离子的特征

7.1.4　离子的特征

离子的电荷、半径和电子构型是离子的三个重要特征，也是影响离子键强度的重要因素。

1.离子的电荷　从离子键的形成过程可知，离子的电荷(ionic charge)就是在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。

离子的电荷对离子间的相互作用力影响很大，离子电荷越高，与相反电荷间的吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。离子的电荷不仅影响离子化合物的物理性质如熔点、沸点、颜色、溶解度等，而且影响离子化合物的化学性质，如Fe²⁺和Fe³⁺的相应化合物的性质就不同。

2.离子的电子构型　对于简单负离子来说，通常具有稳定的8电子构型，如F^-、Cl^-、O^2-等最外层都是稳定的稀有气体电子构型，即8电子构型。对于正离子来说，情况比较复杂，通常有以下几种电子构型：

(1)0电子构型：最外层没有电子的离子，如H⁺。

(2)2电子构型(1s²)：最外层有2个电子的离子，如Li⁺、Be²⁺等。

(3)8电子构型(ns²np⁶)：最外层有8个电子的离子，如K⁺、Ca²⁺等。

(6)(18+2)电子构型(d¹⁰ns²)：次外层有18个电子，最外层有2个电子的离子，如Pd²⁺、Sn²⁺、Bi³⁺等。

离子的电子构型与离子键的强度有关，对离子化合物的性质有影响。例如，IA族的碱金属与IB族的铜分族，都能形成+1价离子，电子构型分别为8电子构型和18电子构型，导致离子化合物的性质有较大差别。如Na⁺和Cu⁺的离子半径分别为97pm和96pm，但NaCl易溶于水，而CuCl不溶于水。

3.离子半径　离子半径(ionic radius)近似反映离子的相对大小。当离子A⁺和B^-形成离子型化合物A⁺B^-时，A⁺和B^-之间离子静电引力与两电子云间及两核间斥力相等时的平衡距离叫做核间距离(d)。假设A⁺和B^-是两个互相接触的球体，离子半径即是指代表正、负离子的两个球体接触半径，也就是有效离子半径。则核间距d等于两个球体的半径之和，即

d=r₁+r₂　　　　　　　　(7.1)

核间距d可以用X射线衍射法测定。如果已知一个离子的半径，就可以通过d值求出另一个离子半径。

从原子结构观点可得出离子半径变化的一些规律：

(1)正离子的半径比该元素的原子半径小，而负离子的半径则比该元素的原子半径大。

(2)同一周期电子层结构相同的正离子的半径随电荷数增加而减小。例如：

Na⁺＞Mg²⁺＞Al³⁺；K⁺＞Ca²⁺＞Ca³⁺

(3)同族元素电荷相同的离子的半径随电子层数的增加而逐渐增大。例如：

Li⁺＜Na⁺＜K⁺＜Rb⁺＜Cs⁺；F^-＜Cl^-＜Br^-＜I^-

(4)同一元素形成不同电荷的正离子时，其离子半径总是随着正电荷的增加而减小。例如：

Fe³⁺＜Fe²⁺；Pb⁴⁺＜Pb²⁺

离子半径的大小是决定离子化合物中正、负离子间引力大小的因素之一，也就是决定离子化合物中离子键强弱的因素之一。离子半径越小，离子间引力越大，离子化合物的熔、沸点就越高。离子化合物的其他性质如溶解度等，都与离子半径的大小密切相关。