反键轨道（antibonding orbital） 。(3) 电子在分子轨道中的排布也遵守保里不相容原理，能量最低原理和洪特规则。(4) 为了有效地组合成分子轨道，成键的各原子轨道必须符合以下三条原则。 对称性匹配原则：所谓对称性匹配，即对旋转和反映两个对称操作均为对称或均为反对称。可形象地表示为原子轨道图形重叠相加和相减。重叠相加（同号区域重叠） ，形成了成键分子轨道；重叠相减（异号区域重叠） ，
24、形成了反键分子轨道。所以由两个对称性匹配的原子轨道可形成两个分子轨道。对称性匹配的几种简单原子轨道的组合是：以 x 为键轴，s-s ，s-p x ，p x-px ，p y-py ，p z-pz。前三种组合成 分子轨道，后两种组合成 分子轨道。能量近似原则：对称性匹配的两个原子轨道能量相近时，才能组合成有效的分子轨道，且原子轨道的能量愈相近愈好。该原则对于确定两种不同类型的原子轨道之间能否组成分子轨道尤为重要。 轨道最大重叠原则：对称性匹配的两个原子轨道进行线性组合时，其重叠程度愈大，则组合成的分子轨道能量愈低，形成的化学键愈牢固，此称为最大重叠原则。以上三条原则中，对称性匹配原则是首要的，它决
25、定原子轨道能否组合成分子轨道的问题，而能量近似原则和最大重叠原则只是决定组合的效率问题。(5) 在分子轨道理论中，用键级（bond order）表示键的牢固程度。其定义是：成键轨道上的电子数与反键轨道上电子数之差值的一半。键级越大，键越稳定，其数值可以是整数，分数，也可以是零。当键级为零时，表明原子不能组合成分子。(6) 第二周期双原子分子分子轨道能级同核双原子分子能级顺序：kk 2s 2s* 2py 2pz 2px 2py* 2pz* 2p*（ B2N 2）kk 2s 2s* 2p 2py 2pz 2py* 2pz* 2p* (O2F 2)异核双原子分子能级顺序：kk 2s 2s* 2py
26、2pz 2p 2py* 2pz* 2p* (CO)kk 2s 2s* 2p 2py 2pz 2py* 2pz* 2p* （NO）三、分子间作用力(一) 分子的极性与分子的极化1分子的极性任何一个分子中都可找到一个正电荷重心和一个负电荷重心。其中，正、负电荷重心重合的分子是非极性分子，不重合的是极性分子。对于双原子分子来说，凡由非极性键构成的分子一定是非极性分子；由极性键构成的分子一定是极性分子。对于多原子分子，如分子中所有的共价键都是非极性的，则分子一定是非极性分子，如P4、S 8、O 3，等；但由极性共价键构成的多原子分子是否是极性分子，则取决于分子的空间构型是否对称，若它的空间构型是对称的
27、，是非极性分子，否则就是极性分子。4分子极性的大小可以用偶极矩 来度量，单位是 Cm，其定义是：分子的偶极矩等于其正电荷重心或负电荷重心的电量 q 和正、负电荷重心的距离 d 的乘积。即qd偶极矩是一个矢量，方向为从正电荷重心指向负电荷重心。因为一个电子的电量为 16 10-19C，分子中正、负电荷重心距离的数量级是 10-10m，所以偶极矩的数量级为 10-30Cm。分子的偶极矩等于零时，该分子是非极性分子。若偶极矩不等于零，则分子是极性分子。且分子的偶极矩愈大，分子的极性愈大。根据偶极矩的数值可以推测某些分子的空间构型。2. 分子的极化 极性分子本身固有的偶极为永久偶极。但不论分子有无极性
28、，在外电场的作用下，其正负电荷重心都会发生相对位移使分子变形而产生诱导偶极或偶极矩增大的现象称为分子的极化。分子之间相互作用时也可发生分子的极化，这正是分子间存在相互作用力的重要原因。（二）范德华力分子间还存在着一种较弱的作用力，其大小只相当于化学键能的 110 到 1100。它最早是由荷兰物理学家 Van der Waals 提出的，故称范德华力，可分为取向力、诱导力和色散力三种。1, 取向力取向力（Orientation force）是发生在极性分子之间的作用力。当两个极性分子相互接近时，同极相斥，异极相吸，使分子发生相对转动，以便分子间呈异极相邻状态排列，这种发生在极性分子的永久偶极间的
29、相互作用力称为取向力。取向力的本质是静电引力2.诱导力诱导力（induction force）是发生在极性分子与非极性分子之间的作用力。极性分子的永久偶极相当于一个外电场，可使邻近的非极性分子变形，而产生诱导偶极，于是诱导偶极与永久偶极相互吸引，这种永久偶极和诱导偶极间的相互作用力称为诱导力。同样两个邻近的极性分子之间，除了取向力外，含有诱导力。诱导力的本质也是静电引力。 3. 色散力色散力是发生在非极性分子的瞬间偶极之间的作用力（dispersion force） 。瞬间偶极存在的时间虽然很短，但却在每一个瞬间不断地重复发生着。因此邻近的分子（不论是极性分子还是非极性分子）间始终存在着色散力
