阳离子
阳离子，又称正离子，是指一个原子或原子团失去一个或几个电子所形成的粒子。阳离子在形成时由较小电离能的原子失去电子得到，因此带正电荷，显正价，由用量符号与上、下标的形式表示，如H+（氢离子）、Na+（钠离子）等。常见的阳离子可以分为金属阳离子以及非金属阳离子等，如K+、Na+、Ag+、Al3+、Cr3+、Sb3+以及H+、NH4+等。此外也可以分为单原子阳离子与多原子阳离子等。
概述
当原子或原子团得到或失去电子时，即为离子，阳离子是指电离能较小的原子失去电子时的粒子。当两个原子彼此相遇时，如果一个原子电离能很小易于失去电子，另一个原子电子亲合能很大易于得到电子，此时，电离能很小的原子失去电子成为阳离子，电子亲合能很大的原子得到电子成为阴离子，然后，阴、阳离子通过静电作用力结合在一起。这种电离能和电子亲合能数值大小的比较也可以用电负性数值大小的比较来替代，即电负性很大的原子得到电子成为阴离子，电负性很小的原子失去电子成为阳离子。
简史
1887年，瑞典化学家斯万特·阿累尼乌斯（Svante Arrhenius）在《论水溶液中物质的电离》的论文中网述了关于电解质在水溶液中会部分离解成完全自由的离子理论，即电离理论，说明了稀溶液定律不适用于电解质溶液和溶液的导电性。1903年由于电离理论在化学发展上的重大意义，他被授予诺贝尔化学奖。1916年，科塞尔（Kossel）在考查大量实验事实后得出结论一一任何元素的原子都要使最散逸层满足8电子稀有气体元素原子的稳定结构，并以此为出发点提出离子键理论。
十年后，戈尔德施密特（W.MGoldschmidt）和瓦萨斯耶那（J.A.Wasastjerna）最早利用“阴离子接触法”，即假定某些氟化物和氧化物离子晶体中阴离子彼此接触，进而测得阴离子之间的平均核间距，得到氟化物（F-）的半径为133pm、氧离子（O2-）的半径为132pm，并在1926年5月出版了世界上第一张离子半径表。但是，戈尔德施密特和瓦萨斯耶那的离子半径数据受到了鲍林的质疑。1927年，鲍林用核电荷数和屏蔽常数推算出的一套离子半径数据，目前得到较多的应用。直到1976年，桑诺（RD.Shanon）提出了目前比较完整的离子半径数据。其中，从原子结构的观点可得出原子半径与离子半径的关系：阳离子的半径小于其原子半径，阴离子的半径大于其原子半径。
形成
当两个原子彼此相遇时，如果一个原子电离能很小易于失去电子，另一个原子电子亲合能很大易于得到电子，此时，电离能很小的原子失去电子成为阳离子，电子亲合能很大的原子得到电子成为阴离子。阴、阳离子通过静电作用力结合在一起。这种电离能和电子亲合能数值大小的比较也可以用电负性数值大小的比较来替代，即电负性很大的原子得到电子成为阴离子，电负性很小的原子失去电子成为阳离子。
此外，原子失去核外电子形成阳离子时，用电离能衡量此过程。电离能具体是指使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的能量，过程为：，其中电离势用符号表示，单位为eV或kJ·摩尔1。相应的，使+1价气态阳离子失去一个电子形成+2价气态阳离子所需的能量叫作元素的第二电离能。类似有第三电离能、第四电离能等。
电离能也用于衡量元素原子失去电子成为阳离子的倾向。一般使用第一电离能数据元素的第一电离能越小，则该元素原子越易失去电子，金属性越强；反之亦然。其影响因素主要有原子核电荷数、原子半径和原子的电子层结构。原子核电荷数越大，核对电子的吸引力越强，电离能越大；原子半径越大，核对电子的吸引力越弱，电离能越小；原子的电子层结构越稳定，电子越稳定，电离能越大。
分类
单原子、多原子离子
阳离子可分为单原子阳离子（简称阳离子）和多原子阳离子（简称复杂阳离子）。前者如Na+、H+、Ca+等，后者如NH4+、[Ag(NH3)2]+等。单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数。多原子离子中所带氧化数之和等于该离子所带的电荷数。
金属阳离子、非金属阳离子
阳离子也可以根据其物质构成分为金属以及非金属阳离子，常见的金属阳离子有K+、Na+、Ag+、Al3+、Cr3+、Sb3+、Sn2+、Ba2+、Ca2+、Pb2+，常见的非金属阳离子有NH4+等。
描述方式
结构示意图
离子结构示意图同原子结构示意图类似，用小圆圈加弧线表示。小圆圈代表原子核，圆圈内的+Z表示核电荷数；弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层容纳的电子数。
符号书写
阳离子的符号与书写一般可以根据情况用量符号与上、下标的形式表示，下角标需用小一号字符排在量符号的右下角，应与量符号位于同一格内，表示有几个原子，当标注离子或基团的化学价时，应数字在前，表示阴阳离子“+”“-”在后，如Mg2+、H+等。
