Ionische Verbindung - Ionic compound

Die Kristallstruktur von Natriumchlorid , NaCl, einer typischen ionischen Verbindung. Die purpurroten Kügelchen repräsentieren Natriumkationen , Na ⁺ , und die grünen Kugeln repräsentieren Chlorid Anionen , Cl ^- . Die gelben Tupfen zeigen die elektrostatischen Kräfte.

In der Chemie ist eine ionische Verbindung eine chemische Verbindung, die aus Ionen besteht, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden , die als Ionenbindung bezeichnet werden . Die Verbindung ist insgesamt neutral, besteht jedoch aus positiv geladenen Ionen, die als Kationen bezeichnet werden, und negativ geladenen Ionen, die als Anionen bezeichnet werden . Dies können einfache Ionen wie das Natrium (Na ⁺ ) und Chlorid (Cl ⁻ ) in Natriumchlorid sein , oder mehratomige Spezies wie das Ammonium ( NH⁺
₄) und Karbonat ( CO²⁻
₃) Ionen in Ammoniumcarbonat . Einzelne Ionen innerhalb einer ionischen Verbindung haben normalerweise mehrere nächste Nachbarn, werden also nicht als Teil von Molekülen betrachtet, sondern als Teil eines kontinuierlichen dreidimensionalen Netzwerks. Ionische Verbindungen bilden im festen Zustand normalerweise kristalline Strukturen .

Ionische Verbindungen mit basischen Ionen Hydroxid (OH ^– ) oder Oxid (O ^2– ) werden als Basen klassifiziert. Ionische Verbindungen ohne diese Ionen werden auch als Salze bezeichnet und können durch Säure-Base-Reaktionen gebildet werden . Ionische Verbindungen können auch durch Verdampfen ihres Lösungsmittels , Ausfällen , Einfrieren , Festkörperreaktion oder Elektronentransferreaktion von reaktiven Metallen mit reaktiven Nichtmetallen, wie Halogengasen , aus ihren Bestandteilsionen hergestellt werden.

Ionische Verbindungen haben typischerweise hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind hart und spröde . Als Feststoffe werden sie fast immer elektrisch isolierend , aber wenn geschmolzen oder gelöst werden sie hoch leitfähig , da die Ionen mobilisiert werden.

Geschichte der Entdeckung

Das Wort ion ist das griechische ἰόν , ion , "gehen", das Präsens von ἰέναι , ienai , "gehen". Dieser Begriff wurde durch Physiker und Chemiker eingeführt Michael Faraday für die damals noch unbekannten Spezies , die im Jahre 1834 geht von einer Elektrode zur anderen durch ein wässriges Medium.

Röntgenspektrometer von Bragg . entwickelt

1913 wurde die Kristallstruktur von Natriumchlorid von William Henry Bragg und William Lawrence Bragg bestimmt . Dies zeigte, dass es für jedes Atom sechs äquidistante nächste Nachbarn gab , was zeigt, dass die Bestandteile nicht in Molekülen oder endlichen Aggregaten angeordnet waren, sondern als Netzwerk mit weitreichender kristalliner Ordnung. Es wurde auch gefunden, dass viele andere anorganische Verbindungen ähnliche Strukturmerkmale aufweisen. Es wurde bald beschrieben, dass diese Verbindungen eher aus Ionen als aus neutralen Atomen bestehen , aber ein Beweis für diese Hypothese wurde erst Mitte der 1920er Jahre gefunden, als Röntgenreflexionsexperimente (die die Dichte von Elektronen nachweisen) durchgeführt wurden.

An der Entwicklung einer theoretischen Behandlung ionischer Kristallstrukturen haben vor allem Max Born , Fritz Haber , Alfred Landé , Erwin Madelung , Paul Peter Ewald und Kazimierz Fajans mitgewirkt . Born prognostizierte Kristallenergien basierend auf der Annahme ionischer Bestandteile, die eine gute Übereinstimmung mit thermochemischen Messungen zeigten, was die Annahme weiter stützt.

Formation

Halit , die mineralische Form von Natriumchlorid , entsteht, wenn salziges Wasser verdunstet und die Ionen zurückbleiben.

