Composé ionique - Ionic compound

La structure cristalline du chlorure de sodium , NaCl, un composé ionique typique. Les sphères violettes représentent les cations sodium , Na ⁺ , et les sphères vertes représentent les anions chlorure , Cl ⁻ . Les pointillés jaunes montrent les forces électrostatiques.

En chimie , un composé ionique est un composé chimique composé d' ions maintenus ensemble par des forces électrostatiques appelées liaisons ioniques . Le composé est globalement neutre, mais se compose d'ions chargés positivement appelés cations et d'ions chargés négativement appelés anions . Il peut s'agir d' ions simples comme le sodium (Na ⁺ ) et de chlorure (Cl ⁻ ) dans le chlorure de sodium , ou d' espèces polyatomiques comme l' ammonium ( NH⁺
₄) et carbonate ( CO²⁻
₃) ions dans le carbonate d'ammonium . Les ions individuels d'un composé ionique ont généralement plusieurs voisins les plus proches, ils ne sont donc pas considérés comme faisant partie de molécules, mais faisant plutôt partie d'un réseau tridimensionnel continu. Les composés ioniques forment généralement des structures cristallines lorsqu'ils sont solides.

Les composés ioniques contenant des ions basiques hydroxyde (OH ⁻ ) ou oxyde (O ²⁻ ) sont classés comme bases. Les composés ioniques sans ces ions sont également appelés sels et peuvent être formés par des réactions acido-basiques . Les composés ioniques peuvent également être produits à partir de leurs ions constitutifs par évaporation de leur solvant , la précipitation , la congélation , une réaction à l' état solide , ou le transfert d'électrons réaction de réactifs de métaux avec des non-métaux réactifs, tels que les halogènes gazeux.

Les composés ioniques ont généralement des points de fusion et d' ébullition élevés et sont durs et cassants . En tant que solides, ils sont presque toujours électriquement isolants , mais lorsqu'ils sont fondus ou dissous, ils deviennent très conducteurs , car les ions sont mobilisés.

Histoire de la découverte

Le mot ion est le grec ἰόν , ion , "aller", le participe présent de ἰέναι , ienai , "aller". Ce terme a été introduit par le physicien et chimiste Michael Faraday en 1834 pour désigner l' espèce alors inconnue qui passe d'une électrode à l'autre à travers un milieu aqueux.

Spectromètre à rayons X développé par Bragg

En 1913, la structure cristalline du chlorure de sodium a été déterminée par William Henry Bragg et William Lawrence Bragg . Cela a révélé qu'il y avait six voisins les plus proches équidistants pour chaque atome, démontrant que les constituants n'étaient pas disposés en molécules ou en agrégats finis, mais plutôt comme un réseau avec un ordre cristallin à longue distance . De nombreux autres composés inorganiques se sont également avérés avoir des caractéristiques structurelles similaires. Ces composés ont rapidement été décrits comme étant constitués d'ions plutôt que d' atomes neutres , mais la preuve de cette hypothèse n'a été trouvée qu'au milieu des années 1920, lorsque des expériences de réflexion des rayons X (qui détectent la densité des électrons) ont été réalisées.

Les principaux contributeurs au développement d'un traitement théorique des structures cristallines ioniques étaient Max Born , Fritz Haber , Alfred Landé , Erwin Madelung , Paul Peter Ewald et Kazimierz Fajans . Born a prédit les énergies cristallines sur la base de l'hypothèse des constituants ioniques, qui ont montré une bonne correspondance avec les mesures thermochimiques , confirmant davantage l'hypothèse.

Formation

L'halite , la forme minérale du chlorure de sodium , se forme lorsque l'eau salée s'évapore, laissant les ions derrière.

Les composés ioniques peuvent être produits à partir de leurs ions constitutifs par évaporation , précipitation ou congélation . Les métaux réactifs tels que les métaux alcalins peuvent réagir directement avec les gaz halogénés hautement électronégatifs pour former un produit ionique. Ils peuvent également être synthétisés en tant que produit d'une réaction à haute température entre des solides.

