離子化合物（ionic 化合物）是由帶負電的陰離子和帶正電的陽離子通過靜電引力形成的化合物，其中正、負離子間穩定的化學鍵稱為離子鍵。離子化合物一般是由電負性較小的活潑金屬元素（IA族，ⅡA族）和電負性較大的活潑非金屬元素（N,O,S,F,Cl,Br 等）組成，形成的正、負離子可以是單原子離子或者是多原子離子，如氯化鈉中的氯離子、鈉離子，銨根和碳酸根等。
離子化合物通常具有高熔點、高沸點、硬度高、延展性差等特點。在離子化合物里陽離子所帶的正電荷總數等于陰離子所帶的負電荷總數，整個化合物呈電中性。多數離子化合物在固態（或晶態）時不能導電，因為帶電粒子遷移率很小，而在熔融狀態或水溶液中能導電，因為離子可以定向遷移。離子鍵的強弱和離子化合物的性質受離子的電荷、電子構型和離子半徑的影響。
由離子化合物形成的晶體叫離子晶體。離子晶體結構中沒有大的復雜的配位化合物團。離子在空間堆積時，遵循密堆積原理，一般陰離子半徑較大，密堆積后，半徑小的陽離子填在負離子密堆積所形成的空隙里。離子晶體結構按其化學組成分為二元化合物和多元化合物，其中二元化合物中主要有AB型、AB2型和A2B3型化合物，多元化合物主要有ABO3型和AB2O4型化合物。
制備離子晶體的基本原理是將原料溶解在溶劑中，采取適當的措施造成溶液的過飽和，使晶體在其中生長。離子晶體制備的方法主要包括降溫法、蒸發法、凝膠法、電解溶劑法和沉淀法等。制備的離子化合物在醫學、化工、農業和材料生產等方面有重要用途。
歷史
1912年，英國物理學家布拉格父子（W.H.Bragg和W.L.Bragg）首次利用X射線方法測定了NaCl晶體結構，并推導出布拉格方程，開創了X射線晶體結構分析的歷史。
1916年，德國科學家科賽爾（Walther Kossel）提出離子鍵理論。他認為不同元素的原子在相互結合時，都有達到稀有氣體穩定結構的傾向，它們通過得失電子形成正、陰離子，并通過靜電吸引作用結合而形成化合物。
1919年，馬克斯·玻恩（Born）和弗里茨·哈伯（Haber）設計了一種從熱化學循環求算晶格能的方法，這種方法的理論根據是蓋斯定律，即由穩定單質生成離子晶體的總過程的能量變化等于各分過程能量變化的總和。像這種由分過程的能變和總過程能變所構成的整個循環叫做玻恩-哈伯循環。而離子鍵的強度一般可用晶格能來度量。
1926年，戈爾德施密特（W.M,Goldschmidt）和瓦薩斯耶那（J.A.Wasastjerna）最早利用“陰離子接觸法”，分別得到氟化物和氧離子的半徑，并以此為基礎，測出八十余種離子的半徑，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。鮑林認為，具有相同電子構型的離子，其半徑應該隨著核電荷數的遞增成比例地減小。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，得到較多的應用。
離子鍵
當電負性較小的活潑金屬原子與電負性較大的活潑非金屬原子在一定條件下相互接近時，金屬元素的原子容易失去最外層電子，形成具有稀有氣體穩定電子結構的陽離子；而非金屬元素的原子容易得到電子，形成具有稀有氣體穩定電子結構的陰離子；正、負離子之間除了靜電相互吸引力外，還存在著電子之間、原子核之間的相互排斥力。當正、負離子接近到一定距離時，吸引力和排斥力達到平衡，系統的能量達到最低時，正、負離子在平衡位置附近振動，形成了穩定的化學鍵。這種正、負離子間通過靜電作用所形成的化學鍵稱為離子鍵。正負離子也可以由多原子組成，如、、等。離子鍵的本質是正、陰離子間的靜電作用力。而由離子鍵結合而形成的化合物稱為離子型化合物，由離子化合物形成的晶體叫離子晶體（離子晶體都是離子化合物，但離子化合物不一定都是離子晶體，只有當離子化合物處于晶體狀態時才是離子晶體）。
