化合价的历史.docx

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化合价的历史

一、定比定律 

17世纪末开始，人们在制药和一系列的科学实验对各种类型的化学反应进行定量研究的过程中，定比定律的概念已逐步形成。

在19世纪末，定比定律的基本概念已经被许多人接受并加以利用。

1799年，普罗斯明确地阐述了定比定律，使之系统地面对世人。

他根据实验的结果，指出天然的和人造的盐基性碳酸铜的组成是完全相同的。

从这一事实引导出这样的结论：

两种或两种以上元素相化合物成某一化合物，其重量的比例是一定的，不能或增或减。

然而，这一定律一经曾罗斯提出，即遭到了当时法国化学家贝托雷的激列抨击。

贝托雷当时也正好发表了《化学亲合力之定律》一文，其中的主要观点正好与定比定律背道而驰。

他认为，一种物质可以和有相互亲合力的另一种物质以一切比例相化合。

他坚信，物质质量的相对多少，在反应时对化合物的组成有着重要的影响。

其核心理论就是化合物的组成是变化无穷的，而非固定的。

有这种见解的根源是贝托雷比较注意化学变化的过程，而并不注意变化的产物。

他虽然有过正确的见解，甚至曾经预见过19世纪60年代物理化学家们所发现的质量作用定律，但这一次，贝托雷却错了。

为了批驳普罗斯，他以溶液、合金、玻璃为例，甚至一些金属氧化物和盐基本上都是混合物，并非化合物。

1802年-1808年，普罗斯发表了许多论文来答复贝托雷的批评。

他承认，几种相同的元素可以生成不同的化合物。

但同时也指出，这些化合物的种类是不多的，常常不过两种，而且每种化合物都有自己固定的组成。

而且在这几种化合物中，化合比例明显不同。

他说，混合物的各成分可以用物理方法分离出来。

因此，我们说，普罗斯是第一个正确区分混合物和化合物的人。

按照贝托雷的说法，化合物的组成视生成时的物理条件而变化。

　　普罗斯对这种看法的批评是欠缺足够精确的定量分析技术和方法，与这一时期的大多数化学家一样，其实验偏差大，直到19世纪中叶贝采里乌斯时期相当精确的分析结果才证明定比定律只有很小的偏差。

　　后来，比利时分析化学家斯达为了确证普罗斯的假说，进行了极精密的实验，得到极为精确的数据，证实了普罗斯假说。

至此，围绕定比定律持续70多年的辩论，终于结束了。

二、倍比定律 

1800年，戴维在一家实验室测定了三种氮的氧化物的重量组成，即N20、NO、NO2。

经过换算，此三种气体中，与相同量的氮相结合氧重量比为1：

2.2：

4.1，即约为1：

2：

4。

然而，可惜的是戴维并未进行此种换算。

1803年，道尔顿也曾分析过两种碳的氧化物——CO、CO2，测定出两种气体中碳与氧的重量比分别为5.4：

7和5.4：

14。

道尔顿注意到了两种氧之重量比为1：

2。

在这一年，道尔顿以大气的物理学研究为根据，正在思考其原子学说，同时他也根据其原子论观点意识到他的学说本身就有倍比定律的含义。

我们说，道尔顿的原子学说本身就有倍比定律的含义。

我们说，道尔顿的原子学说推理的一个必然结果就是倍比定律，同样，他也更期待这一定律的确立，那样，他的原子学说就多了一个有力的证明。

因此，他也有意识地进行着倍比定律的研究。

1804年，道尔顿又分析了沼气，知道与同量碳相结合的氢的重量之比2：

1。

随后，他明确地提出了倍比定律，并以此论证其原子学说。

道尔顿指出，当相同的两元素可以生成两种或两种以上的化合物时，如果其中一元素的重量恒定，那么另一元素在各化合物中的相对重量有简单的倍数比。

在此之后，贝采里乌斯也做了许多与道尔顿类似的试验，得来了许多较为精确的数据，其结果与道尔顿的结果基本相符，证实了倍比定律的正确性。

这一工作，使道尔顿的倍比定律有了一块坚实的基石。

在贝采里乌斯之后，1840年，斯达和杜马对多种化合物中元素的相对质量之间进行了极为严格的测定，得出了与贝采里乌斯一样的结果。

这样，倍比定律更加牢固，而原子学说也因此在相当长一段时间内无人质疑。

三、原子价学说 

道尔顿原子论的提出，在整个欧洲科学界受到了极大的重视，他本人首先从事了测定原子量的工作，由于只有化合物的重量组成这一科学依据，以至于作了一些主观武断的假定，造成许多错误。

