离子极化理论
离子极化理论解释熔沸点
离子极化理论解释熔沸点
离子极化理论是用来解释熔沸点的一种理论。
熔沸点是指物质从固态变为液态或从液态变为气态所需要的温度。
离子极化理论认为，在物质的固态中，原子或分子之间会形成离子键，使得它们彼此间的作用力增强。
这种作用力被称为离子极化力。
当物质加热到一定温度时，离子极化力会减弱，原子或分子之间的距离会增大，这就导致物质的固态变为液态或气态。
根据离子极化理论，熔沸点越高的物质，其离子极化力越强，也就是说，它们之间的离子键越紧密，需要更高的温度才能使它们的离子极化力减弱，使得物质转变为液态或气态。
因此，离子极化理论可以用来解释为什么有些物质的熔沸点很高，而有些物质的熔沸点很低。
极化作用和变形性
极化作用和变形性桂耀荣离子极化指的是在离子化合物中，正、负离子的电子云分布在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化理论认为，当正离子和负离子相互结合形成离子晶体时，如果相互间无极化作用，则形成的化学键应是纯粹的离子键。
事实上正、负离子之间将发生程度不同的相互极化作用，这种相互极化作用将导致电子云发生变形，即负离子的电子云向正离子方向移动，同时正离子的电子云向负离子方向移动，也就是说正、负离子的电子云发生了重叠。
相互极化作用越强，电子云重叠的程度也越大，则键的极性也越减弱。
从而使化学键从离子键过渡到共价键。
一种离子使导电离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”。
被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
一般来说有阳离子极化作用占主要及阴离子变形占主要。
一、极化作用和变形性的规律以及相互极化和反极化作用1．阴离子的变形性（1）电子层结构相同的阴离子负电荷越大，变形性越大。
（2）电子层结构相同的阴离子的半径越大，变形性越大。
（3）复杂阴离子变形性通常不大，而且中心原子氧化数越高，变形性越小。
2．阳离子极化作用（1）离子正电荷越大，半径越小，极化作用越强。
（2）就离子的外壳电子结构而论，离子极化作用依次为：8电子<9—17电子<18电子和18＋2电子这是因为有18电子电子层结构的离子，其最外层中的d电子对原子核有较小的屏蔽作用之故。
（3）对于外壳电子层结构相同的离子，电子层数越多，半径愈大，变形性越大。
3．相互极化（附加极化）虽然正离子和负离子都有极化作用和变形性两方面的性能，但负离子在正离子的极化作用下更易变形。
所以正离子主要表现为对负离子的极化作用，负离子主要表现为电子云的变形。
因此在讨论正、负离子间的相互极化时，往往着重的是正离子的极化作用及负离子的变形性。
但是当正离子的电子层构型为非稀有气体构型时，正离子也容易变形，此时要考虑正离子和负离子之间的相互极化作用。
(完整版)极化作用和变形性
极化作用和变形性桂耀荣离子极化指的是在离子化合物中,正、负离子的电子云分布在对方离子的电场作用下,发生变形的现象。
离子极化理论认为,当正离子和负离子相互结合形成离子晶体时，如果相互间无极化作用，则形成的化学键应是纯粹的离子键.事实上正、负离子之间将发生程度不同的相互极化作用，这种相互极化作用将导致电子云发生变形，即负离子的电子云向正离子方向移动,同时正离子的电子云向负离子方向移动，也就是说正、负离子的电子云发生了重叠。
相互极化作用越强，电子云重叠的程度也越大，则键的极性也越减弱。
从而使化学键从离子键过渡到共价键。
一种离子使导电离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”。
被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
一般来说有阳离子极化作用占主要及阴离子变形占主要。
一、极化作用和变形性的规律以及相互极化和反极化作用1．阴离子的变形性（1）电子层结构相同的阴离子负电荷越大，变形性越大。
（2)电子层结构相同的阴离子的半径越大，变形性越大。
（3）复杂阴离子变形性通常不大,而且中心原子氧化数越高，变形性越小。