30、，并且它在范德华力中占有相当大的比重。综上所述：在非极性分子之间只有色散力；在极性分子和非极性分子之间既有色散力，又有诱导力；而在极性分子之间，取向力、诱导力、色散力三者并存。氢键1. 氢键的形成与特点(1) 氢键（hydrogen bond）的定义 当 H 原子与电负性很大、半径很小的 X（F、O、N）原子以共价键结合成分子后，还能与另一个电负性很大、半径小且外层有孤对电子的Y（F、O、N）原子产生定向的吸引作用，形成 XHY 结构，其中 H 原子与 Y 原子形成的第二个键（虚线表示）称为氢键。X 、Y 可以是同种元素的原子，如 FH F，OHO，也可以是不同元素的原子，如 NHO。(2)形
31、成氢键 XHY 的条件是：有一个与电负性很大的元素 X 相结合的 H 原子；有一个电负性很大、半径较小并有孤对电子的 Y 原子。通常能符合上述条件的，主要是 F、O 和N。（3）氢键的强弱 氢键的键能一般在 42kJmol-1 以下，与范德华力数量级相同。其强弱与X、Y 原子的电负性及半径大小有关。X、Y 原子的电负性越大，半径越小，形成的氢键越强。顺序如下：FHF OH OOHN N HNOH C1O HS（4）氢键的特点 氢键与范德华力不同，氢键有饱和性和方向性。所谓饱和性是指 H 原子在形成一个共价键后，通常只能再形成一个氢键。所谓方向性是指在氢键中以 H 原子为中心的三个原子尽可能在一
32、条直线上，即 H 原子要尽量和 Y 原子上孤对电子的方向一致，这样 H 原子和 Y原子的轨道重叠程度较大，而且原子与 Y 原子距离最远，斥力最小，形成的氢键愈强，体系愈稳定。2. 氢键的类型氢键可分为分子间氢键（intermolecular hydrogen bond）和分子内氢键（intramolecular hydrogen bond）两种类型。如 H2O 中的 OHO 键，HF 中的 FHF 键，NH 3 2中的NHN 和 NHO 键等，前三种为相同分子间的氢键，后一种为不同分子间的氢键。 同一分子内形成的氢键称为分子内氢键。如在 HNO3 中存在着分子内氢键，其它如在苯酚的邻位上有NO
33、 2，CHO，COOH 等基团时也可形成分子内氢键。3. 氢键对物质性质的影响(1) 对熔点、沸点的影响：在同类化合物中，形成分子间氢键使其熔点、沸点升高。如果化合物形成分子内氢键，其熔点、沸点降低。(2)对溶解度的影响：如果溶质和溶剂间形成分子间氢键，则溶解度增大。如果溶质分子形成分子内氢键，则在极性溶剂中的溶解度减小，在非极性溶剂中溶解度增大。(3)对密度和粘度溶的影响 质分子和溶剂分子形成分子间氢键，使溶液的密度和粘度增大。溶质形成分子内氢键，则不增加溶液的密度和粘度。四、离子极化1.离子的的极化力大小(1)离子的电荷与半径 离子半径越小，电荷越多则极化作用越强，其大小可近似的用 Z2/
34、R 来度量，Z 是电荷数，R 是有效半径。因此半径小，电荷高的阳离子极化作用强。(2)离子的电子构型 电荷相同、半径相近的情况下，18 和 18+2 电子构型的离子极化作用917 电子构型的离子极化作用8 电子构型的强， 在决定离子极化力大小的两个因素中，离子的大小和电荷的多寡是决定性条件，只有当这个条件相近时，离子的电子构型才起明显作用。2.离子变形性大小(1)离子的半径 当电荷相同时，离子的半径越大，变形性也越大。如同族同价离子的变形性顺序为：F Mg2+Al3+Si4+对于半径相近、具有相同电子构型的阴离子来说，则负电荷越高，变形性越大。例如 S2 离子（184pm）的变形性比 Cl 离
35、子（181pm）的变形性大得多。(3)离子的电子构型 当半径相近时，其变形性顺序一般为：18 和 18+2 电子构型9 17 电子构型8 电子构型。例如， Ag+离子是 d10 电子构型，它的变5形性比半径相近的 K+离子要大。阳离子外层若为 d10s2，即 18+2 构型，如 Pb2+，则变形性更大。所以过渡金属离子的变形性常大于半径相近的 8 电子构型的金属离子，特别是那些半径大的Ag+、Hg 2+（18 电子构型） ，Pb 2+（18+2 电子构型）等离子变形性更为明显。3. 离子极化对无机化合物的熔点和稳定性的影响如果离子间的极化作用很强，阴阳离子会相互极化使对方变形，导致双方的电子云相互靠近，造成电子云相部分互重叠，这时离子键就转变为共价键，键长将显著缩短，而离子型晶体就转变为共价型晶体了。
