第 五章 分子结构和晶体结构.ppt

第五章 分子结构和晶体结构,§5.1 化学键参数和分子的性质 §5.2 离子键理论 §5.3 共价键理论 §5.4 分子间作用力和氢键 §5.5 晶体结构 §5.2 离子极化,化学键：把分子或晶体中，原子或离子间强烈的相互作用成为化学键。 共价键 分类 金属键 离子键,§5.1 化学键参数和分子的性质,5.1.1 键参数 5.2.2 分子的性质,在标准状态、298K时,断开1mol气态的AB化学键,使其成为气态的A和B时所需要的能量，称为AB的键能。常用符号rH0 。,AB(g)A(g)+B(g) D(A-B)=rH0(AB键能或AB的离解能),其他类似概念:,AB(s)AB(l) rH0 (AB的熔化热) AB(s)AB(g) rH0 (AB的升华热) AB(l)AB(g) rH0 (AB的蒸发热,汽化热),1 键 能,5.1.1 键参数,多原子分子中的键能：,（通常是指标准下气态分子拆开成气态原子时，每种键所需能量的平均值。）断裂气态分子中的某一个键，形成两个碎片时，需的能量叫做分子中这个键的解离能。取决于原子本身和其它原子关系。,例|：NH3为平均键能 NH3 (g) =NH2 (g)+ H(g) D1=435 NH2 =NH (g)+ H(g) D2=398 H=391KJ.mol-1 NH(g) =N (g)+ H(g) D3=339,键能的意义,键能越大,表示键强度越大，分子的稳定性越强。,AB键能: 单键双键叁键,注意： 同种单键(或双键等)在不同的化合物中也有差别。,2、键长,两个原子结合形成化学键时, 核间距离称为键长。,AB键长中：单键双键叁键 一般说来,键长越短,键能越大。,3、键角,当一个原子同另外两个原子结合形成化学键时,它们核间距的夹角称为键角。,在NH3分子中，由于孤电子对靠近N原子，它对周围的三个N-H键产生排斥作用，所以键角HNH总是小于CH4中的键角HCH。,NH3分子的结构,利用键角和键长数据,可以表征分子的空间结构。从而解释分子的某些性质。,4、键的极性,非极性键,由两个相同原子组成的化学键,它们的正负电荷重心完全重合,这类化学键称为非极性键,极性键,由两个不同原子组成的化学键,由于它们的电负性不同,它们的正负电荷重心不重合,这类化学键称为极性键,正负电荷重心距离越大,极性越强。 键的极性可以由原子的电负性差大小进行比较。,1 分子的极性,如果分子的正电荷重心和负电荷重心完全重合, 则称为非极性分子。如果不重合,则称为极性分子。,凡具有对称中心或具有对称元素的公共交点的分子就是非极性分子。,5.2.2 分子的性质,衡量分子极性的强弱的物理量是偶极矩。,偶极子大小相等,符号相反,彼此距离为d的两个电荷组成的体系称为偶极子。,一个极性分子就是一个偶极子。分子的正电荷中心称为偶极子的正极,负电荷中心称为负极。,偶极矩,偶极子的电量q和正负电荷重心的距离d的乘积称为电偶极矩,简称偶极矩,表示为:,=q·d,一个电荷的电量(电子的电量)是1.6×10-19C(库仑),分子的直径为10-10 m,所以分子电偶极矩大小数量级为10-30(C·m)。它又是一个矢量,方向从正极到负极。,偶极子,偶极矩越大，分子的极性越强,2、分子的磁性,(1)、电子运动产生的磁性,单电子的自旋运动其周围会产生一个小磁场,两个自旋相反的电子在一个轨道上运动,它们产生的小磁场方向相反,相互抵消。,(2)、抗磁性物质,分子中无未成对电子的物质称为抗磁性物质。,(3)、顺磁性物质,分子中有未成对电子的物质,称为顺磁性物质。,这类物质的分子在外磁场的作用下,能产生一个对着外加磁场方向的磁矩,称为抗磁性。,这类物质在外磁场的作用下,能顺着磁场方向产生一个磁矩,这种性质称为顺磁性。顺磁性物质的成单电子数目越多，产生的磁矩越大。,成单电子的数目与磁矩的关系：,m 的单位是：B·M(玻尔磁子) 根据磁矩的大小可双计算分子中的未成对电子数目。,应当指出，物质的抗磁性是普遍存在的现象。顺磁性物质的磁场中也会产生诱导磁矩，反抗外加磁场，只不过是顺磁性超过抗磁性而已。