Compuesto iónico
Definición
En química, un compuesto iónico es un compuesto químico compuesto por iones unidos por fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos. El compuesto es neutral en general, pero consiste en iones con carga positiva llamados cationes e iones con carga negativa llamados aniones. Estos pueden ser iones simples como el sodio (Na) y el cloruro (Cl) en cloruro de sodio, o especies poliatómicas tales como los iones de amonio ( NH +
4 ) y carbonato ( CO 2 -
3 ) en carbonato de amonio. Los iones individuales dentro de un compuesto iónico generalmente tienen múltiples vecinos más cercanos, por lo que no se los considera parte de las moléculas, sino que forman parte de una red tridimensional continua, generalmente en una estructura cristalina.
4 ) y carbonato ( CO 2 -
3 ) en carbonato de amonio. Los iones individuales dentro de un compuesto iónico generalmente tienen múltiples vecinos más cercanos, por lo que no se los considera parte de las moléculas, sino que forman parte de una red tridimensional continua, generalmente en una estructura cristalina.
Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H) se clasifican como ácidos, y los que contienen hidróxido de iones básicos (OH) u óxido (O) se clasifican como bases. Los compuestos iónicos sin estos iones también se conocen como sales y pueden formarse por reacciones ácido-base. Los compuestos iónicos también se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación de su disolvente, precipitación, congelación, una reacción en estado sólido o la reacción de transferencia de electrones de metales reactivos con reactivos no metálicos, tales como gases halógenos.
Los compuestos iónicos típicamente tienen altos puntos de fusión y ebullición, y son duros y quebradizos. Como sólidos, casi siempre son eléctricamente aislantes, pero cuando se derriten o se disuelven se vuelven altamente conductivos, porque los iones se movilizan.
Historia de descubrimiento
La palabra ion es el griego ἰόν , ion , "going", el presente participio de ἰέναι , ienai , "to go". Este término fue introducido por el físico y químico inglés Michael Faraday en 1834 para la especie entonces desconocida que va de un electrodo a otro a través de un medio acuoso.
En 1913, la estructura cristalina del cloruro de sodio fue determinada por William Henry Bragg y William Lawrence Bragg. Esto reveló que había seis vecinos más cercanos equidistantes para cada átomo, lo que demuestra que los constituyentes no estaban dispuestos en moléculas o agregados finitos, sino como una red con un orden cristalino de largo alcance. Muchos otros compuestos inorgánicos también se encontraron con características estructurales similares. Estos compuestos pronto se describieron como constituidos por iones en lugar de átomos neutros, pero la prueba de esta hipótesis no se encontró hasta mediados de la década de 1920, cuando se realizaron experimentos de reflexión de rayos X (que detectan la densidad de electrones).
Los principales contribuyentes al desarrollo de un tratamiento teórico de las estructuras de cristal iónico fueron Max Born, Fritz Haber, Alfred Landé, Erwin Madelung, Paul Peter Ewald y Kazimierz Fajans. Born predijo energías cristalinas basadas en la suposición de constituyentes iónicos, que mostraron buena correspondencia con las mediciones termoquímicas, lo que respalda aún más la suposición.
Formación
Los compuestos iónicos se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación, precipitación o congelación. Los metales reactivos, como los metales alcalinos, pueden reaccionar directamente con los gases halógenos altamente electronegativos para formar un producto iónico. También se pueden sintetizar como el producto de una reacción a alta temperatura entre los sólidos.
Si el compuesto iónico es soluble en un disolvente, se puede obtener como un compuesto sólido evaporando el disolvente de esta solución electrolítica. A medida que el solvente se evapora, los iones no entran en el vapor, sino que permanecen en la solución restante, y cuando se concentran lo suficiente, se produce la nucleación y se cristalizan en un compuesto iónico. Este proceso ocurre ampliamente en la naturaleza, y es el medio de formación de las evaporitasminerales. Otro método para recuperar el compuesto de la solución implica saturar una solución a alta temperatura y luego reducir la solubilidad reduciendo la temperatura hasta que la solución se sobresatura y el compuesto sólido se nuclea.
