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章節(jié)結構

3.1 物質的結構和形態(tài)（難點、重點、30%）

3.2 溶液

3.3 化學平衡

3.4 電化學

3.5 有機化學（30%）

3.1物質的結構與形態(tài)

3.11原子的結構

知識點一、薛定諤方程

知識點二、波函數(shù)的物理意義

知識點三、描述原子運動狀態(tài)的量子數(shù)

知識點四、核外電子排布

知識點五、核外電子分布和元素周期系的關系

知識點六、元素周期律

知識點一薛定諤方程（難點）

由于微觀粒子如質子中子等粒子都具有波粒二象性，薛定諤提出了描述微觀粒子（原子、電子等）運動規(guī)律的波動方程，建立了近代量子力學理論

 

量子力學中描述核外電子在空間運動的數(shù)學函數(shù)式，即原子軌道。e－軌道能量（動能與勢能總和 ）；m—微粒質量；h—普朗克常數(shù)；x,y, z —為微粒的空間坐標

只要知道體系的勢能v，代入就可求出所有的可能狀態(tài)和對應的能量。

★  求解薛定諤方程, 就是求得波函數(shù)ψ和能量 e ;

★  解得的ψ不是具體的數(shù)值, 而是包括三個常數(shù) (n, l, m)和三個變量(r,θ,φ)的函數(shù)式

ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運動狀態(tài)

知識點二、波函數(shù)的物理意義

波函數(shù)ψ不是一個具體的數(shù)值，是用空間坐標來描述波的數(shù)學函數(shù)式，描述核外電子運動狀態(tài)的函數(shù)。通常把一種波函數(shù)稱為一個原子軌道。但這里的軌道沒有運動中走過的軌跡的含義，只是一個概率問題。

電子具有波粒二象性，因此不能同時確定其位置和動量，但是從統(tǒng)計的角度可以判斷電子出現(xiàn)在某個區(qū)域內出現(xiàn)的機會，即概率，空間某單位體積內出現(xiàn)的概率稱為概率密度。

波函數(shù)是數(shù)學函數(shù)式，沒有明確的物理意義，而其平方 則相對于電子的幾率密度。

電子云是用小黑點分布的疏密表示電子出現(xiàn)的幾率密度的大小所得的空間圖像叫電子云

知識點三、描述電子運動狀態(tài)的四個量子數(shù)（必考點、重點、難點）

 ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運動狀態(tài)

（1）主量子數(shù)n (principal quantum number)

◆ 確定電子離核的平均距離。

◆ 與電子能量有關，對于氫原子，電子能量唯一決定于n

◆ 不同的n 值，對應于不同的電子殼層

　  １　２?。场。础。怠?/span>..

　  k     l     m     n     o……..

◆  （2）角量子數(shù) 決定軌道角動量的大小，對于多電子原子,  l 也與e 有關

◆  l 的取值 0，1，2，3……n-1(亞層）

            s,  p,  d,  f…...

◆  l  決定了ψ的角度函數(shù)的形狀

（3） 磁量子數(shù)m  ( magnetic quantum number)

◆  決定角動量的空間取向，取向是量子化的

◆  m可取  0，±1,  ±2……±l

◆  取值決定了ψ角度函數(shù)的空間取向，一種l 值下有2 l  + 1種不同的m 值，因此有2 l  + 1種取向。

 

p 軌道(l = 1, m =  +1,  0,  -1)  

m 三種取值, 三種取向, 三條等價(簡并) p 軌道

 

d 軌道(l = 2, m = +2, +1,  0,  -1, -2) : 

m 五種取值, 空間五種取向, 五條等價(簡并) d 軌道

 

（4） 自旋量子數(shù) ms (spin quantum number)

◆ 描述電子繞自軸旋轉的狀態(tài)

◆ ms 取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示

◆ 自旋運動使電子具有類似于微磁體的行為        

      

1925年， 由uhlenbec和goldchmid 提出電子自旋的假設

 

 

 

考點一、四個量子數(shù)的取值和意義

例題

2005、37. pz 波函數(shù)角度分布的形狀是: a

 (a)雙球形           

 (b)球形

 (c)四瓣梅花形

 (d)橄欖形

【2008年45題】3d軌道的磁量子數(shù)m的合理值是d

a 1、2、3                         b 0、1、2

c 3                               d 0, ±1, ±2

【2009年41題】 下列各波函數(shù)不合理的是: a

(a)ψ (1,1, 0)        (b)ψ (2,1, 0)