Ionische Verbindungen können aus ihren Ionen durch Verdunstung , Fällung oder Gefrieren hergestellt werden . Reaktive Metalle wie die Alkalimetalle können direkt mit den stark elektronegativen Halogengasen reagieren , um ein ionisches Produkt zu bilden. Sie können auch als Produkt einer Hochtemperaturreaktion zwischen Feststoffen synthetisiert werden.

Wenn die ionische Verbindung in einem Lösungsmittel löslich ist, kann sie als eine feste Verbindung erhalten werden , indem das Lösungsmittel aus dieser Verdampfungselektrolytlösung . Beim Verdampfen des Lösungsmittels gehen die Ionen nicht in den Dampf über, sondern verbleiben in der verbleibenden Lösung, und wenn sie ausreichend konzentriert sind, tritt eine Keimbildung auf und sie kristallisieren zu einer ionischen Verbindung. Dieser Prozess findet in der Natur weit verbreitet statt und ist das Mittel zur Bildung der Evaporitminerale . Ein weiteres Verfahren zur Gewinnung der Verbindung aus einer Lösung beinhaltet das Sättigen einer Lösung bei hoher Temperatur und dann das Verringern der Löslichkeit durch Verringern der Temperatur, bis die Lösung übersättigt ist und die feste Verbindung Keime bildet.

Unlösliche ionische Verbindungen können durch Mischen von zwei Lösungen ausgefällt werden, eine mit dem Kation und eine mit dem darin enthaltenen Anion. Da alle Lösungen elektrisch neutral sind, müssen die beiden gemischten Lösungen auch Gegenionen der entgegengesetzten Ladungen enthalten. Damit diese die ausgefällte ionische Verbindung nicht verunreinigen, ist darauf zu achten, dass sie nicht mit ausfallen. Wenn die beiden Lösungen Wasserstoffionen und Hydroxidionen als Gegenionen enthalten, reagieren sie miteinander in einer sogenannten Säure-Base-Reaktion oder einer Neutralisationsreaktion zu Wasser. Alternativ können die Gegenionen so gewählt werden, dass sie auch bei Kombination zu einer einzigen Lösung als Zuschauerionen löslich bleiben .

Wenn das Lösungsmittel sowohl bei der Verdampfungs- als auch bei der Fällungsmethode Wasser ist, enthält der gebildete Ionenkristall in vielen Fällen auch Kristallwasser , so dass das Produkt als Hydrat bekannt ist und sehr unterschiedliche chemische Eigenschaften aufweisen kann.

Geschmolzene Salze verfestigen sich beim Abkühlen unter ihren Gefrierpunkt . Dies wird manchmal für die Festkörpersynthese komplexer ionischer Verbindungen aus festen Reaktanten verwendet, die zuerst zusammengeschmolzen werden. In anderen Fällen müssen die festen Reaktanten nicht geschmolzen werden, sondern können stattdessen über einen Festkörperreaktionsweg reagieren . Bei diesem Verfahren werden die Reaktanten wiederholt zu einer Paste fein gemahlen und dann auf eine Temperatur erhitzt, bei der die Ionen in benachbarten Reaktanten während der Zeit, in der das Reaktantengemisch im Ofen verbleibt, zusammen diffundieren können. Andere Syntheserouten verwenden eine feste Vorstufe mit dem korrekten stöchiometrischen Verhältnis nichtflüchtiger Ionen, die erhitzt wird, um andere Spezies zu vertreiben.

Bei einigen Reaktionen zwischen hochreaktiven Metallen (normalerweise aus Gruppe 1 oder Gruppe 2 ) und stark elektronegativen Halogengasen oder Wasser können die Atome durch Elektronentransfer ionisiert werden , ein Prozess, der thermodynamisch unter Verwendung des Born-Haber-Zyklus verstanden wird .

Verbindung

Ein schematisches Elektronenschalendiagramm von Natrium- und Fluoratomen , die eine Redoxreaktion durchlaufen, um Natriumfluorid zu bilden . Natrium verliert seine äußeren Elektronen ihm eine stabile geben Elektronenkonfiguration , und das Elektron tritt in das Fluoratom exotherm . Die entgegengesetzt geladenen Ionen – typischerweise sehr viele – werden dann voneinander angezogen und bilden einen Festkörper.