所以在整个19世纪上半叶，许多科学家都在从事着原子量的测定工作，随着原子量测定的日益准确，原子价学说顺理成章地被人们提了出来。

在这里，我们首先要介绍几位要原子量的测定工作上有突出成绩的科学家。

第一位就是瑞典的化学家贝采里乌斯，1810年-1830年大约20年的时间里，他曾致力于原子量的测定工作。

他首先对道尔顿在原子量测定工作中的武断表示怀疑，遂用实验证明了他的怀疑。

贝采里乌斯在他的第一个原子量表中，规定氧的原子量为100，以此作为基准。

在该表中，他列出了41种元素的原子量。

4年后，贝采里乌斯对他的第一张原子量表进行了修改和增益，共有47种元素，使数据分析更加丰富和精确，此表发表于1818年。

1819年，法国人杜隆和增蒂发现了许多固体单质，尤其是金属，其比热常常与它们的原子量成反比，也就是说比热、原子量之乘积常常近似为一个常数，他们称该常数值为原子热容。

他们依据这一新规律，对贝采里乌斯的1818年原子表中很多数值进行了修改。

1818年，德国人米希尔发现了同晶定律，即同数目的原子若以相同的格局相结合，其结晶状则相同。

原子的化学性质对结晶的形状并不起决定作用，但晶体形状却为原子的数目和布局所支配。

贝采里乌斯知道后，很快将这一定律用于原子量的测定工作，取得了明显的效果。

1827年，法国年轻化学家杜马发明了简便的蒸气密度测定法，以测定挥发性物质的分子量，这一点得益于他对阿佛加德罗学说的深刻理解。

上述科学家们对原子量的测定工作为以后原子价学说的提出奠定了基础。

因为，随着测定工作的深入开展，大量无机化全哦的组成逐步被弄清楚了。

这时，人们开始越来越清醒地感觉到某一种元素的原子与其他元素相结合时，在原子数目上似乎有一定的规律性。

对于这种规律，英国人弗兰克算是较早有所研究的人，他是研究金属有机化合物的。

1852年，他在研究金属与烷烃基的化合物时，发现每种金属的原子只能和一定数目的有机基因相结合。

例如，钠原子只能和一个基结合；锌原子却可以和两个基结合；铝原子则可以和三个基结合。

为此，弗兰克兰又广泛地研究了无机化合物的分子式。

他发现，这些化合物的分子式在结构上普遍地存在着对称性，其中N、P、As等元素的这种倾向格外鲜明，这些元素的原子总是倾向于和3个或5个其他种原子结合而形成化合物，只有这种比例中，它们的化学亲合力才能得到最好的满足。

弗兰克兰将这种元素称之为“三原子元素”或“五原子元素”。

在“三原子元素”的化合物中，他举了如下几例：

NO3、PCl3、AsCl3、等；他又举了几例“五原子元素”的化合物：

NO5、NH4O、NH4L、PO5等。

他认为这种倾向是普遍存在的，一切化学元素当它生成化合物时与之相结合的原子的性质尽管有很大差别，但它吸引这些元素的“化合力”却总是需要结合一定数目的原子来满足。

因此，他将元素划分为“单原子”元素和“多原子”元素，来表达他们化合力的强弱。

可以说，弗兰克兰在这时已提出了我们称之为“原子价”的要领，但还是很模糊的。

1857年，德国的有机化学家凯库勒和英国化学家库帕发展了弗兰克兰的见解。

他们在研究中，用“原子数”或含义更明确的“亲合力单位”来表示元素的化合力。

并且指出不同元素的原子在相结合时总是倾向于遵循亲合力单位数是等价的原则。

这是原子价概念形成过程中最重要的突破。

凯库勒和库帕根据氢元素在共同形成的各类化合物中一个氢原子最多只能与另一个元素的一个原子相结合的规律，规定以氢的亲合力单位为1。

他们又规定，凡是与氢原子以1：

1相化合的原子，依据等价结合的原则，它们的亲合力单位也为1.随后，他们进一步提出，一些元素可以分为三类，即亲合力单位等于1的；亲合力单位等于2的；亲合力单位等于3的。