Si le composé ionique est soluble dans un solvant, il peut être obtenu sous forme de composé solide en évaporant le solvant de cette solution électrolytique . Lorsque le solvant s'évapore, les ions ne pénètrent pas dans la vapeur, mais restent dans la solution restante et lorsqu'ils deviennent suffisamment concentrés, une nucléation se produit et ils cristallisent en un composé ionique. Ce processus se produit largement dans la nature et est le moyen de formation des minéraux évaporites . Une autre méthode de récupération du composé à partir de la solution consiste à saturer une solution à haute température, puis à réduire la solubilité en réduisant la température jusqu'à ce que la solution soit sursaturée et que le composé solide nuclée.

Les composés ioniques insolubles peuvent être précipités en mélangeant deux solutions, l'une avec le cation et l'autre avec l'anion qu'il contient. Parce que toutes les solutions sont électriquement neutres, les deux solutions mélangées doivent également contenir des contre - ions des charges opposées. Pour s'assurer que ceux-ci ne contaminent pas le composé ionique précipité, il est important de s'assurer qu'ils ne précipitent pas également. Si les deux solutions ont des ions hydrogène et des ions hydroxyde comme contre-ions, elles réagiront l'une avec l'autre dans ce qu'on appelle une réaction acide-base ou une réaction de neutralisation pour former de l'eau. Alternativement, les contre-ions peuvent être choisis pour garantir que même lorsqu'ils sont combinés en une seule solution, ils restent solubles en tant qu'ions spectateurs .

Si le solvant est de l'eau dans la méthode de formation par évaporation ou par précipitation, dans de nombreux cas, le cristal ionique formé comprend également de l' eau de cristallisation , de sorte que le produit est connu sous le nom d' hydrate et peut avoir des propriétés chimiques très différentes.

Les sels fondus se solidifieront en refroidissant au-dessous de leur point de congélation . Ceci est parfois utilisé pour la synthèse à l'état solide de composés ioniques complexes à partir de réactifs solides, qui sont d'abord fondus ensemble. Dans d'autres cas, les réactifs solides n'ont pas besoin d'être fondus, mais peuvent plutôt réagir par une voie de réaction à l'état solide . Dans cette méthode, les réactifs sont à plusieurs reprises finement broyés en une pâte, puis chauffés à une température à laquelle les ions des réactifs voisins peuvent diffuser ensemble pendant le temps que le mélange de réactifs reste dans le four. D'autres voies de synthèse utilisent un précurseur solide avec le rapport stoechiométrique correct d'ions non volatils, qui est chauffé pour chasser d'autres espèces.

Dans certaines réactions entre des métaux hautement réactifs (généralement du groupe 1 ou du groupe 2 ) et des gaz halogènes hautement électronégatifs, ou de l'eau, les atomes peuvent être ionisés par transfert d'électrons , un processus thermodynamiquement compris à l'aide du cycle de Born-Haber .

Collage

Un diagramme schématique de la couche électronique des atomes de sodium et de fluor subissant une réaction d'oxydoréduction pour former du fluorure de sodium . Le sodium perd son électron externe pour lui donner une configuration électronique stable , et cet électron pénètre de manière exothermique dans l'atome de fluor . Les ions de charges opposées - généralement un grand nombre d'entre eux - sont alors attirés les uns vers les autres pour former un solide.

Les ions dans les composés ioniques sont principalement maintenus ensemble par les forces électrostatiques entre la distribution de charge de ces corps, et en particulier, la liaison ionique résultant de l' attraction coulombienne à longue distance entre la charge négative nette des anions et la charge positive nette des cations . Il existe également une petite force d'attraction supplémentaire provenant des interactions de van der Waals qui ne contribue qu'à environ 1 à 2 % de l'énergie de cohésion pour les petits ions. Lorsqu'une paire d'ions se rapproche suffisamment pour que leurs couches électroniques externes (la plupart des ions simples ont des couches fermées ) se chevauchent, une force de répulsion à courte portée se produit, en raison du principe d'exclusion de Pauli . L'équilibre entre ces forces conduit à un puits d'énergie potentielle avec une énergie minimale lorsque les noyaux sont séparés par une distance d'équilibre spécifique.