,n未成对电子数目,§5.2 离子键理论,5.2.1 离子型化合物生成过程的能量变化,一、氯化钠生成过程的玻恩-哈伯循环,二、氯化钠晶格能,5.2.2 离子键的本质,5.2.3 离子特性,离子键的本质是正负离子间的静电引力作用,离子键的特征 没有方向性,没有饱和性。,5.2.1 离子型化合物生成过程的能量变化,一、氯化钠生成过程的玻恩-哈伯循环,Q = S + 1/2D + E + I +U U= Q S 1/2D E I,NaCl的晶格能: U=-(H1+H2),升华热S,离解能1/2D,电离能I,电子亲和势E,晶格能U,Q,H3,二、氯化钠离子键晶格能,晶格能在标态下,由气态正负离子结合成为1mol离子晶体时放出来的热量，称为该离子晶体的晶格能,用符号“U”表示。,Na+(g)+Cl-(g)NaCl(s) U =-rH =-(H1+H2),作用：衡量离子键强弱。 说明：晶格能越大,晶体越稳定。,5.2.2 离子键的本质,离子键和离子化合物,离子键的本质就是正负离子间的静电引力(库仑引力)。,因此,离子化合物不能写出它的分子式,只能用化学式表示其组成。如食盐用NaCl表示。,库仑力,离子键的特征： 没有方向性,也没有饱和性。,正负离子通过静电作用而形成的化学键称为离子键。由离子键形成的化合物称离子化合物。,离子的电子云可看作呈球状，它的电荷是对称的平均分布的，离子在空间各个方向上的吸引力是一样的，所以离子键没有方向性。 只要空间条件允许，一个离子可以同时和几个带相反电荷的离子相互吸引，所以离子键没有饱和性。Na+ CL 6个Na+周围有6个CL，6个CL 周围有6个Na+。,5.2.3离子特性,1、离子半径,（1）半径确定,（2）变化规律,从族中，从上而下，离子半径增大,同周中：正离子随着正电荷增多，半径减小 负离子随着正电荷增多，半径增大,同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单负离子的半径大于它的原子半径。Na+Mg2+ FO2-,同一元素形成不同价态离子时，正电离越高，离子半径越小。Fe3+ Fe2+Fe,2、离子电荷：,CaO KF 2590 856 阴阳离子相同1：1 电荷不同 电荷大熔沸点高,3、离子的电子构型：,IB：Cu+ Ag+ Au+ Ga3+ Tn3+ TL3+18e IIB：Zn2+ Cu2+ Hg2+ Ge4+ Sn4+ Pb4+18e,18+2电子构型：Ge2+ Sn2+ Pb2+Ga+ Tn+ TL+ 不饱和电子构型：917之间 过渡金属离子 IIIB,例：IA（碱金）IB（碱土） NaCl Na+ =95Pm CuCl Cu+ =96Pm 性质不同，溶解性NaCl溶解，CuCl沉淀,2电子构型：Li+ Be2+ 1S2最外层为2个电子离子； 8电子构型：IA IIA AL3+ Sc3+最外层8个电子离子； 18电子构型：nS1 nS2 IB IIB是外层。,一、H2共价键的形成和本质,二、现代价键理论的基本要点,三、键和键,一、理论基本要点,三、NH3和H2O分子的结构,二、杂化形式,§5.3 共价键理论,5.3.2 杂化轨道理论,5.3.1 现代价键理论（VB法）,如果两个电子是自旋相同的,则它们的空间运动轨道不能重叠,体系的能量因电子间的斥力作用而升高,不能形成共价键。,5.3.1现代价键理论(VB法),一、H2共价键的形成和本质,当H2的两个电子相互靠近时,如果电子的自旋方向相反,则两个电子运动的空间轨道发生重叠,电子云在两原子核间的几率密度增大,体系能量降低.,当降到D点时,核间距为R0,当R小于R0时,两原子核间的斥力占为主要作用,体系能量升高,因此斥力将推开原子核间距离回到R0处。R0就是共价键的键长: R0=74pm,共价键形成的条件: 两个原子的成单电子的自旋方向必须相反。,共价键的性质,具有饱和性,具有方向性,原子形成共价键的数目取决于原子的未成对电子数目,原子轨道间的重叠只有符合最大重叠方向,才能形成共价键。