2．阳离子极化作用（1）离子正电荷越大，半径越小,极化作用越强.（2）就离子的外壳电子结构而论,离子极化作用依次为：8电子<9—17电子〈18电子和18＋2电子这是因为有18电子电子层结构的离子，其最外层中的d电子对原子核有较小的屏蔽作用之故。
（3）对于外壳电子层结构相同的离子，电子层数越多，半径愈大,变形性越大。
3．相互极化(附加极化)虽然正离子和负离子都有极化作用和变形性两方面的性能，但负离子在正离子的极化作用下更易变形。
所以正离子主要表现为对负离子的极化作用，负离子主要表现为电子云的变形。
因此在讨论正、负离子间的相互极化时，往往着重的是正离子的极化作用及负离子的变形性。
但是当正离子的电子层构型为非稀有气体构型时，正离子也容易变形，此时要考虑正离子和负离子之间的相互极化作用。
离子极化和离子晶体的晶格能——离子极化能的理论计算和适用于所有离子晶体的晶格能公式
离子极化和离子晶体的晶格能——离子极化能的理论计算和适用于所有离子晶体的晶格能公式
离子极化和离子晶体的晶格能是由离子极化的作用和晶体的晶格结构共同决定的。
离子极
化是由电子的位移而引起的，当一个负离子周围有一个或更多的正离子时，它们之间发生
离子极化，这时负离子就有了一个近似虚拟电荷，而当它离开正离子时，这个虚拟电荷消失。
晶格能是一个晶体晶格中多个原子的相互作用定义的，它取决于原子的表面形状，原
子的重量大小，原子的极化能和原子力的感应。
为了理论计算晶格能，一般用户采用了离子极化（IP）和共价能（CP）有效势函数法。
在
这种情况下，由离子极化能而产生的晶格能是依靠了有效势函数法来理论计算的。
有效势
函数法中定义了两个参数，即离子极化系数k和共价能参数C，这两个参数用于描述离子
极化能和共价能之间的相互关系。
在实际计算中，可以选择不同的参数值来定义离子的极
化能，从而计算出晶格能。
克拉平克斯（Krampen）和柏金斯（Broms）提出了一种适用于所有离子晶体的晶格能公式。
根据这个公式，晶格能的计算可以用以下公式表示：U=S1+S2+S3，其中S1表示由离子极
化能而产生的能量，S2表示从共价能而产生的能量，而S3表示由极化能和共价能之间的
交互相互作用而产生的能量。
这个公式已成为计算晶格能的标准。
由此可见，离子极化和离子晶体的晶格能是由离子极化和晶格结构共同决定的，理论计算
晶格能大都采用有效势函数法，而晶格能的计算则可以通过克拉平克斯和柏金斯的晶格能
公式来完成。
离子极化理论
离子极化离子的极化（Ionic polarization）由法扬斯（Fajans）首先提出。
离子极化指的是在离子化合物中，正、负离子的电子云分布在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化能对金属化合物性质的影响简介离子极化在离子化合物中，正、负离子的电子云分布在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化使正、负离子之间在原静电相互作用的基础上又附加以新的作用，它是由离子在极化时产生的诱导偶极矩μ引起的。
μ与电场强度E的比值μ/E称为极化率，它可作为离子可极化性大小的量度。
正、负离子虽可互相极化，但一般说，由于正离子半径小，电子云不易变形，可极化性小，主要作为极化者；负离子恰好相反，是被极化者。
离子极化的结果使离子键成分减少，而共价键成分增加，从而产生一定的结构效应，影响化合物的物理、化学性质。
离子极化可使键力加强、键长缩短、键的极性降低以至结构型式变异，从离子晶体的高对称结构向层型结构过渡。
离子的极化a．离子在外电场或另外离子的影响下，原子核与电子云会发生相对位移而变形的现象，称为离子的极化。
b．极化作用(polarization power) 离子使异号离子极化的作用，称为极化作用。
c．极化率（或变形性）(polarizability) 被异号离子极化而发生电子云变形的能力，称为极化率或变形性。
(2) 无论是正离子或负离子都有极化作用和变形性两个方面，但是正离子半径一般比负离子小，所以正离子的极化作用大，而负离子的变形性大。
负离子对正离子的极化作用（负离子变形后对正离子电子云发生变形），称为附加极化作用。
(3) 离子的极化作用可使典型的离子键向典型的共价键过渡。