Si la structure électronique des deux corps en interaction est affectée par la présence l'un de l'autre, les interactions covalentes (non ioniques) contribuent également à l'énergie globale du composé formé. Les composés ioniques sont rarement purement ioniques, c'est-à-dire maintenus ensemble uniquement par des forces électrostatiques. Les liaisons entre même les paires les plus électronégatives / électropositives telles que celles du fluorure de césium présentent un faible degré de covalence . Inversement, les liaisons covalentes entre des atomes différents présentent souvent une certaine séparation de charge et peuvent être considérées comme ayant un caractère ionique partiel. Les circonstances dans lesquelles un composé aura un caractère ionique ou covalent peuvent généralement être comprises en utilisant les règles de Fajans , qui n'utilisent que les charges et les tailles de chaque ion. Selon ces règles, les composés avec le caractère le plus ionique auront de gros ions positifs avec une faible charge, liés à un petit ion négatif avec une charge élevée. Plus généralement la théorie HSAB peut être appliquée, selon laquelle les composés ayant le caractère le plus ionique sont ceux constitués d'acides durs et de bases dures : de petits ions fortement chargés avec une grande différence d'électronégativité entre l'anion et le cation. Cette différence d'électronégativité signifie que la séparation des charges et le moment dipolaire qui en résulte sont maintenus même lorsque les ions sont en contact (les électrons en excès sur les anions ne sont pas transférés ou polarisés pour neutraliser les cations).

Structure

La cellule unitaire de la structure du blende de zinc

Les ions s'entassent généralement dans des structures cristallines extrêmement régulières, dans un arrangement qui minimise l' énergie du réseau (maximisant les attractions et minimisant les répulsions). L'énergie de réseau est la somme de l'interaction de tous les sites avec tous les autres sites. Pour les ions sphériques non polarisables, seules les charges et les distances sont nécessaires pour déterminer l'énergie d'interaction électrostatique. Pour toute structure cristalline idéale particulière, toutes les distances sont liées géométriquement à la plus petite distance internucléaire. Ainsi, pour chaque structure cristalline possible, l'énergie électrostatique totale peut être liée à l'énergie électrostatique des charges unitaires à la distance voisine la plus proche par une constante multiplicative appelée constante de Madelung qui peut être calculée efficacement à l'aide d'une somme d'Ewald . Lorsqu'une forme raisonnable est supposée pour l'énergie répulsive supplémentaire, l'énergie totale du réseau peut être modélisée en utilisant l' équation de Born-Landé , l' équation de Born-Mayer ou, en l'absence d'informations structurelles, l' équation de Kapustinskii .

En utilisant une approximation encore plus simple des ions en tant que sphères dures impénétrables, l'arrangement des anions dans ces systèmes est souvent lié à des arrangements de sphères compactes, les cations occupant des interstices tétraédriques ou octaédriques . En fonction de la stoechiométrie du composé ionique et de la coordination (principalement déterminée par le rapport de rayon ) des cations et des anions, une variété de structures sont couramment observées et théoriquement rationalisées par les règles de Pauling .

Dans certains cas, les anions prennent un simple tassement cubique et les structures communes qui en résultent sont :

Certains liquides ioniques, en particulier avec des mélanges d'anions ou de cations, peuvent être refroidis suffisamment rapidement pour qu'il n'y ait pas assez de temps pour que la nucléation des cristaux se produise, de sorte qu'un verre ionique est formé (sans ordre à longue distance).