Los compuestos iónicos insolubles pueden precipitarse mezclando dos soluciones, una con el catión y otra con el anión. Como todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mixtas también deben contener contraiones de las cargas opuestas. Para garantizar que no contaminen el compuesto iónico precipitado, es importante asegurarse de que no se precipiten. Si las dos soluciones tienen iones de hidrógeno e iones de hidróxido como contraiones, reaccionarán entre sí en lo que se llama una reacción ácido-base o una reacción de neutralización para formar agua. Alternativamente, los contraiones se pueden elegir para garantizar que, aun cuando se combinen en una sola solución, permanezcan solubles como iones espectadores.
Si el solvente es agua en el método de formación de evaporación o precipitación, en muchos casos el cristal iónico formado también incluye agua de cristalización, por lo que el producto se conoce como hidrato y puede tener propiedades químicas muy diferentes.
Las sales fundidas se solidificarán al enfriarse por debajo de su punto de congelación. Esto a veces se usa para la síntesis en estado sólido de compuestos iónicos complejos a partir de reactivos sólidos, que primero se funden juntos. En otros casos, los reactivos sólidos no necesitan fundirse, sino que pueden reaccionar a través de una ruta de reacción en estado sólido. En este método, los reactivos se trituran repetidamente en forma de pasta y luego se calientan a una temperatura en la que los iones en los reactivos vecinos pueden difundirse juntos durante el tiempo en que la mezcla reactiva permanece en el horno. Otras rutas sintéticas utilizan un precursor sólido con la proporción estequiométrica correcta de iones no volátiles, que se calienta para expulsar a otras especies.
En algunas reacciones entre metales altamente reactivos (generalmente del Grupo 1 o Grupo 2) y gases halógenos altamente electronegativos, o agua, los átomos se pueden ionizar mediante transferencia de electrones, un proceso que se entiende termodinámicamente utilizando el ciclo Born-Haber.
Vinculación
Los iones en compuestos iónicos se mantienen principalmente unidos por las fuerzas electrostáticas entre la distribución de carga de estos cuerpos, y en particular el enlace iónico resultante de la atracción Coulomb a largo alcance entre la carga neta negativa de los aniones y la carga neta positiva de los cationes. También hay una pequeña fuerza de atracción adicional de las interacciones de Van der Waals que contribuye solo alrededor del 1-2% de la energía de cohesión para iones pequeños. Cuando un par de iones se acerca lo suficiente como para que sus capas externas de electrones (la mayoría de los iones simples tengan conchas cerradas) se superpongan, se produce una fuerza de repulsión de corto alcance, debido al principio de exclusión de Pauli. El equilibrio entre estas fuerzas conduce a un potencial pozo de energía con una energía mínima cuando los núcleos están separados por una distancia de equilibrio específica.
Si la estructura electrónica de los dos cuerpos que interactúan se ve afectada por la presencia del otro, las interacciones covalentes (no iónicas) también contribuyen a la energía global del compuesto formado. Los compuestos iónicos rara vez son puramente iónicos, es decir, se mantienen unidos solo por fuerzas electrostáticas. Los enlaces entre incluso los pares más electronegativos / electropositivos, como los del fluoruro de cesio, muestran un pequeño grado de covalencia. Por el contrario, los enlaces covalentes entre átomos diferentes a menudo exhiben cierta separación de carga y se puede considerar que tienen un carácter iónico parcial. Las circunstancias bajo las cuales un compuesto tendrá carácter iónico o covalente se pueden entender típicamente usando las reglas de Fajans, que usan solo las cargas y los tamaños de cada ion. De acuerdo con estas reglas, los compuestos con el carácter más iónico tendrán grandes iones positivos con una carga baja, unidos a un pequeño ion negativo con una carga alta. De forma más general, se puede aplicar la teoría HSAB, por lo que los compuestos con el carácter más iónico son los que consisten en ácidos duros y bases duras: iones pequeños con una alta carga de electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes). iones altamente cargados con una gran diferencia en electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes). iones altamente cargados con una gran diferencia en electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes).