这是因为正、负离子之间的极化作用，加强了“离子对”的作用力，而削弱了离子对与离子对之间的作用力的结果。
离子极化作用的规律a．正离子电荷越高，半径越小，离子势φ（Z / r）越大，则极化作用越强；b．在相同离子电荷和半径相近的情况下，不同电子构型的正离子极化作用不同：8电子构型 < 9-17电子构型 < (18，18+2) 电子构型例如： r(Hg)= 102pm， r(Ca)= 100pm，但Hg的极化作用大于Ca解释：(i) 由于d态电子云空间分布的特征，使其屏蔽作用小(ii) 由于d态电子云本身易变形，因此d电子的极化和附加极化作用都要比相同电荷、相同半径的8电子构型的离子的极化和附加极化作用大。
离子极化理论简介
离子极化理论离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
离子的极化作用和变形性（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r 为标度；徐光宪以静电势能Z2/r 为标度等等。
这些都是经验公式，由于影响极化作用的因素较多，所以这些公式不能对所有离子都适用，还有许多例外。
影响离子变形性的主要因素（1）离子的电子层构型相同，正电荷越高的阳离子变形性越小。
例如：O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
例如：F- < Cl- < Br- < I-（3）若半径相近，电荷相等，18电子层构型和不规则（9—17电子）构型的离子，其变形性大于8电子构型离子的变形性。
例如：Ag+ > K+；Hg2+ > Ca2+（4）复杂阴离子的变形性通常不大，而且复杂阴离子中心原子氧化数越高，其变形性越小。
例如：ClO4- < F- < NO3- < H2O < OH- < CN- < Cl- < Br- < I-SO42- < H2O < CO32- < O2- < S2-从上面的影响因素看出，最容易变形的离子是体积大的阴离子（如I-、S2-等）和18电子层或不规则电子层的少电荷的阳离子（如：Ag+、Hg2+等）。
物质的极化类型
物质的极化类型
物质的极化类型可以分为离子极化、共价极化和无极化三种类型。
1. 离子极化：当物质中的阳离子和阴离子之间存在电荷不平衡或电荷分布不均匀时，会出现离子极化。
离子极化通常发生在离子晶体中，如氯化钠（NaCl）。
在离子晶体中，阴离子与
阳离子之间的电荷分布不均匀，形成了正负电荷的偏离，导致该物质呈现极性。
2. 共价极化：共价极化是指在共价键中，由于两个原子的电负性不同导致电子云分布不均匀，而形成的一种电荷分布不均匀的极化现象。
共价极化通常发生在非金属原子之间的共价键中，如氯气（Cl2）。
在氯气中，氯原子的电负性较大，电子云会
偏移到氯原子，使得氯原子带负电，而另一个氯原子则带正电，形成共价极化。
3. 无极化：无极化是指原子或分子中的电子云分布均匀，没有呈现明显的电荷分布不均匀现象。
无极化通常发生在具有相似电负性的原子之间，如氢气（H2）。
在氢气中，两个氢原子
之间的电负性相似，电子云均匀分布，没有明显的电荷偏移，因此呈现无极化特性。
电介质的四种极化方式
电介质的四种极化方式
电介质的四种极化方式是电子位移极化、离子位移极化、偶极子极化和空间电荷极化。
1、电子位移极化
一切电介质都是由分子构成的，而分子又是由原子组成的，每个原子都是由带正电荷的原子核和围绕着原子核的带负电的电子构成的。
2、离子式极化
离子的极化由法扬斯首先提出。
离子极化指的是在离子化合物中，正、负离子的电子云分布在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化能对金属化合物性质产生影响。
3、偶极子极化
偶极子极化是指在电场作用下，组成介质的分子的固有偶极矩将沿着电场方向排列，所有偶极矩的矢量和不为零，介质产生宏观极化强度。
4、空间电荷极化
空间电荷极化常常发生在不均匀介质中，在外电场的作用下，不均匀电介质中的正负间隙离子分别向负、正极移动，引起电介质内各点离子密度的变化，产生电偶极矩，这种极化称为空间电荷极化。
离子极化
