Iontová sloučenina - Ionic compound
V chemii , An iontová sloučenina je chemická sloučenina skládá z iontů držel pohromadě elektrostatickými silami nazývané iontové vazby . Sloučenina je celkově neutrální, ale skládá se z kladně nabitých iontů nazývaných kationty a záporně nabitých iontů nazývaných anionty . Mohou to být jednoduché ionty , jako je sodík (Na + ) a chlorid (Cl - ) v chloridu sodném , nebo polyatomické druhy, jako je amonium ( NH+
4) a uhličitan ( CO2-
3) ionty v uhličitanu amonném . Jednotlivé ionty v iontové sloučenině mají obvykle několik nejbližších sousedů, takže nejsou považovány za součást molekul, ale za součást souvislé trojrozměrné sítě. Iontové sloučeniny obvykle v pevné formě vytvářejí krystalické struktury .
Ionické sloučeniny obsahující zásadité ionty hydroxid (OH - ) nebo oxid (O 2− ) jsou klasifikovány jako báze. Iontové sloučeniny bez těchto iontů jsou také známé jako soli a mohou být vytvořeny acido -bazickými reakcemi . Iontové sloučeniny mohou být také vyrobeny z jejich složek iontů odpařením jejich rozpouštědla , srážením , zmrazením , reakcí v pevném stavu nebo reakcí elektronového přenosu reaktivních kovů s reaktivními nekovy, jako jsou halogenové plyny.
Iontové sloučeniny mají obvykle vysoké teploty tání a varu a jsou tvrdé a křehké . Jako pevné látky jsou téměř vždy elektricky izolační , ale při roztavení nebo rozpuštění se stávají vysoce vodivými , protože ionty jsou mobilizovány.
Historie objevu
Slovo ion je řecké ἰόν , ion , „jít“, přítomné příčestí ἰέναι , ienai , „jít“. Tento termín zavedl fyzik a chemik Michael Faraday v roce 1834 pro tehdy neznámý druh, který jde od jedné elektrody k druhé prostřednictvím vodného média.
V roce 1913 určili krystalovou strukturu chloridu sodného William Henry Bragg a William Lawrence Bragg . To odhalilo, že pro každý atom bylo šest stejně vzdálených nejbližších sousedů , což ukazuje, že složky nebyly uspořádány v molekulách nebo konečných agregátech, ale jako síť s krystalickým řádem dlouhého dosahu . Bylo také zjištěno, že mnoho dalších anorganických sloučenin má podobné strukturní vlastnosti. Tyto sloučeniny byly brzy popsány jako složené spíše z iontů než z neutrálních atomů , ale důkaz této hypotézy byl nalezen až v polovině 20. let 20. století, kdy byly prováděny experimenty s rentgenovým odrazem (které detekovaly hustotu elektronů).
Hlavními přispěvateli do vývoje teoretického zpracování struktur iontových krystalů byli Max Born , Fritz Haber , Alfred Landé , Erwin Madelung , Paul Peter Ewald a Kazimierz Fajans . Born předpovídal krystalové energie na základě předpokladu iontových složek, které vykazovaly dobrou shodu s termochemickými měřeními, což tento předpoklad dále podporovalo.
Formace
Iontové sloučeniny mohou být vyrobeny z jejich složek iontů odpařením , vysrážením nebo zmrazením . Reaktivní kovy, jako jsou alkalické kovy, mohou reagovat přímo s vysoce elektronegativními halogenovými plyny za vzniku iontového produktu. Mohou být také syntetizovány jako produkt vysokoteplotní reakce mezi pevnými látkami.
Pokud je iontová sloučenina rozpustná v rozpouštědle, lze ji získat jako pevnou sloučeninu odpařením rozpouštědla z tohoto roztoku elektrolytu . Jak se rozpouštědlo odpaří, ionty nepůjdou do páry, ale zůstanou ve zbývajícím roztoku, a když se dostatečně koncentrují, dojde k nukleaci a krystalizují na iontovou sloučeninu. Tento proces se v přírodě vyskytuje široce a je prostředkem k tvorbě vaporitových minerálů. Další způsob získávání sloučeniny z roztoku zahrnuje nasycení roztoku při vysoké teplotě a poté snížení rozpustnosti snížením teploty, dokud není roztok přesycený a pevná sloučenina nukleatuje.