Estructura
Los iones generalmente se empaquetan en estructuras cristalinas extremadamente regulares, en una disposición que minimiza la energía reticular (maximizando las atracciones y minimizando las repulsiones). La energía reticular es la suma de la interacción de todos los sitios con todos los demás sitios. Para iones esféricos no polarizables, solo se requieren cargas y distancias para determinar la energía de interacción electrostática. Para cualquier estructura de cristal ideal en particular, todas las distancias están geométricamente relacionadas con la distancia internuclear más pequeña. Entonces, para cada posible estructura cristalina, la energía electrostática total puede relacionarse con la energía electrostática de las cargas unitarias a la distancia más cercana del vecino mediante una constante multiplicativa llamada constante de Madelung que puede calcularse eficientemente usando una suma de Ewald. Cuando se asume una forma razonable para la energía repulsiva adicional,
Utilizando una aproximación aún más simple de los iones como esferas duras impenetrables, la disposición de los aniones en estos sistemas a menudo se relaciona con disposiciones de esferas compactas, con los cationes ocupando intersticios tetraédricos u octaédricos. Dependiendo de la estequiometría del compuesto iónico, y de la coordinación (principalmente determinada por la relación del radio) de cationes y aniones, se observan comúnmente una variedad de estructuras, y racionalizadas teóricamente por las reglas de Pauling.
| Estequiometría | Cation: coordinación de aniones | Sitios intersticiales | Embalaje cúbico de aniones | Embalaje hexagonal de aniones | |||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ocupación | radio crítico | nombre | Constante de Madelung | nombre | Constante de Madelung | ||
| MX | 6: 6 | todo octaédrico | 0.4142 | cloruro de sodio | 1.747565 | nickeline | <1.73 |
| 4: 4 | tetraédrico alternativo | 0.2247 | blenda de zinc | 1.6381 | wurtzite | 1.641 | |
| MX2 | 8: 4 | todo tetraédrico | 0.2247 | fluorita | 5.03878 | ||
| 6: 3 | medio octaédrico (capas alternas completamente ocupadas) | 0.4142 | cloruro de cadmio | 5.61 | yoduro de cadmio | 4.71 | |
| MX3 | 6: 2 | un tercio octaédrico | 0.4142 | bromuro de rodio (III) | 6.67 | yoduro de bismuto | 8.26 |
| M 2X 3 | 6: 4 | dos tercios octaédricos | 0.4142 | corundo | 25.0312 | ||
| ABO 3 | dos tercios octaédricos | 0.4142 | ilmenita | depende de los cargos y la estructura | |||
| AB 2O 4 | un octavo tetraédrico y media octaconedro | r A / r O = 0.2247, r B/ r O = 0.4142 | espinela, espinela inversa | depende de las distribuciones del sitio de cationes | olivino | depende de las distribuciones del sitio de cationes | |
En algunos casos, los aniones adquieren un empaque cúbico simple, y las estructuras comunes resultantes observadas son:
| Estequiometría | Cation: coordinación de aniones | Sitios intersticiales ocupados | Estructura de ejemplo | ||
|---|---|---|---|---|---|
| nombre | radio crítico | Constante de Madelung | |||
| MX | 8: 8 | Completamente lleno | cloruro de cesio | 0.7321 | 1.762675 |
| MX 2 | 8: 4 | Medio lleno | fluoruro de calcio | ||
| M 2 X | 4: 8 | Medio lleno | óxido de litio | ||
Algunos líquidos iónicos, particularmente con mezclas de aniones o cationes, se pueden enfriar con la suficiente rapidez como para que no haya tiempo suficiente para que se produzca la nucleación cristalina, por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance).