Ionen in ionischen Verbindungen werden hauptsächlich durch die elektrostatischen Kräfte zwischen der Ladungsverteilung dieser Körper zusammengehalten, insbesondere durch die Ionenbindung, die sich aus der weitreichenden Coulomb- Anziehung zwischen der negativen Nettoladung der Anionen und der positiven Nettoladung der Kationen ergibt . Es gibt auch eine kleine zusätzliche Anziehungskraft von Van-der-Waals-Wechselwirkungen, die nur etwa 1–2% der Kohäsionsenergie für kleine Ionen beisteuert. Wenn ein Ionenpaar so nahe kommt, dass sich seine äußeren Elektronenschalen (die meisten einfachen Ionen haben geschlossene Schalen ) überlappen, tritt aufgrund des Pauli-Ausschlussprinzips eine Abstoßungskraft mit kurzer Reichweite auf . Das Gleichgewicht zwischen diesen Kräften führt zu einem Potentialtopf mit minimaler Energie, wenn die Kerne durch einen bestimmten Gleichgewichtsabstand getrennt sind.

Wenn die elektronische Struktur der beiden wechselwirkenden Körper durch die Anwesenheit eines anderen beeinflusst wird, tragen auch kovalente Wechselwirkungen (nichtionisch) zur Gesamtenergie der gebildeten Verbindung bei. Ionische Verbindungen sind selten rein ionisch, dh nur durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten. Die Bindungen selbst zwischen den elektronegativsten / elektropositivsten Paaren wie denen in Cäsiumfluorid weisen einen geringen Kovalenzgrad auf . Umgekehrt weisen kovalente Bindungen zwischen ungleichen Atomen oft eine gewisse Ladungstrennung auf und können als teilweise ionisch angesehen werden. Die Umstände, unter denen eine Verbindung ionischen oder kovalenten Charakter hat, können typischerweise unter Verwendung der Fajans-Regeln verstanden werden , die nur Ladungen und die Größen jedes Ions verwenden. Nach diesen Regeln haben Verbindungen mit dem stärksten ionischen Charakter große positive Ionen mit niedriger Ladung, die an ein kleines negatives Ion mit hoher Ladung gebunden sind. Allgemeiner kann die HSAB-Theorie angewendet werden, wobei die Verbindungen mit dem stärksten ionischen Charakter diejenigen sind, die aus harten Säuren und harten Basen bestehen: kleine, hochgeladene Ionen mit einem hohen Elektronegativitätsunterschied zwischen Anion und Kation. Dieser Unterschied in den Elektronegativitäten bedeutet, dass die Ladungstrennung und das resultierende Dipolmoment auch dann aufrechterhalten werden, wenn die Ionen in Kontakt sind (die überschüssigen Elektronen auf den Anionen werden nicht übertragen oder polarisiert, um die Kationen zu neutralisieren).

Struktur

Die Einheitszelle der Zinkblendestruktur

Ionen packen sich typischerweise zu extrem regelmäßigen kristallinen Strukturen in einer Anordnung, die die Gitterenergie minimiert (maximale Anziehung und minimierte Abstoßung). Die Gitterenergie ist die Summe der Wechselwirkung aller Orte mit allen anderen Orten. Für unpolarisierbare kugelförmige Ionen sind nur die Ladungen und Abstände erforderlich, um die elektrostatische Wechselwirkungsenergie zu bestimmen. Für jede bestimmte ideale Kristallstruktur beziehen sich alle Abstände geometrisch auf den kleinsten internuklearen Abstand. Für jede mögliche Kristallstruktur kann die gesamte elektrostatische Energie mit der elektrostatischen Energie der Einheitsladungen im nächsten benachbarten Abstand durch eine multiplikative Konstante namens Madelung-Konstante in Beziehung gesetzt werden, die mithilfe einer Ewald-Summe effizient berechnet werden kann . Wenn die zusätzliche abstoßende Energie eine vernünftige Form annimmt, kann die Gesamtgitterenergie mit der Born-Landé-Gleichung , der Born-Mayer-Gleichung oder in Ermangelung von Strukturinformationen der Kapustinskii-Gleichung modelliert werden .