Nerozpustné iontové sloučeniny lze vysrážet smícháním dvou roztoků, jednoho s kationtem a jednoho s aniontem. Protože jsou všechny roztoky elektricky neutrální, musí tyto dva smíšené roztoky také obsahovat protiionty opačných nábojů. Aby se zajistilo, že tyto látky nekontaminují vysrážené iontové sloučeniny, je důležité zajistit, aby se také nesrážely. Pokud mají tyto dva roztoky jako protionty vodíkové a hydroxidové ionty, budou spolu reagovat v takzvané acidobazické reakci nebo neutralizační reakci za vzniku vody. Alternativně mohou být vybrány protiionty, aby bylo zajištěno, že i když jsou sloučeny do jediného roztoku, zůstanou rozpustné jako ionty diváků .
Pokud je rozpouštědlem voda při způsobu odpařování nebo srážení, v mnoha případech vzniklý iontový krystal také zahrnuje krystalizační vodu , takže produkt je známý jako hydrát a může mít velmi odlišné chemické vlastnosti.
Roztavené soli ztuhnou ochlazením pod bod mrazu . To se někdy používá pro syntézu komplexních iontových sloučenin z pevných reakčních složek v pevné fázi, které se nejprve roztaví dohromady. V ostatních případech nemusí být pevné reaktanty roztaveny, ale mohou reagovat reakční cestou v pevném stavu . Při této metodě se reaktanty opakovaně jemně rozemelou na pastu a poté se zahřejí na teplotu, ve které mohou ionty v sousedních reaktantech difundovat společně během doby, kdy reakční směs zůstává v peci. Jiné syntetické cesty používají pevný prekurzor se správným stechiometrickým poměrem netěkavých iontů, který se zahřívá, aby zahnal jiné druhy.
V některých reakcích mezi vysoce reaktivními kovy (obvykle ze skupiny 1 nebo skupiny 2 ) a vysoce elektronegativními halogenovými plyny nebo vodou lze atomy ionizovat přenosem elektronů , což je proces termodynamicky chápaný pomocí Born -Haberova cyklu .
Lepení
Ionty v iontových sloučeninách jsou primárně drženy pohromadě elektrostatickými silami mezi distribucí náboje těchto těles, a zejména iontovou vazbou, která je důsledkem dlouhotrvající Coulombovy přitažlivosti mezi čistým záporným nábojem aniontů a čistým kladným nábojem kationtů . Z van der Waalsových interakcí existuje také malá dodatečná přitažlivá síla, která přispívá pouze asi 1–2% soudržné energie pro malé ionty. Když se dvojice iontů přiblíží natolik, že se jejich vnější elektronové obaly (většina jednoduchých iontů má uzavřené skořepiny ) překrývají, dojde k odpudivé síle na krátkou vzdálenost v důsledku Pauliho vylučovacího principu . Rovnováha mezi těmito silami vede k potenciální energetické studni s minimální energií, když jsou jádra oddělena specifickou rovnovážnou vzdáleností.
Pokud je elektronická struktura těchto dvou interagujících těles ovlivněna vzájemnou přítomností, přispívají k celkové energii vytvořené sloučeniny také kovalentní interakce (neiontové). Iontové sloučeniny jsou zřídka čistě iontové, tj. Držené pohromadě pouze elektrostatickými silami. Vazby i mezi nejvíce elektronegativními / elektropozitivními páry, jako jsou ty v fluoridu česném, vykazují malý stupeň kovalence . Naopak kovalentní vazby mezi odlišnými atomy často vykazují určitou separaci náboje a lze je považovat za částečně iontové. Okolnosti, za kterých bude mít sloučenina iontový nebo kovalentní charakter, lze typicky pochopit pomocí Fajansových pravidel , která používají pouze náboje a velikosti každého iontu. Podle těchto pravidel budou mít sloučeniny s nejvíce iontovým charakterem velké kladné ionty s nízkým nábojem, vázané na malý negativní ion s vysokým nábojem. Obecněji lze použít teorii HSAB , přičemž sloučeniny s nejvíce iontovým charakterem jsou sloučeniny sestávající z tvrdých kyselin a tvrdých zásad: malé, vysoce nabité ionty s vysokým rozdílem v elektronegativitách mezi aniontem a kationtem. Tento rozdíl v elektronegativitách znamená, že separace náboje a výsledný dipólový moment je zachována, i když jsou ionty v kontaktu (přebytečné elektrony na aniontech nejsou přenášeny ani polarizovány, aby se kationty neutralizovaly).
Struktura
Ionty se obvykle balí do extrémně pravidelných krystalických struktur v uspořádání, které minimalizuje energii mřížky (maximalizace přitažlivosti a minimalizace odpudivosti). Energie mřížky je souhrnem interakce všech míst se všemi ostatními místy. U nepolarizovatelných sférických iontů jsou ke stanovení energie elektrostatické interakce zapotřebí pouze náboje a vzdálenosti. Pro jakoukoli konkrétní ideální krystalovou strukturu jsou všechny vzdálenosti geometricky vztaženy k nejmenší mezijaderné vzdálenosti. Takže pro každou možnou krystalovou strukturu může být celková elektrostatická energie vztažena k elektrostatické energii jednotkových nábojů v nejbližší sousední vzdálenosti multiplikativní konstantou nazývanou Madelungova konstanta, kterou lze efektivně vypočítat pomocí Ewaldova součtu . Když se pro dodatečnou odpudivou energii předpokládá rozumná forma, lze celkovou energii mřížky modelovat pomocí Born -Landéovy rovnice , Born -Mayerovy rovnice nebo při absenci strukturálních informací Kapustinské rovnice .
S využitím ještě jednodušší aproximace iontů jako neproniknutelných tvrdých koulí souvisí uspořádání aniontů v těchto systémech často s uzavřeným uspořádáním koulí, přičemž kationty zabírají čtyřstěnné nebo oktaedrální mezery . V závislosti na stechiometrii iontové sloučeniny a koordinaci (v zásadě určené poměrem poloměru ) kationtů a aniontů je běžně pozorována řada struktur, které jsou teoreticky racionalizovány Paulingovými pravidly .
Stechiometrie | Kation: anionová koordinace | Vsunuté stránky | Kubické těsné balení aniontů | Šestihranné těsné balení aniontů | |||
---|---|---|---|---|---|---|---|
obsazenost | poměr kritického poloměru | název | Madelungova konstanta | název | Madelungova konstanta | ||
MX | 6: 6 | všechny osmistěnné | 0,4142 | chlorid sodný | 1,747565 | přezdívka | <1,73 |
4: 4 | alternativní čtyřboká | 0,2247 | směs zinku | 1,6381 | wurtzite | 1,641 | |
MX 2 | 8: 4 | všechny čtyřboké | 0,2247 | fluorit | 5,03878 | ||
6: 3 | půl oktaedrální (alternativní vrstvy plně obsazené) | 0,4142 | chlorid kademnatý | 5,61 | jodid kademnatý | 4,71 | |
MX 3 | 6: 2 | třetinová oktaedrála | 0,4142 | rhodium (III) bromid | 6,67 | jodid vizmutu | 8.26 |
M 2 X 3 | 6: 4 | dvě třetiny oktaedrální | 0,4142 | korund | 25.0312 | ||
ABO 3 | dvě třetiny oktaedrální | 0,4142 | ilmenit | závisí na poplatcích a struktuře | |||
AB 2 O 4 | jedna osmina čtyřboká a polovina osmistěnná | r / R O = 0,2247, r B / R O = 0,4142 | spinel , inverzní spinel | závisí na distribuci kationtových stránek | olivín | závisí na distribuci kationtových stránek |
V některých případech anionty přebírají jednoduché krychlové balení a výsledné pozorované společné struktury jsou:
Stechiometrie | Kation: anionová koordinace | Vsunuté stránky obsazeny | Příklad struktury | ||
---|---|---|---|---|---|
název | poměr kritického poloměru | Madelungova konstanta | |||
MX | 8: 8 | zcela naplněné | chlorid cesný | 0,7321 | 1,762675 |
MX 2 | 8: 4 | napůl naplněné | fluorid vápenatý | ||
M 2 X | 4: 8 | napůl naplněné | oxid lithný |
Některé iontové kapaliny, zejména se směsmi aniontů nebo kationtů, lze ochladit dostatečně rychle, aby na nukleaci krystalů nebyl dostatek času , takže se vytvoří iontové sklo (bez pořadí dlouhého dosahu).
Vady
V iontovém krystalu obvykle existují určité bodové vady, ale aby byla zachována elektroneutralita, přicházejí tyto defekty ve dvojicích. Frenkelovy defekty se skládají z volného místa kationtů spárovaného s intersticiální kationtem a mohou být generovány kdekoli v převážné části krystalu, nejčastěji se vyskytují ve sloučeninách s nízkým koordinačním číslem a kationtech, které jsou mnohem menší než anionty. Schottkyho defekty se skládají z jednoho volného místa každého typu a jsou generovány na povrchu krystalu, vyskytující se nejčastěji ve sloučeninách s vysokým koordinačním číslem a když jsou anionty a kationty podobné velikosti. Pokud mají kationty více možných oxidačních stavů , pak je možné, aby kationtová prázdná místa kompenzovala nedostatek elektronů na kationtových místech s vyšším oxidačním číslem, což mělo za následek nestechiometrickou sloučeninu . Další nestechiometrickou možností je vytvoření F-centra , volného elektronu zabírajícího volné místo aniontů. Pokud má sloučenina tři nebo více iontových složek, je možné ještě více typů defektů. Všechny tyto bodové vady mohou být generovány tepelnými vibracemi a mají rovnovážnou koncentraci. Protože jsou energeticky nákladné, ale entropicky prospěšné, vyskytují se ve vyšších koncentracích při vyšších teplotách. Jakmile jsou tyto páry defektů generovány, mohou difundovat většinou nezávisle na sobě, a to skokem mezi mřížovými místy. Tato mobilita defektů je zdrojem většiny transportních jevů v iontovém krystalu, včetně difúze a iontové vodivosti v pevném stavu . Když se volná místa střetnou s intersticiály (Frenkel), mohou se navzájem kombinovat a ničit. Podobně jsou uvolněná místa odstraněna, když dosáhnou povrchu krystalu (Schottky). Defekty v krystalové struktuře obecně rozšiřují parametry mřížky a snižují celkovou hustotu krystalu. Defekty také vedou k iontům v výrazně odlišných místních prostředích, což způsobuje, že zažijí jinou symetrii krystalového pole , zejména v případě různých kationtů vyměňujících mřížková místa. To má za následek odlišné rozdělení o d-elektronových orbitalů , tak, že optické absorpce (a tedy barva) se může měnit s koncentrací defektu.
Vlastnosti
Kyselost/zásaditost
Iontové sloučeniny obsahující vodíkové ionty (H + ) jsou klasifikovány jako kyseliny a ty, které obsahují elektropozitivní kationty a zásadité anionty, hydroxid (OH - ) nebo oxid (O 2− ), jsou klasifikovány jako báze. Jiné iontové sloučeniny jsou známé jako soli a mohou vznikat acido -bazickými reakcemi . Pokud je sloučenina výsledkem reakce mezi silnou kyselinou a slabou zásadou , je výsledkem kyselá sůl . Pokud je výsledkem reakce mezi silnou zásadou a slabou kyselinou , je výsledkem zásaditá sůl . Pokud je výsledkem reakce mezi silnou kyselinou a silnou zásadou, je výsledkem neutrální sůl. Slabé kyseliny reagující se slabými zásadami mohou produkovat iontové sloučeniny jak s iontem konjugované báze, tak s iontem konjugované kyseliny, jako je octan amonný .
Některé ionty jsou klasifikovány jako amfoterní , schopné reagovat buď s kyselinou nebo zásadou. To platí také v některých sloučenin s iontový charakter, jako oxidy nebo hydroxidy méně electropositive kovů (takže sloučenina má také významný kovalentní charakter), jako je například oxid zinečnatý , hydroxid hlinitý , oxid hlinitý a olova (II), oxidu .
Teploty tání a varu
Elektrostatické síly mezi částicemi jsou nejsilnější, když jsou náboje vysoké, a vzdálenost mezi jádry iontů je malá. V takových případech mají sloučeniny obecně velmi vysoké teploty tání a varu a nízký tlak par . Trendy v bodech tání lze ještě lépe vysvětlit, když se vezme v úvahu poměr struktury a iontové velikosti. Nad jejich teplotou tání se iontové pevné látky roztaví a stanou se roztavenými solemi (ačkoli některé iontové sloučeniny, jako je chlorid hlinitý a chlorid železitý, vykazují v kapalné fázi struktury podobné molekulám). Anorganické sloučeniny s jednoduchými ionty mají typicky malé ionty, a proto mají vysoké teploty tání, stejně jako pevné látky při pokojové teplotě. Některé látky s většími ionty však mají teplotu tání nižší nebo blízkou pokojové teplotě (často definovanou až do 100 ° C) a nazývají se iontové kapaliny . Ionty v iontových kapalinách mají často nerovnoměrné rozložení náboje nebo objemné substituenty jako uhlovodíkové řetězce, které také hrají roli při určování síly interakcí a sklonu k tání.
I když je lokální struktura a vazba iontové pevné látky narušena natolik, že ji roztaví, stále existují silné elektrostatické přitažlivé síly dlouhého dosahu, které drží kapalinu pohromadě a zabraňují varu iontů za vzniku plynné fáze. To znamená, že i iontové kapaliny při pokojové teplotě mají nízký tlak par a vyžadují k varu podstatně vyšší teploty. Body varu vykazují podobné trendy jako teploty tání, pokud jde o velikost iontů a sílu dalších interakcí. I když dojde k odpaření, ionty se jeden od druhého ještě nezbaví. Například v plynné fázi existuje chlorid sodný jako dvouatomové „molekuly“.
Křehkost
Většina iontových sloučenin je velmi křehká . Jakmile dosáhne hranice své síly, nemohou deformují malleably , protože musí být zachován přísný vyrovnání kladných a záporných iontů. Místo toho se materiál podrobeny, zlomeniny pomocí štěpení . Jak je teplota zvýšena (obvykle blízko bodu tání), dochází k přechodu mezi tvárností a křehkostí a pohyb plastů je možný pohybem dislokací .
Stlačitelnost
Stlačitelnost iontové sloučeniny se silně určuje jeho struktury, a zejména na koordinační číslo . Například halogenidy se strukturou chloridu cesného (koordinační číslo 8) jsou méně stlačitelné než halogenidy se strukturou chloridu sodného (koordinační číslo 6) a opět méně než ty s koordinačním číslem 4.
Rozpustnost
Když se iontové sloučeniny rozpustí , jednotlivé ionty se disociují a jsou solvatovány rozpouštědlem a dispergovány ve výsledném roztoku. Vzhledem k tomu, že se ionty po rozpuštění uvolňují do roztoku a mohou vést náboj, jsou rozpustné iontové sloučeniny nejběžnější třídou silných elektrolytů a jejich roztoky mají vysokou elektrickou vodivost .
Rozpustnost je nejvyšší v polárních rozpouštědlech (jako je voda ), nebo iontové kapaliny , ale má tendenci být nízké v nepolárních rozpouštědlech (jako je například čerpací / benzín ). Je to hlavně proto, že výsledné interakce iont-dipól jsou výrazně silnější než iontově indukované dipólové interakce, takže teplo roztoku je vyšší. Když jsou opačně nabité ionty v pevné iontové mřížce obklopeny opačným pólem polární molekuly, jsou pevné ionty vytaženy z mřížky do kapaliny. Pokud solvatační energie překročí energii mřížky , záporná čistá entalpická změna roztoku poskytne termodynamický pohon k odstranění iontů z jejich pozic v krystalu a rozpuštění v kapalině. Kromě toho je entropická změna roztoku obvykle pozitivní pro většinu pevných rozpuštěných látek, jako jsou iontové sloučeniny, což znamená, že jejich rozpustnost se zvyšuje, když se zvyšuje teplota. Existuje několik neobvyklých iontových sloučenin, jako je síran ceritý , kde je tato změna entropie negativní v důsledku extra řádu indukovaného ve vodě v roztoku a rozpustnost klesá s teplotou.
Elektrická vodivost
Ačkoli iontové sloučeniny obsahují nabité atomy nebo klastry, tyto materiály obvykle nevedou elektřinu ve významném rozsahu, pokud je látka pevná. Aby mohly nabité částice vést, musí být v krystalové mřížce spíše mobilní než stacionární . Toho je do určité míry dosaženo při vysokých teplotách, když defektní koncentrace zvyšuje iontovou mobilitu a je pozorována iontová vodivost v pevném stavu . Když jsou iontové sloučeniny rozpuštěny v kapalině nebo jsou roztaveny na kapalinu , mohou vést elektrický proud, protože ionty se stanou zcela mobilními. Tento zisk vodivosti při rozpouštění nebo tání se někdy používá jako určující charakteristika iontových sloučenin.
U některých neobvyklých iontových sloučenin: rychlých iontových vodičů a iontových skel má jedna nebo více iontových složek značnou pohyblivost, což umožňuje vodivost, i když materiál jako celek zůstává pevný. To je často velmi závislé na teplotě a může to být důsledek buď fázové změny, nebo vysoké koncentrace defektu. Tyto materiály se používají ve všech superkondenzátorech , bateriích a palivových článcích v pevné fázi a v různých druzích chemických senzorů .
Barva
Barva iontové sloučeniny se často liší od barvy vodného roztoku , který obsahuje ionty prvků a nebo hydratované formy stejné sloučeniny.
Anionty ve sloučeninách s vazbami s nejvíce iontovým charakterem bývají bezbarvé (s absorpčním pásem v ultrafialové části spektra). U sloučenin s méně iontovým charakterem se jejich barva prohlubuje přes žlutou, oranžovou, červenou a černou (jak se absorpční pás posune na delší vlnové délky do viditelného spektra).
Absorpční pás jednoduchých kationtů se posouvá směrem ke kratší vlnové délce, pokud jsou zapojeni do kovalentnějších interakcí. K tomu dochází během hydratace kovových iontů, takže bezbarvé bezvodé iontové sloučeniny s aniontem absorbujícím v infračerveném záření se mohou v roztoku zbarvit.
Využití
Iontové sloučeniny mají již dlouhou dobu širokou škálu použití a aplikací. Mnoho minerálů je iontových. Lidé zpracovávají běžnou sůl (chlorid sodný) více než 8 000 let, používají ji nejprve jako koření a konzervant potravin a nyní také ve výrobě, zemědělství , úpravně vody, k odmrazování silnic a mnoha dalších využití. Mnoho iontových sloučenin je ve společnosti tak široce používáno, že se nazývají běžnými názvy, které nesouvisejí s jejich chemickou identitou. Příklady tohoto zahrnují borax , kalomel , hořečnaté mléko , Kyselina solná , dýmavá kyselina sírová , ledku a hašené vápno .
Rozpustné iontové sloučeniny jako sůl lze snadno rozpustit za vzniku roztoků elektrolytů . Toto je jednoduchý způsob ovládání koncentrace a iontové síly . Koncentrace rozpuštěných látek ovlivňuje mnoho koligativních vlastností , včetně zvýšení osmotického tlaku a způsobení deprese bodu tuhnutí a zvýšení teploty varu . Protože rozpuštěné látky jsou nabité ionty, zvyšují také elektrickou vodivost roztoku. Zvýšená iontová síla snižuje tloušťku elektrické dvojité vrstvy kolem koloidních částic, a tím i stabilitu emulzí a suspenzí .
Chemická identita přidaných iontů je také důležitá při mnoha použitích. Sloučeniny obsahující fluorid se například rozpustí, aby se dodaly fluoridové ionty pro fluoridaci vody .
Pevné iontové sloučeniny se již dlouho používají jako pigmenty barev a jsou odolné vůči organickým rozpouštědlům, ale jsou citlivé na kyselost nebo zásaditost. Od roku 1801 pyrotechnici popsali a široce používali iontové sloučeniny obsahující kovy jako zdroje barev při ohňostrojích. Pod intenzivním teplem mohou být excitovány elektrony v kovových iontech nebo malých molekulách. Tyto elektrony se později vrací do stavů s nižší energií a uvolňují světlo s barevným spektrem charakteristickým pro přítomné druhy.
V chemii se iontové sloučeniny často používají jako prekurzory pro vysokoteplotní syntézu v pevném stavu.
Mnoho kovů je geologicky nejhojnějších jako iontové sloučeniny v rudách . K získání elementárních materiálů se tyto rudy zpracovávají tavením nebo elektrolýzou , při které dochází k redoxním reakcím (často s redukčním činidlem, jako je uhlík), takže kovové ionty získávají elektrony, aby se staly neutrálními atomy.
Nomenklatura
Podle nomenklatury doporučené IUPAC jsou iontové sloučeniny pojmenovány podle svého složení, nikoli podle struktury. V nejjednodušším případě binární iontové sloučeniny bez jakékoli nejasnosti ohledně nábojů a tedy stechiometrie je běžný název napsán pomocí dvou slov. Název kationtu (název nemodifikovaného prvku pro monatomické kationty) je na prvním místě, poté následuje název aniontu. Například, MgCl 2 je jmenován chlorid hořečnatý , a Na 2 SO 4 je jmenován síran sodný ( SO2-
4, síran , je příkladem polyatomického iontu ). Abychom z těchto jmen získali empirický vzorec , lze stechiometrii odvodit z nábojů iontů a požadavku celkové neutrality náboje.
Pokud existuje více různých kationtů a/nebo aniontů, často jsou k označení relativního složení zapotřebí multiplikační předpony ( di- , tri- , tetra- , ...) a kationty jsou potom uvedeny anionty v abecedním pořadí. Například KMgCl 3 se jmenuje chlorid hořečnatý draselný, aby se odlišil od K 2 MgCl 4 , chloridu hořečnatého dvojsodného (všimněte si, že jak v empirickém vzorci, tak v psaném názvu se kationty objevují v abecedním pořadí, ale pořadí se mezi nimi liší, protože symbol pro draslík je K). Když jeden z iontů již má v názvu multiplikativní předponu, použijí se alternativní multiplikativní předpony ( bis- , tris- , tetrakis- , ...). Například Ba (BrF 4 ) 2 se nazývá bis (tetrafluoridobromát) barnatý .
Sloučeniny obsahující jeden nebo více prvků, které mohou existovat v různých stavech náboje/ oxidace, budou mít stechiometrii, která závisí na tom, jaké oxidační stavy jsou přítomny, aby byla zajištěna celková neutralita. To může být uvedeno v názvu zadáním buď oxidačního stavu přítomných prvků, nebo náboje na iontech. Kvůli riziku nejednoznačnosti při přidělování oxidačních stavů preferuje IUPAC přímou indikaci čísel iontového náboje. Ty jsou zapsány jako arabské celé číslo následované znakem (..., 2−, 1−, 1+, 2+, ...) v závorkách přímo za názvem kationtu (bez mezery oddělující je). Například FeSO 4 se jmenuje síran železnatý (2+) (s nábojem 2+ na iontech Fe 2+ vyvažujícím 2 -náboj na síranovém iontu), zatímco Fe 2 (SO 4 ) 3 se nazývá železo (3+ ) sulfát (protože dva ionty železa v každé jednotce vzorce mají každý náboj 3+, aby se vyrovnaly 2− na každém ze tří sulfátových iontů). Sklad nomenklatura , ještě v běžném používání, píše oxidační číslo v římských číslicích (... -II, -I, 0, I, II, ...). Výše uvedené příklady by tedy byly pojmenovány síran železnatý a síran železnatý . U jednoduchých iontů je iontový náboj a oxidační číslo totožné, u polyatomických iontů se však často liší. Například uranylový (2+) ion, UO2+
2, má uran v oxidačním stavu +6, takže by se v Stock nomenklatuře označoval jako dioxouranový (VI) ion. Ještě starší systém pojmenování kovových kationtů, také stále široce používaný, připojil k latinskému kořenu názvu přípony -ous a -ic , aby dal speciální názvy pro nízké a vysoké oxidační stavy. Toto schéma například používá „železný“ a „železitý“ pro železo (II) respektive železo (III), takže výše uvedené příklady byly klasicky pojmenovány síran železnatý a síran železitý .
Viz také
Poznámky
Reference
Bibliografie
- Ashcroft, Neil W .; Mermin, N. David (1977). Fyzika pevných látek (27. repr. Ed.). New York: Holt, Rinehart a Winston. ISBN 978-0-03-083993-1.
- Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Atkinsova fyzikální chemie (8. vydání). Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-870072-2.
- Barrow, Gordon M. (1988). Fyzikální chemie (5. vyd.). New York: McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-003905-6.
- Brown, Theodore L .; LeMay, H. Eugene, Jr; Bursten, Bruce E .; Lanford, Steven; Sagatys, Dalius; Duffy, Neil (2009). Chemie: centrální věda: široká perspektiva (2. vydání). Frenchs Forest, NSW: Pearson Australia. ISBN 978-1-4425-1147-7.
- Freemantle, Michael (2009). Úvod do iontových kapalin . Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-1-84755-161-0.
- International Union of Pure and Applied Chemistry, Division of Chemical Nomenclature (2005). Neil G. Connelly (ed.). Nomenklatura anorganické chemie: doporučení IUPAC 2005 (New ed.). Cambridge: RSC Publ. ISBN 978-0-85404-438-2.
- Kittel, Charles (2005). Úvod do fyziky pevných látek (8. vydání). Hoboken, New Jersey: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-41526-8.
- McQuarrie, Donald A .; Skála, Peter A. (1991). Obecná chemie (3. vyd.). New York: WH Freeman and Co. ISBN 978-0-7167-2169-7.
- Pauling, Linus (1960). Povaha chemické vazby a struktura molekul a krystalů: úvod do moderní strukturní chemie (3. vyd.). Ithaca, NY: Cornell University Press. ISBN 978-0-8014-0333-0.
- Russell, Michael S. (2009). Chemie ohňostrojů (2. vyd.). Cambridge, Velká Británie: RSC Pub. ISBN 978-0-85404-127-5.
- Wenk, Hans-Rudolph; Bulakh, Andrei (2004). Minerály: Jejich ústava a původ (1. vyd.). New York: Cambridge University Press. ISBN 978-1-107-39390-5.
- Wold, Aarone; Dwight, Kirby (1993). Syntéza chemie v pevné fázi, struktura a vlastnosti vybraných oxidů a sulfidů . Dordrecht: Springer Nizozemsko. ISBN 978-94-011-1476-9.
- Zumdahl, Steven S. (1989). Chemistry (2. vyd.). Lexington, Mass .: DC Heath. ISBN 978-0-669-16708-5.
- Zumdahl, Steven; Zumdahl, Susan (2015). Chemie: První přístup k atomům . Cengage Learning. ISBN 978-1-305-68804-9.