Défauts

Défaut de Frenkel

Défaut Schottky

Dans un cristal ionique, il y aura généralement des défauts ponctuels, mais pour maintenir l'électroneutralité, ces défauts se présentent par paires. Les défauts de Frenkel consistent en une lacune de cations associée à un cation interstitiel et peuvent être générés n'importe où dans la masse du cristal, se produisant le plus souvent dans des composés avec un faible nombre de coordination et des cations beaucoup plus petits que les anions. Les défauts de Schottky consistent en une lacune de chaque type et sont générés à la surface d'un cristal, se produisant le plus souvent dans des composés avec un nombre de coordination élevé et lorsque les anions et les cations sont de taille similaire. Si les cations ont plusieurs états d'oxydation possibles , il est alors possible que les lacunes de cations compensent les déficiences en électrons sur les sites de cations avec des nombres d'oxydation plus élevés, résultant en un composé non stoechiométrique . Une autre possibilité non stoechiométrique est la formation d'un centre F , un électron libre occupant une lacune anionique. Lorsque le composé a trois composants ioniques ou plus, encore plus de types de défauts sont possibles. Tous ces défauts ponctuels peuvent être générés par des vibrations thermiques et ont une concentration d' équilibre . Parce qu'ils sont énergétiquement coûteux mais bénéfiques sur le plan entropique , ils se produisent en plus grande concentration à des températures plus élevées. Une fois générées, ces paires de défauts peuvent diffuser la plupart du temps indépendamment les unes des autres, en sautant entre les sites du réseau. Ce défaut de mobilité est à l'origine de la plupart des phénomènes de transport au sein d'un cristal ionique, notamment la diffusion et la conductivité ionique à l'état solide . Lorsque des postes vacants entrent en collision avec des interstitiels (Frenkel), ils peuvent se recombiner et s'annihiler. De même, les lacunes sont supprimées lorsqu'elles atteignent la surface du cristal (Schottky). Les défauts de la structure cristalline élargissent généralement les paramètres du réseau , réduisant la densité globale du cristal. Les défauts se traduisent également par des ions dans des environnements locaux distinctement différents, ce qui leur fait subir une symétrie de champ cristallin différente , en particulier dans le cas de différents cations échangeant des sites de réseau. Cela se traduit par une division différente des orbitales des électrons d , de sorte que l'absorption optique (et donc la couleur) peut changer avec la concentration du défaut.

Propriétés

Acidité/basicité

Les composés ioniques contenant des ions hydrogène (H ⁺ ) sont classés comme acides , et ceux contenant des cations électropositifs et des anions basiques hydroxyde (OH ⁻ ) ou oxyde (O ²⁻ ) sont classés comme bases. D'autres composés ioniques sont connus sous le nom de sels et peuvent être formés par des réactions acide-base . Si le composé est le résultat d'une réaction entre un acide fort et une base faible , le résultat est un sel acide . S'il est le résultat d'une réaction entre une base forte et un acide faible , le résultat est un sel basique . S'il est le résultat d'une réaction entre un acide fort et une base forte, le résultat est un sel neutre. Les acides faibles ayant réagi avec des bases faibles peuvent produire des composés ioniques avec à la fois l' ion de base conjugué et l'ion d'acide conjugué, comme l'acétate d'ammonium .

Certains ions sont classés comme amphotères , pouvant réagir avec un acide ou une base. Cela est également vrai de certains composés à caractère ionique, généralement des oxydes ou des hydroxydes de métaux moins électropositifs (le composé a donc également un caractère covalent important), tels que l'oxyde de zinc , l'hydroxyde d' aluminium , l'oxyde d'aluminium et l' oxyde de plomb (II) .

Points de fusion et d'ébullition

Les forces électrostatiques entre les particules sont les plus fortes lorsque les charges sont élevées et que la distance entre les noyaux des ions est faible. Dans de tels cas, les composés ont généralement des points de fusion et d' ébullition très élevés et une faible pression de vapeur . Les tendances des points de fusion peuvent être encore mieux expliquées lorsque la structure et le rapport de taille ionique sont pris en compte. Au-dessus de leur point de fusion, les solides ioniques fondent et deviennent des sels fondus (bien que certains composés ioniques tels que le chlorure d'aluminium et le chlorure de fer (III) présentent des structures de type molécule dans la phase liquide). Les composés inorganiques avec des ions simples ont généralement de petits ions et ont donc des points de fusion élevés, tout comme les solides à température ambiante. Cependant, certaines substances contenant des ions plus gros ont un point de fusion inférieur ou proche de la température ambiante (souvent défini comme pouvant aller jusqu'à 100 °C) et sont appelées liquides ioniques . Les ions dans les liquides ioniques ont souvent des distributions de charge inégales, ou des substituants volumineux comme des chaînes d'hydrocarbures, qui jouent également un rôle dans la détermination de la force des interactions et de la propension à fondre.