Bei einer noch einfacheren Annäherung an die Ionen als undurchdringliche harte Kugeln ist die Anordnung der Anionen in diesen Systemen oft mit dichtgepackten Kugelanordnungen verbunden, wobei die Kationen tetraedrische oder oktaedrische Zwischenräume besetzen . Abhängig von der Stöchiometrie der ionischen Verbindung und der Koordination (hauptsächlich durch das Radiusverhältnis bestimmt ) von Kationen und Anionen werden häufig verschiedene Strukturen beobachtet und theoretisch durch die Pauling-Regeln erklärt .

In einigen Fällen nehmen die Anionen eine einfache kubische Packung an und die resultierenden gemeinsamen Strukturen sind:

Einige ionischen Flüssigkeiten, insbesondere mit Mischungen von Anionen oder Kationen, können schnell genug gekühlt werden , dass es nicht genug Zeit für die Kristallkeimbildung stattfindet, so ein ionisches Glas gebildet wird (ohne Fernordnung).

Mängel

Frenkel-Defekt

Schottky-Defekt

Innerhalb eines Ionenkristalls gibt es normalerweise einige Punktdefekte, aber um die Elektroneutralität aufrechtzuerhalten, treten diese Defekte paarweise auf. Frenkel-Defekte bestehen aus einer Kationen-Leerstelle gepaart mit einem Kationen-Zwischengitter und können überall im Kristallvolumen erzeugt werden, am häufigsten in Verbindungen mit einer niedrigen Koordinationszahl und Kationen, die viel kleiner als die Anionen sind. Schottky-Defekte bestehen aus einer Leerstelle jedes Typs und werden an den Oberflächen eines Kristalls erzeugt, die am häufigsten in Verbindungen mit einer hohen Koordinationszahl und bei ähnlich großen Anionen und Kationen auftreten. Wenn die Kationen mehrere mögliche Oxidationsstufen aufweisen , ist es möglich, dass Kationenleerstellen Elektronendefizite an Kationenstellen mit höheren Oxidationszahlen kompensieren, was zu einer nicht stöchiometrischen Verbindung führt . Eine andere nichtstöchiometrische Möglichkeit ist die Bildung eines F-Zentrums , ein freies Elektron, das eine Anionenleerstelle besetzt. Wenn die Verbindung drei oder mehr ionische Komponenten aufweist, sind noch mehr Defekttypen möglich. Alle diese Punktdefekte können durch thermische Schwingungen erzeugt werden und haben eine Gleichgewichtskonzentration . Da sie energetisch teuer, aber entropisch günstig sind, treten sie bei höheren Temperaturen in größerer Konzentration auf. Einmal erzeugt, können diese Defektpaare größtenteils unabhängig voneinander diffundieren, indem sie zwischen den Gitterplätzen hüpfen. Diese Defektmobilität ist die Quelle der meisten Transportphänomene innerhalb eines Ionenkristalls, einschließlich Diffusion und Festkörper-Ionenleitfähigkeit . Wenn Leerstellen mit Interstitials (Frenkel) kollidieren, können sie sich rekombinieren und sich gegenseitig vernichten. Ebenso werden Leerstellen beseitigt, wenn sie die Oberfläche des Kristalls erreichen (Schottky). Defekte in der Kristallstruktur erweitern im Allgemeinen die Gitterparameter und verringern die Gesamtdichte des Kristalls. Defekte führen auch zu Ionen in deutlich unterschiedlichen lokalen Umgebungen, was dazu führt, dass sie eine unterschiedliche Kristallfeldsymmetrie erfahren , insbesondere wenn verschiedene Kationen Gitterplätze austauschen. Dies führt zu einer unterschiedlichen Aufspaltung der d-Elektronenorbitale , so dass sich die optische Absorption (und damit die Farbe) mit der Defektkonzentration ändern kann.

Eigenschaften

Säure/Base

Ionische Verbindungen, die Wasserstoffionen (H ⁺ ) enthalten, werden als Säuren klassifiziert , und diejenigen, die elektropositive Kationen und basische Anionen-Ionen Hydroxid (OH ^– ) oder Oxid (O ^{2 –} ) enthalten, werden als Basen klassifiziert. Andere ionische Verbindungen werden als Salze bezeichnet und können durch Säure-Base-Reaktionen gebildet werden . Wenn die Verbindung das Ergebnis einer Reaktion zwischen einer starken Säure und einer schwachen Base ist , ist das Ergebnis ein saures Salz . Wenn es das Ergebnis einer Reaktion zwischen einer starken Base und einer schwachen Säure ist , ist das Ergebnis ein basisches Salz . Wenn es das Ergebnis einer Reaktion zwischen einer starken Säure und einer starken Base ist, ist das Ergebnis ein neutrales Salz. Schwache Säuren, die mit schwachen Basen umgesetzt werden, können sowohl mit dem konjugierten Basenion als auch mit dem konjugierten Säureion ionische Verbindungen erzeugen , wie z. B. Ammoniumacetat .