离子极化对化合物性质的影响离子极化对化合物性质的影响曲江县曲仁一中许少生离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
一、离子的极化作用和变形性离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。
离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。
所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。
1．影响离子极化作用的主要因素（1）离子壳层的电子构型相同，半径相近，电荷高的阳离子有较强的极化作用。
例如：Al3+ > Mg2+ > Na+（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r为标度；徐光宪以静电势能Z2/r为标度…等等。
这些都是经验公式，由于影响极化作用的因素较多，所以这些公式不能对所有离子都适用，还有许多例外。
2．影响离子变形性的主要因素（1）离子的电子层构型相同，正电荷越高的阳离子变形性越小。
例如：O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
离子的极化率和极化力公式
离子的极化率和极化力公式，并标明所有参数的物理意义
离子的极化率
在电场作用下离子的电子云分布偏离原子核，造成负电荷中心偏离，产生了诱导偶极矩。
诱导偶极矩pI正比于有效电场强度E，pI=αE。
比例系数α称离子极化率，其单位是C·m2/V。
离子半径越大，核外电子越多，极化率越大。
负离子极化率一般大于正离子。
负离子价越高，极化率越大；正离子价越高，极化率越小。
含d电子多的正离子极化率大。
离子极化率多由经验或半经验公式计算得到。
也有一些理论计算，如下：
离子的极化力公式
一个离子能够使其他离子极化的能力称为极化力。
一个离子的极化力就决定于这个离子所产生电场的大小，电场愈大，则极化力也愈强。
离子极化能力大小的三个主要因素，即离子半径、离子电荷和离子的电子层构型。
用离子势来表示离子极化力，Z是离子价电荷数，R 是离子半径。
离子势反映了离子电荷密度的大小，决定了离子的电场强度，如果阳离子的电荷越高，半径越小, 则该离子极化力越强，这种标度对解释8电子构型的离子极化力是很成功。
用离子有效核电荷与半径来标度极化力，离子极化力=Z*2/r，离子有效核电荷Z*=Z-S，Z为离子的核电荷数，S为离子中所有电子对外面假设的加合电子的屏蔽系数之和,它与离子的电子构型有关。
计算对非惰气构型离子也适用，与化合物性质符合得较好。
以上两种标度把离子看成是带电荷的圆球来考虑，下面是另一种在量子力学中的标度。
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离子极化理论离子极化（Ionic polarization）由法扬斯（Fajans）首先提出。
离子极化指的是在离子化合物中，正、负离子的电子云在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
一、离子的极化作用和变形性离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。
离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。
所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。
1.影响离子极化作用的主要因素（1）离子壳层的电子构型相同，半径相近，电荷高的阳离子有较强的极化作用。
例如：Al3+ > Mg2+ > Na+（2）半径相近，电荷相等，对于不同电子构型的阳离子，其极化作用大小顺序（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r 为标度；徐光宪以静电势能Z2/r 为标度…等等。
这些都是经验公式，由于影响极化作用的因素较多，所以这些公式不能对所有离子都适用，还有许多例外。
根据上边规则可以判断，在所有离子中，氢离子（H+）的极化作用最强。
