帶相反電荷的離子之間存在靜電作用，當兩個帶相反電荷的離子靠近時， 表現(xiàn)為相互吸引，而電子和電子、原子核與原子核之間又存在著靜電排斥作用，當靜電吸引與靜電排斥作用達到平衡時，便形成離子鍵。因此，離子鍵是指陰離子，陽離子間通過靜電作用形成的化學鍵。

一、離子鍵基本性質(zhì)

1、離子鍵定義：陰、陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用

2、離子鍵成鍵微粒：陰、陽離子

陽離子：IA、IIA活潑金屬元素，NH4+;

陰離子：VIA、VIIA活潑非金屬元素，OH-、SO42-、NO3-、CO32-等。

注意：形成化合物的元素的電負性的差 1.7

3、離子鍵成鍵性質(zhì)與特點：

性質(zhì)：靜電作用(吸引與排斥)

特點：沒有方向性，沒有飽和性

注意：陽離子與陰離子半徑比值越大，離子周圍所能容納帶異性電荷離子的數(shù)目就越多。

4、離子鍵存在范圍：

大多數(shù)鹽(如NaCl、CsCl、NH4Cl等)

強堿(如NaOH、KOH等)

活潑金屬氧化物(如MgO、Na2O等)

5、離子鍵強弱的判斷：

離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。離子鍵的強弱也可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。

6、離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。

7、典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：

NaCl型和CsCl型。氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子。

二、離子鍵的形成

離子鍵是由電子轉(zhuǎn)移(失去電子者為陽離子，獲得電子者為陰離子)形成的。帶相反電荷的離子之間存在靜電作用，當兩個帶相反電荷的離子靠近時，表現(xiàn)為相互吸引，而電子和電子、原子核與原子核之間又存在著靜電排斥作用，當靜電吸引與靜電排斥作用達到平衡時，便形成離子鍵，即正離子和負離子之間由于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SO42-，NO3-等。它往往在金屬與非金屬間形成。失去電子的往往是金屬元素的原子，而獲得電子的往往是非金屬元素的原子。通常，活潑金屬與活潑非金屬形成離子鍵，如鉀、鈉、鈣等金屬和氯、溴等非金屬化合時，都能形成離子鍵。且僅當總體的能級下降的時候，反應才會發(fā)生(由化學鍵聯(lián)接的原子較自由原子有著較低的能級)。下降越多，形成的鍵越強。

而在現(xiàn)實中，原子間并不形成“純”離子鍵。所有的鍵都或多或少帶有共價鍵的成分。成鍵原子之間電平均程度越高，離子鍵成分越低。

離子鍵的結(jié)合力很大，因此離子晶體的硬度高，強度大，熱膨脹系數(shù)小，但脆性大。離子鍵種很難產(chǎn)生可以自由運動的電子，所以離子晶體都是良好的絕緣體。在離子鍵結(jié)合中，由于離子的外層電子比較牢固的被束縛，可見光的能量一般不足以使其受激發(fā)，因而不吸收可見光，所以典型的離子晶體是無色透明的。Al2O3、MgO、TiO2、NaCl等化合物都是離子鍵。

當元素周期表中相隔較遠的正電性元素原子和負電性元素原子接觸時，前者失去最外層價電子變成帶正電荷的正離子，后者獲得電子變成帶負電荷的滿殼層負離子。正離子和負離子由靜電引力相互吸引;同時當它們十分接近時發(fā)生排斥，引力和斥力相等即形成穩(wěn)定的離子鍵。

三、離子鍵的強弱——晶格能

離子晶體中晶格的牢固程度可用晶格能(U)的大小來衡量。晶格能愈大，其離子鍵愈牢固，離子晶體愈穩(wěn)定。晶格能是在298.15K、101.325KPa下由氣態(tài)正離子和氣態(tài)負離子生成1mol離子晶體時所放出的能量。

玻恩和哈伯提出可應用一些已知的熱力學實驗數(shù)據(jù)計算出離子晶體的晶格能，這種方法就是“玻恩——哈伯循環(huán)法”。現(xiàn)以某種離子鹵化物MXn為例說明其計算方法。