Defectos
Dentro de un cristal iónico, generalmente habrá algunos defectos puntuales, pero para mantener la electroneutralidad, estos defectos vienen en pares. Los defectos de Frenkel consisten en una vacante de catión emparejada con un catión intersticial y se puede generar en cualquier parte del cristal, ocurriendo lo más posible comúnmente en compuestos con un bajo número de coordinación y cationes que son mucho más pequeños que los aniones. Los defectos de Schottky consisten en una vacante de cada tipo, y se generan en las superficies de un cristal, ocurriendo más comúnmente en compuestos con un alto número de coordinación y cuando los aniones y cationes son de tamaño similar. Si los cationes tienen múltiples estados de oxidación posibles, entonces es posible que las cavidades de cationes compensen las deficiencias de electrones en los sitios de cationes con mayores números de oxidación, dando como resultado un compuesto no estequiométrico. Otra posibilidad no estequiométrica es la formación de un centro F, un electrón libre que ocupa una vacante aniónica. Cuando el compuesto tiene tres o más componentes iónicos, aún más tipos de defectos son posibles. Todos estos defectos puntuales pueden generarse a través de vibraciones térmicas y tener una concentración de equilibrio. Debido a que son energéticamente costosos, pero entropically beneficioso, se producen en una mayor concentración a temperaturas más altas. Una vez generados, estos pares de defectos pueden difundirse mayoritariamente de forma independiente entre sí, saltando entre sitios de red. Esta movilidad de defectos es la fuente de la mayoría de los fenómenos de transporte dentro de un cristal iónico, incluida la difusión y la conductividad iónica de estado sólido. Cuando las vacantes chocan con los intersticiales (Frenkel), pueden recombinarse y aniquilarse mutuamente. Del mismo modo, las vacantes se eliminan cuando alcanzan la superficie del cristal (Schottky). Los defectos en la estructura cristalina generalmente expanden los parámetros reticulares, reduciendo la densidad total del cristal. Los defectos también producen iones en ambientes locales distintamente diferentes, lo que provoca que experimenten una simetría diferente del campo de cristal, especialmente en el caso de diferentes intercambios de cationes. sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos. especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos. especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos.
Propiedades
Acidez / basicidad
Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H) se clasifican como ácidos, y los que contienen cationes electropositivos y aniones básicos de iones hidróxido (OH) u óxido (O) se clasifican como bases. Otros compuestos iónicos se conocen como sales y pueden formarse por reacciones ácido-base. Si el compuesto es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base débil, el resultado es una sal ácida. Si es el resultado de una reacción entre una base fuerte y un ácido débil, el resultado es una sal básica. Si es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el resultado es una sal neutra. Los ácidos débiles que reaccionan con bases débiles pueden producir compuestos iónicos tanto con el ion base conjugado como con el ion ácido conjugado, como el acetato de amonio.
Algunos iones se clasifican como anfóteros, pudiendo reaccionar con un ácido o una base. Esto también es cierto para algunos compuestos con carácter iónico, típicamente óxidos o hidróxidos de metales menos electropositivos (por lo que el compuesto también tiene un carácter covalente significativo), como óxido de zinc, hidróxido de aluminio, óxido de aluminio y óxido de plomo (II).
Puntos de fusión y ebullición
Las fuerzas electrostáticas entre las partículas son más fuertes cuando las cargas son altas, y la distancia entre los núcleos de los iones es pequeña. En tales casos, los compuestos generalmente tienen puntos de fusión y ebullición muy altos y una baja presión de vapor. Las tendencias en los puntos de fusión se pueden explicar aún mejor cuando se tiene en cuenta la estructura y la proporción del tamaño iónico. Por encima de su punto de fusión, los sólidos iónicos se funden y se convierten en sales fundidas (aunque algunos compuestos iónicos como el cloruro de aluminio y el cloruro de hierro (III) muestran estructuras similares a moléculas en la fase líquida). Los compuestos inorgánicos con iones simples tienen típicamente iones pequeños, y por lo tanto tienen puntos de fusión altos, por lo que son sólidos a temperatura ambiente. Algunas sustancias con iones más grandes, sin embargo, tienen un punto de fusión por debajo o cerca de la temperatura ambiente (a menudo definido como hasta 100 ° C), y se denominan líquidos iónicos.
