离子化合物简介

离子化合物简介

离子化合物，是由阴离子(Anion，带负电)和阳离子(Cation，带正电)组成，以本质上是库仑力的离子键相结合的化合物。离子化合物通常熔点和沸点较高，熔融时或电离产生其组成离子的水溶液中时能导电。

离子化合物的定义

　　象NaCl、Kl些物质，在化学上称为离子化合物。这类物质包括大多数的无机盐类和许多金属氧化物。它们的特征是:在通常情况下，大多数是晶体。它们的熔点和沸点都很高，熔化时能导电，有的离子化合物能溶于水中，其水溶液也能导电。

　　导电性是它们的重要特征。为什么这些物质在熔融状态或水溶液中能导电呢?根据近代的观点，认为这些物质中都包含两种电荷相反的离子——正离子和负离子。如在氯化钠晶体内，就有氯离子(Cl^-)和钠离子(Na⁺)。这种由正离子和负离子组成的物质称为离子化合物。

　　1916年柯塞尔提出下列的观点，认为元素在形成化合物时可以失去或获得电子，以使达到稳定的惰性气体结构。例如钠原子的电子排列为2、8、1，它就有失去一个电子的倾向，而变成2、8的电子排列，即是氖的电子排列。氯原子的电子排列为2、8、7，它就有获得一个电子的倾向，而变成2、8、8的电子排列，即是氩的电子排列。

　　柯塞尔认为各元素都有达到Z稳定的电子排列的倾向，而这个倾向就是促使原子化合的动力。依据柯塞尔的意见，金属元素有失去电子的倾向，非金属元素有获得电子的倾向。金属原子失去电子后就成为正离子，非金属原子获得电子后就成为负离子，正、负离子借静电引力而形成离子化合物。

离子化合物的特点

　　我们用化学键这个名词来表示在形成化合物时原子与原子间的化合力。在离子化合物中正离子和负离子之间存在着强大的静电引力，通过这种静电引力将正、负离子结合起来的化学键称为离子键。借离子键结合而成的化合物就是离子化合物。

　　离子键的一个特点是没有方向性。离子是一个独立存在的质点，又是带有一定电荷的球体，它在各个方向上的静电效应是等同的，因此只要离子空间许可，每一个离子就有可能吸引尽量多的相反离子。

　　离子键的另一个特点是没有饱和性。但这里不要误解，以为既然没有饱和性，则一种离子周围所配位的相反离子的数目就可以任意的，恰恰相反，在晶体中侮种离子都有一定的配位数。例如，在NaCl晶体中，Na⁺离子和Cl^-离子的配位数都是6，即是在每一个Na⁺离子的周围有6个Cl^-离子，对Cl^-离子来说，也是如此。这个配位数的多少决定于正离子和负离子的半径比值r₊/r_-，半径比值越大，配位数越大。如在CsCl晶体中，配位数等于8。

　　当正离子和负离子在空间借离子键而相互结合时，它们就以密堆积的方式，使正离子和负离子交替作有规则的排列，这样就形成离子晶体。

　　在离子晶体中，正离子和负离子占据在晶体的晶格上，并在晶格上作有规则的振动。正离子和负离子之间保持着Z短的距离，这表示它们之间的吸引力和排斥力达到均衡。由于各种正、负离子的大小不同，其配位数就不同，离子晶体内正、负离子的空间排布也不同，因此可以得到不同类型的离子晶休。

　　离子晶休是由正、负离子按一定的几何形状，以密堆积的方式排列而成的，这些正、负离子占据在晶体的晶格上，由于正、负离子间的作用力较大，它们的晶格能就较大，需要较高的能量才能破坏它们的晶格，因此它们的熔沸点都很高。

　　当离子晶体溶于水时，由于水分子的作用，削弱了正、负离子间的作用力，而这些正、负离子又以水合离子的形式进入水中。不论是水溶液或者熔融状态，都存在着正、负离子，而这些正、负离子之间的作用力要比晶体状态时小得多，因此当通电时就产生导电现象。

　　正、负离子是离子晶体中的基本质点，因此离子的一些特征(大小、电荷、电子构型)也影响着离子化合物的性质。

　　1、离子半径

　　它是决定离子间作用力的重要因素，离子半径越小，离子间的作用力就越大，也即晶格能越大，拆开它们所需要的能量就越多，因此熔点就越高。从下表所列的例子中明显地反映出这种关系。

　　2、离子电荷

　　它对离子间的作用力同样也有重要的影响。离子电荷高的，对相反电荷的离子吸引力大，因此熔点就很高。CaO的熔点(2590℃)比KF的(587℃)高，就是一个很好的例证。

　　3、离子的电子构型

　　它对离子化合物的性质有一定的影响。例如，碱金属和铜分族都同属于第Ⅰ族，都能形成+1价离子，但由于它们的电子构型不同，前者为8电子壳，后者为18电子壳，化合物的性质就显出差别。例如，KCl、NaCl易溶于水，而Cu₂Cl₂、AgCl就几乎不溶于水。