Einige Ionen werden als amphoter klassifiziert und können entweder mit einer Säure oder einer Base reagieren. Dies gilt auch für einige Verbindungen mit ionischem Charakter, typischerweise Oxide oder Hydroxide von weniger elektropositiven Metallen (so dass die Verbindung auch einen signifikanten kovalenten Charakter hat), wie z. B. Zinkoxid , Aluminiumhydroxid , Aluminiumoxid und Blei(II)-oxid .

Schmelz- und Siedepunkte

Elektrostatische Kräfte zwischen Teilchen sind am stärksten, wenn die Ladungen hoch sind und der Abstand zwischen den Kernen der Ionen klein ist. In solchen Fällen haben die Verbindungen in der Regel sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte und einen niedrigen Dampfdruck . Schmelzpunkttrends lassen sich noch besser erklären, wenn die Struktur und das Ionengrößenverhältnis berücksichtigt werden. Oberhalb ihres Schmelzpunktes schmelzen ionische Feststoffe und werden zu geschmolzenen Salzen (obwohl einige ionische Verbindungen wie Aluminiumchlorid und Eisen(III)-chlorid in der flüssigen Phase molekülähnliche Strukturen aufweisen). Anorganische Verbindungen mit einfachen Ionen haben typischerweise kleine Ionen und haben daher hohe Schmelzpunkte, ebenso wie Feststoffe bei Raumtemperatur. Einige Substanzen mit größeren Ionen haben jedoch einen Schmelzpunkt unterhalb oder nahe der Raumtemperatur (oft definiert als bis zu 100 °C) und werden als ionische Flüssigkeiten bezeichnet . Ionen in ionischen Flüssigkeiten haben oft ungleichmäßige Ladungsverteilungen oder sperrige Substituenten wie Kohlenwasserstoffketten, die auch die Stärke der Wechselwirkungen und die Neigung zum Schmelzen bestimmen.

Selbst wenn die lokale Struktur und Bindung eines ionischen Feststoffs ausreichend gestört ist, um ihn zu schmelzen, gibt es immer noch starke elektrostatische Anziehungskräfte mit großer Reichweite, die die Flüssigkeit zusammenhalten und das Sieden der Ionen zur Bildung einer Gasphase verhindern. Dies bedeutet, dass selbst ionische Flüssigkeiten bei Raumtemperatur niedrige Dampfdrücke haben und wesentlich höhere Siedetemperaturen benötigen. Siedepunkte zeigen in Bezug auf die Größe der Ionen und die Stärke anderer Wechselwirkungen ähnliche Trends wie Schmelzpunkte. Beim Verdampfen werden die Ionen noch nicht voneinander befreit. Zum Beispiel liegt Natriumchlorid in der Dampfphase als zweiatomige "Moleküle" vor.

Sprödigkeit

Die meisten ionischen Verbindungen sind sehr spröde . Sobald sie die Grenze ihrer Festigkeit erreichen, können sie sich nicht mehr formbar verformen , da die strikte Ausrichtung von positiven und negativen Ionen beibehalten werden muss. Stattdessen wird das Material erfährt Bruch über Spaltung . Wenn die Temperatur erhöht wird (normalerweise nahe dem Schmelzpunkt), kommt es zu einem duktil-spröden Übergang und ein plastisches Fließen wird durch die Bewegung von Versetzungen möglich .

Komprimierbarkeit

Die Kompressibilität einer ionischen Verbindung wird stark von ihrer Struktur und insbesondere der Koordinationszahl bestimmt . Halogenide mit der Cäsiumchlorid-Struktur (Koordinationszahl 8) sind beispielsweise weniger komprimierbar als solche mit der Natriumchlorid-Struktur (Koordinationszahl 6) und wiederum weniger als solche mit der Koordinationszahl 4.