,在形成氯化氢分子时,只有当氢原子的电子沿着X轴与氯原子的轨道成键时,轨道重叠最多,才能得到稳定的共价键。,二、现代价键理论的基本要点,1,三、键和键, 键两个原子轨道沿着键轴方向以“头碰头” 方式重叠而形成的键称为键。,例如S-S,SPx,PxPx轨道的重叠按照这种方式重叠。, 键特点是它的电子云分布是沿键轴呈圆柱形对称(图)。, 键两个原子轨道沿着键轴方向以“肩并肩”方式重叠而形成的键称为键。,PyPyP,PzPz轨道的重叠按照这种方式重叠,键特点:电子云分布是以通过键轴且垂直于成键P轨道的平面为对称的两个“冬瓜”形,N2 分子中两个N原子间形成了一 个键和两个键,由于键重叠程度要比键小,所以键的强度要比键大。,1,1,1.分子或离子的空间构型与中心原子的 价层电子对数目有关,VP = BP + LP,(价层),(成键),(孤对),2.价层电子对尽可能远离,以使斥力最小,LP-LP LP-BP BP-BP,3.根据VP和LP, 推测分子的空间构型,价层电子对互斥理论（VSEPR理论）简介 Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory,（一）、VSEPR理论的基本要点简称VP法,（二）、推测方法 (AXm),(1)确定中心原子A的价层电子对数VP,原则:A的价电子数=主族序数;,配体X: H和卤素每个原子各提供一 个价电子, 氧与硫不提供价 电子;,正离子“-”电荷数,负离子“+”电荷数。,例:VP( )= (6+4×0+2)=4,VP价电子对数中心原子的价电子数其他原子提供的单键电子数离子的负电荷数（或减去离子的正电荷数）÷2,(2) 确定电子对的空间排布方式,VP=2 直线形,VP=3 平面三角形,VP=4 正四面体,VP=5 三角双锥,VP=6 正八面体,A,A,A,A,A,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,:,(3)确定孤对电子数和分子空间构型,LP=0 分子的空间构型=电子对的空间构型,VP= (2+2)=2 LP=0,VP= (6+6)=6 LP=0,VP= (4+4)=4 LP=0,VP= (5+5)=5 LP=0,VP= (3+3)=3 LP=0,例 试根据上述原则判断XeF4的稳定构型,价电子对数(8+4)÷2=6,价电子对构型为八面体,XeF4可能的构型有两种：,F,F,F,F,F,F,F,F,(a),(b),所以XeF4的分子构型是平面四面形,90°孤孤： 0 1 90°孤成： 8 6 90°成成： 4 5,构 型： （a） （b）,5.3.2杂化轨道理论: （解释分子空间构型和稳定性）,原子轨道为什么需要杂化？,原子轨道为什么可以杂化？,如何求得杂化轨道的对称轴间的夹角？,在众多科学家的追求中，Pauling 建立了新的化学键理论杂化轨道理论.,1 成键时中心原子能级相近的价电子轨道相混杂，形成新的价电子轨道杂化轨道；,轨道成分变了,轨道的能量变了,轨道的形状变了,结果，当然是更 有利于成键喽！,2 杂化后轨道伸展方向、形状、成分和能量发生改变；,3 杂化前后轨道数目不变。,一、理论基本要点,总之，杂化后的轨道,变了,杂化轨道理论（解释分子空间构型 ）,1、杂化过程: 基态原子激发态原子杂化态原子。,2、杂化条件:参与杂化的原子轨道必须是能量相近的原子轨道。杂化过程原子轨道总数不变。,3、杂化轨道类型：sp型和dsp型。 sp型分为 sp杂化、sp2杂化、sp3杂化。,1 sp杂化,二、杂化形式,2s2p轨道,实例：BeCl2,Be:2s2,一个s轨道和一个p轨道杂化形成两个直线型的sp杂化轨道。每个sp杂化轨道中,含有1/2的S和1/2的P成份。,sp型杂化,中心原子采取sp型杂化，分子的构型为直线型如CO2 、BeCl2。键角180°。,结论,2 sp2杂化,2p,实例：BCl3,B : 2s22p1,一个s轨道和二个p轨道杂化形成叁个互成平面三角形的sp2杂化轨道。