離子化合物是由離子鍵形成的化合物。而電負性較小的活潑金屬元素（IA族，ⅡA族）和電負性較大的活潑非金屬元素（N,O,S,F,Cl,Br 等）之間往往形成離子鍵。一般來講，金屬元素與非金屬元素之間電負性差（Δχ）大于1.70時，主要形成離子鍵。如N的電負性為3.04，La的電負性為1.10，兩個元素的電負性差為1.86，因此在LaN中形成的是離子鍵。但這一分界線并不絕對，離子型化合物與共價型化合物之間存在著一系列處于過渡狀態的化合物。
離子鍵的強度有離子鍵鍵能和晶格能兩種表示方法。離子鍵的鍵能是指在298.15K和標準態下，將1mol氣態離子化合物離子鍵斷開，使其分解成氣態中性原子（或原子團）時所需要的能量，稱為該離子鍵的鍵能。離子鍵的鍵能越大，鍵的穩定性越高。
晶格能是在標準態下將1摩爾離子型晶體拆散為1mol氣態陽離子和1mol氣態陰離子所需要的能量，單位為kJ/mol。晶格能是表達離子晶體內部強度的重要指標，是影響離子化合物物理性質，包括熔點、硬度和溶解度等的主要因素。通常情況下，晶格能絕對值越大，該離子晶體越穩定，熔化或壓碎離子晶體所需能量越多，熔點越高，硬度越大。
性質
離子化合物通常具有高熔點、高沸點、硬度高、延展性差等特點。在固態下，離子化合物中的帶電粒子遷移率很小，但在熔融狀態時或溶解在水溶液中能導電。
離子化合物嚴格意義上來講無確定的相對分子質量。離子晶體不存在分子，如NaCl晶體是由無數Na和CI組成的大分子，晶體中無單獨的NaCl分子存在。NaCl是化學式（最簡式），因而58.5 g/摩爾是摩爾質量，不是相對分子質量。
導電性：離子化合物是由帶電粒子組成的，但在固態中，這些帶電粒子的遷移率很小。因此，離子晶體是電的不良導體。水溶液或熔融態下離子晶體可導電，是通過離子的定向遷移完成的，而不是通過電子流動導電的。
熔沸點：由于把離子晶體束縛在一起的靜電引力相當大，因此，晶體的熔點和沸點都相當高。隨著離子的電荷增加，熔點和沸點都增加。
硬度脆性：由于離子鍵的作用力較強，所以離子化合物硬度高。但受到外力沖擊時，離子化合物易發生錯位導致破碎。這是因為在離子晶體中，陰、陽離子交替有規則地排列，受到外力沖擊時，各層離子位置會發生位移，進而可能出現陽離子和陽離子相鄰、陰離子和陰離子相鄰的情況，而相同電荷的離子彼此排斥，靜電作用力顯著減弱而導致易脆，離子鍵失去作用，故離子晶體無延展性。
溶解性：離子晶體具有強極性，易溶于極性溶劑中。這是相似相溶原理的具體表現。例如水為溶劑時，離子化合物的溶解是離子晶體中的正、負離子克服離子鍵的引力，從晶格中離解下來成為陰、陽離子，分別進入水中與極性水分子結合成水合離子的過程。一般來說陰、陽離子半徑相差大的離子化合物比相差小的易溶，如MgSO4比BaSO4易溶。這是由于當陰陽離子大小相差懸殊時，離子水合作用在溶解過程中居優勢，所以在性質相似的鹽系列中，陽離子的半徑越小，該鹽越容易溶解。若陰陽離子半徑相差不多，則晶格能的大小在溶解過程中有較大的影響。因此電荷高、半徑小的離子所組成的化合物較難溶解，如堿土金屬和許多過渡金屬的碳酸根、磷酸鹽等較難溶解，而堿金屬的硝酸鹽和氯酸鹽等易溶解。