特征
对于简单阳离子涉及半径、电荷以及电子构型的特征，对于复杂离子而言，根据其内部价层电子的排布方式还涉及到不同的空间结构。
半径
与原子半径类似，离子半径也没有确定的含义。当阴、阳离子通过离子键形成离子型化合物时，阴、阳离子间保持着一定的平衡距离，阴、阳离子核间的距离称为核间距，可视为阴、阳离子半径之和，表示为。这个表达式是近似的，因为实际上阴、阳离子并非刚好接触，而是彼此保持一定距离，或者相互有一定的重叠。因此，离子半径表示的实际上是离子作用范围的大小，可看作是离子的有效半径（阴、阳离子在相互作用时所表现的半径)，通常也称为离子半径。1927年，鲍林用核电荷数和屏蔽常数推算出的一套离子半径数据，目前得到较多的应用。其中，从原子结构的观点可得出原子半径与离子半径的关系：阳离子的半径小于其原子半径，阴离子的半径大于其原子半径。
电荷
阳离子的电荷就是相应原子（或原子团）失去的电子数，离子电荷（ionic charge）也是影响离子键强度的重要因素。离子电荷越多，对相反电荷的离子的吸引力越强，形成的离子化合物的熔点也越高。因此，大多数碱土金属离子M2+的盐类的熔点比碱金属离子M+的盐类高，比如，CaO的离子键强度远大于KF，CaO的熔、沸点和硬度均也高于KF。又如Fe2+和Fe3+尽管只是所带电不同，但性质却有很多不同：Fe2+在水溶液中是浅绿色的，具还原性；Fe3+在水溶液中是黄色的，具有氧化性。
电子构型
原子形成阳离子时，所失去的电子数和原子的电子层结构有关。一般是原子失去电子之后使离子的电子层达到较稳定的结构，就是使亚层充满的电子层构型。简单的阳离子的电子层构型有以下几种：
（1）2电子层构型，散逸层为1s2，排布，如Li+，Be2+。
（2）8电子层构型，外层为ns2np6排布，如Na+、Ca2+等。
（3）18电子层构型：外层为ns2np6nd10排布，如Ag+、Zn2+等。
（4）18+2电子层构型：次外层有18个电子，最外层有2个电子，即(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+、Pb2+等。
（5）9~17电子层构型，属于不规则电子层构型，最外层有9~17个电子，即ns2np6nd1～9，如Fe2+、Cr3+等。
离子的散逸层电子层构型对于离子之间的相互作用有影响，从而使键的性质有所改变。例如Na+和Cu2+的电荷相同，离子半径几乎相等，但NaCl易溶于水，而CuCl2难溶于水，而这就是由于Na+和Cu2+具有不同的电子层构型所造成的。
常见阳离子
常见的阳离子有20多种，比如K+、Na+、NH4+、Ag+等等，在鉴别中可以根据离子的特性进行分离和鉴定，比如易溶的有K+、Na+、NH4+、Mg2+等；能与Cl-形成沉淀的有Ag+、Hg2+、Pb2+等；能与SO42-形成沉淀的有Ba2+、Ca2+、Pb2+等；氨合物组也有Cu2+、Cd2+、Zn2+、Co2+、Ni2+；两性组有Al3+、Cr3+、Sb3+、Sn2+、Sn4+等；能与氢氧根形成沉淀的有Fe3+、Fe2+、Bi3+、Mn2+、Hg2+等。之后可以根据各组离子的特性，加以分离和鉴定。
碳正离子
碳正离子是含有带正电荷的三价碳的基团，其中带正电的C只具有六个价电子。碳正离子是有机化学反应中最常见的活性中间体，很多离子型的反应是通过生成碳正离子活性中间体进行的。根据不同的分举标准，碳正离子有不同的归类，比如按碳正离子所连接的基团所处的位置可以分为链状和环状碳正离子，根据是否共轭可以将碳正离子分为非共轭碳正离子，如烷基碳正高子和共轭碳正离子，烯丙型碳止离子和苄基碳正离子等。
离子键
离子键理论建立在实验事实之上，由科塞尔（Kossel）于1916年提出。在实验事实中，许多化合物在溶液中或熔融状态下都能够导电。液态物质要导电，必然存在能够自由移动的阴、阳离子，而原子要成为离子，必然要得到或者失去电子。离子键理论认为，当电负性很小的活泼金属原子与电负性很大的活泼非金属原子相遇时，活泼金属原子失去电子成为阳离子，活泼非金属原子得到电子成为阴离子，阴、阳离子通过静电作用力结合在一起，形成稳定化合物。这种阴、阳离子之间的静电作用力就叫离子键，以离子键形成的化合物叫作离子型化合物。
聚合反应
离子型化合物也可以发生离子型聚合反应，根据中心离子所带电荷不同，可分为阳离子聚合反应和阴离子聚合反应。其中能阳离子型聚合反应的单体有烯烃化合物、醛类、环醚及环胺等。不同单体进行阳离子型聚合反应的活性不同，比如烯类单体，一般具有推电子取代基的烯类单体原则上都可进行阳离子聚合。推电子取代基使碳碳双键电子云密度增加，有利于阳离子活性种的进攻；另一方面使生成的碳阳离子电荷分散而稳定。常见的阳离子聚合所用引发剂都是亲电试剂，包括不限于质子酸和阳离子源/Lewis酸等引发剂，比如质子酸H2SO4、HCl、HBr 等。