2.影响离子变形性的主要因素（1）离子的电子层构型相同，正电荷越高的阳离子变形性越小。
例如：O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
例如：F- < Cl- < Br- < I-（3）若半径相近，电荷相等，18电子层构型和不规则（9—17电子）构型的离子，其变形性大于8电子构型离子的变形性。
例如：Ag+ > K+ ；Hg2+ > Ca2+（4）复杂阴离子的变形性通常不大，而且复杂阴离子中心原子氧化数越高，其变形性越小。
例如：ClO4- < F- < NO3- < H2O < OH- < CN- < Cl- < Br- < I-SO42- < H2O < CO32- < O2- < S2-从上面的影响因素看出，最容易变形的离子是体积大的阴离子（如I-、S2-等）和18e电子构型或9 —17 e电子构型的少电荷的阳离子（如：Ag+ 、Pb2+ 、Hg2+ 等）。
最不容易变形的离子是半径小，电荷高的稀有气体电子构型的阳离子（如：Be2+、Al3+ 、Si4+等）。
二、离子的附加极化在上面的讨论中，偏重于阳离子对阴离子的极化作用。
无论是正离子或负离子都有极化作用和变形性两个方面，但是正离子半径一般比负离子小，所以正离子的极化作用大，而负离子的变形性大。
负离子对正离子的极化作用（负离子变形后对正离子电子云发生变形），称为附加极化作用。
两种离子相互极化，产生附加极化效应。
显然，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。
极化作用与附加极化作用都加大了离子间引力，因而会影响离子间引力所决定的许多化合物性质。
1. 18电子层或不规则电子层构型的阳离子容易变形，可产生附加极化作用。
2.同一族，从上到下，18电子层构型的离子附加极化作用递增。
例如：在锌、镉、汞的碘化物中总极化作用依Zn2+ < Cd2+ < Hg2+顺序增大。
3.在18电子层构型阳离子的化合物中，阴离子变形性越大，附加极化作用越强。
三、离子极化对化合物性质的影响离子极化理论对于由典型离子键向典型共价键过渡的一些过渡型化合物的性质可以作出比较好的解释。
下面举例谈一下离子极化对化合物性质的影响。
由于阴、阳离子之间的极化作用，加强了“离子对”的作用力，而削弱了阴、阳离子之间的作用力（即离子键），故离子极化的结果使离子键成分减少，而共价键成分增加，从而产生一定的结构效应，影响化合物的物理、化学性质。
离子极化可使键力加强、键长缩短、键的极性降低以至结构型式变异，从离子晶体的高对称结构向层型结构过渡。
1.影响离子晶格变形在典型的离子化合物中，可以根据离子半径比规则确定离子晶格类型。
但是，如果阴、阳离子之间有强烈的相互极化作用，晶格类型就会偏离离子半径比规则。
在AB型化合物中，离子间相互极化的结果缩短了离子间的距离，往往也减小了晶体的配位数。
晶型将依下列顺序发生改变：CsCl 型NaCl 型ZnS 型分子晶体相互极化作用递增,晶型的配位数递减.例如：AgCl、AgBr和AgI，按离子半径比规则计算，它们的晶体都应该属于NaCl 型晶格（配位数为6）。
但是, AgI却由于离子间很强的附加极化作用，促使离子强烈靠近，结果AgI以ZnS 型晶格存在。
2.影响离子晶体熔点、沸点下降由于离子极化作用加强，化学键型发生变化，使离子键逐渐向极性共价键过渡，导致晶格能降低。
例如：AgCl 与NaCl 同属于NaCl 型晶体，但Ag离子的极化力和变形性远大于Na离子，所以，AgCl的键型为过渡型，晶格能小于NaCl的晶格能。
因而AgCl的熔点（455℃）远远低于NaCl的熔点（800℃）。
3.化合物的颜色加深影响化合物颜色的因素很多，其中离子极化作用是一个重大的影响。
在化合物中，阴、阳离子相互极化的结果，使电子能级改变，致使激发态和基态间的能量差变小。
所以，只要吸收可见光部分的能量即可引起激发，从而呈现颜色。
极化作用愈强，激4.在极性溶剂中溶解度下降物质的溶解度是一个复杂的问题，它与晶格能、水化能、键能等因素有关，但离子的极化往往起很重要的作用。
一般说来，由于偶极水分子的吸引，离子化合物是可溶于水的，而共价型的无机晶体却难溶于水。