酸堿性：酸堿離解理論認為，在水中能解離出的陽離子都是H+的化合物稱作酸；在水中能解離出的陰離子都是OH-的化合物稱作堿。常見的離子化合物氫氧化鈉、Ca(OH)2、Ba(OH)2、氫氧化鉀等都是堿。而鹽大多為強電解質，在水中完全解離。某些鹽溶于水后顯酸性或堿性，但其本身組成并不一定含H+或OH-，原因是這些鹽類的陰離子或陽離子和水解離出來的H+或OH-結合，導致H+或OH-的濃度不相等，表現出酸性或堿性。如常見的強堿弱酸鹽有：NaAc、氰化鉀、NaClO等，一般顯堿性。常見的強酸弱堿鹽有：AlCl3、Cu(NO3)2等，一般顯酸性。對于氧化物而言，大多數金屬氧化物為堿性氧化物，如：Na2O、CaO、MgO等，有少數為兩性氧化物，如：Al2O3、Fe2O3、ZnO等。
顏色：化合物的顏色與內部的電子能級有關，對于NaCl或Na2S這樣的離子化合物一般為白色（無色），這是因為離子化合物的吸收波段大多數在紫外光區，不吸收可見光。化合物溶于水后，如果組成化合物的正陰離子都無色，則該化合物也無色。如果其中一種離子無色，則另一種離子的顏色就是該化合物的顏色。如果離子具有較強的極化作用，會導致離子的電子能級發生改變，容易吸收可見光產生顏色。
性質的影響因素
離子是離子化合物的基本結構粒子。離子的電荷、電子構型和離子半徑是影響離子鍵強弱和離子化合物性質的三個重要因素。
離子的電荷
原子在形成離子化合物的過程中得失電子的數目稱為離子的電荷。離子所帶電荷的多少直接影響離子鍵的強度及離子化合物的性質。由離子鍵形成的過程可知，正、陰離子的電荷數即是相應原子失電子和得電子數。在離子型化合物中，陽離子的電荷通常為+1、+2，最高+3或+4，而負離子的電荷為-3或-4時多數以含氧酸根或配位化合物形式存在。離子電荷的高低，直接影響離子間相互吸引力的大小，進而影響離子型化合物的熔、沸點等性質。如CaO的熔點（2590℃）比KF（856℃）高。
離子的電子構型
簡單負離子（如F-、O2-等）最散逸層一般具有穩定的8電子構型，而正離子的價電子層構型可分為：2電子構型（1s2）：如 Li+、Be2+等；8電子構型（ns2np6）：如Na+、K+、Ca2+、Mg2+等；9~17電子構型（ns2np6nd1-9）：如Mn2+、Fe2+、Fe3+、Cr3+、Co2+等d區元素的離子；18電子構型（ns2np6nd10）：如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+等ds區元素的離子及Sn4+、Pb4+等p區高氧化數的金屬陽離子；18+2電子構型［(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2］：如Pb2+、Bi3+、Sn2+、Sb3+等p區的低氧化態的金屬正離子。
離子的電子構型對離子的性質影響很大。通常情況下，2電子構型和8電子構型的離子形成的離子鍵較強，晶格能較大；9~17、18、18+2電子構型的離子形成配位化合物的能力較2、8電子構型的離子要強。如氯化鉀和AgCl都是由Cl和+1價正離子形成的化合物，但因K與Ag電子構型不同，導致KCl易溶于水，AgCl難溶于水，Ag+易形成配合物，而K+難形成配合物。
離子半徑
離子半徑的大小是由核電荷對核外電子吸引的強弱來決定的。因此它在周期表中的遞變規律與原子半徑的變化規律大致相同。同主族、電荷數相同的離子，離子半徑隨電子層數的增大而增大。如r(F-)