并且阐明了碳原子具有的亲合力单位为4。

凯库勒和库帕的研究奠定了原子价理论的基础。

但是，我们要知道，在那时弗克兰与凯库勒的见解亦有所不同，弗兰克兰认为一种元素可以有几种原子价，而凯库勒却坚持一种元素的原子价是固定的，只有一种，例如磷的原子价固定为3，三氯化磷的化学式为PCl3，而五氯化磷的化学式应为PCl3·Cl2。

1864年，德国人迈尔建议将“原子数”和“原子亲合力单位”用“原子价”代替。

至此，原子价学说便正式建立了。

原子价学说的建立提示了各种元素化学性质的一个极其重要的方面，阐明了各种元素相互化合物时在数量上遵循的规律。

四、化合价和氧化数 

 1.化合价 

 化合价又叫原子价。

原子价起源于倍比定律、定比定律，是为说明原子学说而提出的。

在19世纪瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.Arrhenius1859—1927）提出电离理论以后，认为原子价有正负之分，构成化合物的各原子的原子价的代数和为零。

按照现代观点，化合价分成电价和共价。

 元素在离子化合物里的化合价叫电价。

电价数就是这种元素的一个原子得失电子的数目，失去电子为正价，得到电子为负价。

 元素在共价化合物里的化合价叫共价。

共价数就是这种元素的一个原子跟其他元素原子形成共用电子对数目，所以共价键没有正负之分。

共价键不容易从分子式推断，而要从结构分析。

但有不少物质的结构尚未知道，这就难以确定共价数。

因此化学上提出了氧化数的概念。

现行中学化学教材里不出现氧化数概念，根据成键的两原子吸引电子对能力的差别，把元素在共价化合物里的化合价分成正、负价，实质上是元素的氧化数。

 2.氧化数 

 元素的氧化态又叫氧化数（或氧化值），它是按一定规则给元素指定一个数字，它表征了元素在各物质中的表观电荷（又叫形式电荷）数。

 在离子型化合物中，元素原子的氧化数就等于原子的离子电荷数。

例如在BaCl2里，钡的氧化数是+2，氯的氧化数是-1。

 在结构已知的共价化合物中，把属于两原子的共用电子对指定给两原子中电负性更大的一个原子以后，两原子“电荷数”就是它们的氧化数。

例如在H2S中，氢的氧化数是+1，硫的氧化数是-2。

 在单质中，相同元素的电负性相同，没有发生电子的转移或偏移，元素的氧化数定为零。

例如在H2、N2、Cl2和Zn、Fe等单质中，元素的氧化数为零。

 在过氧化物（H2O2、Na2O2）里，氧的氧化数是-1。

 在活泼金属的氢化物（NaH、CaH2）里，氢的氧化数是-1。

 在结构未知的化合物中，某元素的氧化数可以从该化合物中其他元素的氧化数算出，习惯的规定是：

 ①在一个中性化合物中，所有元素原子的氧化数总和等于零。

 ②在一个复杂离子中，所有元素原子的氧化数的代数和等于该离子的电荷数。

例如在SO42-里，硫的氧化数是+6，氧的氧化数是-2，代数和是+6+（-2）×4=-2。

 在Fe3O4中，氧的氧化数是-2，铁的氧化数是+8/3。

由此可见，氧化数纯粹是为了说明氧化态而引入的人为规定的概念，它可以是正数、负数或分数。

氧化数实质上是一种形式电荷数，表示元素原子平均的、表观的氧化状态。

 当一种元素的原子同时和电负性相差较大的两种元素的原子化合时，例如：

在CH3Cl里，碳的氧化数是-2，在CHCl3里，碳的氧化数是+2。

但是在上述两种化合物里，碳的化合价都是4价。

 严格地说，化合价只表示元素的原子结合成分子时，原子数目的比例关系；从分子结构来看，化合价就是离子键的电价数和共价键的共价数，因此化合价不可能有分数，共价也没有正负之分。

两者相比，化合价更能反映分子内部的基本属性，而氧化数在书写化学式和化学方程式配平中更加实用。

因此氧化数这一概念在1970年被国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）所通过，并为化学界普遍接受。

目前中学教材中所提的化合价一般就是氧化数。

化合量定律

每一种化合物中各元素的化合量之间的比例都可以用一个确定的数或这个数的整倍数表示。

每一种化合物都是由几种元素按一定的质量比化合而成的。

如果选定氧为8.000或氢为1.008作为基准，表中所列各元素的相对质量很有规律，4种含硫化合物中硫的相对质量都是8或8的整倍数；6种含碳化合物中碳的相对质量都是3或3的整倍数，说明元素化合时都遵循化合量定律。