Löslichkeit

Wenn sich ionische Verbindungen auflösen , dissoziieren die einzelnen Ionen und werden durch das Lösungsmittel solvatisiert und in der resultierenden Lösung dispergiert. Da die Ionen beim Auflösen in Lösung freigesetzt werden und Ladungen leiten können, sind lösliche ionische Verbindungen die gebräuchlichste Klasse starker Elektrolyte , und ihre Lösungen haben eine hohe elektrische Leitfähigkeit .

Die Wasserlöslichkeit einer Vielzahl von ionischen Verbindungen als Funktion der Temperatur. Einige Verbindungen mit ungewöhnlichem Löslichkeitsverhalten wurden aufgenommen.

Die Löslichkeit ist in polaren Lösungsmitteln (wie Wasser ) oder ionischen Flüssigkeiten am höchsten , aber in unpolaren Lösungsmitteln (wie Benzin / Benzin ) eher gering . Dies liegt hauptsächlich daran, dass die resultierenden Ionen-Dipol-Wechselwirkungen deutlich stärker sind als ioneninduzierte Dipol-Wechselwirkungen, sodass die Lösungswärme höher ist. Wenn die entgegengesetzt geladenen Ionen im festen Ionengitter vom entgegengesetzten Pol eines polaren Moleküls umgeben sind, werden die festen Ionen aus dem Gitter in die Flüssigkeit gezogen. Wenn die Solvatationsenergie die Gitterenergie überschreitet , liefert die negative Nettoenthalpieänderung der Lösung einen thermodynamischen Antrieb, um Ionen aus ihren Positionen im Kristall zu entfernen und sich in der Flüssigkeit aufzulösen. Darüber hinaus ist die Entropieänderung der Lösung für die meisten festen gelösten Stoffe wie ionische Verbindungen normalerweise positiv, was bedeutet, dass ihre Löslichkeit mit steigender Temperatur zunimmt. Es gibt einige ungewöhnliche ionische Verbindungen, wie Cer(III)-sulfat , bei denen diese Entropieänderung aufgrund einer zusätzlichen Ordnung, die bei der Lösung im Wasser induziert wird, negativ ist und die Löslichkeit mit der Temperatur abnimmt.

Elektrische Leitfähigkeit

Obwohl ionische Verbindungen geladene Atome oder Cluster enthalten, leiten diese Materialien normalerweise keinen nennenswerten Strom , wenn die Substanz fest ist. Um leiten zu können, müssen die geladenen Teilchen in einem Kristallgitter mobil und nicht stationär sein . Dies wird bis zu einem gewissen Grad bei hohen Temperaturen erreicht, wenn die Defektkonzentration die Ionenmobilität erhöht und die Ionenleitfähigkeit des Festkörpers beobachtet wird. Wenn die ionischen Verbindungen in einer Flüssigkeit gelöst oder zu einer Flüssigkeit geschmolzen werden , können sie Elektrizität leiten, da die Ionen vollständig mobil werden. Dieser Leitfähigkeitsgewinn beim Auflösen oder Schmelzen wird manchmal als definierendes Merkmal ionischer Verbindungen verwendet.

In einigen ungewöhnlichen ionischen Verbindungen: schnellen Ionenleitern und ionischen Gläsern haben eine oder mehrere der ionischen Komponenten eine signifikante Mobilität, die eine Leitfähigkeit ermöglicht, selbst wenn das Material als Ganzes fest bleibt. Dies ist oft stark temperaturabhängig und kann entweder das Ergebnis einer Phasenänderung oder einer hohen Defektkonzentration sein. Diese Materialien werden in allen Festkörper- Superkondensatoren , Batterien und Brennstoffzellen sowie in verschiedenen Arten von chemischen Sensoren verwendet .

Farbe

Wasserfreies Kobalt(II)-chlorid ,
CoCl ₂

Kobalt(II)-chlorid-Hexahydrat,
CoCl ₂ ·6H ₂ O

Die Farbe einer ionischen Verbindung unterscheidet sich oft von der Farbe einer wässrigen Lösung, die die konstituierenden Ionen enthält, oder der hydratisierten Form derselben Verbindung.

