陽離子，又稱正離子，是指一個原子或原子團失去一個或幾個電子所形成的粒子。陽離子在形成時由較小電離能的原子失去電子得到，因此帶正電荷，顯正價，由用量符號與上、下標的形式表示，如H+（氫離子）、Na+（鈉離子）等。常見的陽離子可以分為金屬陽離子以及非金屬陽離子等，如K+、Na+、Ag+、Al3+、Cr3+、Sb3+以及H+、NH4+等。此外也可以分為單原子陽離子與多原子陽離子等。
概述
當原子或原子團得到或失去電子時，即為離子，陽離子是指電離能較小的原子失去電子時的粒子。當兩個原子彼此相遇時，如果一個原子電離能很小易于失去電子，另一個原子電子親合能很大易于得到電子，此時，電離能很小的原子失去電子成為陽離子，電子親合能很大的原子得到電子成為陰離子，然后，陰、陽離子通過靜電作用力結合在一起。這種電離能和電子親合能數值大小的比較也可以用電負性數值大小的比較來替代，即電負性很大的原子得到電子成為陰離子，電負性很小的原子失去電子成為陽離子。
簡史
1887年，瑞典化學家斯萬特·阿累尼烏斯（Svante Arrhenius）在《論水溶液中物質的電離》的論文中網述了關于電解質在水溶液中會部分離解成完全自由的離子理論，即電離理論，說明了稀溶液定律不適用于電解質溶液和溶液的導電性。1903年由于電離理論在化學發展上的重大意義，他被授予諾貝爾化學獎。1916年，科塞爾（Kossel）在考查大量實驗事實后得出結論一一任何元素的原子都要使最散逸層滿足8電子稀有氣體元素原子的穩定結構，并以此為出發點提出離子鍵理論。
十年后，戈爾德施密特（W.MGoldschmidt）和瓦薩斯耶那（J.A.Wasastjerna）最早利用“陰離子接觸法”，即假定某些氟化物和氧化物離子晶體中陰離子彼此接觸，進而測得陰離子之間的平均核間距，得到氟化物（F-）的半徑為133pm、氧離子（O2-）的半徑為132pm，并在1926年5月出版了世界上第一張離子半徑表。但是，戈爾德施密特和瓦薩斯耶那的離子半徑數據受到了鮑林的質疑。1927年，鮑林用核電荷數和屏蔽常數推算出的一套離子半徑數據，目前得到較多的應用。直到1976年，桑諾（RD.Shanon）提出了目前比較完整的離子半徑數據。其中，從原子結構的觀點可得出原子半徑與離子半徑的關系：陽離子的半徑小于其原子半徑，陰離子的半徑大于其原子半徑。
形成
當兩個原子彼此相遇時，如果一個原子電離能很小易于失去電子，另一個原子電子親合能很大易于得到電子，此時，電離能很小的原子失去電子成為陽離子，電子親合能很大的原子得到電子成為陰離子。陰、陽離子通過靜電作用力結合在一起。這種電離能和電子親合能數值大小的比較也可以用電負性數值大小的比較來替代，即電負性很大的原子得到電子成為陰離子，電負性很小的原子失去電子成為陽離子。
此外，原子失去核外電子形成陽離子時，用電離能衡量此過程。電離能具體是指使一個基態的氣態原子失去一個電子形成+1價氣態陽離子所需的能量，過程為：，其中電離勢用符號表示，單位為eV或kJ·摩爾1。相應的，使+1價氣態陽離子失去一個電子形成+2價氣態陽離子所需的能量叫作元素的第二電離能。類似有第三電離能、第四電離能等。
電離能也用于衡量元素原子失去電子成為陽離子的傾向。一般使用第一電離能數據元素的第一電離能越小，則該元素原子越易失去電子，金屬性越強；反之亦然。其影響因素主要有原子核電荷數、原子半徑和原子的電子層結構。原子核電荷數越大，核對電子的吸引力越強，電離能越大；原子半徑越大，核對電子的吸引力越弱，電離能越小；原子的電子層結構越穩定，電子越穩定，電離能越大。
分類
單原子、多原子離子
陽離子可分為單原子陽離子（簡稱陽離子）和多原子陽離子（簡稱復雜陽離子）。前者如Na+、H+、Ca+等，后者如NH4+、[Ag(NH3)2]+等。單原子離子的氧化數等于它所帶的電荷數。多原子離子中所帶氧化數之和等于該離子所帶的電荷數。
金屬陽離子、非金屬陽離子
陽離子也可以根據其物質構成分為金屬以及非金屬陽離子，常見的金屬陽離子有K+、Na+、Ag+、Al3+、Cr3+、Sb3+、Sn2+、Ba2+、Ca2+、Pb2+，常見的非金屬陽離子有NH4+等。
描述方式
結構示意圖
離子結構示意圖同原子結構示意圖類似，用小圓圈加弧線表示。小圓圈代表原子核，圓圈內的+Z表示核電荷數；弧線表示電子層，弧線上的數字表示該電子層容納的電子數。
符號書寫
陽離子的符號與書寫一般可以根據情況用量符號與上、下標的形式表示，下角標需用小一號字符排在量符號的右下角，應與量符號位于同一格內，表示有幾個原子，當標注離子或基團的化學價時，應數字在前，表示陰陽離子“+”“-”在后，如Mg2+、H+等。
特征
對于簡單陽離子涉及半徑、電荷以及電子構型的特征，對于復雜離子而言，根據其內部價層電子的排布方式還涉及到不同的空間結構。
半徑