每个轨道含有1/3的S和2/3的P成份。,sp2型杂化,结论,中心原子采取sp2型杂化，分子的构型为 平面三角形。如BF3，键角120 。,3 sp3杂化,2s2p轨道,实例：CH4,C:2s22p12p1,sp3型杂化,一个s轨道和三个p轨道杂化形成四个sp3杂化轨道,分别指向正四面体的四个顶角。每个sp3杂化轨道含有1/4 s 和 3/4 p成份。,结论,中心原子采取sp3型杂化，分子的构型为 正四面体。如CCl4、CH4 ,键角109.5 °,1轨道成分变了：变成s轨道和p轨道的混合成分；,3轨道的能量变了：变得比杂化前更低了。,2轨道的形状变了：变得一头大，一头小；,杂化轨道理论：解释了多原子分子共价键的形成、分子的稳定性及分子的构型。,总结,结果，确实更有利于成键了！,三、NH3和H2O分子的结构,1、 NH3分子结构,在NH3分子中,N原子有一对电子占据一个sp3杂化轨道,称为孤电子对,其他三个(2sp3)轨道上的电子分别与三个H原子结合形成三角锥体结构,由于孤电子对对成键电子的排斥作用,使三个N-H键角互成107.3°(正四面体是109.5°)。如图所示。,1,2、H2O分子的结构,在H2O分子中,O原子有二对孤对电子占据二个sp3杂化轨道,其他两个单电子占据二个sp3杂化轨道。由于两对孤电子对对成键电子的排斥作用更强，使两个O-H键角互104.3°(正四面体是109.5°)。,1,小结:杂化轨道的类型与分子的空间构型,杂化轨道类型 参加杂化的轨道 杂化轨道数 成键轨道夹角 分子空间构型 实例 中心原子,s+p,s+(3)p,s+(2)p,s+(3)p,2,4,4,3,Be(A),B(A),C,Si (A),N,P (A),O,S (A),Hg(B),不等性,sp杂化、sp2杂化、sp3杂化,sp3,5.4.1 金属键,自由电子理论,5.4.2 键型过渡,5.4 金属键和键型过渡,一、自由电子理论,在金属中,原子的价电子容易离开而在金属晶格中自由流动成为“自由电子”。金属原子或离子与自由电子间的相互作用力称为金属键。,金属键的特点是:没有方向性和没有饱和性。,所以金属的结构一般是按最紧密的方式堆积起来,具有较大的密度。,自由电子理论容易解释金属的导电、导热、光泽等性质。,5.4.1 金属键,离子键、共价键和金属键是三种典型的化学键。而在一般化学物中的化学键,是这三种键型的混合型,如图所示。,典型的金属是金属键,典型的非金属是共价键,典型的金属与典型的非金属结合是离子键,大部分是过渡型键,5.4.2 键型过渡,5.5.1 分子间作用力,5.5.2 氢键,类型：取向力、诱导力、色散力 特点：作用力弱，多以色散力为主,5.5 分子间作用力和氢键,2、诱导力非极性分子在极性分子的作用下,会产生偶极,这种偶极称诱导偶极,诱导偶极与极性分子的固有偶极间的作用称为诱导力。,5.5.1 分子间作用力(简称分子间力),一、分子间力的类型,1、取向力极性分子间的偶极定向作用力称为取向力。这种力只存在于极性分子之间。分子的极性越大,取向力越大。,极性分子和非极性分子间存在有诱导力,极性分子间也存在有诱导力。,取向力的产生,诱导力的产生,5.5分子间作用力和氢键,3、色散力分子在运动过程中经常会发生正电荷重心和电荷重心的瞬时变化。这种变化产生了瞬时偶极,由瞬时偶极产生的作用力称为色散力。,色散力存在于一切分子中。,+ -,- +,相同结构的分子，色散力随分子量的增大而增大,1、分子间力一般比化学键能小1-2个数量级，只有几个到几十个kJ·mol-1, 。 2、分子间力作用范围约是几百pm,一般不具有方向性和饱和性。 3、对于多数分子,色散力是主要的,只有极性大的分子,取向力才有较大的比例。 分子间力的大小,是影响物质熔沸点,溶解度,表面吸附等的因素之一。,二、分子间作用力的特点,分子间作用力对物质物理性质的影响,5.5. 氢键,5.5.2 氢键,氢原子与其他电负性大的原子上的孤电子对产生的相互作用力,称为氢键。,水分子中的氢键,在水、氨、氢氟酸、硝酸等中都存在有氢键。