Incluso cuando la estructura local y la unión de un sólido iónico se rompe lo suficiente como para fundirlo, todavía hay fuertes fuerzas de atracción electrostáticas de largo alcance que mantienen el líquido unido y evitan que los iones hiervan para formar una fase gaseosa. Esto significa que incluso los líquidos iónicos a temperatura ambiente tienen bajas presiones de vapor y requieren temperaturas sustancialmente más altas para hervir. Los puntos de congelación exhiben tendencias similares a los puntos de fusión en términos del tamaño de los iones y la fuerza de otras interacciones. Cuando se vaporiza, los iones aún no se liberan el uno del otro. Por ejemplo, en la fase de vapor el cloruro de sodio existe como "moléculas" diatómicas.
Fragilidad
La mayoría de los compuestos iónicos son muy frágiles. Una vez que alcanzan el límite de su fuerza, no pueden deformarse malignamente, porque la alineación estricta de los iones positivos y negativos debe mantenerse. En cambio, el material se fractura por escisión. A medida que la temperatura se eleva (generalmente cerca del punto de fusión) se produce una transición dúctil-frágil, y el flujo de plástico es posible por el movimiento de las dislocaciones.
Compresibilidad
La compresibilidad de un compuesto iónico está fuertemente determinada por su estructura, y en particular por el número de coordinación. Por ejemplo, los haluros con estructura de cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos compresibles que aquellos con estructura de cloruro de sodio (número de coordinación 6) y menos que aquellos con un número de coordinación de 4.
Solubilidad
Cuando los compuestos iónicos se disuelven, los iones individuales se disocian y son solvatados por el solvente y dispersados a través de la solución resultante. Debido a que los iones se liberan en la solución cuando se disuelven y pueden conducir la carga, los compuestos iónicos solubles son la clase más común de electrolitos fuertes, y sus soluciones tienen una alta conductividad eléctrica.
La solubilidad es más alta en disolventes polares (como agua) o líquidos iónicos, pero tiende a ser baja en solventes no polares (como gasolina / gasolina). Esto se debe principalmente a que las interacciones ion-dipolo resultantes son significativamente más fuertes que las interacciones dipolo inducidas por iones, por lo que el calor de la solución es mayor. Cuando los iones con carga opuesta en la red iónica sólida están rodeados por el polo opuesto de una molécula polar, los iones sólidos se extraen de la red y entran en el líquido. Si la energía de solvatación excede la energía reticular, el cambio de entalpía neta negativa de la solución proporciona un impulso termodinámico para eliminar los iones de sus posiciones en el cristal y disolverse en el líquido. Además, el cambio de entropía de la solución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos, como los compuestos iónicos, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando la temperatura aumenta. Hay algunos compuestos iónicos inusuales como el sulfato de cerio (III), donde este cambio de entropía es negativo, debido al orden adicional inducido en el agua en la solución, y la solubilidad disminuye con la temperatura.
Conductividad eléctrica
Aunque los compuestos iónicos contienen átomos o clústeres con carga, estos materiales no suelen conducir electricidad de manera significativa cuando la sustancia es sólida. Para poder conducir, las partículas cargadas deben ser móviles en lugar de estacionarias en una red cristalina. Esto se logra hasta cierto punto a altas temperaturas cuando la concentración de defectos aumenta la movilidad iónica y se observa conductividad iónica en estado sólido. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en un líquido o se funden en un líquido, pueden conducir electricidad porque los iones se vuelven completamente móviles. Esta ganancia de conductividad al disolverse o fundirse se usa a veces como una característica definitoria de los compuestos iónicos.
