离子极化理论是无机化学最重要的理论之一，在化学研究领域应用及其广泛.
一般认为当极化力、变形性均大的阳离子与变形性大的阴离子相遇时，彼此之间产生极强的极化作用，导致阴、阳离子外层轨道不同程度地发生重叠，阴、阳离子的核间距缩短，键的极性减弱，键型有可能发生从离子键向共价键过渡，从而引发过渡型晶体物理化学性能呈现规律性变化[1].
1. 物理化学性能的递变
1.1 熔点降低
离子极化作用可导致过渡型晶体向分子晶体过渡，过渡型晶体熔点降低[2].
例1：比较过渡型晶体FeCl2及FeCl3熔点高低.
析：Fe3+电荷数为+3，Fe2+的电荷数为+2，故极化力Fe3+>Fe2+,表明FeCl3的极化作用强于FeCl2. 因此FeCl3更接近于分子晶体. (另Fe2+、Fe3+均属于9~17电子构型，极化力、变形性均较强.)
熔点：FeCl2>FeCl3
例2： 比较Mn2O7、CrO3、V2O5、TiO2、Cr2O3晶体熔点高低.
析：Mn2O7、CrO3、V2O5、TiO2、Cr2O3,均属于过渡型晶体, 必须考虑离子极化作用. 随着阳离子电荷数减小，极化力减弱，阴、阳离子间极化作用减弱，形成晶体越靠近离子晶体，熔点越高.
因此熔点：Mn2O7<CrO3<V2O5<TiO2<Cr2O3
1.2 水中溶解度降低
离子极化作用可导致离子键向共价键过渡，键的极性减弱；水是一种典型的极性溶剂，依“相似相溶原理”可得: 离子极化作用将导致过渡型晶体在水中溶解度降低.
例3：比较AgF、AgCl、AgBr与AgI在水中溶解度大小.
析：四种卤化银，阳离子均为Ag+，极化力可认为相同；阴离子F-、Cl-、Br-及I-电荷数绝对值均为1，离子的电子构型均为8电子构型，半径依次增大，因此变形性依次增大. AgF、AgCl、AgBr与AgI离子极化作用逐渐增强，键中共价成分逐渐增多，极性逐渐减弱，因此极性溶剂水中溶解度逐渐减小。
AgF接近离子晶体，溶解度最大；AgI向分子晶体过渡最大，溶解度最小。
1.3 颜色加深
离子极化可导致离子键向共价键过渡，键的极性减弱，过渡型晶体颜色加深.
例4: 判断AgCl、AgBr和AgI沉淀颜色递变规律.
析：三种卤化银沉淀，阳离子均为Ag+，极化力可认为相同；阴离子Cl-、Br-及I-电荷数绝对值均为1，离子的电子构型均为8电子构型，半径依次增大，因此变形性依次增大. AgCl、AgBr与AgI极化作用逐渐增强，键中共价成分逐渐增多，极性逐渐减弱，颜色逐渐加深.
1.4 附加极化作用
用离子极化理论预测过渡型离子晶体水中溶解度或颜色时，出现例外的物质是：ZnS、CdS与HgS. 此时可采用“附加极化作用”进行预测.
“附加极化作用”认为ZnS、CdS与HgS三种物质离子极化作用中阳离子主要贡献不是极化力，而是变形性；在S2-作用下，Zn2+、Cd2+、Hg2+也将发生变形. 因Zn2+、Cd2+、Hg2+电荷数相同，离子的电子构型相同，半径越大，则变形性越大，离子极化作用越强. 此时离子极化作用同样可导致离子键向共价键过渡，键的极性减弱；因此ZnS、CdS、HgS水中溶解度逐渐降低，且颜色加深.
即：水中溶解度ZnS>CdS>HgS.
沉淀颜色 ZnS(白）、CdS（黄）、HgS（黑）
2.1 ROH理论
ROH理论可用来定性衡量同系列含氧酸碱的酸、碱性相对强弱.
例5：判断H3AsO3、H3PO4、H3AsO4酸性强弱.
析：例5中亚砷酸H3AsO3也可写成As(OH)3，此时也可将之视为碱. 这表明酸、碱结构无明显差异，可用“ROH”代表酸碱通式.
ROH中R与H均带正电，O带负电，因此ROH结构框架中，R与H共同竞争O, 都试图与氧结合, 这里的竞争力就是极化理论中的极化力，此时溶液中ROH可能发生如下两种方式解离：
当R极化力较大， ROH=RO- + H+（1）
当R极化力较小， ROH= R+ +OH- （2）
式（1）为酸式解离，此时ROH酸性较强;
式（2）为碱式解离，此时ROH碱性较强.
尽管H+电荷数较小，但由于其半径极小（相当于裸露质子），极化力同样不能忽视.
需要强调酸碱ROH通式代表物中, 并不要求氢、氧物质的量比一定为1；同时也不要求代表物一定含有氢, 即使是单纯的氧化物，ROH理论也适用.
例5中H3AsO3、H3PO4、H3AsO4，H3AsO3的As(Ⅲ)电荷数最小，极化力最弱，易发生碱式解离，碱性最强; H3PO4、H3AsO4中P(Ⅴ)与As(Ⅴ)电荷数均为5，电子构型也相同，P离子半径小于As离子, 因此P(Ⅴ)的极化力强，容易发生酸式解离，酸性最强. 即：酸性 H3AsO3<H3AsO4<H3PO4
2.2 MCO3的热稳定性
一般认为MCO3加热将分解，其热分解通式可写为：MCO3(s)=MO(s)+CO2(g)
MCO3热分解温度越高，则称其热稳定性越强.
极化理论认为：M2+极化力越强，与O结合越紧密，则越易得到MO(s)，MCO3(s)越易分解，热稳定性越差. 此时M2+的极化力降低了MCO3(s)的热稳定性，也称反极化力.
例6：判断H2CO3（aq）、Ca(HCO3)2（s）、CaCO3（s）、BaCO3（s）的热稳定性大小.
析：一般情况下的碳酸、碳酸盐热稳定性，含氧酸<酸式盐<正盐.
Ca2+同Ba2+相比，电荷数相等，离子的电子构型相同，离子半径Ca2+<Ba2+, 因此Ca2+极化力强，热稳定性CaCO3（s）<BaCO3（s）.
热稳定性结果：H2CO3（aq）<Ca(HCO3)2（s）<CaCO3（s）<BaCO3（s）
2.3 氯化物的水解
氯化物(RCl)溶液通常不稳定，易水解, RCl代表氯化物通式.
例7：比较SnCl2、BCl3、SiCl4及PCl5的水解程度强弱.
析：SnCl2、BCl3、SiCl4及PCl5阳离子电荷数由+2逐渐增加到+5，阳离子极化力增大，水解程度亦增加.
需要指出，在离子极化理论拓展应用中，单方面强调的是阳离子的极化力，与离子极化理论实际相关度并不大.
3.结论
（1）离子极化理论可解释同系列过渡型晶体的熔点高低、水中溶解度的大小及颜色的深浅；
（2）离子极化理论拓展应用可预测含氧酸的酸性、碳酸盐的热稳定性及氯化物的水解程度.
参考文献
[1] 天津大学无机化学教研室编. 无机化学（第五版）. 北京: 高等教育出版社, 2018,6: 500
[2]余高奇. 晶体类型与熔点. 科学网博客.2021,7.