分子间氢键实际上是分子间的缔合键,它的作用力与分子间力相近。但与分子间力不同的是，它有方向性和饱和性。,实际上只有F、O、N等原子与H原子结合的物质，才能形成较强的氢键。,分子间氢键加强了分子间作用力,它使物质的介电常数增大,熔沸点升高。,分子内氢键一般会使物质的熔沸点下降,在极性溶剂中的溶解度降低。,1、分子间氢键,如水和氟化氢的沸点与同族元素的氢化物比较,出现了反常的升高。,氢键对物质性质的影响,2、分子内氢键,§.6 晶体结构 5.6.1 晶体的特征 5.6.2 晶体的晶型,物质：气态 液态 固态,固态物质：晶体 非晶体,晶体：原子在空间呈有规则地周期性重复排列； 非晶体：原子无规则排列。,晶体中原子排列的作用,原子排列,研究固态物质的内部结构，即原子排列和分布规律是了解掌握材料性能的基础，才能从内部找到改善和发展新材料的途径。,组织,性能,晶体(crystal）,黄铁矿,紫水晶,干冰,金刚石和石墨,石英,硫,一晶体的特征,、有固定的几何外形；、有固定的熔点； 、有各向异性。,、晶格（点阵）构成晶体的质点（如原子、分子或离子）在空间排列的几何图形称为晶体的晶格或点阵。,、结点晶体的质点在晶格中的位置称为结点。,、晶胞指晶格中晶体的最小结构单元。,1 晶体晶胞,二晶体的类型,、离子晶体晶体的结点是正负离子。 、分子晶体晶体的结点是分子。 、原子晶体晶体的结点是原子。 、金属晶体晶体的结点是金属原子或离子。,根据晶体结点的性质可把晶体分为四种类型：,不同类型的晶体，物理性质差别很大，如熔沸点，导电性，溶解性，硬度等等。,一 离子晶体的特性,硬度：离子晶体硬度一般较大，但性脆。,熔沸点：一般较高。离子晶体的熔沸点与晶格能大小有关，离了核间距越小，电荷越高，晶格能越大，熔沸点越高。,溶解性：大部分的离子晶体易溶于水，难溶于有机溶剂。,导电性：离子晶体在熔融状态或水溶液，都能导电，这是因为它们具有可以流动的自由离子，在电场作用下可发生定向流动。,2 离子晶体,二 离子晶体的空间结构类型,（一）常见的五种类型离子晶体,、NaCl型 正负离子配位数为6，正八面体结构。r+/r-0.4140.732,、CsCl型 正负离子配位数为8，正立方体结构。r+/r-0.7321.00,、ZnS型 正负离子配位数为4，正四面体结构。r+/r-0.2250.414,、CaF2型 正离子配位数为8，负离子配位数为4。,、TiO2型 正离子配位数为6，负离子配位数为3。,（二）、离子构型与离子半径比的关系,、离子的稳定性与结构的关系,正负离子的距离越小，晶体就越稳定。,、半径比规则,当配位数为6，正负离子完全紧靠时,(ac)2(ab)2 + (bc)2 (4r-)22(2r+2r-)2,当0.414时，正负离子分离，作用力减弱，结构不稳定。因此向配位数小的构型转化。,当0.414时，正负离子接触，负离子分离。这种构型应当稳定，但当增大到0.732时，正离子就可以与八个负离子接触，形成更稳定的八配体结构。,原子晶体的结构,金刚石的结构,在原子晶体中，晶格的质点是原子，原子间的结合力是共价键力。,原子晶体的性质,熔点、沸点高 硬度大 不导电 难溶于一般溶剂,原子晶体是巨型分子，用化学式表示其组成。如：金刚石(C)、硅(Si)、锗(Ge)、石英(SiO2)、金刚砂(SiC)等。,3 原子晶体,例子，CO2（干冰），冰，非金属单质,有机物等物质都是分子物质。,分子晶体结构,分子晶体中的晶格质点是分子，分子间的结合力是分子间力。,分子晶体的性质,硬度小； 容易挥发或升华； 固体是电的不良导体。 熔点、沸点低；,4 分子晶体,1,一 金属晶体的特征,导电导热性强; 有金属光泽; 延展性好、密度大（S区例外）; 硬度大（S区例外）; 熔沸点高（但汞为液体）。,金属晶体的这些特征都与自由电子的存在有关。,导电能力最强的金属是银和铜,延性最强的金属是铂，展性最强的金属是金。,硬度最大的金属是铬；熔点最高的金属是钨。