En algunos compuestos iónicos inusuales: conductores de iones rápidos y anteojos iónicos, uno o más de los componentes iónicos tiene una movilidad significativa, lo que permite la conductividad incluso mientras el material en su conjunto permanezca sólido. Esto a menudo depende altamente de la temperatura, y puede ser el resultado de un cambio de fase o una alta concentración de defectos. Estos materiales se usan en todos los supercondensadores de estado sólido, baterías y pilas de combustible, y en varios tipos de sensores químicos.
Color
El color de un compuesto iónico a menudo es diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes, o la forma hidratada del mismo compuesto.
Los aniones en compuestos con enlaces con el carácter más iónico tienden a ser incoloros (con una banda de absorción en la parte ultravioleta del espectro). En compuestos con un carácter menos iónico, su color se profundiza a través de amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción cambia a longitudes de onda más largas en el espectro visible).
La banda de absorción de cationes simples se desplaza hacia una longitud de onda más corta cuando participan en interacciones más covalentes. Esto ocurre durante la hidratación de los iones metálicos, por lo que los compuestos iónicos anhidros incoloros con un anión absorbente en el infrarrojo pueden volverse coloridos en solución.
Usos
Los compuestos iónicos tienen desde hace mucho una gran variedad de usos y aplicaciones. Muchos minerales son iónicos. Los seres humanos han procesado la sal común (cloruro de sodio) durante más de 8000 años, usándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en fabricación, agricultura, acondicionamiento de agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. Muchos compuestos iónicos son tan ampliamente utilizados en la sociedad que tienen nombres comunes que no están relacionados con su identidad química. Ejemplos de esto incluyen bórax, calomelano, leche de magnesia, ácido muriático, aceite de vitriolo, salitre y cal apagada.
Los compuestos iónicos solubles como la sal pueden disolverse fácilmente para proporcionar soluciones electrolíticas. Esta es una forma simple de controlar la concentración y la fuerza iónica. La concentración de solutos afecta muchas propiedades coligativas, incluido el aumento de la presión osmótica y la depresión del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición. Como los solutos son iones cargados, también aumentan la conductividad eléctrica de la solución. La mayor fuerza iónica reduce el espesor de la doble capa eléctrica alrededor de las partículas coloidales y, por lo tanto, la estabilidad de las emulsiones y suspensiones.
La identidad química de los iones agregados también es importante en muchos usos. Por ejemplo, los compuestos que contienen flúor se disuelven para suministrar iones fluoruro para la fluoración del agua.
Los compuestos iónicos sólidos se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos de pintura, y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero son sensibles a la acidez o basicidad. Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente los compuestos iónicos que contienen metales como fuentes de color en los fuegos artificiales. Bajo un calor intenso, los electrones en los iones metálicos o pequeñas moléculas pueden ser excitados. Estos electrones luego regresan a estados de energía más bajos y liberan luz con un espectro de color característico de la especie presente.
En química, los compuestos iónicos a menudo se usan como precursores para la síntesis de estado sólido a alta temperatura.
Muchos metales son geológicamente más abundantes como compuestos iónicos dentro de los minerales. Para obtener los materiales elementales, estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis, en la que se producen reacciones redox (a menudo con un agente reductor como el carbono) de manera que los iones metálicos ganan electrones para convertirse en átomos neutros.