(c)ψ (3, 2, 0)       (d)ψ (5, 3, 0)

知識點四、核外電子排布原理（必考點、重點難點）

 1、根據光譜實驗數(shù)據以及對元素性質周期律的分析，歸納出多電子原子中的電子在核外的排布應遵從以下三條原則，

泡利(pauli)不相容原理   能量最低原理    洪特(hund)規(guī)則

◆ 泡利不相容原理(pauli exclusion principle)：

同一原子中不能存在運動狀態(tài)完全相同的電子, 或者說同一原子中不能存在四個量子數(shù)完全相同的電子。例如, 一原子中電子a和電子b的三個量子數(shù)n, l, m已相同, ms就必須不同。也就是說，一個軌道里最多容納兩個自旋相反的電子。

◆ 最低能量原理(the principle the lowest energy) :

 電子總是優(yōu)先占據可供占據的能量最低的軌道, 占滿能量較低的軌道后才進入能量較高的軌道。

之后的原子有時出現(xiàn)例外。

 

多電子原子軌道的能級次序

能級分裂 ： n 同，l 不同，

如：e3s < e3p < e3d

能級交錯： n, l  均不同， e4s < e3d  (z <21)

根據順序圖, 電子填入軌道時遵循下列次序：

(1s ) （2s 2p ）( 3s 3p )  （4s 3d 4p）  ( 5s 4d 5p )  （6s 4f  5d  6p）     (7s 5f  6d 7p )

鉻(z = 24)之前的原子嚴格遵守這一順序, 釩(z = 23)

ns      （n-2）f    （n-1）d    np

◆ 洪德規(guī)則 (hund’s rule)：

電子分布到等價軌道時, 總是盡量先以相同的自旋狀態(tài)分占軌道。即在 n 和 l 相同的軌道上分布電子, 將盡可得分布在 m 值不同的軌道上, 且自旋相同。

在等價軌道上分布電子時，處于全充滿（p6、d10、f14）、半充滿或全空時電子分布較穩(wěn)定，填入電子盡量滿足。

2、電子排布的書寫方法（必考點）

⑴ 按電子層由內層到外層逐層書寫如:z=19的k原子: 電子結構式:1s22s22p63s23p64s1

   z=29的cu原子:電子結構式:1s22s22p63s23p63d104s1

  (盡管3d能量高于4s、書寫順序按著n來、填入順序按能量)

⑵ 為了避免電子結構式過長，通常把內層電子已達到稀有氣體結構的部分寫成稀有氣體符號外加方括號表示。這部分稱為原子實。

如：   k(z = 19)         電子結構式: [ar]4s1

       cu (z = 29)      電子結構式: [ar]3d104s1

       cr (z = 24)      電子結構式: [ar]3d54s1

       sn (z = 56)      電子結構式: [kr]4d105s25p2

（3）價層電子構型

價電子層所在的亞層統(tǒng)稱為價層。價層通常包括最外層電子和次外層電子以及鑭系4f及錒系5f電子。

cu   3d104s1        cr  3d54s1

c   2s22p2          k   4s1

（4）離子的電子構型實例：

原子失去電子后便成為離子，離子的電子排布取決  于電子從何軌道中失去。電子失去順序，按照徐光憲  的n+0.4l 規(guī)則，值大的先失去。失電子順序為：

np       ns    （n-1）d    （n-2）f

基態(tài)原子外層電子填充順序為：

ns      （n-2）f    （n-1）d    np

例：26fe2+ [ar]3d64s0  而26fe[ar]3d64s2

26fe3+ [ar]3d54s0

考點1、寫出某元素的價層電子排布

例題

2005、38. 24 號元素 cr 的基態(tài)原子價層電子分布正確的是:b

(a)3d4 4s0     (b)3d5 4s1

(c)3d4 4s2     (d)3d4 4s2 4p1

知識點五、核外電子分布和元素周期系的關系（必考點、重點難點）

最早的元素周期表是1869年由俄國科學家d. i. mendeleev提出的，目前最通用的是由a. werner首先倡導的長式周期表。

 

 

（2）元素分區(qū):s區(qū)元素d區(qū)元素p區(qū)元素f區(qū)元素ds區(qū)元素

（3）元素的族

 

