离子极化理论参考资料
离子极化-一-对离子特征的描述-离子的特征要从三个方面描述-
Al 2O3 比 MgO 更倾向于分子晶体 。3．使化合物的溶解度降低
离子晶体通常是可溶于水的。水极性强，它会削弱正、负离子之
间的静电吸引，离子晶体进入水中后，正、负离子间的吸引力将
离子具有变形性，所以可以被电场极化。
六 相互极化
以上是从阳离子的反极化能力考虑问题。
三 影响变形性的因素
Al 2O3 比 MgO 更倾向于分子晶体 。
七 反极化作用
化，总的结果称相互极化 。
正离子的电子转移给了负离子。
原因在于没有考虑 Zn 2 +，Cd 2 +，Hg 2 + 的变形性，没有考虑相互极化。
离子极化的结果使离子晶体中出现离子对或分子单位 ，离子 晶体向分子晶体过渡。
离子键和共价键不是绝对的。
2．使化合物的熔点降低
由于离子极化，使化学键由离子键向共价键转变，化合
物也相应由离子型向共价型过渡，其熔点、沸点也随共价
成分的增多而降低。如AgF ＜AgCl＜ AgBr＜ AgI 从离子键强度考虑， Al 2 O3 + 3 对 － 2 应比 MgO + 2 对
三 影响变形性的因素 1 简单离子
r 大则变形性大，故阴离子的变形性显得主要。阳离子中只 有 r 相当大的（如 Hg 2 + ，Pb 2 + ，Ag + 等）才考虑其变形性。
电子层结构相同，半径越大，变形性越大，如
Si 4 + < Al 3 + < Mg 2 + < Na+ < ( Ne ) < F－ < O 2－
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。
选论——离子键理论和离子极化理论
化合物性质
离子键强度越大
（晶格能越大）
极化作用越强
熔点、沸点
溶解度 热稳定性 颜色
——
深
5.例题
1、试解释AgCl，AgBr，AgI颜色由白色变到淡黄色再到黄色。
2、比较下列各组化合物的熔、沸点高低 (1)NaCl、NaBr (2)ZnI2、HgI2 (1)NaCl > NaBr (2)ZnI2 > HgI2
解：(3) BaSO4分解温度大于1374℃ ZnSO4分解温度小于755℃，大于300℃
6.离子极化理论的适用范围和局限性
(1)离子极化理论的适用范围
离子极化理论适用于具有共价性的离子化合物、含氧 酸和含氧酸盐；
(2)离子极化理论的局限性
离子极化理论是离子键理论的重要补充，但其也有局
限性，如没有明确的定量标度，没有考虑d,f电子和介
5、试解释酸性高锰酸钾溶液有强氧化性。
6、已知硫酸盐的热分解温度数据如下：
MgSO4
895℃
CaSO4
1149℃
SrSO4
1374℃
CdSO4
826℃
MnSO4
755℃
Mn2(SO4)3
300℃
(1)试解释上述分解温度数据；
(2)与硫酸盐相比，碳酸盐热稳定性如何？并解释原因；
(3)对BaSO4、ZnSO4的分解温度区间做出估计。
(3)FeCl3、FeBr3
(4)CaO、KCl (5)CaCl2、ZnCl2 (6)MgO、Al2O3 (7)FeCl3、FeCl2
(3)FeCl3 > FeBr3
(4)CaO > KCl (5)CaCl2 > ZnCl2 (6)MgO > Al2O3 (7)FeCl3 < FeCl2
离子极化知识点总结
离子极化知识点总结一、离子极化的基本概念离子是带正电或带负电的原子或分子，在晶体、液体和气体中都有存在。
当离子在电场中受力作用时，会发生极化现象。
离子极化是指由于外加电场的作用，带电离子所在的原子核和电子云之间发生的相对位移，导致分子整体呈现出电性。
离子极化是物质中分子或晶格在外加电场作用下的一种典型的电化学变化。
离子极化的主要特点包括电介质极化和电阻极化两种。
电介质极化是指由于外电场的作用，电负性的负电荷向电场强的正电极方向移动，而正电荷向电场弱的负电极方向移动，以致形成了一个有极性的分子，这种现象被称为电介质极化。
电阻极化主要是由于外电场作用，晶格中正负离子向电场方向移动形成极化电场，这种极化是电阻体中的原因之一。
离子极化的影响因素包括离子大小、电极表面积、电压强度等。
离子大小影响离子在电场中的移动速度，较小的离子通常具有较高的极化率；电极表面积影响着离子在电场中的分布情况，表面积越大，分布越均匀；电压强度是指外加电场的大小，电压越大，则离子在电场中受到的力就越大，极化效果也会更加显著。
二、离子极化的应用离子极化在化学、生物学、材料科学等领域有着广泛的应用。