离子化合物溶解性

　　一、离子化合物的溶解过程

　　离子化合物的溶解过程可以看作分为两步来完成。

　　diyi步为离子晶体中的正离子和负离子克服离子之间的相互作用，从晶格中解离下来变成气态的正离子和气态的负离子的过程，即晶格升华的过程，该过程是一吸热过程。

　　第二步为气态的正离子和气态的负离子和极性的水分子形成水合的正离子和水合的负离子的过程，即离子水合的过程，该过程是一放热过程。

　　二、影响离子化合物溶解性的因素

　　1、热力学因素

　　可根据溶解标准自有能变来讨论离子化合物溶解能力的大小。若溶解标准自有能变为正值，溶解过程不能自发进行，则该离子化合物不易溶于水;若溶解标准自有能变为负值，溶解过程可以自发进行，则该离子化合物易溶于水。根据公式ΔsG⁰=ΔsH⁰-TΔsS⁰可以看出，溶解标准自由能变ΔsG⁰是由溶解标准焓变ΔsH⁰和溶解标准熵变ΔsS⁰两部分共同决定的。

　　2、温度

　　离子化合物在水中溶解能力的大小除受热力学因素影响外，温度对其溶解能力的影响也是较大的。温度对离子化合物溶解能力大小的影响和其溶解过程中的热量变化有一定的关系。如果溶解过程是一吸热过程，则随着温度的升高，离子化合物的溶解度将会逐渐的增加;如果溶解过程是一放热过程，则随着温度的升高，离子化合物的溶解度将会逐渐的减小。

　　随着温度的升高，大多数离子化合物(如Na₂CO₃、NH₄NO₃)在水中的溶解度将会逐渐的增加。随着温度的升高，少数离子化合物(如NaCl)在水中的溶解度变化程度比较小。随着温度的升高，个别离子化合物(如Ca(OH)₂)在水中的溶解度将会逐渐的减少。

　　3、极化作用力

　　离子之间的极化作用也是影响离子化合物溶解性的一个很主要的因素。假如正离子和负离子形成化合物时，正离子和负离子之间没有极化作用，其间的化学键属于纯的离子键，则该离子化合物易溶解。但若离子之间存在着极化作用，极化作用越强，键的共价成分就越多，从而使离子键向共价键过渡，致使化合物溶解度减小。极化作用的强弱与正负离子的半径、所带的电荷及电子构型有关。

　　三、离子化合物溶解性的判断方法

　　1、溶解标准自由能变

　　溶解过程的标准自由能变可以判断离子化合物溶解的难易程度。根据公式ΔsG⁰=ΔsH⁰-TΔsS⁰可知，因温度恒为正值，所以溶解标准自由能变的值是正值还是负值由溶解焓变和溶解熵变两项值的大小共同决定。溶解焓变和溶解熵变可以取正值也可以取负值，故决定溶解标准自由能变的值是正值还是负值，可分为四种情况：

　　①当溶解焓变为正值，溶解熵变为负值时，溶解标准自由能变恒为正值，溶解过程不能自发的进行，则该类离子化合物不易溶解。

　　②当溶解焓变为负值，溶解熵变为正值时，溶解标准自由能变恒为负值，溶解过程可以自发的进行，则该类离子化合物易溶解。

　　③当溶解焓变和溶解熵变都为负值时，溶解标准自由能变的值可能为正值也可能为负值，只有当ΔsH⁰>TΔsS⁰时，则该类离子化合物易溶解。

　　④当溶解焓变和溶解熵变都为正值时，溶解标准自由能变的值可能为正值也可能为负值，若ΔsH⁰<TΔsS⁰时，则该类离子化合物可溶解，且温度越高越有利于其溶解。由公式ΔsG⁰=ΔsH⁰-TΔsS⁰，若已知离子化合物在某一温度下ΔsH⁰、ΔsS⁰的值，求出ΔsG⁰的值，进而对其溶解性进行判断。

　　2、无机含氧酸盐的溶解性定量计算方法

　　如果不考虑外界因素(温度、压力等)的影响，无机含氧酸盐溶解的难易程度主要由以下两方面因素决定：

　　①与无机含氧酸根离子所带的电荷数有关，而无机含氧酸根离子所带的电荷数又和无机含氧酸根离子中所含氧原子的个数有关。而每个氧原子与成酸原子成键的方式又不是完全一样的，如果从其平均作用来考虑，每个氧原子所带的平均电荷数越少，对正离子的引力越弱，故该无机含氧酸根离子和某一特定的正离子溶解度越大。

　　②与无机含氧酸根中氧原子和成酸原子的电负性差值有关。在无机含氧酸根离子中，氧原子与成酸原子之间的电负性差越小，氧原子把成酸原子的电子云拉向氧原子的能力就越小，使氧原子所带的负电荷较少，从而导致无机含氧酸根离子对正离子的引力减弱，其盐的溶解性增大。

　　通过以上分析我们可以得到一个无机含氧酸盐溶解性的定量计算公式：

　　其中S₁代表的是溶解性参数，Z代表的是无机含氧酸根离子所带的电荷数，Δx代表的是氧原子和成酸原子的电负性差值，A代表的是无机含氧酸根离子中所包含氧原子的个数，K₁、K₂为比例常数。