 

考點1、通過價層電子結構能推出所在的區(qū)、周期、族

例題

2008、43

47號元素ag的基態(tài)價層電子結構為4d105s1,它在周期表中的位置是：a

a ds 區(qū)   b  s區(qū)       c   d區(qū)       d  p區(qū)

知識點六、元素的周期律（必考點、重點）

元素性質是其原子結構的反應。

由于元素的核外電子層結構的周期性變化，元素的基本性質如原子半徑、電離能、電子親和能、電負性等都與原子的結構密切相關，因而也呈現(xiàn)明顯的周期性變化。

1. 原子半徑

嚴格地講，由于電子云沒有邊界，原子半徑也就無一定數(shù)。通常所說的原子半徑是原子間互相作用或結合時的有效作用半徑。有金屬半徑、共價半徑、范德華半徑

范德華半徑> 共價半徑

金屬半徑> 共價半徑

適用非金屬元素

在元素周期表中各元素原子半徑的變化趨勢

從左到右隨著核電荷的增加，原子核對外層電子的吸引力也增加，使原子半徑逐漸縮小

 

2. 電離能

失去電子的難易用電離能來表示，基態(tài)氣體原子失去最外層一個電子成為氣態(tài)+1價離子所需的最小能量叫第一電離能, 再從正離子相繼逐個失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。各級電離能的數(shù)值關系為i1＜i2＜i3…. 。

克服核電荷對電子的引力而消耗的能量

電離能愈大，失電子愈難。各級電離能的大小按 i1<i2<i3，…次序遞增

同周期總趨勢：自左至右增大,與原子半徑減小的趨勢一致

同族總趨勢：自上至下減小,與原子半徑增大的趨勢一致

半徑越大，第一電離能越小

元素的第一電離能愈小，表示它愈容易失去電子，該元素的金屬性也愈強。因此，元素第一電離能可用來衡量元素的金屬活潑性。此外，電離能還可用于說明元素通常呈現(xiàn)的價態(tài)，對于鈉、鎂和鋁，電離能分別在i1、i2、和i3后迅速增大，這表明鈉、鎂和鋁分別難以失去第二、第三、第四個電子，故通常呈現(xiàn)的價態(tài)分別為+1、+2和+3。由此可見，元素的電離能是元素的重要性質之一。

3. 電子親和能

指一個氣態(tài)原子得到一個電子形成負離子時放出或吸收的能量。常以符號eea表示，也有第一、第二、…之分。元素第一電子親和能的正值表示放出能量, 負值表示吸收能量。元素的電子親和能越大,原子獲取電子的能力越強,即非金屬性越強。

電子親合能的變化規(guī)律

對主族元素，同一周期從左到右，電子親合能逐漸增大

同一主族由上到下，電子親合能逐漸減小。

有例外：

①c:1s22s22p2；n:1s22s22p3, 電子親合能c>n。

②第三周期>第二周期                s>o

解釋：第二周期元素的原子半徑特別小，電子間斥力很強，以至于加合一個電子時釋放的能量要克服電子之間的排斥作用，從而使得電子親合能減小。

4.  電負性

◆ 元素的電負性表達處于化合物中的該元素原子將電  子對吸引向自身的能力。電負性大,原子吸引電子能力強。

◆ 元素電負性的變化規(guī)律:

同一周期從左到右電負性遞增;

同一主族由上到下，電負性逐漸減小.

副族元素電負性變化規(guī)律不明顯.

◆ 判斷元素金屬性和非金屬性的強弱：

  電負性 >  2.0 非金屬          電負性 <   2.0 金屬

5.元素氧化物及其水合物的酸性（四類）

一類：酸性氧化物 （非金屬氧化物）

二類：堿性氧化物（堿金屬）

三類：兩性氧化物（al、sn的氧化物）

四類：惰性氧化物（co、no）

氧化物的水合物分為氫氧化物和含氧酸，規(guī)律如下：

1）在同一周期的主族元素，各元素的最高價氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱。如

2）在同一周期的副族元素，從ⅲb到ⅶb各元素的最高價氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱

3）在同一主族中，各元素的最高價氧化物及其水合物：從上到下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。