在化学领域中，离子极化被用于制备电介质材料，利用其特性进行电容器、压电器件和电磁元件等的制造。
在生物学领域中，离子极化被用于分离、富集、传感等生物材料的检测。
在材料科学领域中，离子极化被用于研究固体材料的电学特性，包括电介质、有机分子和纳米材料等。
离子极化还被应用于电子学、通信、信息技术等领域。
例如在电子学中，利用离子极化原理可以制备高性能的电子元件，提高电子元件的传输效率，加快电子设备的运行速度。
在通信领域中，离子极化可以被用于提高通信系统的信号传输速度，提高通信设备的传输效率。
在信息技术领域中，离子极化可以被应用于存储介质的制备，提高存储介质的密度和稳定性。
三、离子极化的相关研究进展近年来，随着科学技术的不断发展，离子极化的相关研究也在不断深入。
(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。
离子的极化
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三.离子相互极化产生的影响
1. 离子相互极化可使离子键过渡到共价键
离子相互极化作用增强
键的极性减弱
如： NaCl 和
AgCl
离子键
共价键
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Na+和Ag+电荷相同，半径相近， 极化力: Na+小于Ag+ (Ag+：18电子构型 Na+：8电子构型) 变形性: Na+小于Ag+
与Cl-结合生成AgCl和NaCl后，NaCl仍以离子 键为主，属于离子键化合物；AgCl则由于Ag+离子 和Cl-离子的相互极化作用，使其带有相当部分的 共价键，离子键成分只占25%，所以AgCl 的极性
小于NaCl 。
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2. 离子相互极化可使晶格和晶体类型发生变化
（1）离子晶体的晶型向配位数减小的趋势变化 离子半径：F- < Cl- <Br- <I变 形 性：F- &l< AgBr < AgI
化合物的熔、沸点不仅与晶体构型有关，而且还 与离子间的极化作用有关。由于离子极化使化学键的 离子性百分数减小，共价性百分数增大，晶体构型随 离子极化作用的增强而由离子型向分子型转变，所以 离子间的极化作用往往使化合物的熔、沸点降低。
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本课小结
一、离子极化作用
1、离子极化的概念； 2、离子极化力和变形性。
（2）晶体类型的改变
第三周期元素的氯化物
NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4
离子半径：Na+
Si4+ 减小
电荷数：
增多
极化作用:
用离子极化理论解释nacl和cucl的溶解性。
用离子极化理论解释nacl和cucl的溶解性。
在化学领域中，离子极化理论是用来解释溶解过程的重要理论。
本文旨在以离子极化理论为基础，对溶解NaCl和CuCl的溶解性进行解释。
首先，简要介绍离子极化理论。
离子极化理论是溶解过程中离子微环境变化的理论。
它假定，在一个溶液中，溶质分子由一种离子组成，通常是阴离子和阳离子。
混合溶液时，该离子分子的电荷将产生电场，并影响其他离子分子的移动，从而导致溶质分子溶解。
接着，本文将以NaCl和CuCl为例，简要讨论它们的溶解性。
NaCl 是一种电解质，其中Na+是正离子，Cl-是负离子，每个离子之间相互结合，形成NaCl分子。
在溶液中，Na+离子和Cl-离子在水分子的作用下被解离，同时因聚合而产生极化态，使Na+离子和Cl-离子互相吸引，从而产生溶解性。
CuCl是一种半电解质，其中Cu2+是正离子，Cl-是负离子，但Cu2+与Cl-的结合强度非常弱。
当CuCl放入溶液中时，Cu2+离子和Cl-离子也会在水分子的作用下被解离，随后Cu2+离子与Cl-离子之间聚合产生极化态，使Cl-离子受到Cu2+离子的吸引而极具溶解性。
最后，本文对NaCl和CuCl的溶解性进行了深入的分析，本文指出NaCl和CuCl的溶解性受离子极化理论的控制。
NaCl和CuCl溶解时，溶质分子由阴离子和阳离子组成，在混合溶液中，极化态产生，使离子分子彼此吸引，从而达到溶解的效果。
通过本文的研究，离子极化的原理被确立，而且有助于理解NaCl和CuCl的溶解性。
