離子是指原子由於自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個或2個的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。與分子、原子一樣，離子也是構成物質的基本粒子。

基本概念

原子-內部組成的粒子模型圖

　　在化學變化中，活潑的電中性的原子經常會得到或者失去電子而成為帶電荷的微粒，這種帶電的微粒叫做離子。 　　原子是由原子核和核外電子構成，原子核帶正電荷，繞核運動的電子則帶相反的負電荷。原子的核電荷數與核外電子數相等，因此原子顯電中性。如果原子從外獲得的能量超過某個殼層電子的結合能，那麼這個電子就可脫離原子的束縛成為自由電子。一般最外層電子數小於4的原子、或半徑較大的原子，較易失去電子（一般為金屬元素，如：鉀K，鈣Ca等)趨向達到相對穩定結構；而最外層電子數不少於4的原子（一般為非金屬元素，如：硼B，碳C等）則較易獲得電子趨向達到相對穩定結構。當原子的最外層電子軌道達到飽和狀態（第一周期元素2個電子、第二第三周期元素8個電子）時，性質最穩定，一般為稀有氣體(氦除外，最外層有兩個電子，性質也很穩定)。原子核外第一層不能超過2個電子，第二層最多排8個電子，第三層最多排18個，以此類推，第N層最多排8N+2;個，但是最外層最多隻能排8個。 　　離子是指原子由於自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個（如第一層是最外層，則為2個，若是氫離子，則沒有外層電子）的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。 　　在化學反應中，金屬元素原子失去最外層電子，非金屬原子得到電子，從而使參加反應的原子或原子團帶上電荷。帶電荷的原子叫做離子，帶正電荷的原子叫做陽離子，帶負電荷的原子叫做陰離子。陰、陽離子由於靜電作用而形成不帶電性的化合物。 　　與分子、原子一樣，離子也是構成物質的基本個子。如氯化鈉就是由氯離子和鈉離子構成的。

分類

陰離子

　　當原子得到一個或幾個電子時，質子數小於核外電子數，且質子數=核外電子數-所帶電荷數，從而帶負電荷，稱為陰離子。

陽離子

　　當原子失去一個或幾個電子時，質子數大於核外電子數，且質子數=核外電子數+所帶電荷數，從而帶正電荷，稱為陽離子。

絡離子

　　絡離子是指由某些分子、原子或陽離子通過配位鍵與電中性分子或陰離子形成的複雜離子，例如水合離子。絡離子本身可以屬於陽離子或陰離子。

屬性

　　在化合物的原子間進行電子轉移而生成離子的過程稱為電離，電離過程所需或放出的能量稱為電離能。電離能越大，意味著原子越難失去電子。　離子化合物，即陰、陽離子間以離子鍵組成的化合物，如可溶於水的酸、鹼、鹽，當在水中溶解並電離時，恆定條件下，處於離子狀態的比例和處於分子狀態的比例達到動態平衡，稱為離子平衡（Ion balance）

離子結構示意圖

原子核的組成粒子-模型圖

　　離子結構示意圖與原子結構示意圖一樣，人們可以用離子結構示意圖來表示離子的核電荷數和電子層排布。小圈和圈內的數字分別表示原子核和核內質子數，弧線表示電子層，弧線上的數字表示該層的電子數。當然，在書寫離子結構的時候需要注意離子核外電子一般為8電子（或2電子）的穩定結構。