Même lorsque la structure locale et la liaison d'un solide ionique sont suffisamment perturbées pour le faire fondre, il existe encore de fortes forces d'attraction électrostatiques à longue portée qui maintiennent le liquide ensemble et empêchent les ions de bouillir pour former une phase gazeuse. Cela signifie que même les liquides ioniques à température ambiante ont de faibles pressions de vapeur et nécessitent des températures sensiblement plus élevées pour bouillir. Les points d'ébullition présentent des tendances similaires aux points de fusion en termes de taille des ions et de force des autres interactions. Lorsqu'ils sont vaporisés, les ions ne sont toujours pas libérés les uns des autres. Par exemple, dans la phase vapeur, le chlorure de sodium existe sous forme de "molécules" diatomiques.

Fragilité

La plupart des composés ioniques sont très cassants . Une fois qu'ils atteignent la limite de leur résistance, ils ne peuvent pas se déformer de manière malléable , car l'alignement strict des ions positifs et négatifs doit être maintenu. Au lieu de cela, le matériau subit une fracture par clivage . Lorsque la température est élevée (généralement proche du point de fusion), une transition ductile-fragile se produit et l' écoulement plastique devient possible par le mouvement des dislocations .

Compressibilité

La compressibilité d'un composé ionique est fortement déterminée par sa structure, et en particulier le nombre de coordination . Par exemple, les halogénures avec la structure du chlorure de césium (numéro de coordination 8) sont moins compressibles que ceux avec la structure du chlorure de sodium (numéro de coordination 6), et moins encore que ceux avec un numéro de coordination de 4.

Solubilité

Lorsque les composés ioniques se dissolvent , les ions individuels se dissocient et sont solvatés par le solvant et dispersés dans la solution résultante. Étant donné que les ions sont libérés dans la solution lorsqu'ils sont dissous et peuvent conduire une charge, les composés ioniques solubles sont la classe la plus courante d' électrolytes forts et leurs solutions ont une conductivité électrique élevée .

La solubilité aqueuse d'une variété de composés ioniques en fonction de la température. Certains composés présentant un comportement de solubilité inhabituel ont été inclus.

La solubilité est la plus élevée dans les solvants polaires (comme l' eau ) ou les liquides ioniques , mais a tendance à être faible dans les solvants non polaires (comme l' essence /l' essence ). Ceci est principalement dû au fait que les interactions ion-dipôle résultantes sont significativement plus fortes que les interactions dipôles induites par les ions, de sorte que la chaleur de la solution est plus élevée. Lorsque les ions chargés de manière opposée dans le réseau ionique solide sont entourés par le pôle opposé d'une molécule polaire, les ions solides sont extraits du réseau et dans le liquide. Si l' énergie de solvatation dépasse l' énergie de réseau , le changement d'enthalpie nette négative de la solution fournit un entraînement thermodynamique pour éliminer les ions de leurs positions dans le cristal et se dissoudre dans le liquide. De plus, le changement d'entropie de la solution est généralement positif pour la plupart des solutés solides comme les composés ioniques, ce qui signifie que leur solubilité augmente lorsque la température augmente. Il existe certains composés ioniques inhabituels tels que le sulfate de cérium (III) , où ce changement d'entropie est négatif, en raison de l'ordre supplémentaire induit dans l'eau lors de la solution, et la solubilité diminue avec la température.

Conductivité électrique

Bien que les composés ioniques contiennent des atomes chargés ou des amas, ces matériaux ne conduisent généralement pas l' électricité de manière significative lorsque la substance est solide. Pour conduire, les particules chargées doivent être mobiles plutôt que stationnaires dans un réseau cristallin . Ceci est atteint dans une certaine mesure à des températures élevées lorsque la concentration de défauts augmente la mobilité ionique et que la conductivité ionique à l'état solide est observée. Lorsque les composés ioniques sont dissous dans un liquide ou sont fondus dans un liquide , ils peuvent conduire l'électricité car les ions deviennent complètement mobiles. Ce gain de conductivité lors de la dissolution ou de la fusion est parfois utilisé comme caractéristique déterminante des composés ioniques.