與原子半徑類似，離子半徑也沒有確定的含義。當陰、陽離子通過離子鍵形成離子型化合物時，陰、陽離子間保持著一定的平衡距離，陰、陽離子核間的距離稱為核間距，可視為陰、陽離子半徑之和，表示為。這個表達式是近似的，因為實際上陰、陽離子并非剛好接觸，而是彼此保持一定距離，或者相互有一定的重疊。因此，離子半徑表示的實際上是離子作用范圍的大小，可看作是離子的有效半徑（陰、陽離子在相互作用時所表現的半徑)，通常也稱為離子半徑。1927年，鮑林用核電荷數和屏蔽常數推算出的一套離子半徑數據，目前得到較多的應用。其中，從原子結構的觀點可得出原子半徑與離子半徑的關系：陽離子的半徑小于其原子半徑，陰離子的半徑大于其原子半徑。
電荷
陽離子的電荷就是相應原子（或原子團）失去的電子數，離子電荷（ionic charge）也是影響離子鍵強度的重要因素。離子電荷越多，對相反電荷的離子的吸引力越強，形成的離子化合物的熔點也越高。因此，大多數堿土金屬離子M2+的鹽類的熔點比堿金屬離子M+的鹽類高，比如，CaO的離子鍵強度遠大于KF，CaO的熔、沸點和硬度均也高于KF。又如Fe2+和Fe3+盡管只是所帶電不同，但性質卻有很多不同：Fe2+在水溶液中是淺綠色的，具還原性；Fe3+在水溶液中是黃色的，具有氧化性。
電子構型
原子形成陽離子時，所失去的電子數和原子的電子層結構有關。一般是原子失去電子之后使離子的電子層達到較穩定的結構，就是使亞層充滿的電子層構型。簡單的陽離子的電子層構型有以下幾種：
（1）2電子層構型，散逸層為1s2，排布，如Li+，Be2+。
（2）8電子層構型，外層為ns2np6排布，如Na+、Ca2+等。
（3）18電子層構型：外層為ns2np6nd10排布，如Ag+、Zn2+等。
（4）18+2電子層構型：次外層有18個電子，最外層有2個電子，即(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+、Pb2+等。
（5）9~17電子層構型，屬于不規則電子層構型，最外層有9~17個電子，即ns2np6nd1～9，如Fe2+、Cr3+等。
離子的散逸層電子層構型對于離子之間的相互作用有影響，從而使鍵的性質有所改變。例如Na+和Cu2+的電荷相同，離子半徑幾乎相等，但NaCl易溶于水，而CuCl2難溶于水，而這就是由于Na+和Cu2+具有不同的電子層構型所造成的。
常見陽離子
常見的陽離子有20多種，比如K+、Na+、NH4+、Ag+等等，在鑒別中可以根據離子的特性進行分離和鑒定，比如易溶的有K+、Na+、NH4+、Mg2+等；能與Cl-形成沉淀的有Ag+、Hg2+、Pb2+等；能與SO42-形成沉淀的有Ba2+、Ca2+、Pb2+等；氨合物組也有Cu2+、Cd2+、Zn2+、Co2+、Ni2+；兩性組有Al3+、Cr3+、Sb3+、Sn2+、Sn4+等；能與氫氧根形成沉淀的有Fe3+、Fe2+、Bi3+、Mn2+、Hg2+等。之后可以根據各組離子的特性，加以分離和鑒定。
碳正離子
碳正離子是含有帶正電荷的三價碳的基團，其中帶正電的C只具有六個價電子。碳正離子是有機化學反應中最常見的活性中間體，很多離子型的反應是通過生成碳正離子活性中間體進行的。根據不同的分舉標準，碳正離子有不同的歸類，比如按碳正離子所連接的基團所處的位置可以分為鏈狀和環狀碳正離子，根據是否共軛可以將碳正離子分為非共軛碳正離子，如烷基碳正高子和共軛碳正離子，烯丙型碳止離子和芐基碳正離子等。
離子鍵
離子鍵理論建立在實驗事實之上，由科塞爾（Kossel）于1916年提出。在實驗事實中，許多化合物在溶液中或熔融狀態下都能夠導電。液態物質要導電，必然存在能夠自由移動的陰、陽離子，而原子要成為離子，必然要得到或者失去電子。離子鍵理論認為，當電負性很小的活潑金屬原子與電負性很大的活潑非金屬原子相遇時，活潑金屬原子失去電子成為陽離子，活潑非金屬原子得到電子成為陰離子，陰、陽離子通過靜電作用力結合在一起，形成穩定化合物。這種陰、陽離子之間的靜電作用力就叫離子鍵，以離子鍵形成的化合物叫作離子型化合物。
聚合反應
離子型聚合反應是合成高分子化合物的重要反應之一，屬于鏈式聚合反應，其活性中心為離子。離子型化合物也可以發生離子型聚合反應，根據中心離子所帶電荷不同，可分為陽離子聚合反應和陰離子聚合反應。其中能進行陽離子型聚合反應的單體有烯烴化合物、醛類、環醚及環酰胺等。不同單體進行陽離子型聚合反應的活性不同，比如烯類單體，一般具有推電子取代基的烯類單體原則上都可進行陽離子聚合。推電子取代基使碳碳雙鍵電子云密度增加，有利于陽離子活性種的進攻；另一方面使生成的碳陽離子電荷分散而穩定。陽離子聚合所用引發劑都是親電試劑。常用的陽離子聚合反應引發劑包括質子酸和陽離子源/Lewis酸為基礎的引發體系，比如質子酸H2SO4、HCl、HBr 等。
參考資料 >