在湖北专升本考试中，无机化学科目主要考查考生对化学反应和结构理论的基本原理，包括化学平衡原理和基本计算、基本结构理论（原子结构与周期律、化学键与分子结构、配位化合物）的基本知识的掌握情况。

正、负离子间通过静电作用而形成的化学键叫做离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物，离子化合物存在的形式是离子晶体。 离子键形成的条件是相互作用的原子的电负性差值要较大。电负性差值大于1.7,形成离子键,该化合物为离子型化合物;若差值小于 1.7,则可判断它们之间主要形成共价键，该物质为共价型化合物。(不绝对)

离子键的特性:没有方向性、没有饱和性

晶格能(U)可以用来衡量离子键的强度大小。晶格能是指在标准状态下，使离子晶体变为气态正离子和气态负离子时所吸收的能量，单位为kJ·mol-1。

1、离子半径的变化规律

(1)同一主族自上而下，电子层数依次增多，具有相同电荷的离子半径也依次增大，而在同一周期中，正离子的电荷数越高，半径越小;负离子的电荷数越高，半径越大。

(2)同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单的负离子半径大于它的原子半径。

(3)同一元素形成几种不同电荷的离子时，电荷高的正离子半径小。

(4)对等电子离子而言，离子半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。

(5)周期表中:相邻两族元素左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等，称为对角线规则。

离子半径越小，离子间的引力就越大，离子化合物的熔点、沸点也越高。离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，熔点、沸点就高。例如Ca0的熔点(2614℃)比NaCl(801℃)高。

2、离子的电子构型

(1)2电子构型:最外层为2个电子的离子，ns2，如Li+、Be2+等。

(2)8电子构型:最外层为8个电子的离子，ns2np6，如a+，Ca2+等。

(3)18电子构型:最外层为18个电子的离子，ns2np6nd10，如Zn2+、Cd2+、Ag+等。

(4)18+2电子构型:次外层为18个电子，最外层为2个电子的离子(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Pb2+、Sn2+等。

(5)不饱和电子构型:最外层为9~17个电子的离子，ns2np6nd1-9，如Fe2+、Mn2+等。

离子构型与结合力大小为:8e<(9-17)e<18e或(18+2)e。如KC1易溶于水，AgC1难溶于水

分子中每个原子都应具有稳定的稀有气体电子层结构(8电子结构)，可以通过原子间共用对或几对电子来实现，这种靠共用电子对结合的化学键叫共价键。

共价键的特点:饱和性和方向性

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