因为水的介电常数（约为80）大，离子化合物中阳、阴离子间的吸引力在水中可以减少80倍，容易受热运动及其它力量冲击而分离溶解。
如果离子间相互极化强烈，离子间吸引力很大，甚至于键型变化，由离子键向共价键过渡，无疑会增加溶解的难度。
因此说，随着无机物中离子间。
例如：5.影响离子化合物热稳定性下降在二元离子化合物中，如果阳离子极化力强，阴离子变形性大，受热时则因相互作用强烈，阴离子的价电子振动剧烈，可越过阳离子外壳电子斥力进入阳离子的原子轨道，为阳离子所有，从而使化合物分解。
在二元离子化合物中，对于同一阴离子，若阳离子极化力越大，则化合物越不稳定。
例如，KBr的稳定性远远大于AgBr的稳定性。
对于同一阳离子来说，阴离子的例如：反极化作用是指有极化作用的离子对极性键（把极性键看作是存在极化作用的两种原子）削弱作用，使极性键更容易断裂。
反极化作用一般常见于含氧酸及含氧酸盐中（相对于把中心原子与O原子看作存在极化作用）。
在含氧酸盐中，阳离子极化力大的盐，则由于阳离子的反极化作用（相对于把中心原子与O原子看作存在极化作用）强，对相邻氧原子的电子云争夺力强，使得氧与中心原子共价键被削弱，从而使得氧与中心原子共价键更容易断裂（可以为均裂，也可为异裂。
氧化性酸根肯定含有均裂，可能含有异裂；非氧化性酸根只有异裂），含氧酸根破裂。
表现为含氧酸盐分解。
对于同一酸根的盐或酸，阳离子极化力越大，越不稳定。
含氧酸与其含氧酸盐相比较，含氧酸的热稳定性比其盐小得多，那是因为含氧酸盐中金属离子反极化作用比H+弱。
金属离子（包括H+）对O离子的反极化作用（相对于把C原子与O原子看作存在极化作用）越强，金属碳酸盐越不稳定。
6.对盐的水解性的影响盐类水解是指盐类溶于水后，阳离子或阴离子和水分子间相互作用，生成弱电解质（弱酸、弱碱、碱式盐或氧基盐等）的过程。
水解作用的强弱与阳离子及阴离子对水分子所具有的电场力大小有关。
若离子的电场力强，对水分子的极化作用大，能够引起水分子变形产生较大偶极，甚至断裂成两部分：OH-、H+，与离子电荷相反的一部分组合在一起，形成水解产物。
对于盐来说，不一定阴、阳离子同时发生水解。
若盐的阴离子水解，则生产弱酸，其酸的强度越弱，盐的水解度越大。
若阳离子水解，其水解能力与离子极化力成正比。
有人找出水解常数的负对数pKh为Z2/r的函数。
例如：从表中几例可以看出，离子的极化力越大，离子的水解度越大（pKa值越小）。
7.增强导电率和金属性有的情况下，阴离子被阳离子极化后，使自由电子脱离了阴离子，这样就使离子晶格向金属晶格过渡，电导率因而增加，金属性也相应增强，硫化物的不透明性，金属光泽等都与此有关。
如FeS、CoS、NiS等化合物，特别是它们的矿石均有金属光泽。
离子极化理论在无机化学中，有一定的实用价值，能够粗略地解释一些简单无机物的性质，目前成为无机化学、结晶化学等教科书中的一个基本原理。
然而此理论还没有得到量子化学家更多的支持，而且在无机化合物中，离子型的化合物也毕竟只是一部分，所以在应用时应充分注意它的局限性，不宜乱加套用。
8.酸分子的稳定性含氧酸的氧化性和分子的稳定性有关，一般来说，如果含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子越不稳定，其氧化性越强。
含氧酸分子的稳定性与分子中R=O键的强度和键的数目有关。
因为R=O键的数目越多，R的化合价越高且为正，R原子对O原子的极化作用就越强，R=O键强度越大，要断裂这些键，使高氧化态的含氧酸还原为低氧化态甚至为单质，就越困难，所以，稳定的多变价元素的含氧酸氧化性很弱，甚至没有氧化性。
R=O键的强度和数目与R的电子构型、氧化态、原子半径、成键情况以及分子中带正电性的H原子对R的反极化作用等因素有关。
例如:在HClO、HClO2、HClO3、HClO4系列中，由于酸分子中R=O键数目依次增加，R=O键键长减小，稳定性依次增加，因而，氧化性随氯的氧化态增加而依次减弱。
HClO>HClO2>HClO3>HClO4。
同理可以解释: 为什么含氧酸的氧化性比含氧酸盐强？因为含氧酸盐中金属离子反极化作用比H+弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。