晶體結構
離子晶體結構中沒有大的復雜的配位化合物團，按其化學組成分為二元化合物和多元化合物。二元化合物中主要有AB型、AB2型和A2B3型化合物，多元化合物主要有ABO3型和AB2O4型化合物。
密堆積原理
許多晶體中的粒子（包括原子、分子或離子等）總是傾向于采取密堆積的結構，即具有堆積密度大、粒子的配位數高、能充分利用空間等結構特點。密堆積方式因充分利用了空間面使體系的勢能盡可能降低，從而使結構穩定。
密堆積結構是指在無方向性和飽和性的金屬鍵、離子鍵和分子間作用力等結合的晶體中，原子離子或分子等微觀粒子總是趨向于相互配位數高、能充分利用空間的、堆積密度最大的那些結構。常見的密堆積形式：立方晶系最密堆積、六方最密堆積和體心立方密堆積。
典型結構
AB型化合物結構
NaCl型結構：氯化鈉晶體結構為立方晶系，單位晶胞分子數為4。氯化鈉屬于面心立方點陣（格子），Na+及CI-分別位于面心立方點陣的結點位置上，陽陰離子配位數均為6。這個結構是較大的陰離子Cl-作面心立方緊密堆積，較小的陽離子Na+占據所有的八面體空隙。實際上，NaCl結構可以看成是兩個面心立方結構，一個是鈉離子，一個是氯離子，它們相互在棱邊上穿插而成，其中每個鈉離子被6個氯離子包圍，同樣氯離子也被等數的鈉離子包圍。每個晶胞的離子數為8，即4個Na+和4個Cl-。
有多種離子晶體化合物都屬于NaCl型結構，包括氧化物有MgO、CaO、SrO、BaO、CdO、MnO、FeO、CoO、NiO等；氮化物錫、LaN、ScN、CrN、ZrN等；碳化物TiC、VC、ScC等。此外，幾乎所有的堿金屬的硫化物和鹵化物（CsCl、CsBr、CsI除外）也都具有NaCl型結構。
CsCl型結構：氯化銫晶體的結構為立方晶系簡單立方點陣，是離子晶體結構中最簡單的一種。其中Cl-處于簡單立方點陣的8個頂角上，Cs+位于立方體中心。Cl-和Cs+的配位數均為8。屬于CsCl型結構的晶體有CsBr、CsI、NH4Cl、ThCl、ThBr等。
β-ZnS型（閃鋅礦）結構：閃鋅礦晶體結構為立方晶系，面心立方格子，S2-位于面心立方的結點位置，而Zn2+則隔行掃描分布在立方體的八分之一小立方體的中心。Zn2+的配位數為4，構成[ZnS4]，S2-的配位數也是4，構成[SZn4]。屬于閃鋅礦結構的晶體有：GaAs、AIP、InSb及Be、Cd、Hg的硫化物、硒化物和碲化物等。
α-ZnS型（纖鋅礦）結構：纖鋅礦結構為六方晶系，六方柱晶胞中ZnS的分子數為6。Zn2+和S2-的配位數也都為4，分別構成[ZnS4]和[SZn4]。在纖鋅礦結構中，S2-按六方緊密堆積排列，Zn2+則填充于二分之一的四面體空隙。屬于纖鋅礦結構的晶體有：BeO、ZnO和AIN。
AB2型化合物結構
CaF2（螢石）型結構：螢石晶體結構為立方晶系，其中Ca2+位于面心立方的結點及面心位置，F-則位于立方體內八個小立方體的中心（四面體空隙中）。Ca2+的配位數為8，形成[CaF8]立方體配位，而F-的配位數為4，形成[FCa4]。與螢石結構相同的物質是一些4價離子M4+的氧化物，如ThO2、CeO2、UO2、ZrO2（變形較大）及BaF2、PbF2、SnF2等。而堿金屬元素的氧化物R2O、碲化物R2Te等A2B型化合物為反螢石型結構，它們的正陰離子的位置剛好與螢石結構中的相反，稱為反螢石型結。