Dans certains composés ioniques inhabituels : conducteurs ioniques rapides et verres ioniques, un ou plusieurs des composants ioniques ont une mobilité importante, permettant une conductivité même lorsque le matériau dans son ensemble reste solide. Cela dépend souvent fortement de la température et peut être le résultat d'un changement de phase ou d'une concentration élevée de défauts. Ces matériaux sont utilisés dans tous les supercondensateurs , batteries et piles à combustible à semi-conducteurs , ainsi que dans divers types de capteurs chimiques .

Couleur

Chlorure de cobalt(II) anhydre ,
CoCl ₂

Chlorure de cobalt(II) hexahydraté,
CoCl ₂ ·6H ₂ O

La couleur d'un composé ionique est souvent différente de la couleur d'une solution aqueuse contenant les ions constitutifs, ou la forme hydratée du même composé.

Les anions dans les composés avec des liaisons avec le caractère le plus ionique ont tendance à être incolores (avec une bande d'absorption dans la partie ultraviolette du spectre). Dans les composés avec moins de caractère ionique, leur couleur s'intensifie par le jaune, l'orange, le rouge et le noir (à mesure que la bande d'absorption se déplace vers des longueurs d'onde plus longues dans le spectre visible).

La bande d'absorption des cations simples se déplace vers une longueur d'onde plus courte lorsqu'ils sont impliqués dans des interactions plus covalentes. Cela se produit pendant l' hydratation des ions métalliques, de sorte que les composés ioniques anhydres incolores avec un anion absorbant dans l'infrarouge peuvent devenir colorés en solution.

Les usages

Les composés ioniques ont depuis longtemps une grande variété d'utilisations et d'applications. De nombreux minéraux sont ioniques. Les humains ont transformé le sel commun (chlorure de sodium) pendant plus de 8000 ans, l'utilisant d'abord comme assaisonnement alimentaire et conservateur, et maintenant aussi dans la fabrication, l' agriculture , le conditionnement de l'eau, pour le déglaçage des routes et de nombreuses autres utilisations. De nombreux composés ioniques sont si largement utilisés dans la société qu'ils portent des noms communs sans rapport avec leur identité chimique. Des exemples de ceci incluent le borax , le calomel , le lait de magnésie , l' acide muriatique , l' huile de vitriol , le salpêtre et la chaux éteinte .

Les composés ioniques solubles comme le sel peuvent facilement être dissous pour fournir des solutions électrolytiques . C'est un moyen simple de contrôler la concentration et la force ionique . La concentration de solutés affecte de nombreuses propriétés colligatives , notamment l' augmentation de la pression osmotique , et l' abaissement du point de congélation et l' élévation du point d' ébullition . Parce que les solutés sont des ions chargés, ils augmentent également la conductivité électrique de la solution. La force ionique accrue réduit l'épaisseur de la double couche électrique autour des particules colloïdales , et donc la stabilité des émulsions et des suspensions .

L'identité chimique des ions ajoutés est également importante dans de nombreuses utilisations. Par exemple, les composés contenant du fluorure sont dissous pour fournir des ions fluorure pour la fluoration de l'eau .

Les composés ioniques solides sont utilisés depuis longtemps comme pigments de peinture et résistent aux solvants organiques, mais sont sensibles à l'acidité ou à la basicité. Depuis 1801, les pyrotechniciens ont décrit et largement utilisé des composés ioniques contenant des métaux comme sources de couleur dans les feux d'artifice. Sous une chaleur intense, les électrons des ions métalliques ou des petites molécules peuvent être excités. Ces électrons retournent plus tard à des états d'énergie inférieurs et libèrent de la lumière avec un spectre de couleurs caractéristique de l'espèce présente.

En chimie, les composés ioniques sont souvent utilisés comme précurseurs pour la synthèse à l'état solide à haute température.

De nombreux métaux sont géologiquement les plus abondants sous forme de composés ioniques dans les minerais . Pour obtenir les matériaux élémentaires , ces minerais sont traités par fusion ou électrolyse , dans laquelle des réactions redox se produisent (souvent avec un agent réducteur tel que le carbone) de telle sorte que les ions métalliques gagnent des électrons pour devenir des atomes neutres.