4）在同一元素中不同氧化數(shù)及其水合物：高氧化數(shù)氧化物或其水合物的酸性比低氧化數(shù)的強，

5） ．r—o—h規(guī)則

氧化物的水合物形成酸或堿，其組成均可用r—o—h通式表示。r稱為中心離子或原子，如果解離時在r—o鍵處斷裂，即按堿式解離，則呈堿性；如果在o—h鍵處斷裂，即按酸式解離，則呈酸性：

r十o—h               r—o十h

堿式解離                 酸式解離

2008、43

下列各系列中,按電離能增加的順序排列的是:c

(a) li, na, k

(b) b, be, li

(c) o,f,ne

(d) c,p,as

2009、40. 下列各組元素中,其性質的相似是由鑭系收縮引起的是: a

(a)zr 與hf

(b)fe 與co,ni

(c)li 與 mg

(d)錒系

3.12化學鍵

知識點一、鍵參數(shù)

知識點二、共價鍵

知識點三、離子鍵

知識點四、雜化軌道

知識點五、分子間力和氫鍵

知識點一（常考點）

化學鍵分為三類:離子鍵、共價鍵、金屬鍵

分子與分子之間存在范德華力

1）鍵能：（一般指分子每斷裂單位物質的量的某鍵時的焓變）數(shù)值上等于鍵解離能

2）鍵長:(分子內成鍵兩原子間的平衡距離) 鍵長與鍵能的關系

3） 鍵角：（在分子中兩個相鄰的化學鍵之間的夾角）

鍵長和鍵角是描述分子幾何構型的兩個重要參數(shù)

知識點二、共價鍵

1.  共價鍵的形成條件

鍵合雙方各提供自旋方向相反的未成對電子

鍵合雙方原子軌道應盡可能最大程度地重疊

2.  共價鍵的類型

σ鍵：重疊軌道的電子云密度沿鍵軸方向的投影為圓形，表明電子云密度繞鍵軸（原子核之間的連線）對稱。形象的稱為“頭碰頭”。

σ軌道可由各種方式組成

2.  π鍵

在形成共價鍵時，若原子軌道以"肩并肩"的方式進行重疊，軌道重疊部分對于鍵軸平面呈鏡面反對稱，這樣的共價鍵稱為π鍵。例如n2（n    n）分子中存在2個π鍵。

n的價電子排布為2s²2p3

 

3. 共價鍵的特征

●  結合力的本質是電性的（其結合力是兩個原子核對共用電子對所形成的負電區(qū)域的吸引力；而不是陰陽離子間的庫侖作用力。）

例如：h ----cl    h----o----h    n----n

●  具有飽和性（是指每種元素的原子能提供用于形成共價鍵的軌道數(shù)是一定的）

● 具有方向性（是因為每種元素的原子能提供用于形成共價鍵的軌道是具有一定的方向；形成共價鍵時原子軌道重疊程度越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定，即共價鍵的形成遵循原子軌道最大重疊原理。）

4. 配位鍵（共價鍵里的一種特殊形式）

形成條件：成鍵原子一方提供孤對電子，另一方提供空軌道。

知識點三、離子鍵

1、離子鍵

 陰陽離子之間形成的鍵型（本質靜電引力）離子鍵沒有方向性和飽和性

本質是 靜電吸引。如na+  cl-

2、鍵型過渡

兩原子互相結合形成共價鍵還是離子鍵取決于兩原子吸引電子的能力差別大小。差別大形成離子鍵，差別不大形成共價鍵。

知識點四、雜化軌道理論（必考點、重點、難點）

某原子成鍵時，在鍵合原子的作用下，價層中若干個能級相近的原子軌道有可能改變原有的狀態(tài)，“混雜”起來并重新組合成一組利于成鍵的新軌道，這個過程叫做軌道雜化，產生的新軌道叫雜化軌道。

1.  基本要點

●  成鍵時能級相近的價電子軌道相混雜，形成新的價電子軌道——雜化軌道

●  雜化前后軌道數(shù)目不變

●  雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生改變，鍵能更大，分子更穩(wěn)定

結果當然是更有利于成鍵！

2、軌道雜化的特點和條件：

(1)只有能量相近的軌道才能相互雜化，所以常見的有sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2或者是d2sp3雜化[(n-1)dnsnp雜化]。

(2)參加雜化的原軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相同。

(3)不同的類型的雜化，雜化軌道的空間取向不同。

 

 

