Formuły związków jonowych

dra_schwartz / Getty Images

Związki jonowe tworzą się, gdy jony dodatnie i ujemne mają wspólne elektrony i tworzą an wiązanie jonowe . Silne przyciąganie między jonami dodatnimi i ujemnymi często powoduje powstawanie krystalicznych ciał stałych o wysokich temperaturach topnienia. Wiązania jonowe tworzą się zamiast wiązań kowalencyjnych, gdy istnieje duża różnica w elektroujemność między jonami. Jon dodatni, zwany a kation , jest wymieniony jako pierwszy w an związek jonowy wzór, po którym następuje jon ujemny, zwany an anion . Zrównoważona formuła ma neutralny ładunek elektryczny lub ładunek netto równy zero.

Określanie wzoru związku jonowego

Stabilny związek jonowy jest elektrycznie obojętny, gdzie elektrony są dzielone między kationami i anionymi, tworząc zewnętrzne powłoki elektronowe lub oktety. Wiesz, że masz poprawny wzór na związek jonowy, gdy dodatnie i ujemne ładunki jonów są takie same lub „znoszą się nawzajem”.

Oto kroki pisania i równoważenia formuły:

1. Zidentyfikuj kation ( część z ładunkiem dodatnim). Jest to najmniej elektroujemny (najbardziej elektrododatni) jon. Kationy obejmują metale i często znajdują się po lewej stronie układu okresowego pierwiastków.
2. Zidentyfikuj anion (część z ładunkiem ujemnym). Jest to najbardziej elektroujemny jon. Aniony obejmują halogeny i niemetale. Pamiętaj, że wodór może iść w obie strony, niosąc ładunek dodatni lub ujemny.
3. Napisz najpierw kation, a następnie anion.
4. Dostosuj indeksy kationów i anionów tak, aby ładunek netto wynosił 0. Napisz wzór używając najmniejszego stosunku liczb całkowitych między kationem i anionem, aby zrównoważyć ładunek.

Zrównoważenie formuły wymaga trochę prób i błędów, ale te wskazówki pomagają przyspieszyć ten proces. Z praktyką staje się to łatwiejsze!

• Jeśli ładunki kationu i anionu są równe (np. +1/-1, +2/-2, +3/-3), to połącz kation i anion w stosunku 1:1. Przykładem jest chlorek potasu, KCl. Potas (K⁺) ma 1-ładunek, natomiast chlor (Cl^-) ma 1- ładunek. Zauważ, że nigdy nie piszesz indeksu 1.
• Jeśli ładunki kationu i anionu nie są równe, dodaj wymagane indeksy do jonów, aby zrównoważyć ładunek. Całkowity ładunek każdego jonu to indeks dolny pomnożony przez ładunek. Dostosuj indeksy dolne, aby zrównoważyć ładunek. Przykładem jest węglan sodu, Na_dwaWSPÓŁ₃. Jon sodu ma ładunek +1 pomnożony przez indeks dolny 2, aby uzyskać ładunek całkowity 2+. Anion węglanowy (CO₃^-dwa) ma opłatę 2, więc nie ma dodatkowego indeksu dolnego.
• Jeśli potrzebujesz dodać indeks do jonu wieloatomowego, umieść go w nawiasach, aby było jasne, że indeks dolny dotyczy całego jonu, a nie pojedynczego atomu. Przykładem jest siarczan glinu, Al_dwa(WIĘC₄)₃. Nawias wokół anionu siarczanowego wskazuje, że do zrównoważenia 2 z 3+ naładowanych kationów glinu potrzebne są trzy z jonów 2-siarczanowych.

Przykłady związków jonowych

Wiele znanych chemikaliów jest Związki jonowe . Metal związany z niemetalem jest martwą wskazówką, że masz do czynienia ze związkiem jonowym. Przykłady obejmują sole, takie jak sól kuchenna (chlorek sodu lub NaCl) i siarczan miedzi (CuSO₄). Jednak kation amonowy (NH₄⁺⁾tworzy związki jonowe, mimo że składa się z niemetali.

Nazwa związku	Formuła	Kation	Anion
fluorek litu	LiF	To+	F-
chlorek sodu	NaCl	Już+	Cl-
chlorek wapnia	CaCldwa	To2+	Cl-
tlenek żelaza(II)	Brzydki	Wiara2+	Odwa-
siarczek glinu	DodwaS3	Do3+	Sdwa-
siarczan żelaza(III)	Wiaradwa(WIĘC3)3	Wiara3+	WIĘC3dwa-

Formuły związków jonowych

Bibliografia

• Atkinsa, Piotra; de Paula, lipiec (2006). Chemia fizyczna Atkinsa (wyd. 8). Oksford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-870072-2.
• Brown, Theodore L.; LeMay, H. Eugene, Jr; Bursten, Bruce E.; Lanforda, Stevena; Sagatys, Dalius; Duffy, Neil (2009). Chemia: nauka centralna: szeroka perspektywa (wyd. 2). Frenchs Forest, NSW: Pearson Australia. ISBN 978-1-4425-1147-7
• Fernelius, W. Conard (listopad 1982). „Liczby w nazwach chemicznych”. Journal of Chemical Education . 59 (11): 964. doi: 10.1021/ed059p964
• Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej, Wydział Nomenklatury Chemicznej (2005). Neil G. Connelly (red.). Nomenklatura chemii nieorganicznej: zalecenia IUPAC 2005 . Cambridge: RSC Publ. ISBN 978-0-85404-438-2.
• Zumdahl, Steven S. (1989). Chemia (wyd. 2). Lexington, Massachusetts: DC Heath. ISBN 978-0-669-16708-5.