1、ΔH1θ是MXn的標準焓變。

2、ΔH2θ是1molM(s)變?yōu)?molM(g)的標準焓變(即升華焓)。

3、ΔH3θ是氯分子的離解焓變。

4、E是氯離子的電子親合能。

5、I是M的電離能。

6、U是MXn的晶格能。

根據(jù)蓋斯定律，可計算出上述循環(huán)中MXn晶體的晶格能(U)。

ΔH1θ=ΔH2θ+ΔH3θ+E+I+U

由上式推知：U=ΔH1θ-ΔH2θ-ΔH3θ-E-I

利用已知的ΔHθ，I，E就可求出晶格能U

用晶格能大小比較鹵化物的穩(wěn)定性：

1、NaCl

查數(shù)據(jù)手冊知：

1、NaCl的標準生成焓變ΔH1θ=-411.0KJ·mol-1。

2、1mol金屬鈉升華變成1mol氣態(tài)鈉原子標準焓變(即升華焓)ΔH2θ=108.7KJ·mol-1。

3、氯分子離解成1mol氯原子焓變ΔH3θ=121.3KJ·mol-1。

4、鈉原子的電離能I=495.8KJ·mol-1。

5、氯離子的電子親合能E=-348.7KJ·mol-1。

將以上數(shù)據(jù)代入前邊推出的計算式中：

U=ΔH1θ-ΔH2θ-ΔH3θ-E-I=-788.1(KJ·mol-1)

即由Na(g)+和Cl(g)-生成1molNaCl晶體時，要釋放出788KJ能量。

2、KCl

查數(shù)據(jù)手冊知：

1、KCl的標準生成焓變ΔH1θ=-436.2KJ·mol-1。

2、1mol金屬鉀升華變成1mol氣態(tài)鉀原子標準焓變(升華焓)ΔH2θ=81.6KJ·mol-1。

3、氯分子離解成1mol氯原子焓變ΔH3θ=121.3KJ·mol-1。

4、鉀原子的電離能I=418.8KJ·mol-1。

5、氯離子的電子親合能E=-348.7KJ·mol-1。

將上述數(shù)據(jù)代入前邊的計算式中：

U=ΔH1θ-ΔH2θ-ΔH3θ-E-I=-709.2(KJ·mol-1)

即由K(g)+和Cl(g)-生成1molKCl晶體時，要釋放出709.2KJ能量。

據(jù)已計算出的數(shù)據(jù)比較：

因為UKCl(s)=-709.2(KJ·mol-1) UNaCl(s)=-788.1(KJ·mol-1)所以NaCl比KCl穩(wěn)定。

晶格能不僅可以用來判斷離子晶體的穩(wěn)定性，還可以反映在離子晶體的物理性質(zhì)上。

在晶形相同的離子晶體中，若離子電荷愈多，半徑愈小，則晶格能愈大。離子晶體的晶格能愈大，表明晶格結(jié)點上的離子間結(jié)合愈牢固，反映在晶體的物理性質(zhì)上，將具有較高的熔點、沸點和硬度。

下表列出了一些物質(zhì)的晶格與物理性質(zhì)之間的關系：

四、共價鍵和離子鍵

共價鍵和離子鍵的概念：

共價鍵和離子鍵是對化學鍵的兩種分類。

共價鍵是指兩個原子之間的電子，它們的自旋方向不同，甚至是相反的兩個方向的電子在配對后，原子的軌道疊合在一起時，電子的云密度在增大的時候，同時增大對兩核的引力。而共價鍵的作用力很大，具有方向性，而又因為電子方向相反的電子能夠配成鍵，所以共價鍵也具有飽和性。共價鍵又可以根據(jù)其方向性和飽和性分成三種，分別是非極性共價鍵、極性共價鍵以及配價鍵。

離子鍵是因為在電子發(fā)生轉(zhuǎn)移的情況下形成的，也就是說，離子鍵是正負離子在靜電引力的作用下而形成的化學鍵，其實質(zhì)是靜電作用。它的成鍵離子有陰、陽離子這兩類，所以離子鍵可以分成兩類，一種是陽性鈉離子和陽性鉀離子這樣的單離子，另一種就是陰性的氯離子這類由原子團組成的帶有化學鍵的物質(zhì)。

共價鍵和離子鍵的不同點：

共價鍵和離子鍵的區(qū)別主要表現(xiàn)在：

①它們的概念不一樣，共價鍵是一種只含有共價鍵的化合物，而離子鍵是含有離子鍵的化合物。它們的實質(zhì)也不一樣，前者是共用原子對，后者是靜電作用。

②前者對物質(zhì)的影響和后者也不相同，共價鍵表現(xiàn)出來的是，當共價鍵越強，那么其單質(zhì)或者化合物就越穩(wěn)定。而離子鍵越強，其熔點也越高。

③在導電性上，共價鍵在融化時不導電，其水溶液部分會導電。而離子鍵的熔融狀態(tài)或者其水溶液是導電的。

④共價鍵和離子鍵的不同點還包括，它們在融化時的破壞力不同。共價鍵在融化時破壞的作用力一般是不會破壞共價鍵的，而離子鍵在融化時破壞的作用力，一般是破壞離子鍵，在部分情況下才可能破壞共價鍵。

共價鍵和離子鍵的相同點：

共價鍵和離子鍵的共同點，主要表現(xiàn)在它們都是相鄰的兩個或多個原子在強烈的相互作用下，形成的化學鍵。并且，也都是在電性作用下形成。