Nomenclature

Selon la nomenclature recommandée par l' IUPAC , les composés ioniques sont nommés en fonction de leur composition et non de leur structure. Dans le cas le plus simple d'un composé ionique binaire sans ambiguïté possible sur les charges et donc la stoechiométrie , le nom commun s'écrit en deux mots. Le nom du cation (le nom de l'élément non modifié pour les cations monoatomiques) vient en premier, suivi du nom de l'anion. Par exemple, MgCl ₂ est nommé chlorure de magnésium et Na ₂ SO ₄ est nommé sulfate de sodium ( SO²⁻
₄, sulfate , est un exemple d' ion polyatomique ). Pour obtenir la formule empirique à partir de ces noms, la stoechiométrie peut être déduite des charges sur les ions, et de l'exigence de neutralité globale de charge.

S'il y a plusieurs cations et/ou anions différents, des préfixes multiplicatifs ( di- , tri- , tétra- , ...) sont souvent nécessaires pour indiquer les compositions relatives, et les cations alors les anions sont listés par ordre alphabétique. Par exemple, KMgCl ₃ est nommé trichlorure de magnésium potassium pour le distinguer de K ₂ MgCl ₄ , tétrachlorure de magnésium dipotassique (notez que dans la formule empirique et le nom écrit, les cations apparaissent par ordre alphabétique, mais l'ordre varie entre eux parce que le le symbole du potassium est K). Lorsque l'un des ions a déjà un préfixe multiplicatif dans son nom, les préfixes multiplicatifs alternatifs ( bis- , tris- , tetrakis- , ...) sont utilisés. Par exemple, Ba(BrF ₄ ) ₂ est nommé baryum bis(tétrafluoridobromate) .

Les composés contenant un ou plusieurs éléments qui peuvent exister dans une variété d' états de charge/d' oxydation auront une stoechiométrie qui dépend des états d'oxydation présents, pour assurer la neutralité globale. Cela peut être indiqué dans le nom en précisant soit l'état d'oxydation des éléments présents, soit la charge sur les ions. En raison du risque d'ambiguïté dans l'attribution des états d'oxydation, l'IUPAC préfère l'indication directe des nombres de charges ioniques. Ceux-ci sont écrits sous forme d' entier arabe suivi du signe (... , 2−, 1−, 1+, 2+, ...) entre parenthèses directement après le nom du cation (sans espace les séparant). Par exemple, FeSO ₄ est nommé sulfate de fer(2+) (avec la charge 2+ sur les ions Fe ²⁺ équilibrant la charge 2− sur l'ion sulfate), tandis que Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ est nommé fer(3+ ) sulfate (car les deux ions fer dans chaque unité de formule ont chacun une charge de 3+, pour équilibrer le 2− sur chacun des trois ions sulfate). La nomenclature des stocks , toujours d'usage courant, écrit le nombre d'oxydation en chiffres romains (... , −II, −I, 0, I, II, ...). Ainsi, les exemples donnés ci-dessus seraient nommés respectivement sulfate de fer (II) et sulfate de fer (III) . Pour les ions simples, la charge ionique et le nombre d'oxydation sont identiques, mais pour les ions polyatomiques, ils diffèrent souvent. Par exemple, l' ion uranyle(2+) , UO²⁺
₂, a de l'uranium dans un état d'oxydation de +6, donc serait appelé un ion dioxouranium(VI) dans la nomenclature Stock. Un système de dénomination encore plus ancien pour les cations métalliques, également encore largement utilisé, ajoutait les suffixes -ous et -ic à la racine latine du nom, pour donner des noms spéciaux aux états d'oxydation faible et élevé. Par exemple, ce schéma utilise "ferreux" et "ferrique", pour le fer (II) et le fer (III) respectivement, de sorte que les exemples donnés ci-dessus étaient classiquement nommés sulfate ferreux et sulfate ferrique .

Voir également

• Collage dans les solides
• Ioliomique
• Liaison ionique
• Réaction de métathèse saline

Remarques

Les références

Bibliographie