柯塞尔和路易斯的化学键概念

1916年，德国的柯塞尔（W．Kossel）和美国的路易斯（G．N．Lewis）分别提出了两种化学键理论，从而从不同对象出发阐明了两种化学键概念。

柯塞尔着重研究了极性化合物，也就是现在所说的离子型化合物。

他原则上以玻尔的原子模型为基础，建立了一种原子结构理论。

他将原子中的电子分成两部分：

一部分是外层价电子，决定或制约着化学相互作用，外层电子在轨道上的行为表现在光谱上，因此，外层价电子也决定或制约着原子光谱；另一部分是内层电子，与原子核结合较为牢固，对原子的化学相互作用影响较小。

他还指出，元素在周期表中的位置决定了序号，而序号等原子中正电荷数或电子总数。

原子在周期表中从一原子到另一原子，在达到稳定电子构型以前，轨道上的电子数依次增加，达到稳定电子构型以后，开始填充下一个新电子层。

基上述模型，科塞尔阐明了极性键（即离子键）的形成机理。

他指出：

当两种不同元素的原子发生相互作用时，每一原子都力图通过失去电子或获得电子使自己的外层达到稳定构型，也就是填满八个电子；由一原子失去电子，另一原子得到电子，由此形成正、负离子，它们之间依靠静电吸引彼此结合形成化合物。

根据柯塞尔的理论，离子型化合物中的化学键被归结为正、负离子之间的静电相互作用；在这里，化学键（确切地说是离子键）就是库仑力或库仑相互作用，库仑相互作用就是化学键。

离子型化合物中原子之间的短线，代表着这种相互作用，换句话说，原子之间连线背后是静电力。

柯塞尔的化学键概念和理论科学地解释了离子型化合物的形成，可是在解释非极性分子时则遇到了困难。

路易斯的理论恰恰解决了这个困难。

路易斯为了阐明非极性分子的化学键的形成机理，提出了一些基本假设。

他提出：

每一原子都有个核，在通常化学变化中保持不变，核中有多余的正电荷，其数值与该元素在同期表中族的号数相同；原子由核与外壳组成，在中性原子的外壳中所含有的电子数等于核中多余的正电荷数，壳层中的电子数在0至8之间变化；原子电子壳中的电子都有形成偶数的倾向，尤其是倾向于形成8个电子的八隅体；两个原子壳层相互渗透，也就是说，每一原子中的外部电子都可以进入两个原子的外壳成为共享的。

这个假设是路易斯提出的各种假设中的核心，该假设在路易斯头脑中产生了一个非常重要的思想，就是电子外壳达到八隅体的稳定结构可以通过不同途径实现，一种途径，如科塞尔提出的，通过电子从一原子到另一原子的转移，使每一原子电子壳达到八隅体，另一种途径则是通过两个原子共享电子，也可以使每一原子的电子壳达到八隅体。

这第二种途径是新的思想、新的内容，是路易斯理论的精髓。

路易斯在1916年发表的论文《原子和分子》中已经提出了用两点表示两个电子的设想，1923年在《价键及原子和分子的结构》一书中明确提出了“电子对”概念，用两点表示单键，四点表示双键，六点表示三键，如Cl∶Cl，H∶H，H∶O∶H 

路易斯提出的电子对键及其表示方法，直到今天仍在一些化学文献中应用着。

依据路易斯的理论，化学键是两个原子共享的电子对，是雷姆赛思想的继承和发展。

在雷姆赛的理论中，Na和Cl之间以E（电子）相连接，但他没有说明是一个电子还是几个电子，更没有说明，这种电子与原子结构有什么关系；在路易斯的理论中，原子之间的化学键是电子对，由于共享电子对使每一原子的外层电子成为八隅状态并使两个原子结合成分子。

很明显，在路易斯理论中，电子对是化学键的物质承担着，一对电子就代表了一根键，因此，化学键是由电子对实现的化学相互作用。

柯塞尔和路易斯的理论表明，存在着两种类型的化学键，而这两种键实际上反映了两种典型的或极限情况，在这两种键之间存在着过渡形式。

路易斯已经提出了这种思想，并引入了电子沿键发生偏移的概念，解释了分子中化学键的极性及其不同的表现程度。

这个思想的进一步发展与有机化合物结构理论有着密切的联系，在此不赘述。

这里需要指出的是，科塞尔和路易斯的化学键概念，从形式上看是有区别的，前者反映了离子间静电相互作用，后者反映了电子对的结合作用；但是，从实质上看又是有联系的，科塞尔理论中强调的静电相互作用，是电子转移的结果，因此本质上也是电子的行为。