TiO2（金紅石）型結構：金紅石結構為四方晶系，四方體心格子。其中Ti4+位于晶胞頂點及體心位置，O2-在晶胞上、下底面的面對角線方向各有兩個，在晶胞半高的另一個面對角線的方向也有兩個。Ti4+的配位數為6，形成[TiO6]八面體配位，O2-的配位數為3，形成[OTi3]平面三角單元。TiO2除金紅石型結構外，還有板鈦礦和銳鈦礦兩種變體，其結構各不相同。常見金紅石結構的氧化物有：GeO2、SnO2、PbO2、VO2、NbO2、WO2，氟化物有：MnF2、MgF2等。
A2B3型化合物結構
A2B3型化合物晶體結構比較復雜，其中最有代表性的是α-Al2O3（剛玉）型晶體結構。剛玉結構屬菱方晶系。α-Al2O3的結構可看成O2-的按六方緊密堆積排列，即ABAB二層重復型，而Al填充于三分之二的八面體空隙，使化學式成為Al2O3。由于只填充了三分之二空隙，因此，Al3+的分布應符合在同一層和層與層之間，AI3+之間的距離應保持最遠。屬于剛玉結構的物質有α-Al2O3、α-Fe2O3（赤鐵礦）、Cr2O3、Ti2O3、V2O3等。此外，Fe-TiO3、MgTiO3等也具有剛玉結構。
ABO3型化合物結構
CaTiO3（鈣鈦礦型）結構：以CaTiO3為例在高溫時為立方晶系，1600℃以下為正交晶系，Ca2+占有面心立方的頂角位置，O2-則占有面心立方的面心位置。因此CaTiO3可看成是由O2-和半徑較大的Ca2+共同組成立方緊密堆積，Ti4+則填充于四分之一的八面體空隙之中。屬于鈣鐵礦型結構的還有BaTiO3、SrTiO3、PbTiO3、CaZrO3、PbZrO3、SrZrO3等。
方解石（CaCO3）型結構。方解石型結構包括二價金屬離子的碳酸根，如方解石CaCO3、菱鎂礦MgCO3、菱鐵礦FeCO3、菱鋅礦ZnCO3及菱錳礦MnCO3等，均為三方（菱形）晶系。方解石的結構可以看成是在立方晶系NaCl結構中，鈣離子代替了鈉離子的位置，而碳酸根離子代替了氯離子的位置，然后擠壓得到方解石的菱形晶格。
晶格缺陷
真實的晶體并不是一個完整的無限周期性體系。由于晶格作熱振動與晶格點上原子（離子或分子）的位移與擴散遷移等都將使晶體內呈現出晶格的不完整-晶格缺陷（晶格空位或晶粒邊界），結果導致晶體的整體周期性受到破壞。晶格缺陷可分為：晶格點缺陷和位錯（或斷層），缺陷的存在往往是影響固體反應動力學機理的重要因素。
制備
從溶液中生長離子晶體的基本原理是將原料溶解在溶劑中，采取適當的措施造成溶液的過飽和，使晶體在其中生長。從溶液中生長離子晶體的過程最關鍵因素是控制溶液的過飽和度。使溶液達到過飽和狀態，并在晶體生長過程中維持其過飽和度。從溶液中生長離子晶體的具體方法有降溫法、蒸發法、凝膠法、電解溶劑法和沉淀法等。
降溫法：是從溶液中培養離子晶體的一種最常用的方法。其基本原理是利用物質較大的正溶解度溫度系數，在離子晶體生長的過程中逐漸降低溫度，使析出的溶質不斷在晶體上生長。降溫法適用于溶解度和溫度系數都較大的物質，并需要一定的溫度區間。這一溫度區間是有限制的：溫度上限由于蒸發量大而不宜過高；而溫度下限太低則對晶體生長不利。
蒸發法：基本原理是將溶劑不斷蒸發，而使溶液保持在過飽和狀態，從而使晶體不斷生長。這種方法比較適合于溶解度較大而溶解度溫度系數很小或是具有負溫度系數的物質。蒸發法的晶體生長是在恒溫下進行的。如制備K2HPO4、LiIO3帶電粒子晶體都可采用蒸發法。