發現簡史

　　1887年，28歲的阿侖尼烏斯在前人研究的基礎上提出了電離理論。但他的導師，著名科學家塔倫教授不認同他的觀點，嚴厲抨擊了他的論文，結果電離學說在數年後才受到公認。阿侖尼烏斯榮獲1903年諾貝爾化學獎。後來物理學家德拜對離子作了進一步研究並獲得1936年諾貝爾化學獎。等離子態與氣體放電：在絕對溫度不為零的任何氣體中 　　氣體元素離子 　　都有一定數量的原子被電離。在氣體放電過程中以及受控聚變裝置產生的高溫等離子體中，有大量的工作氣體原子和雜質原子被剝離了最外層電子，成為離子。例如氧原子，若失去一個電子記作OⅡ，若失去兩電子記作OⅢ，以此類推。 SV-2023 離子棒：SV-2023離子棒 是一種固定式消除靜電的專用設備。屬棒式除靜電產品的一種。具有安裝簡易、工作穩定、消除靜電速度快的特點。離子棒其強離子清除物體表面的靜電，屬工業類，適用於平面物體的除靜電，應用窗帘遮光原理設計的外觀，安裝在潔凈車間流水線入口，窗帘式的離子可有效的隔離潔凈車間內外的空氣混流。需配高SV-2060高壓發生器使用。 　　作用原理：離子棒可產生大量的帶有正負電荷的氣流，可以將物體上所帶的電荷中和掉，當物體表面所帶電荷為負電荷時，它會吸引氣流中的正電荷，當物體表面所帶電荷為正電荷時，它會吸引氣流中的負電荷，從而使物體表面上的靜電被中和，達到消除靜電的目的。 　　電離器件：電離器件在高壓發生器產生的低電流高電壓作用下，形成一個穩定的高強電場，電離空氣形成離子體，到達物體表面，達到中和靜電和除塵目的。

氣體元素離子

　　等離子態與氣體放電 　　在絕對溫度不為零的任何氣體中都有一定數量的原子被電離。在氣體放電過程中以及受控聚變裝置產生的高溫等離子體中，有大量的工作氣體原子和雜質原子被剝離了最外層電子，成為離子。例如氧原子，若失去一個電子記作OⅡ，若失去兩電子記作OⅢ，以此類推。

離子檢驗

　　離子檢驗指的是通過用指示劑、沉澱、冒泡等方法鑒別離子的過程。

酸根離子

　　SO42-(在溶液中)———先加入稀鹽酸酸化，如果無沉澱生成、無氣體產生（分別排除銀離子、碳酸根離子干擾）則在被測溶液中加入氯化鋇溶液，生成白色沉澱則原被測液中含硫酸根離子。 　　CO32-(1)(固體或溶液)———在被測物質中加入稀酸溶液，如果產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原被測物質中含碳酸根離子。(2)(在溶液中)———在被測溶液中加入氯化鋇或硝酸銀溶液，如果產生能溶於硝酸的白色沉澱，且同時生成能使澄清的石灰水變渾濁的氣體，則原被測溶液中含碳酸根離子。

金屬離子

　　NH4+ （溶液或固體）———在被測物質中加入強鹼如NaOH，研磨或加熱，如果放出刺激性氣體，且該氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，則原物質中含有銨根離子。 　　Fe2+ （溶液）———在被測溶液中加入KSCN溶液，無現象，再加入新制氯水，然後，如果產生血紅色沉澱，則原被測溶液中含有亞鐵離子。 　　Fe3+ (溶液中）———在被測物質中加入KSCN溶液，如果產生血紅色沉澱，則原被測溶液中含有鐵離子。 　　Na+ （固體或溶液）———用焰色反映檢驗，如果其火焰為黃色，則原物質中含有鈉離子。 　　K+ （固體或溶液）———用焰色反映檢驗，如果其火焰為紫色(透過藍色鈷玻璃，濾去黃光)，則原物質中含有鉀離子。

負離子產品

非金屬離子

　　Cl-(在溶液中)———在被測溶液中加入稀硝酸酸化，然後加入硝酸銀溶液。如果生成白色沉澱，則原被測液中含氯離子。 　　Br- （溶液）———在被測溶液中加入硝酸銀溶液,如果生成不溶於硝酸的淺黃色沉澱，則原被測液中含溴離子。 　　I- （溶液）———在被測溶液中加入硝酸銀溶液，如果生成不溶於硝酸的黃色沉澱，則原被測液中含碘離子。注： 　　1.在鑒別硫酸根離子時，用氯化鋇溶液，不能用硝酸銀或硝酸鋇溶液，這是因為硫酸銀為微溶性物質，使鑒別現象不明顯；且硝酸根很可能將亞硫酸根氧化為硫酸根，造成結果不對。 　　2.檢驗硫酸根離子時在不能直接加入氯化鋇溶液，若產生不溶於硝酸的白色沉澱，則原被測液中可能含銀離子也可能含硫酸根離子，所以應先加鹽酸酸化並排除銀離子。