　　四、离子化合物溶解性的一般规律

　　到目前为止还没有比较好的理论来说明离子化合物溶解性问题，人们也没有找到比较完整的规律来概括其溶解性问题，只有通过做大量的实验从中总结出一些化合物溶解性的一般规律。

　　①半径大、所带电荷少的离子所形成的离子化合物易溶解。

　　②正离子和负离子半径相差较大的离子化合物，其溶解度较大;正离子和负离子半径相差较小的离子化合物，其溶解度较小。故对于同一类型离子化合物来说，正离子和负离子半径相差大的离子化合物比相差小的易溶解。

　　③极化作用强，变形性大的离子所组成的化合物一般难溶解。

离子化合物颜色成因

　　物质若能使可见光(波长400～730nm)通过，则本身无色透明;若能很好地反射可见光中的一切光，则为白色;若能完全吸收可见光中的一切光，则为黑色;若选择地吸收可见光中的某一部分光，而把其余部分的光透过或散射出来。人们肉眼看到的就是这部分物质呈现的颜色，也就是吸收那部分光的互补色。例如某种离子化合物吸收了蓝绿色光，而透过的是紫色和红色光，这种离子化合物就呈现紫红色。

　　物质吸收可见光时，电子就从能量较低的轨道跳到能量较高的轨道，如d-d轨道跃迁，轨道间的能量差△E与光的频率ν的关系是：

　　△E=hν=hc/λ

　　式中h是Planck常数;c为光速;ν为频率;λ为波长。

　　物质能量差△E等于物质吸收可见光中的部分或一切光时(吸收光的频率为ν)，就呈现一定颜色(吸收光的互补色);能量差△E越小，呈现的颜色越深;能量差△E大于可见光能量的上限，或小于可见光能量的下限，就不呈现颜色。

　　影响离子化合物颜色的因素很多，其中组成离子化合物的离子间的极化作用的大小对物质的颜色影响Z为明显，因为极化之后，电子能级改变，致使△E能量差变小，所以只要吸收可见光部分的能量即可引起激发，从而呈现出颜色，极化作用越强，△E能量差越小，物质吸收可见光中的波长越大，化合物的颜色就越深(但在波长580～700nm范围内，出现反常，波长增大，化合物的颜色变浅)。

　　这三组化合物从左到右，极化作用是增大的，所以化合物颜色变深。

　　除了离子间的极化作用因素之外，离子的电子层结构对离子化合物颜色的影响也不小。从离子的电子层结构来看：不含未成对电子的离子，即8电子外层、18电子外层、(18+2)电子外层的离子，都没有颜色，如Na⁺(8电子外层)，Zn²⁺(18电子外层)，Pb²⁺(18+2电子外层)。具有不规则外层的离子，如Fe³⁺、Co²⁺、Mn²⁺、Cr³⁺、镧系和锕系元素的许多离子则有颜色。

　　这是由于在这些离子中有未成对的d或f电子，激发这种电子所需要的能量较小，可发生d-d或f-f跃迁，对于电子构型不饱满(即d轨道没有充满。都有未成对的d电子)的金属离子，在吸收了一部分光能后，就可以使d电子从低能级的d轨道向高能级的d轨道跃迁。这种跃迁称为d-d跃迁。其能量差一般在10000～30000cm范围。由于吸收光的波长在可见光范围以内，所以呈现一定的颜色。

　　两种无色的离子有可能形成有色的化合物，例如PbI₂，虽然Pb²⁺和I^-离子都无色，PbI₂却是黄色的。这可以用离子极化作用来解释。化合物中正离子的极化力较强或负离子的变形性较大，都会使化合物呈现颜色。例如，S^2-离子的变形性比O^2-离子大，因此硫化物的颜色一般总要比相应的氧化物深。又如，具有相同电子结构的K⁺、Ca²⁺、Sc³⁺、Ti⁴⁺、V⁵⁺、Mn⁷⁺的氧化物的颜色随着正离子电荷的增加而加深，这是因为正电荷越多，离子的极化力越强。

　　物质呈现的颜色还与其它因素有关。如，温度升高，轨道间的能量差△E趋于零，化合物的颜色变深。室温时是浅黄色的AgI，在低温时是白色的，而在高温则呈洋红色。又如，物质的颗粒大小不同，对不同波长的光的散射能力不同，呈现的颜色也不同。铂片是灰白色的，分散度极高的铂则是黑色的，因此叫做铂黑。

　　对于某些具有颜色的含氧酸根离子，如VO₄^3-(淡黄色)，CrO₄^2-(黄色)，MnO₄^-(紫色)等，它们的颜色被认为是电荷迁移引起的。V(Ⅴ)，Cr(Ⅵ)，Mn(Ⅶ)它们都为d⁰电子构型，没有d电子，均有较强的夺取电子的能力，不可能发生d-d跃迁，它们的颜色是因强吸收(常发生在紫外区)，这些酸根离子吸收了一部分能量后，氧阴离子的电荷会向金属离子迁移，伴随电荷迁移，这些离子呈现不同的颜色。