此外，路易斯的化学键概念是又一个新起点，同时也存在着缺点和不足。

首先，路易斯所描述的原子模型，既不同于卢瑟福的原子有核模型，只是一般地区分了内部和外部，也不同于波尔的电子结构理论，没有考虑光谱学资料，在这个意义上说，不是前进而是后退，他还采用立方体模型解释化学反应，虽然也能说明一些经验事实，但也有很大局限性；其次，路易斯的电子对键，实质上是一种静态的几何结构模型，它给人以错觉，似乎电子对在两个原子之间凝固不动，在思想实质上与玻尔电子运动观念是矛盾的，诚然，在这种不足中也存在着合理的抽象，正是从静态的观点抽象出了电子对键概念，才使化学键概念具体化，推动了化学键理论的发展，但是它毕竟是一种抽象，没有反映电子运动的真实情况，正是这些方面刺激了进一步探索，使化学键理论获得了进一步发展。

化学键理论发展简介 

化学键理论应该回答原子怎样形成分子（或晶体），以及分子为什么可以稳定存在等问题。

历史上曾出现各种理论，从贝采里乌斯的二元学说起，到热拉尔的类型论、凯库勒和布特列洛夫的结构理论、维尔纳的配位理论、路易斯等的电子理论等，经过了一个多世纪的努力，终于逐渐形成现代的化学键理论。

1812年，贝采里乌斯发表了二元学说。

当时已知道水经电解后，氢气从负极析出，氧气从正极析出。

他从电解现象中得到启发，认为每种化合物都是由电性相反的两部分组成。

电解时，正的部分在负极析出，负的部分则在正极析出。

它们靠正电性和负电性两部分以静电吸引结合而成稳定分子。

二元学说解释无机化合物较好，解释有机化合物则遇到了困难。

热拉尔完全抛弃了二元学说，提出类型论，他把化合物分为四类：

类型论只能总结实验结果，使有机化合物初步系统化，但没有预见性。

1857年，凯库勒提出碳是四价，并注意到碳的原子价不分正负，因而碳与碳原子可以结合形成链状。

后来，凯库勒又提出在芳香族化合物里，碳具有环状结构，对于苯分子提出了凯库勒结构式。

他并指出原子间可以单键、双键和三键联结。

凯库勒的理论对有机化学的发展起了很大的推动作用。

1861年，布特列洛夫提出了化学结构理论。

他认为分子不是原子的简单堆积，而是原子按一定顺序排列的化学结合；这样结合起来的每个原子之间有复杂的化学力相互作用。

这种化学力的分配叫做物质的化学结构，或称分子中原子间的相互作用。

分子中原子间的相互作用包含相邻原子间直接的相互作用和不相邻原子间的间接相互作用。

他还认为每一个分子只能有一个确定的结构，物质的化学性质决定于它的化学结构。

1893年，维尔纳提出了配位理论来解释络合物的结构。

认为金属有两种原子价，即主价和副价，后者或称配位数。

每一种金属有一定副价。

主价必须由负离子来满足，而副价则可由负离子或中性分子来满足。

副价有方向性，如副价为6时，指向正八面体的六个顶点。

副价为4时有两种情况，可以指向正方形的四个角，或指向正四面体的四个顶点。

以上是19世纪发展起来的经典结构理论，它们是概括了大量化学事实而提出来的，又能解释许多事实，但限于当时的科学水平，对许多问题还搞不清楚。

例如，分子中原子相互结合的本质是什么?

副价是怎样产生的?

非相邻原子之间的相互作用是怎样的?