因此，未来应对溶解过程进一步研究，以便更深入了解溶解的实质。
最后，希望本文的研究能为学术前沿的发展作出贡献。
离子极化资料
离子极化离子极化是一种物质中发生的重要现象，它指的是原子或分子中的电子被从其原位置移开，形成带电离子的过程。
离子极化在化学、物理、生物等领域都有着重要的应用和意义。
基本概念首先，我们来了解一下离子的基本概念。
离子是指带电的原子或分子，它们可以带正电荷（正离子）或负电荷（负离子）。
当原子或分子失去或获得电子时，就会形成离子。
在物质中，正负离子的形成和相互作用是离子极化的基础。
离子极化的作用离子极化在生活中和科学研究中起着重要作用。
在材料科学中，离子极化是新材料开发和性能改善的关键。
通过控制材料中离子的极化程度，可以改变材料的电学、光学和热学性质，从而实现特定功能的设计和应用。
在生物学中，离子极化也扮演着重要角色。
细胞膜上存在离子通道，通过调控离子的进出，细胞可以维持内外离子浓度的平衡，从而保持生命活动的正常进行。
离子极化还参与神经传导、肌肉收缩等生物学过程。
离子极化的机制离子极化的机制主要包括电子的偏移和分布。
在离子化合物中，阳离子和阴离子之间存在相互作用，使得离子周围的电子云发生偏移，形成极化。
在电场的作用下，电子受到电力线的作用而发生位移，不同离子间的极化程度取决于原子或分子的电性。
应用展望未来，随着科学技术的不断进步，离子极化领域的研究也将迎来新的发展。
人们可以利用离子极化来设计更智能、高效的材料，应用于电子器件、能源存储等领域。
同时，深入研究离子极化的机制，有望带来生命科学、医学等领域的重大突破和创新。
结语离子极化作为一种重要的物质现象，不仅在基础科学研究中发挥关键作用，也在工程技术和生物学领域展现出巨大潜力。
通过深入探讨离子极化的特性和机制，我们可以更好地理解自然界的规律，推动科学技术的不断发展和创新。
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。
3.离子的极化
补充：离子极化
离子的极化率(α)： 描述离子本身变形性的物理量。 离子的极化力(f )： 描述一个离子对其他离子变形的影响能力。
1.离子的极化率(α)
一般规律：
① 离子半径 r ： r 愈大， 极化率α愈大。 如α：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F－<Cl－<Br－<I－
② 负离子极化率大于正离子的极化率。
一、离子的极化作用和变形性 离子本身带有电荷，所以电荷相反的离子相互接近时 就有可能发生极化，也就是说它们在相反电场的影响下， 电子云发生变形。 一种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 该离子的变形性或可极化性
一、离子的极化作用和变形性
- 1.77*10-10 5.35*10-13 8.51*10-17
教材P714
这主要是因为F-离子半径很小，不易发生变形，Ag+ 和F-的相互极化作用小，AgF属于离子型化合物，可溶于 水。银的其它卤化物，随着Cl→Br→I的顺序，共价程度 增强，它们的溶解度就依次递减了。
正一价Cu+的卤化物和Ag+的卤化物行为类似。
由于偶极水分子的吸引，离子键结合的无机化合物一 般是可溶于水的，而共价型的无机晶体，却难溶于水。
如AgF易溶于水(1800g/L即14mol/L)而卤化银的溶解 度依次递减；
三、离子极化对化合物的溶解度的影响
AgF
AgCl
AgBr
AgI
溶解度g/L 1800
0.03
0.0055 5.6*10-5
溶度积
五、电荷迁移光谱
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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。
c．负离子的电荷越高，半径越大，变形性越大例如：F<Cld．对于复杂的阴离子：中心离子的氧化数越高，变形性越小例如：变形性从大到小排列： ClO>ClO2>ClO3>ClO4离子极化对金属化合物性质的影响a．金属化合物熔点的变化 MgCl2>CuCl2b．金属化合物溶解性的变化 AgF>AgCl>AgBr>AgI，这是由于从F到 I 离子受到Ag的极化作用而变形性增大的缘故。
c．金属盐的热稳定性 NaHCO3的热稳定性小于Na2CO3。