凝膠法：是以凝膠作為擴散和支持介質，使一些在溶液中進行的化學反應通過凝膠（最常用的是硅膠）使擴散緩慢進行。溶解度較小的反應產物常在凝膠中逐漸形成晶體。所以凝膠法也是通過擴散進行的溶液反應法。該法適用于溶解度十分小的難溶物質的晶體生長，也適用于對熱敏感（如分解溫度低或熔點以下有相變）的物質的晶體生長。如制備方解石CaCO3、高氯酸鉀KClO4等離子晶體。
電解溶劑法：是用電解法來分解溶劑，使溶液處于過飽和狀態。這種方法只能應用于溶劑可以被電解而其產物很容易從溶液中移去（如生成氣體）的體系。同時還要求所培養的晶體物質在溶液中能導電而又不被電解。因此，這種方法特別適用于一些穩定的離子晶體的水溶液體系。
沉淀法：是溶質從均勻溶液中析出沉淀來制備晶體的方法。沉淀法的析出過程與溶質在溶劑中的濃度、pH值和溫度等因素密切相關，通過調節pH值和溫度等參數可以控制沉淀物的狀態。將沉淀物加熱分解，可以得到氧化物、硫化物、碳酸根、磷酸鹽帶電粒子化合物。沉淀反應的理論基礎是難溶電解質的多相離子平衡，溶解度較大、溶液較稀、相對過飽和度較小，反應溫度較高，則沉淀后經過陳化的沉淀物一般為晶體，再通過過濾和洗滌可得產品。
應用
醫學
離子化合物在醫學領域應用廣泛，如氯化鈉是人類賴以生存的物質，醫療上用來配制生理鹽水。含氯化鈉0.9%的水稱為生理鹽水，因為它與血漿有相同的滲透壓。生理鹽水是主要的體液替代物，廣泛用于治療及預防脫水，也用于靜脈注射治療及預防血量減少性休克。氧化鋅對皮膚有弱收斂、滋潤和保護作用，還有吸著及干燥功能，可用于急性或亞急性皮類、疹、汗疹及輕度、小面積的皮膚潰瘍等。抗酸藥是一類弱堿性物質，常見的抗酸藥包括氫氧化鋁、氫氧化鎂、碳酸氫鈉和碳酸鈉等離子化合物。口服后抗酸藥能中和大部分胃酸降低胃內酸度，一方面減弱胃酸對胃、十二指腸粘膜的侵蝕和對潰瘍面的刺激，另一方面降低胃蛋白酶活性，緩解疼痛，促進潰瘍面愈合。硫酸則常用作鋇餐透視，因其能強烈地阻止X射線透過，病人服用鋇餐后能清晰地拍出腸胃的X射線光片，有利于診斷病情。
化工
離子化合物在化學工業中應用廣泛，可作為制造各種化工產品的原料。例如，許多無機鹽和氧化物在有機合成，無焰燃燒以及其他生產過程中用作催化劑。采礦工業中的浮選過程會用到一些離子晶體，如硫化鈉、硫酸銅和硫酸鐵。石油工業中，鉆井時使用硫酸鋇，石油加工時需使用無機化合物催化劑（氯化鋁）。在電氣工業、電極制造業、蓄電池和原電池制造業、電鍍技術以及其他電化生產中均需使用各種無機鹽類。玻璃工業需用純堿和硫酸鈉，陶瓷制品和耐火材料需要大量的氧化物和無機鹽，氧化鈣可用于建筑材料工業。紡織工業需要各種無機鹽，用于織物的漂白，以及在染色和印花前用來浸潰織物，同時染料生產中也會使用到硫化鈉、鈉硝酸鹽、氯酸鉀、硫酸鈉、重鉻酸鉀和重鉻酸鈉以及其他很多離子化合物。無機鹽和金屬氧化物在橡膠工業中可用作填充劑和增強劑。氧化物、碳酸根、硫酸鹽以及其他的一些無機鹽也用于塑料生產中。制備爆炸物和發射藥時需用硝酸鹽和氯酸鹽帶電粒子化合物。
農業
在作物生長過程中，有許多化學元素參與各組織的形成、發育和生長，如氮肥、鉀肥、磷肥等。其中氮是作物蛋白質的重要成分，也是葉綠素的組分。作物可從無機鹽類（銨鹽和硝酸鹽）中取得氮。可作為氮肥的離子化合物有：鹽（硫酸銨、氯化銨、磷酸銨等）、硝鹽（硝酸鈣、硝酸鉀、硝酸鈉）等。這些離子化合物均易溶于水，且能迅速轉入土壤便于作物從中吸取。鉀對調節作物體內的生命過程具有很大的作用，常用的水溶性鉀肥有氯化鉀、硫酸鉀等。鈣能促使作物根須發達，常以磷酸鈣、硝酸鈣、生石灰等形態施入土壤中。鎂是葉綠素和植酸鈣鎂鹽的組成元素，可作為鎂肥的有白云石、含鎂磷肥、含鐵鉀礦（鉀鹽鎂礬）和其他鹽類。硫是蛋白質和香精油的組成元素，常以硫酸鈣、硫酸鐵、硫酸鉀肥料的形態施入土壤中。
