离子特征：普通化学的成果

离子化合物的性质由离子的特征决定，离子的主要特征包括离子的电荷、电子构型和半径。

1.离子的电荷

离子的电荷是原子在形成离子化合物的过程中失去或得到的电子数。离子键的本质是正、负离子之间的静电作用力，故离子所带的电荷数越多，离子键的静电作用力就越强，离子键的强度越大，化合物越稳定。例如，MgO 的熔点（2 800℃）明显高于NaCl 的熔点（801℃）。离子电荷的不同往往带来性质上的不同，如Fe2+和Fe3+，尽管是同种原子形成的离子，但Fe2+离子在水溶液中是浅绿色的，具有还原性；Fe3+离子在水溶液中是黄棕色的，具有氧化性。

2.离子的电子构型

简单阴离子（如F-、Cl-，O2-、S2-等）通常有稳定的8 电子构型，但简单阳离子则有下列5 种外层电子构型：

（1）2 电子构型（1s2），如Li+、Be2+等；

（2）8 电子构型（ns2np6），如Na+、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+等；

（3）9~17 电子构型（ns2np6nd1~9），如Mn2+、Fe3+、Co2+、Ni2+等d 区元素的离子；(www.xing528.com)

（4）18 电子型（ns2np6nd10），如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+等ds 区元素的离子及Sn4+、Pb4+等P 区高氧化态金属正离子；

（5）18+2 电子型[（n-1）s2（n-1）p6（n-1）d10ns2]，如Sn2+，Pb2+、Sb3+、Bi3+等P 区低氧化态金属正离子。

离子的电子构型的不同对离子化合物性质的影响较大，如NaCl 和AgCl 尽管都是由Cl-与+1 价离子形成的化合物，但由于Na+和Ag+的电子构型不同，从而有NaCl 易溶于水，AgCl 难溶于水的差异。此外，Ag+形成配位化合物的能力比Na+强得多。

3.离子的半径

同原子半径一样，离子的半径也难于确定，同一离子的半径会因推算方法和所用晶体的不同而不同。在AB 型离子晶体中处于平衡位置的正负离子，可近似认为是相互接触的圆球，于是核间距R 等于（r正+r负）。由于离子形成时作用于外层电子的有效核电荷的改变，对于同一元素形成的离子一般有r正<r原子<r负，且随电荷数的增大，离子半径减小，如r（S2-）>r（S）>r（S4+）>r（S6+），r（Fe3+）<r（Fe2+）等。

元素周期表中离子半径的变化规律与原子半径的变化大致相同，即同主族电荷数相同的离子，离子半径随电子层数的增加而增大，如r（F-）<r（Cl-）<r（Br-）<r（I-），r（Mg2+）<r（Ca2+）<r（Sr2+）<r（Ba2+）等；同周期元素的离子当电子构型相同时，随有效电荷数的增加，阳离子半径减小，阴离子半径增大，如r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+），r（F-）<r（O2-）<r（N3-）等。

离子半径的大小近似反映了离子的相对大小，是分析离子化合物物理性质的重要依据之一。对于同种构型的离子晶体，离子电荷数越大，其半径越小，正负离子间引力越大，晶格能越大，化合物的熔点、沸点一般越高。