从BeCO3 BaCO3热稳定性增大，金属离子对O离子的反极化作用（相对于把C与O看作存在极化作用）越强，金属碳酸盐越不稳定。
d．金属化合物的颜色的变化极化作用越强，金属化合物的颜色越深AgCl（白），AgBr（浅黄），AgI（黄）HgCl2（白），HgBr2（白），HgI2（红）e．金属化合物晶型的转变CdS：r+ / r- = 97pm/184pm = 0.53>0.414，理应是NaCl型，即六配位，实际上，CdS晶体是四配位的ZnS型。
这说明r+ / r-<0.414。
这是由于离子极化，电子云进一步重叠而使r+ / r- 比值变小的缘故。
f．离子极化增强化合物导电性和金属性在有的情况下，阴离子被阳离子极化后，使电子脱离阴离子而成为自由电子，这样就使离子晶体向金属晶体过渡，化合物的电导率、金属性都相应增强，如FeS、CoS、NiS都有一定的金属性。
元素的离子分类与极化关系1.惰性气体型离子惰性气体型离子指最外层具8或2个电子，构型与惰性气体原子一样的离子。
在元素周期表中，位于第IA,IIA,VIIA各主族和第二、三周期元素（除H和惰性气体原子外）多属该类型离子。
这类元素电离势较低，离子半径较大，易与氧结合成氧化物或含氧盐矿物，所以也常称作亲氧元素。
形成的矿物多为造岩矿物，所以也称作亲石元素。
2.铜型离子t铜型离子指最外层电子有18或18+2个，构型与一价铜离子最外电子层相同的离子。
在元素周期表中，位于第四、五、六周期之IB、IIB、IIIA、VIA各族元素均属铜型离子。
这类元素电离势较高，离子半径较小，极化能力强，易与硫结合成硫化物或其类似化合物矿物，亦称作亲硫元素或造矿元素。
3.过渡型离子过渡型离子指最外电子层为9~17个电子的不稳定离子。
周期表中第四、五、六周期IIIB~VIIB及VIII族，序号小于104的元素属过渡型元素。
这类离子中，Mn族左侧者常表现出与惰性气体型离子类似的性质，为亲氧性过渡型离子，其右侧者表现出与铜型离子类似的性质，为亲铜性过渡型离子。
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。
目录一、离子的极化作用和变形性二、离子的附加极化三、离子极化对化合物性质的影响一、离子的极化作用和变形性二、离子的附加极化三、离子极化对化合物性质的影响展开一、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如下：肅（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。
肆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。
羁2.影响离子变形性的主要因素羀（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：膇O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+膄（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
例如：莀F- < Cl- < Br- < I-蚀（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：膈Ag+ > K+ ； Hg2+ > Ca2+芃（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：肃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）。
最不容易变形的离子是半径小，电荷高，8电子构型的阳离子（如：Be2+、Al3+ 、Si4+等）。
对于阴离子的变形性也可用离子势的倒数1/φ来表征，即 = 。
当然，这个公式也只对某些简单阴离子适合。
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。
但是，当阳离子也容易变形时，阴离子对阳离子也会产生极化。
两种离子相互极化，产生附加极化效应，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。
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，激发态和基态能量差愈小，化合物的颜色就愈深。