 

be+h2=beh2    be 1s²2s²

 

 

b  1s22s2sp1

 

 

ch4分子

雜化軌道與分子空間構型的關系：甲烷分子

 

考點1、知道雜化軌道的特征分子及空間構型

2005、2006、39. 用雜化軌道理論推測下列分子的空間構型,其中為平面三角形的是:b

(a) nf

(b) bf3

(c)as h3

(d)sbh3

2007、39. 下列分子中,鍵角最大的是: c

(a)nh3

(b)h2s

(c) becl2

(d) ccl4

知識點五、分子間力和氫鍵（?？键c）

前面討論的是分子和晶體內原子間的強相互作用－化學鍵。鍵能約在100～800 kj/mol。另外，分子間還存在弱相互作用力。即分子間力，其大小為幾到幾十kj/mol。分子間力雖然很弱，但對物質的許多性質產生較大的影響。分子間力決定物質的沸點、熔點、氣化熱等物理性質。

一、分子的極性和變形性

1、化學鍵的極性

分子是由原子通過化學鍵結合而成的。鍵的極性和電負性有關，兩個原子的電負性相差越大，鍵的極性就越大。由同種原子形成的鍵為非極性鍵。

h-cl      極性鍵      h-h       非極性鍵        cl-cl       非極性鍵

2、分子的極性

分子的極性不僅與鍵的極性有關，而且與分子的空間構型有關。若整個分子的正、負電荷中心重合，則為非極性分子，否則為極性分子。

h2、co2 、 ch4 、 bf3 、 hcl 、 h2o

大小相等，符號相反彼此相距為 d 的兩個電荷（+q和-q）組成的體系稱為偶極子， 其電量與距離之積，就是分子的偶極矩。

例如：m = q ∙ d

 

多原子分子的極性不但取決于鍵的極性，而且取決于分子的幾何形狀 。

極性分子固有的偶極叫永久偶極；

非極性分子在極性分子誘導下產生的偶極叫誘導偶極；由不斷運動的電子和不停振動的原子核在某一瞬間的相對位移，造成分子正、負電荷重心分離引起的偶極叫瞬間偶極

變形性

考點一、能識別哪些是極性分子那些是非極性分子

例題

2009、42. 下列分子中屬于極性分子的是: d

(a) o₂       (b) co₂

(c)bf₃       (d)c₂h₃f

二、分子間作用力

分子間力最早由van der walls提出，所以也稱為范德華力。根據來源不同，范德華力一般分為

取向力

誘導力

色散力

1、取向力(定向力)

取向力產生于極性分子之間，是極性分子的固有偶極之間的靜電引力。

當兩個極性分子充分接近時，產生同極相斥，異極相吸，取向力使分子偶極定向排列。

取向力的本質是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。

2、誘導力

當極性分子與非極性分子充分接近時，極性分子使非極性分子變形而產生的偶極稱為誘導偶極。誘導偶極與固有偶極間的作用力叫誘導力。

誘導力存在與極性分子和非極性分子之間以及極性分子之間。

誘導力的本質也是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。與被誘導分子的變形性成正比。

3. 色散力

指分子的瞬間偶極與瞬間誘導偶極之間的作用力，也叫倫敦力(london force)。

通常情況下非極性分子的正電荷重心與負電荷重心重合,但原子核和電子的運動可導致電荷重心瞬間分離，從而產生瞬間偶極。瞬間偶極又使鄰近的另一非極性分子產生瞬間誘導偶極，不難想像，兩種偶極處于異極相鄰狀態(tài) 。

4. 范德華力的特征

▲ 永遠存在于分子或原子間的吸引力

▲  作用能比化學鍵小1~2個數(shù)量級

▲  沒有方向性和飽和性

▲  作用范圍只有幾百pm

▲  三種力中主要是色散力

三、氫鍵

1.  氫鍵存在的證明

氫鍵也是很弱的作用力。同系物間性質的不同就是由氫鍵引起的。

 