離子符號

　　離子符號：在元素符號右上角表示出離子所帶正、負電荷數的符號。 例如,鈉原子失去一個電子后成為帶一個單位正電荷的鈉離子用「Na+」表示。硫原子獲得二個電子后帶元素符號：統一採取該元素的拉丁文名稱第一個字母來表示元素的符號。（往往正負電的數子寫在正負號的前面）

離子鍵

離子鍵

　　離子鍵 ：使陰、陽離子結合成化合物的靜電作用。 　　離子鍵是由電子轉移（失去電子者為陽離子，獲得電子者為陰離子）形成的。即正離子和負離子之間由於靜電引力所形成的化學鍵。離子既可以是單離子，如Na+、CL-；也可以由原子團形成；如SO4 2-，NO3-等。離子鍵的作用力強，無飽和性，無方向性。離子鍵形成的礦物總是以離子晶體的形式存在。 　　研究認為，在分子或晶體中的原子決不是簡單地堆砌在一起，而是存在著強烈的相互作用。化學上把這種分子或晶體中原子間（有時原子得失電子轉變成離子）的強烈作用力叫做化學鍵。鍵的實質是一種力。所以有的又叫鍵力，或就叫鍵。 　　礦物都是由原子、分子或離子組成的，它們之間是靠化學鍵聯繫著的。 　　化學鍵主要有三種基本類型，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 　　離子鍵的形成

離子鍵的形成

強，有飽和性與方向性。因為只有自旋方向相反的電子才能配對成鍵，所以共價鍵有飽和性；另外，原子軌道互相重疊時，必須滿足對稱條件和最大重疊條件，所以共價鍵有方向性。共價鍵又可分為三種： 　　1.非極性共價鍵形成共價鍵的電子雲正好位於鍵合的兩個原子正中間，如金剛石的C—C鍵。 　　2.極性共價鍵 形成共價鍵的電子雲偏於對電子引力較大的一個原子，如Pb—S 鍵，電子雲偏於S一側，可表示為Pb→S。 　　3.配價鍵 共享的電子對只有一個原子單獨提供。如Zn—S鍵，共享的電子對由鋅提供，Z：+ ¨．．S：=Z n→S 共價鍵可以形成兩類晶體，即原子晶體共價鍵與分子晶體。原子晶體的晶格結點上排列著原子。原子之間有共價鍵聯繫著。在分子晶體的晶格結點上排列著分子（極性分子或非極性分子），在分子之間有分子間力作用著，在某些晶體中還存在著氫鍵。

離子間的反應

　　離子間的反應 　　凝固成液氯、液氨和乾冰（二氧化碳的晶體）。說明在分子之間還有一種作用力存在著，這種作用力叫做分子間力（范德華力），有的叫分子鍵。分子間力的分子的極性有關。分子有極性分子和非極性分子，其根據是分子中的正負電荷中心是否重合，重合者為非極性分子，不重合者為極性分子。 分子間力包括三種作用力，即色散力、誘導力和取向力。 　　（1）當非極性分子相互靠近時，由於電子的不斷運動和原子核的不斷振動，要使每一瞬間正、負電荷中心都重合是不可能的，在某一瞬間總會有一個偶極存在，這種偶極叫做瞬時偶極。由於同極相斥，異極相吸，瞬時偶極之間產生的分子間力叫做色散力。任何分子（不論極性或非極性）互相靠近時，都存在色散力。 　　（2）當極性分子和非極性分子靠近時，除了存在色散力作用外，由於非極性分子受極性分子電場的影響產生誘導偶極，這種誘導偶極和極性分子的固有偶極之間所產生的吸引力叫做誘導力。同時誘導偶極又作用於極性分子，使其偶極長度增加。從而進一步加強了它們間的吸引。 　　（3）當極性分子相互靠近時，色散力也起著作用。此外，由於它們之間固有偶極之間的同極相斥，異極相吸，兩個分子在空間就按異極相鄰的狀態取向，由於固有偶極之間的取向而引起的分子間力叫做取向力。由於取向力的存在，使極性分子更加靠近，在相鄰分子的固有偶極作用下，使每個分子的正、負電荷中心更加分開，產生了誘導偶極，因此極性分子之間還存在著誘導力。 　　總之，在非極性分子之間只存在著色散力，在極性分子和非極性分子之間存在著色散務和誘導力，在極性分子之間存在著色散力、誘導力和取向力。色散力、誘導力和取向力的總和叫做分子間力。分子間力沒有方向性與飽和性，鍵力較弱。