材料
離子化合物在材料制造方面有很多實際的應用，如BeO耐熱沖擊性好，熔點高、密度小是導彈燃燒室內襯用的重要耐火材料；純氮化鋁（氮化鋁）呈藍白色，因其熱導率高、介電常數低、絕緣性好、抗金屬侵蝕性能好，可用作熔鑄金屬的理想堝材料，還可用作熱電偶保護套管、大規模集成電路的基片等；螢石可作為激光基質材料，在玻璃中作為助熔劑和晶核劑，在水泥中常用作礦化劑；金紅石晶體在光學性質上具有很高的折射率，在電學性質上具有很高的介電常數，因此成為了制備光學玻璃的原料，也是功能陶瓷材料中金紅石電容器的主晶相；α-Al2O3是剛玉莫來石瓷及氧化鋁瓷中的主晶相，也是高絕緣無線電陶瓷和高溫耐火材料中的主要礦物，摻鉻的氧化鋁單晶可作儀器、鐘表軸承，也是一種優良的固體激光基質材料；BaTiO3是典型的鐵電材料，在居里點（鐵磁材料由鐵磁狀態轉變為順磁狀態的特征溫度）以下表現出良好的鐵電性能，還是一種很好的光折變材料，可用于光儲存等。
常見離子化合物
鹽類
絕大數鹽類屬于離子化合物。鹽類種類繁多，如果以鹽分子中的金屬種類分類，鹽可以分為鈉鹽如NaNO3、Na3PO4，鉀鹽如氰化鉀、KMnO4，鈣鹽如CaCO3。如果按照酸根種類，鹽可以分為硫酸鹽如Na2SO4，硝酸鹽如NaNO3，亞硝酸鹽如NaNO2，鹽酸鹽如AlCl3，磷酸鹽如Na3PO4，碳酸根如NaHCO3、Na2CO3，氯酸鹽如KCIO4等。如果以酸根是否含氧，又可以分為含氧酸鹽如Na2SO3和無氧酸鹽KCN、NaCN、NaHS等。
活潑金屬氧化物
氧與其他元素（F除外）形成的二元化合物稱為氧化物。按氧化物鍵型，氧化物大體上可分成共價型氧化物、離子型氧化物和介于兩者之間的過渡型氧化物，其中活潑金屬的氧化物屬于離子型化合物，如氧化鈉（Na2O）、氧化鈣（CaO）、氧化鎂（MgO）、氧化鉀（K2O）和氧化鋁（Al2O3）等。大多數離子型氧化物的熔點很高，如BeO（2530℃）、MgO（2800℃）、CaO（2530℃），且離子型氧化物通常為堿性或兩性，如氧化鈉和氧化鎂為堿性，三氧化二鋁為兩性氧化物。
活潑金屬鹵化物
鹵族元素與IA、ⅡA族的絕大多數金屬都能形成離子型鹵化物，這些鹵化物具有高熔沸點和低揮發性，熔融時能導電。大多數氯、溴、碘的鹵化物易溶于水，而氟化物的溶解度表現不同。例如CaF2難溶，而其他CaX2易溶。這是因為鈣的鹵化物基本上是離子型的，F-半徑小，與Ca2+吸引力強，晶格能大，致使其難溶。F與IA族（Li除外）形成的化物都易溶于水。不同元素的鹵化物，在溶解的同時發生水解的情況也不同，其中離子型的活潑金屬鹵化物是不水解的。
強堿
強堿屬于離子化合物，如氫氧化鋰、氫氧化鈉、氫氧化鉀、RbOH、CsOH、Ba(OH)2等。強堿（氨水除外）易溶于水，且大部分是堿金屬和一部分堿土金屬的氫氧化物。
有機離子化合物
含有活潑金屬的有機金屬化合物，由于碳-金屬鍵的極性強，此類金屬化合物具有離子化合物的性質。例如：甲基鉀分子中的C-K鍵主要表現出離子鍵的特征。該化合物常溫下為固體，具有由甲基陰離子和鉀陽離子所形成的許多性質，特別是具有非常活潑的游離碳負離子的性質。如在空氣中可燃燒、極易與濕氣結合、與酸性物質或氧化劑可發生劇烈反應等。
參考資料 >