氫鍵的形成

當h原子與電負性很大、半徑很小的x原子（f、o、n）形成共價鍵時，“成鍵電子對”嚴重偏向x原子，使h的原子核（質子）幾乎被裸露出來，這樣的h核具有很強的正電場，它可以吸引其它的電負性很大的y原子（f、o、n）并通過y原子的孤對電子與y原子鍵合。這種相互作用比分子間力要強，但比共價鍵要弱，化學中將它稱為“氫鍵”。氫鍵用虛線“ ┄ ”表示。

y=（f、o、n）

氫鍵的特點

有方向性和飽和性

氫鍵的方向性是指y原子與x-h形成氫鍵時，為了減少x、y原子負電荷之間的斥力， x-h…y盡可能位于一條直線上。

近年來對分子結構的研究表明，除了f、o、n和氫原子之間的傳統(tǒng)強氫鍵外，還存在著許多類型的弱的氫鍵，如c-h…o 、c-h…n以及c-h…π、 o-h… π 以及o-h…m 、m-h…o等氫鍵。

氫鍵影響到物質的某些特性：熔點、沸點、溶解度、粘度、密度

3.13  晶體的結構和性質

知識點一、晶體的特征

知識點二、晶體的內部結構

知識點三、晶體的基本類型

知識點一、晶體的特征

自然界中，絕大多數(shù)固態(tài)物質都是以晶體的形式存在。

晶體具有以下幾個宏觀特征：

1、具有規(guī)則的幾何外形，具有特定的對稱性。

2. 具有固定的熔點。

3. 各向異性，即在不同方向上有不同的性質。例如石墨的電導率，在平行于石墨層方向上石墨的電導率比在垂直于石墨層方向上的電導率大得多。

知識點二、晶體的內部結構

（一）晶格 ——指組成晶體的質點（原子、分子、離子、原子團等）在空間作有規(guī)則的周期性排列所組成的格子。

共14種晶格，分屬于7個晶系。

（二）晶胞——能表達晶體結構的最小重復單位。

換言之：胞晶在三維空間有規(guī)則地重復排列組成了晶體。

（三）結點——即晶格結構中固定的點。

知識點三、晶體的基本類型及其結構

按占據晶格結點在質點種類及質點互相間作用力劃分為4類。

晶格類型    例         占據結點的質點      質點間作用力

金屬晶體   na, fe     金屬原子、陽離子      金屬鍵

                              （不含自由電子）

按占據晶格結點在質點種類及質點互相間作用力劃分為4類。

晶格類型    例         占據結點的質點      質點間作用力

離子晶體 nacl, caf2  陰離子、陽離子       離子鍵

原子晶體 金剛石, si, sic    原子                 共價鍵

分子晶體  n2, h2o, co2        分子   范德華力(可能有氫鍵)

知識點四、離子的極化

當離子處在外電場中時，原子核和電子發(fā)生相對位移，這個過程稱為離子的極化。

在離子晶體中，正、負離子本身就產生電場，極化現(xiàn)象普遍存在在離子晶體之中。

離子的極化作用可使典型的離子鍵向典型的共價鍵過渡。這是因為正、負離子之間的極化作用，加強了“離子對”的作用力，而削弱了離子對與離子對之間的作用力的結果。

(4) 離子極化對金屬化合物性質的影響

a．金屬化合物熔點的變化     mgcl2＞cucl2

b．金屬化合物溶解性的變化    s0,agf＞s0,agcl＞s0,agbr＞s0,agi，這是由于從

f－ i－離子受到ag+的極化作用而變形性增大的緣故。

c．金屬鹽的熱穩(wěn)定性    nahco3的熱穩(wěn)定性小于na2co3。從beco3 baco3熱穩(wěn)定性增大，金屬離子對o2-離子的反極化作用（相對于把civ與o2- 看作存在極化作用）越強，金屬碳酸鹽越不穩(wěn)定。

d．金屬化合物的顏色的變化　極化作用越強，金屬化合物的顏色越深

agcl（白），agbr（淺黃），agi（黃）

hgcl2（白），hgbr2（白），hgi2（紅）

e．金屬化合物晶型的轉變　   cds：r+ / r- = 97pm/184pm = 0.53＞0.414，理應是nacl型，即六配位，實際上，cds晶體是四配位的zns型。這說明r+ / r-＜0.414。這是由于離子極化，電子云進一步重疊而使r+ / r- 比值變小的緣故。

f．離子極化增強化合物導電性和金屬性　

在有的情況下，陰離子被陽離子極化后，使電子脫離陰離子而成為自由電子，這樣就使離子晶體向金屬晶體過渡，化合物的電導率、金屬性都相應增強，如fes、cos、nis都有一定的金屬性