进入20世纪后，随着电子、放射性的发现，玻尔在普朗克的量子论和卢瑟福的原子模型基础上提出了原子结构理论，这些为创立化学键的电子理论打下了基础。

1914年到1919年，路易斯等人创立和发展了电子理论。

他们认为：

①原子价可分为共价和电价，共价是由两个原子共有电子对而成，电价是靠正负离子的静电引力而成。

②原子得失电子或共有电子，如果外层电子达到稀有气体的结构时最稳定（即所谓八隅律）。

用八隅律解释共价键的饱和性，有很多例外，而共价键的方向性，电子理论也不能解释。

但是电子理论已经明确指出分子中原子间的相互作用是价电子和各原子核间的相互作用，原子间的一个化学键是一对电子。

由于电子理论中引进的电子概念是静止的，所以，还不能解释清楚共价键的本质问题。

1927年，海特勒和伦敦用量子力学处理氢分子获得成功，开创了现代的化学键理论。

目前流行的化学键理论有电子配对理论（或称价键理论）、分子轨道理论以及配位场理论。

价键理论认为，成键的电子只是价电子，而其他电子仍是在各自的原子周围运动。

价键法与化学家熟悉的电子配对、八隅律等概念符合，因此较易为人们所接受，同时，用它处理分子结构问题，价键的概念较明晰，因而一直为许多教科书所采用。

但对许多化学现象，如氧分子的顺磁性、氮分子的特殊稳定性等，价键理论都无法解释。

在这些方面，分子轨道理论能发挥其作用。

分子轨道理论将整个分子看作一个整体，整个分子中的各原子核形成一定的势场，所有的电子都在这势场的一定的分子轨道中运动。

电子在分子轨道中运动，同样遵循能量最低原理。

近年来，由于分子轨道对称守恒原理的发现及广泛应用，分子轨道理论发展较快。

2.离子的特征 

离子是组成离子型化合物的基本粒子。

离子型化合物在任何状态下（晶体、熔融状态、蒸气状态或溶液中）都是以离子的形式存在的。

因此，离子的性质在很大程度上决定着离子化合物的性质。

就是说，离子的性质，即离子的三种重要特征：

离子的电荷、离子的半径、离子的电子层结构的类型（简称离子的电子构型）是决定离子型化合物的共性和特性的根本原因。

（1）离子的电荷 

离子电荷对于离子的性质以及所组成的离子型化合物的性质，都有很大影响。

即使是同一种元素，当形成不同电荷的离子时，由它们所组成的离子型化合物的性质也会有较大的差异。

例如，铁元素能形成Fe2+、Fe3+两种离子，这两种离子及其化合物在性质上就大不相同。

Fe3+比Fe2+的正电荷多，在一定条件下，Fe3+能夺取1个电子变成Fe2+，而相反，Fe2+则有失去1个电子变为Fe3+的倾向。

Fe3+在溶液中能跟SCN-离子作用生成血红色的Fe（SCN）2+离子，而Fe2+则不发生这种反应；Fe3+在水溶液里呈黄色，Fe2+在水溶液里却呈浅绿色等。

（2）离子的电子构型 

离子的电子层结构类型不同，对离子化合物的性质亦有一定的影响，例如，Na+和Cu+离子的电荷数相同，都是+1价的离子，它们的离子半径也很相近，Na+的半径是0.095 nm，Cu+的半径是0.096 nm，但它们相应的化合物的性质却有较大的差别：

如NaI易溶于水，而CuI不易溶于水。

这主要是由于Na+的电子构型（2s22p6）和Cu+的电子构型（3s23p63d10）很不相同。

（3）离子的半径 

原子或离子的绝对大小是无法确定的，因为原子核外电子并非在固定的轨道上运动。

而通常说的离子半径是指离子的有效半径，它是通过各种结构分析实验测定两个异号离子A+和B-所组成的离子型化合物的核间距d求算出来的。

而d等于A+的半径r1与B-的半径r2之和，即d=r1+r2由此可见，离子半径只能近似地反映离子的大小，离子半径随配位数、离子的价数等等而改变。

离子半径求算时，必须假设某个离子的r1为已知，然后依据r2=d-r1公式求出r2。

1926年，戈尔德施米特由晶体结构数据确定了氟离子和氧离子的半径分别是0.133 nm和0.132 nm，然后以此为基准，一一推算出其他各离子的半径。

3.共价键理论简介 

对共价键的本质问题的探讨一直是化学键理论中的重大研究课题。

为了阐明共价键的形成，20世纪30年代以后就建立了两种化学键理论：

一种是现代价键理论，另一种是分子轨道理论。

现行中学教材中介绍的基本上是现代价键理论。

由于20世纪初建立的经典价键理论遇到许多不能解决的矛盾，对共价键的本质也解释不清，为了解决这些矛盾，1927年德国化学家海特勒和伦敦首先将量子力学理论应用到分子结构中。

后来鲍林等又发展了这一理论，建立了现代价键理论（Valence Bond Theory），简称VB