離子半徑

　　定義一：描述離子大小的參數。取決於離子所帶 　　離子半徑

離子半徑

電荷、電子分佈和晶體結構型式。設r陽為陽離子半徑，r陰為陰離子半徑。r陽+r陰=鍵長。r陽/r陰與晶體類型有關。可從鍵長計算離子半徑。一般採用Goldschmidt半徑和Pauling半徑，皆是NaCl型結構配位數為6的數據。Shannon考慮了配位數和電子自旋狀態的影響，得到兩套最新數據，其中一套數據，參考電子雲密度圖，陽離子半徑比傳統數據大14pm，陰離子小14pm，更接近晶體實際。 定義二：反映離子大小的一個物理量。離子可近似視為球體，離子半徑的導出以正、負離子半徑之和等於離子鍵鍵長這一原理為基礎，從大量XXX線晶體結構分析實測鍵長值中推引出離子半徑。離子半徑的大小主要取決於離子所帶電荷和離子本身的電子分佈，但還要受離子化合物結構型式（如配位數等）的影響，離子半徑一般以配位數為6的氯化鈉型晶體為基準，配位數為8時，半徑值約增加3% ；配位數為4時，半徑值下降約5%。負離子半徑一般較大，約為1.3～2.5埃；正離子半徑較小，約為0.1～1.7埃。根據正、負離子半徑值可導出正、負離子的半徑和及半徑比，這是闡明離子化合物性能和結構型式的兩項重要因素。

特徵

　　離子是組成離子型化合物的基本粒子。離子型化合物在任何狀態下(晶體、熔融狀態、蒸氣狀態或溶液中)都是以離子的形式存在的。因此，離子的性質在很大程度上決定著離子化合物的性質。就是說，離子的性質，即離子的三種重要特徵：離子的電荷、離子的半徑、離子的電子層結構的類型(簡稱離子的電子構型)是決定離子型化合物的共性和特性的根本原因。 　　(1)離子的電荷 　　離子電荷對於離子的性質以及所組成的離子型化合物的性質，都有很大影響。即使是同一種元素，當形成不同電荷的離子時，由它們所組成的離子型化合物的性質也會有較大的差異。例如，鐵元素能形成Fe2+、Fe3+兩種離子，這兩種離子及其化合物在性質上就大不相同。Fe3+比Fe2+的正電荷多，在一定條件下，Fe3+能奪取1個電子變成Fe2+，而相反，Fe2+則有失去1個電子變為Fe3+的傾向。Fe3+在溶液中能跟SCN-離子作用生成血紅色的Fe(SCN)2+離子，而Fe2+則不發生這種反應；Fe3+在水溶液里呈黃色，Fe2+在水溶液里卻呈淺綠色等。 　　(2)離子的電子構型 　　離子的電子層結構類型不同，對離子化合物的性質亦有一定的影響，例如，Na和Cu離子的電荷數相同，都是+1價的離子，它們的離子半徑也很相近，Na的半徑是0.095 nm，Cu的半徑是0.096 nm，但它們相應的化合物的性質卻有較大的差別：如NaI易溶於水，而CuI不易溶於水。這主要是由於Na的電子構型(2s2p)和Cu的電子構型(3s3p3d)很不相同。 　　(3)離子的半徑 　　原子或離子的絕對大小是無法確定的，因為原子核外電子並非在固定的軌道上運動。而通常說的離子半徑是指離子的有效半徑，它是通過各種結構分析實驗測定兩個異號離子A和B所組成的離子型化合物的核間距d求算出來的。而d等於A的半徑r1與B的半徑r2之和，即 　　d=r1+r2 　　由此可見，離子半徑只能近似地反映離子的大小，離子半徑隨配位數、離子的價數等等而改變。 　　離子半徑求算時，必須假設某個離子的r1為已知，然後依據r2=d-r1公式求出r2。1926年，戈爾德施米特由晶體結構數據確定了氟離子和氧離子的半徑分別是0.133 nm和0.132 nm，然後以此為基準，一一推算出其他各離子的半徑。