,5 金属晶体,六方紧 密堆积,面心立方 紧密堆积,二金属晶体的紧密堆积,体心立方 紧密堆积,课堂练习,试根据各类晶体的内部结构和它们的特性填写下表,原子,共价键力,熔点、硬度高；不导电；不溶于一般溶剂,金刚石,正负离子,离子键力,熔点、硬度高；易溶于水，性脆，溶液能导电,氯化钠,分子间力,分子间力,CCl4,H2O,熔点、硬度小；易挥发，相似相溶原理。,金属键力,原子、离子,熔点、硬度一般较高；导电导热性强,铜、银,5.7 离子极化 (ionic polarization), 若一个分子的正电荷中心和它的负电荷中心重合时，它是非极 性分子.当非极性分子在外加电场的诱导作用影响下，正、负电 荷中心发生相对位移而成为极性分子，分子中原子的核外电子 受电场的作用，电子云发生变形，这种现象称为极化., 离子也有极化作用.离子本身带有电荷，也是一个电场.因此 它对周围的其他离子产生极化作用，使该离子最外层电子云发 生变形.同时，离子自身也受其他离子电场的作用，也可以发生 极化，其结果都是使电子云变形，并使正离子和负离子之间产 生了额外的吸引力., 通常正离子带有多余的正电荷（外壳上缺少电子），一般半径 较小，它对相邻的负离子会发生诱导作用，而使之极化.负离 子的半径一般较大，外壳上有较多的电子，易于被诱导，变形 性大.通常考虑离子间的相互作用时，一般考虑正离子的极化作 用和负离子的变形性.,极化和变形,一 离子的极化作用和变形性,极化离子的电子云发生变化的现象称为极化。也就是说离子发生变形的现象称为极化。,极化作用能使别的离子发生极化的作用力称为极化作用。具有极化作用的性质称为极化性。,变形性受到别的离子极化作用时，能发生变形（极化）的性质称为变形性或可极化性。,(一)阳离子的极化作用,、离子的半径越小，极化作用越强。因此极化作用主要考虑阳离子的极化作用。阴离子的极化作用通常忽略。,、阳离子的电荷越大，极化作用越强。,、半径相近，电荷相同的阳离子，不同构型的阳离子极化作用不同： 8电子 9-17电子 18电子或18+2电子 s区离子 d区离子 ds区离子,比较下列离子的极化能力： H+ Li+ Na+ K+ Be2+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Mg2+ Na+,(二)离子的变形性,、离子的半径越大，变形性越强。,变形性:F- H H+,价态相同的同族元素离子，由上到下变形性增大,同种元素，变形性：正离子中性原子负离子,、半径相近的负离子，电荷越大，变形性越大。,如: N3- O2- F-,、结构对称的离子团，中心原子的正电性越大，变形性越小。,如: SO42-SO32-,（三）离子的附加极化,一个离子受周围异号离子的极化作用时，要发生变形，因而加强了诱导偶极矩，从而加强了它对别的异号离子的极化作用，这种加强了的极化作用称为附加极化。最外层有d电子的离子，产生附加极化作用较强。这是由于它的电子云受核的作用力较松所致。,离子相互极化的增强,键的极性增大,理想离子键 （无极化）,基本上是离子键 （轻微极化）,过渡键型 （较强极化）,基本上是共价键 （强烈极化）,二 离子极化对化学键型的影响,AgFAgClAgBrAgI 极化作用增强 离子型 过渡型共价型,1、化合物的溶解度降低,极化作用的结果是削弱了离子性，加强了共价性，所以物质的溶解度随极化作用的加强而降低。,如 AgFAgClAgBrAgI 溶解度降低,过渡金属的硫化物，大部分是难溶性的,就是由于相互极化作用的结果。,2、晶格类型的转变,离子的相互极化使离子间的距离变短，因此晶格的类型会从高配位数向低配位数转变。,如 CdS的离子半径比为0.53，应是NaCl型，实际上是ZnS型。,三 离子极化对化合物性质的影响,3导致化合物颜色的加深,如 AgFAgClAgBrAgI 无色 白色 浅黄 黄色,PbCl2(白色) PbI2 (黄色) PbS(黑色),CuF CuCl CuBr CuI 红色 白色 白色 白色,CuF2 CuCl2 CuBr2 CuI2 无色 黄棕 棕黑 不存在,由于I-有还原性，Cu2+有氧化性，所以不存在CuI2,