Nomenclatura
De acuerdo con la nomenclatura recomendada por la IUPAC, los compuestos iónicos se nombran de acuerdo con su composición, no su estructura. En el caso más simple de un compuesto iónico binario sin posible ambigüedad sobre las cargas y por lo tanto la estequiometría, el nombre común se escribe con dos palabras. El nombre del catión (el nombre del elemento no modificado para cationes monoatómicos) viene primero, seguido del nombre del anión. Por ejemplo, MgCl 2 se llama cloruro de magnesio, y Na 2 SO 4 se llama sulfato de sodio ( SO 2-
4, sulfato, es un ejemplo de un ion poliatómico). Para obtener la fórmula empírica a partir de estos nombres, la estequiometría se puede deducir a partir de las cargas en los iones, y el requisito de neutralidad de carga total.
4, sulfato, es un ejemplo de un ion poliatómico). Para obtener la fórmula empírica a partir de estos nombres, la estequiometría se puede deducir a partir de las cargas en los iones, y el requisito de neutralidad de carga total.
Si hay múltiples cationes y / o aniones diferentes, a menudo se requieren prefijos multiplicativos ( di- , tri- , tetra- , ...) para indicar las composiciones relativas, y los cationes, los aniones se enumeran en orden alfabético. Por ejemplo, KMgCl 3 se denomina tricloruro de potasio y magnesio para distinguirlo de K 2 MgCl 4 , tetracloruro de magnesio y dipotasio (tenga en cuenta que tanto en la fórmula empírica como en el nombre escrito, los cationes aparecen en orden alfabético, pero el orden varía entre ellos porque el símbolo para el potasio es K). Cuando uno de los iones ya tiene un prefijo multiplicativo dentro de su nombre, los prefijos multiplicativos alternativos ( bis- , tris- , tetrakis- , ...). Por ejemplo, Ba (BrF 4 ) 2 se llama bario bis (tetrafluoridobromado).
Los compuestos que contienen uno o más elementos que pueden existir en una variedad de estados de carga / oxidación tendrán una estequiometría que depende de qué estados de oxidación están presentes, para garantizar la neutralidad general. Esto se puede indicar en el nombre especificando el estado de oxidación de los elementos presentes o la carga de los iones. Debido al riesgo de ambigüedad en la asignación de los estados de oxidación, IUPAC prefiere la indicación directa de los números de carga iónica. Estos se escriben como un entero árabe seguido del signo (..., 2-, 1-, 1+, 2+, ...) entre paréntesis directamente después del nombre del catión (sin un espacio que los separe). Por ejemplo, FeSO 4 se llama sulfato de hierro (2+) (con la carga 2+ en los iones Fe que equilibra la carga 2 en el ion sulfato), mientras que Fe 2 (SO 4) 3 se llama sulfato de hierro (3+) (porque los dos iones de hierro en cada unidad de fórmula tienen cada uno una carga de 3+, para equilibrar el 2- en cada uno de los tres iones de sulfato). Nomenclatura de las reservas, aún de uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (..., -II, -I, 0, I, II, ...). Por lo tanto, los ejemplos dados anteriormente se llamarían sulfato de hierro (II) y sulfato de hierro (III), respectivamente. Para los iones simples, la carga iónica y el número de oxidación son idénticos, pero para los iones poliatómicos a menudo difieren. Por ejemplo, el ion uranilo (2+), UO 2+
2 , tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se lo denominaría ion de dioxouranio (VI) en la nomenclatura de Stock. Un sistema de nombres aún más antigua para cationes metálicos, también todavía ampliamente utilizado, anexa los sufijos -ous y -ic a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación baja y alta. Por ejemplo, este esquema usa "ferroso" y "férrico", para hierro (II) y hierro (III) respectivamente, por lo que los ejemplos dados anteriormente se llamaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico.
2 , tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se lo denominaría ion de dioxouranio (VI) en la nomenclatura de Stock. Un sistema de nombres aún más antigua para cationes metálicos, también todavía ampliamente utilizado, anexa los sufijos -ous y -ic a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación baja y alta. Por ejemplo, este esquema usa "ferroso" y "férrico", para hierro (II) y hierro (III) respectivamente, por lo que los ejemplos dados anteriormente se llamaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico.