Composto iônico - Ionic compound

A estrutura cristalina do cloreto de sódio , NaCl, um composto iônico típico. As esferas roxas representam cátions de sódio , Na ⁺ , e as esferas verdes representam ânions cloreto , Cl ^- . As pontas amarelas mostram as forças eletrostáticas.

Na química , um composto iônico é um composto químico composto de íons mantidos juntos por forças eletrostáticas denominadas ligações iônicas . O composto é neutro em geral, mas consiste em íons carregados positivamente chamados cátions e íons carregados negativamente chamados ânions . Estes podem ser íons simples , como o sódio (Na ⁺ ) e cloreto (Cl ^- ) no cloreto de sódio , ou espécies poliatômicas , como o amônio ( NH⁺
₄) e carbonato ( CO²⁻
₃) íons em carbonato de amônio . Íons individuais dentro de um composto iônico geralmente têm vários vizinhos mais próximos, portanto, não são considerados parte de moléculas, mas sim parte de uma rede tridimensional contínua. Os compostos iônicos geralmente formam estruturas cristalinas quando sólidos.

Os compostos iônicos contendo hidróxido de íons básicos (OH ^- ) ou óxido (O ²⁻ ) são classificados como bases. Os compostos iônicos sem esses íons também são conhecidos como sais e podem ser formados por reações ácido-base . Compostos iónicos também podem ser produzidos a partir de iões seus constituintes por evaporação do seu solvente , precipitação , congelamento , uma reacção em estado sólido , ou a transferência de electrões da reacção de reactivos metais com metais não-reactivos, tais como halogéneo gases.

Os compostos iônicos normalmente têm pontos de fusão e ebulição altos e são duros e quebradiços . Como sólidos, quase sempre são eletricamente isolantes , mas quando derretidos ou dissolvidos tornam-se altamente condutores , porque os íons são mobilizados.

História da descoberta

A palavra ion é o grego ἰόν , ion , "vai", o particípio presente de ἰέναι , ienai , "ir". Este termo foi introduzido pelo físico e químico Michael Faraday em 1834 para a espécie então desconhecida que vai de um eletrodo a outro através de um meio aquoso.

Espectrômetro de raios-X desenvolvido por Bragg

Em 1913, a estrutura cristalina do cloreto de sódio foi determinada por William Henry Bragg e William Lawrence Bragg . Isso revelou que havia seis vizinhos mais próximos equidistantes para cada átomo, demonstrando que os constituintes não estavam dispostos em moléculas ou agregados finitos, mas sim como uma rede com ordem cristalina de longo alcance . Muitos outros compostos inorgânicos também apresentaram características estruturais semelhantes. Esses compostos foram logo descritos como constituídos de íons em vez de átomos neutros , mas a prova dessa hipótese não foi encontrada até meados da década de 1920, quando experimentos de reflexão de raios X (que detectam a densidade dos elétrons) foram realizados.

Os principais contribuintes para o desenvolvimento de um tratamento teórico de estruturas cristalinas iônicas foram Max Born , Fritz Haber , Alfred Landé , Erwin Madelung , Paul Peter Ewald e Kazimierz Fajans . Born previu as energias do cristal com base na suposição de constituintes iônicos, que mostraram boa correspondência com as medições termoquímicas , apoiando ainda mais a suposição.

Formação

Halite , a forma mineral de cloreto de sódio , se forma quando a água salgada evapora, deixando os íons para trás.

Os compostos iônicos podem ser produzidos a partir de seus íons constituintes por evaporação , precipitação ou congelamento . Metais reativos, como os metais alcalinos, podem reagir diretamente com os gases halogênios altamente eletronegativos para formar um produto iônico. Eles também podem ser sintetizados como o produto de uma reação de alta temperatura entre sólidos.

Se o composto iônico for solúvel em um solvente, ele pode ser obtido como um composto sólido por evaporação do solvente desta solução eletrolítica . À medida que o solvente é evaporado, os íons não vão para o vapor, mas permanecem na solução remanescente e, quando se tornam suficientemente concentrados, ocorre a nucleação e eles se cristalizam em um composto iônico. Este processo ocorre amplamente na natureza e é o meio de formação dos minerais evaporíticos . Outro método de recuperação do composto da solução envolve saturar uma solução em alta temperatura e, em seguida, reduzir a solubilidade, reduzindo a temperatura até que a solução esteja supersaturada e o composto sólido nucleado.

Os compostos iônicos insolúveis podem ser precipitados pela mistura de duas soluções, uma com o cátion e outra com o ânion nele. Como todas as soluções são eletricamente neutras, as duas soluções misturadas também devem conter contra-íons de cargas opostas. Para garantir que eles não contaminem o composto iônico precipitado, é importante garantir que eles também não precipitem. Se as duas soluções tiverem íons de hidrogênio e íons de hidróxido como contra-íons, elas reagirão entre si no que é chamado de reação ácido-base ou reação de neutralização para formar água. Alternativamente, os contra- íons podem ser escolhidos para garantir que, mesmo quando combinados em uma única solução, eles permanecerão solúveis como íons de espectador .

Se o solvente for água no método de formação por evaporação ou precipitação, em muitos casos o cristal iônico formado também inclui água de cristalização , então o produto é conhecido como um hidrato e pode ter propriedades químicas muito diferentes.

Os sais fundidos solidificarão ao resfriar abaixo de seu ponto de congelamento . Isso às vezes é usado para a síntese de estado sólido de compostos iônicos complexos a partir de reagentes sólidos, que são primeiro fundidos juntos. Em outros casos, os reagentes sólidos não precisam ser derretidos, mas podem reagir por meio de uma rota de reação de estado sólido . Neste método, os reagentes são repetidamente moídos finamente em uma pasta e, em seguida, aquecidos a uma temperatura em que os íons em reagentes vizinhos podem se difundir juntos durante o tempo em que a mistura de reagentes permanece no forno. Outras rotas sintéticas usam um precursor sólido com a razão estequiométrica correta de íons não voláteis, que é aquecido para expulsar outras espécies.

Em algumas reações entre metais altamente reativos (geralmente do Grupo 1 ou Grupo 2 ) e gases halogênios altamente eletronegativos, ou água, os átomos podem ser ionizados por transferência de elétrons , um processo termodinamicamente entendido usando o ciclo de Born-Haber .

Vínculo

Um diagrama esquemático da camada de elétrons de átomos de sódio e flúor passando por uma reação redox para formar fluoreto de sódio . O sódio perde seu elétron externo para dar-lhe uma configuração eletrônica estável , e esse elétron entra no átomo de flúor exotermicamente . Os íons com cargas opostas - normalmente muitos deles - são então atraídos uns pelos outros para formar um sólido.

Os íons em compostos iônicos são mantidos juntos principalmente pelas forças eletrostáticas entre a distribuição de carga desses corpos e, em particular, a ligação iônica resultante da atração de Coulomb de longo alcance entre a carga negativa líquida dos ânions e a carga positiva líquida dos cátions . Há também uma pequena força atrativa adicional das interações de van der Waals que contribui com apenas 1–2% da energia coesiva para íons pequenos. Quando um par de íons se aproxima o suficiente para que suas camadas externas de elétrons (a maioria dos íons simples têm camadas fechadas ) se sobreponham, ocorre uma força repulsiva de curto alcance, devido ao princípio de exclusão de Pauli . O equilíbrio entre essas forças leva a um poço de energia potencial com energia mínima quando os núcleos são separados por uma distância de equilíbrio específica.

Se a estrutura eletrônica dos dois corpos em interação é afetada pela presença um do outro, as interações covalentes (não iônicas) também contribuem para a energia geral do composto formado. Os compostos iônicos raramente são puramente iônicos, ou seja, mantidos juntos apenas por forças eletrostáticas. As ligações até mesmo entre os pares mais eletronegativos / eletropositivos , como os do fluoreto de césio, exibem um pequeno grau de covalência . Por outro lado, ligações covalentes entre átomos diferentes frequentemente exibem alguma separação de carga e podem ser consideradas como tendo um caráter iônico parcial. As circunstâncias sob as quais um composto terá caráter iônico ou covalente podem ser tipicamente entendidas usando as regras de Fajans , que usam apenas cargas e os tamanhos de cada íon. De acordo com essas regras, os compostos com o caráter mais iônico terão grandes íons positivos com uma carga baixa, ligados a um íon negativo pequeno com uma carga alta. De forma mais geral, a teoria HSAB pode ser aplicada, em que os compostos com o caráter mais iônico são aqueles que consistem em ácidos e bases duras: íons pequenos e altamente carregados com uma grande diferença em eletronegatividades entre o ânion e o cátion. Essa diferença de eletronegatividades significa que a separação de carga e o momento de dipolo resultante são mantidos mesmo quando os íons estão em contato (os elétrons em excesso nos ânions não são transferidos ou polarizados para neutralizar os cátions).

Estrutura

A célula unitária da estrutura da mistura de zinco

Os íons normalmente se agrupam em estruturas cristalinas extremamente regulares, em um arranjo que minimiza a energia da rede (maximizando as atrações e minimizando as repulsões). A energia da rede é a soma da interação de todos os sites com todos os outros sites. Para íons esféricos não polarizáveis, apenas as cargas e as distâncias são necessárias para determinar a energia de interação eletrostática. Para qualquer estrutura cristalina ideal em particular, todas as distâncias estão geometricamente relacionadas à menor distância internuclear. Portanto, para cada estrutura de cristal possível, a energia eletrostática total pode ser relacionada à energia eletrostática de cargas unitárias na distância vizinha mais próxima por uma constante multiplicativa chamada constante de Madelung, que pode ser calculada de forma eficiente usando uma soma de Ewald . Quando uma forma razoável é assumida para a energia repulsiva adicional, a energia total da rede pode ser modelada usando a equação de Born-Landé , a equação de Born-Mayer ou, na ausência de informações estruturais, a equação de Kapustinskii .

Usando uma aproximação ainda mais simples dos íons como esferas duras impenetráveis, o arranjo dos ânions nesses sistemas está frequentemente relacionado a arranjos compactados de esferas, com os cátions ocupando interstícios tetraédricos ou octaédricos . Dependendo da estequiometria do composto iônico e da coordenação (determinada principalmente pela razão do raio ) de cátions e ânions, uma variedade de estruturas é comumente observada e teoricamente racionalizada pelas regras de Pauling .

Em alguns casos, os ânions assumem um empacotamento cúbico simples e as estruturas comuns resultantes observadas são:

Alguns líquidos iônicos, particularmente com misturas de ânions ou cátions, podem ser resfriados rapidamente o suficiente para que não haja tempo suficiente para a nucleação do cristal ocorrer, então um vidro iônico é formado (sem ordem de longo alcance).

Defeitos

Defeito de Frenkel

Defeito Schottky

Dentro de um cristal iônico, geralmente haverá alguns defeitos pontuais, mas para manter a eletroneutralidade, esses defeitos vêm em pares. Os defeitos de Frenkel consistem em uma vacância catiônica emparelhada com um catiônico intersticial e podem ser gerados em qualquer parte da massa do cristal, ocorrendo mais comumente em compostos com um baixo número de coordenação e cátions que são muito menores do que os ânions. Os defeitos de Schottky consistem em um vazio de cada tipo e são gerados nas superfícies de um cristal, ocorrendo mais comumente em compostos com um alto número de coordenação e quando os ânions e cátions são de tamanhos semelhantes. Se os cátions têm vários estados de oxidação possíveis , então é possível que as vacâncias de cátions compensem as deficiências de elétrons em sítios de cátions com números de oxidação mais altos, resultando em um composto não estequiométrico . Outra possibilidade não estequiométrica é a formação de um centro F , um elétron livre ocupando uma vaga aniônica. Quando o composto tem três ou mais componentes iônicos, ainda mais tipos de defeitos são possíveis. Todos esses defeitos pontuais podem ser gerados por meio de vibrações térmicas e têm uma concentração de equilíbrio . Por serem energeticamente caros, mas entropicamente benéficos, eles ocorrem em maior concentração em temperaturas mais altas. Uma vez gerados, esses pares de defeitos podem se difundir independentemente um do outro, saltando entre os locais da rede. Essa mobilidade de defeito é a fonte da maioria dos fenômenos de transporte dentro de um cristal iônico, incluindo difusão e condutividade iônica de estado sólido . Quando as vagas colidem com os intersticiais (Frenkel), eles podem se recombinar e aniquilar uns aos outros. Da mesma forma, as vagas são removidas quando atingem a superfície do cristal (Schottky). Defeitos na estrutura do cristal geralmente expandem os parâmetros de rede , reduzindo a densidade geral do cristal. Os defeitos também resultam em íons em ambientes locais distintamente diferentes, o que faz com que eles experimentem uma simetria de campo cristalino diferente , especialmente no caso de diferentes sítios de rede de troca de cátions. Isso resulta em uma divisão diferente dos orbitais do elétron-d , de modo que a absorção óptica (e, portanto, a cor) pode mudar com a concentração do defeito.

Propriedades

Acidez / basicidade

Os compostos iônicos contendo íons hidrogênio (H ⁺ ) são classificados como ácidos , e aqueles contendo cátions eletropositivos e ânions básicos hidróxido (OH ^- ) ou óxido (O ²⁻ ) são classificados como bases. Outros compostos iônicos são conhecidos como sais e podem ser formados por reações ácido-base . Se o composto é o resultado de uma reação entre um ácido forte e uma base fraca , o resultado é um sal ácido . Se for o resultado de uma reação entre uma base forte e um ácido fraco , o resultado é um sal básico . Se for o resultado de uma reação entre um ácido forte e uma base forte, o resultado é um sal neutro. Ácidos fracos que reagem com bases fracas podem produzir compostos iônicos com o íon de base conjugado e o íon de ácido conjugado, como o acetato de amônio .

Alguns íons são classificados como anfotéricos , podendo reagir com um ácido ou uma base. Isso também é verdadeiro para alguns compostos com caráter iônico, normalmente óxidos ou hidróxidos de metais menos eletropositivos (portanto, o composto também tem caráter covalente significativo), como óxido de zinco , hidróxido de alumínio , óxido de alumínio e óxido de chumbo (II) .

Pontos de fusão e ebulição

As forças eletrostáticas entre as partículas são mais fortes quando as cargas são altas e a distância entre os núcleos dos íons é pequena. Em tais casos, os compostos geralmente têm pontos de fusão e ebulição muito altos e baixa pressão de vapor . As tendências nos pontos de fusão podem ser ainda melhor explicadas quando a estrutura e a proporção do tamanho iônico são levadas em consideração. Acima de seu ponto de fusão, os sólidos iônicos derretem e se tornam sais fundidos (embora alguns compostos iônicos, como cloreto de alumínio e cloreto de ferro (III), mostrem estruturas semelhantes a moléculas na fase líquida). Compostos inorgânicos com íons simples normalmente têm íons pequenos e, portanto, têm pontos de fusão elevados, por isso são sólidos à temperatura ambiente. Algumas substâncias com íons maiores, no entanto, têm um ponto de fusão abaixo ou próximo da temperatura ambiente (geralmente definido como até 100 ° C) e são chamadas de líquidos iônicos . Íons em líquidos iônicos geralmente têm distribuições de carga desiguais, ou substituintes volumosos como cadeias de hidrocarbonetos, que também desempenham um papel na determinação da força das interações e propensão para derreter.

Mesmo quando a estrutura local e a ligação de um sólido iônico são interrompidas o suficiente para derretê-lo, ainda existem fortes forças eletrostáticas de atração de longo alcance mantendo o líquido unido e evitando que os íons fervam para formar uma fase gasosa. Isso significa que mesmo líquidos iônicos à temperatura ambiente têm baixas pressões de vapor e requerem temperaturas substancialmente mais altas para ferver. Os pontos de ebulição exibem tendências semelhantes aos pontos de fusão em termos de tamanho dos íons e força de outras interações. Quando vaporizados, os íons ainda não se libertam um do outro. Por exemplo, na fase de vapor, o cloreto de sódio existe como "moléculas" diatômicas.

Fragilidade

A maioria dos compostos iônicos são muito frágeis . Uma vez que atingem o limite de sua resistência, eles não podem se deformar de forma maleável , porque o alinhamento estrito de íons positivos e negativos deve ser mantido. Em vez disso, o material sofre fratura por meio de clivagem . À medida que a temperatura é elevada (geralmente perto do ponto de fusão) , ocorre uma transição dúctil-frágil e o fluxo plástico torna-se possível pelo movimento dos deslocamentos .

Compressibilidade

A compressibilidade de um composto iônico é fortemente determinada por sua estrutura e, em particular, pelo número de coordenação . Por exemplo, haletos com a estrutura de cloreto de césio (número de coordenação 8) são menos compressíveis do que aqueles com a estrutura de cloreto de sódio (número de coordenação 6) e menos novamente do que aqueles com um número de coordenação 4.

Solubilidade

Quando os compostos iônicos se dissolvem , os íons individuais se dissociam e são solvatados pelo solvente e dispersos na solução resultante. Como os íons são liberados na solução quando dissolvidos e podem conduzir carga, os compostos iônicos solúveis são a classe mais comum de eletrólitos fortes e suas soluções têm uma alta condutividade elétrica .

A solubilidade aquosa de uma variedade de compostos iônicos em função da temperatura. Alguns compostos que exibem comportamento de solubilidade incomum foram incluídos.

A solubilidade é mais alta em solventes polares (como água ) ou líquidos iônicos , mas tende a ser baixa em solventes não polares (como petróleo / gasolina ). Isso ocorre principalmente porque as interações íon-dipolo resultantes são significativamente mais fortes do que as interações dipolo induzidas por íons, de modo que o calor da solução é maior. Quando os íons de carga oposta na rede iônica sólida são circundados pelo pólo oposto de uma molécula polar, os íons sólidos são puxados para fora da rede e para o líquido. Se a energia de solvatação exceder a energia da rede , a mudança de entalpia líquida negativa da solução fornece um impulso termodinâmico para remover os íons de suas posições no cristal e se dissolver no líquido. Além disso, a mudança de entropia da solução é geralmente positiva para a maioria dos solutos sólidos como compostos iônicos, o que significa que sua solubilidade aumenta quando a temperatura aumenta. Existem alguns compostos iônicos incomuns, como o sulfato de cério (III) , onde essa mudança de entropia é negativa, devido à ordem extra induzida na água após a solução, e a solubilidade diminui com a temperatura.

Condutividade elétrica

Embora os compostos iônicos contenham átomos carregados ou aglomerados, esses materiais normalmente não conduzem eletricidade em uma extensão significativa quando a substância é sólida. Para conduzir, as partículas carregadas devem ser móveis em vez de estacionárias em uma rede de cristal . Isso é alcançado até certo ponto em altas temperaturas quando a concentração do defeito aumenta a mobilidade iônica e a condutividade iônica de estado sólido é observada. Quando os compostos iônicos são dissolvidos em um líquido ou derretidos em um líquido , eles podem conduzir eletricidade porque os íons se tornam completamente móveis. Esse ganho de condutividade após a dissolução ou fusão é algumas vezes usado como uma característica definidora de compostos iônicos.

Em alguns compostos iônicos incomuns: condutores iônicos rápidos e vidros iônicos, um ou mais dos componentes iônicos tem uma mobilidade significativa, permitindo a condutividade mesmo enquanto o material como um todo permanece sólido. Freqüentemente, isso depende muito da temperatura e pode ser o resultado de uma mudança de fase ou de uma alta concentração de defeito. Esses materiais são usados ​​em todos os supercapacitores de estado sólido , baterias e células de combustível e em vários tipos de sensores químicos .

Cor

Cloreto de cobalto anidro (II) ,
CoCl ₂

Hexa-hidrato de cloreto de cobalto (II),
CoCl ₂ · 6H ₂ O

A cor de um composto iônico é frequentemente diferente da cor de uma solução aquosa contendo os íons constituintes ou da forma hidratada do mesmo composto.

Os ânions em compostos com ligações com o caráter mais iônico tendem a ser incolores (com uma banda de absorção na parte ultravioleta do espectro). Em compostos com menos caráter iônico, sua cor se aprofunda em amarelo, laranja, vermelho e preto (conforme a banda de absorção muda para comprimentos de onda mais longos no espectro visível).

A banda de absorção de cátions simples muda para um comprimento de onda mais curto quando eles estão envolvidos em interações mais covalentes. Isso ocorre durante a hidratação de íons metálicos, portanto, compostos iônicos anidros incolores com um ânion absorvendo no infravermelho podem se tornar coloridos em solução.

Usos

Os compostos iônicos há muito têm uma ampla variedade de usos e aplicações. Muitos minerais são iônicos. Os humanos processam o sal comum (cloreto de sódio) há mais de 8.000 anos, usando-o primeiro como tempero e conservante de alimentos, e agora também na indústria, agricultura , condicionamento de água, degelo em estradas e muitos outros usos. Muitos compostos iônicos são tão amplamente usados ​​na sociedade que recebem nomes comuns não relacionados à sua identidade química. Exemplos disso incluem bórax , calomelano , leite de magnésia , ácido muriático , óleo de vitríolo , salitre e cal apagada .

Os compostos iônicos solúveis como o sal podem ser facilmente dissolvidos para fornecer soluções eletrolíticas . Esta é uma maneira simples de controlar a concentração e a força iônica . A concentração de solutos afeta muitas propriedades coligativas , incluindo o aumento da pressão osmótica e causando depressão do ponto de congelamento e elevação do ponto de ebulição . Como os solutos são íons carregados, eles também aumentam a condutividade elétrica da solução. O aumento da força iônica reduz a espessura da dupla camada elétrica em torno das partículas coloidais e, portanto, a estabilidade das emulsões e suspensões .

A identidade química dos íons adicionados também é importante em muitos usos. Por exemplo, compostos contendo flúor são dissolvidos para fornecer íons de flúor para a fluoretação da água .

Os compostos iônicos sólidos são usados ​​há muito tempo como pigmentos de tinta e são resistentes a solventes orgânicos, mas são sensíveis à acidez ou basicidade. Desde 1801, os pirotécnicos têm descrito e amplamente utilizado compostos iônicos contendo metais como fontes de cor em fogos de artifício. Sob calor intenso, os elétrons nos íons metálicos ou pequenas moléculas podem ser excitados. Mais tarde, esses elétrons voltam a estados de energia mais baixos e liberam luz com um espectro de cores característico das espécies presentes.

Em química, os compostos iônicos são frequentemente usados ​​como precursores para a síntese de estado sólido em alta temperatura.

Muitos metais são geologicamente mais abundantes como compostos iônicos dentro de minérios . Para obter os materiais elementares , esses minérios são processados ​​por fundição ou eletrólise , na qual ocorrem reações redox (geralmente com um agente redutor como o carbono), de modo que os íons metálicos ganham elétrons para se tornarem átomos neutros.

Nomenclatura

De acordo com a nomenclatura recomendada pela IUPAC , os compostos iônicos são nomeados de acordo com sua composição, não de acordo com sua estrutura. No caso mais simples de um composto iônico binário sem ambigüidade possível sobre as cargas e, portanto, a estequiometria , o nome comum é escrito usando duas palavras. O nome do cátion (o nome do elemento não modificado para cátions monoatômicos) vem primeiro, seguido pelo nome do ânion. Por exemplo, MgCl ₂ é denominado cloreto de magnésio , e Na ₂ SO ₄ é denominado sulfato de sódio ( SO²⁻
₄, sulfato , é um exemplo de um íon poliatômico ). Para obter a fórmula empírica desses nomes, a estequiometria pode ser deduzida das cargas sobre os íons e o requisito de neutralidade geral da carga.

Se houver vários cátions e / ou ânions diferentes, prefixos multiplicativos ( di- , tri- , tetra- , ...) são freqüentemente necessários para indicar as composições relativas e cátions, então os ânions são listados em ordem alfabética. Por exemplo, KMgCl ₃ é denominado tricloreto de potássio e magnésio para distingui-lo de K ₂ MgCl ₄ , tetracloreto de dipotássio de magnésio (observe que tanto na fórmula empírica quanto no nome escrito, os cátions aparecem em ordem alfabética, mas a ordem varia entre eles porque o o símbolo do potássio é K). Quando um dos íons já tem um prefixo multiplicativo em seu nome, os prefixos multiplicativos alternativos ( bis- , tris- , tetrakis- , ...) são usados. Por exemplo, Ba (BrF ₄ ) ₂ é denominado bis (tetrafluoridobromato) de bário .

Os compostos contendo um ou mais elementos que podem existir em uma variedade de estados de carga / oxidação terão uma estequiometria que depende de quais estados de oxidação estão presentes, para garantir a neutralidade geral. Isso pode ser indicado no nome especificando-se o estado de oxidação dos elementos presentes ou a carga dos íons. Devido ao risco de ambigüidade na alocação dos estados de oxidação, a IUPAC prefere a indicação direta dos números de carga iônica. Eles são escritos como um inteiro árabe seguido pelo sinal (..., 2−, 1−, 1+, 2+, ...) entre parênteses diretamente após o nome do cátion (sem um espaço separando-os). Por exemplo, FeSO ₄ é denominado sulfato de ferro (2+) (com a carga 2+ nos íons Fe ²⁺ equilibrando a carga 2− no íon sulfato), enquanto Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ é denominado ferro (3+ ) sulfato (porque os dois íons de ferro em cada unidade da fórmula têm cada um uma carga de 3+, para equilibrar o 2− em cada um dos três íons de sulfato). A nomenclatura de estoque , ainda de uso comum, escreve o número de oxidação em algarismos romanos (..., −II, −I, 0, I, II, ...). Assim, os exemplos dados acima seriam chamados de sulfato de ferro (II) e sulfato de ferro (III), respectivamente. Para íons simples, a carga iônica e o número de oxidação são idênticos, mas para íons poliatômicos eles geralmente diferem. Por exemplo, o íon uranil (2+) , UO²⁺
₂, tem urânio em um estado de oxidação de +6, então seria chamado de íon dioxourânio (VI) na nomenclatura de estoque. Um sistema de nomenclatura ainda mais antigo para cátions metálicos, também ainda amplamente usado, acrescentava os sufixos -ous e -ic à raiz latina do nome, para dar nomes especiais aos estados de baixa e alta oxidação. Por exemplo, este esquema usa "ferroso" e "férrico", para ferro (II) e ferro (III), respectivamente, de modo que os exemplos dados acima foram classicamente chamados de sulfato ferroso e sulfato férrico .

Veja também

• União em sólidos
• Ioliomics
• Ligação iônica
• Reação de metátese salina

Notas

Referências

Bibliografia