Die Anionen in Verbindungen mit Bindungen mit dem stärksten ionischen Charakter neigen dazu, farblos zu sein (mit einer Absorptionsbande im ultravioletten Teil des Spektrums). In Verbindungen mit weniger ionischem Charakter vertieft sich ihre Farbe durch Gelb, Orange, Rot und Schwarz (da sich die Absorptionsbande zu längeren Wellenlängen in das sichtbare Spektrum verschiebt).

Die Absorptionsbande einfacher Kationen verschiebt sich zu einer kürzeren Wellenlänge, wenn sie an kovalenteren Wechselwirkungen beteiligt sind. Dies geschieht während der Hydratation von Metallionen, so dass farblose wasserfreie ionische Verbindungen mit einem im Infraroten absorbierenden Anion in Lösung bunt werden können.

Verwendet

Ionische Verbindungen haben seit langem eine Vielzahl von Anwendungen und Anwendungen. Viele Mineralien sind ionisch. Seit über 8000 Jahren verarbeitet der Mensch Kochsalz (Natriumchlorid), zunächst als Würz- und Konservierungsmittel für Lebensmittel, jetzt auch in der Produktion, Landwirtschaft , Wasseraufbereitung, zum Enteisen von Straßen und vielen anderen Anwendungen. Viele ionische Verbindungen sind in der Gesellschaft so weit verbreitet, dass sie gebräuchliche Namen tragen, die nichts mit ihrer chemischen Identität zu tun haben. Beispiele hierfür sind Borax , Calomel , Magnesiamilch , Salzsäure , Vitriolöl , Salpeter und gelöschter Kalk .

Lösliche ionische Verbindungen wie Salz können leicht gelöst werden, um Elektrolytlösungen bereitzustellen . Dies ist eine einfache Möglichkeit, die Konzentration und Ionenstärke zu kontrollieren . Die Konzentration der gelösten Stoffe beeinflusst viele kolligative Eigenschaften , einschließlich der Erhöhung des osmotischen Drucks und verursacht eine Gefrierpunktserniedrigung und Siedepunktserhöhung . Da die gelösten Stoffe geladene Ionen sind, erhöhen sie auch die elektrische Leitfähigkeit der Lösung. Die erhöhte Ionenstärke verringert die Dicke der elektrischen Doppelschicht um kolloidale Partikel und damit die Stabilität von Emulsionen und Suspensionen .

Auch die chemische Identität der zugesetzten Ionen ist bei vielen Anwendungen wichtig. Beispielsweise werden fluoridhaltige Verbindungen gelöst, um Fluoridionen für die Wasserfluoridierung bereitzustellen .

Feste ionische Verbindungen werden seit langem als Farbpigmente verwendet und sind beständig gegen organische Lösungsmittel, aber empfindlich gegen Säure oder Basizität. Seit 1801 haben Pyrotechniker metallhaltige ionische Verbindungen als Farbquellen in Feuerwerkskörpern beschrieben und verbreitet eingesetzt. Bei starker Hitze können die Elektronen in den Metallionen oder kleinen Molekülen angeregt werden. Diese Elektronen kehren später in niedrigere Energiezustände zurück und setzen Licht mit einem für die vorhandenen Spezies charakteristischen Farbspektrum frei.

In der Chemie werden ionische Verbindungen häufig als Vorstufen für die Hochtemperatur-Festkörpersynthese verwendet.

Viele Metalle kommen geologisch am häufigsten als ionische Verbindungen in Erzen vor . Um die elementaren Materialien zu erhalten, werden diese Erze durch Schmelzen oder Elektrolyse verarbeitet , bei denen Redoxreaktionen (oft mit einem Reduktionsmittel wie Kohlenstoff) stattfinden, so dass die Metallionen Elektronen aufnehmen, um neutrale Atome zu werden.

Nomenklatur

Nach der von der IUPAC empfohlenen Nomenklatur werden ionische Verbindungen nach ihrer Zusammensetzung benannt, nicht nach ihrer Struktur. Im einfachsten Fall einer binären ionischen Verbindung ohne mögliche Mehrdeutigkeit über die Ladungen und damit die Stöchiometrie wird der gebräuchliche Name mit zwei Wörtern geschrieben. Der Name des Kations (der unmodifizierte Elementname für einatomige Kationen) steht an erster Stelle, gefolgt vom Namen des Anions. Zum Beispiel wird MgCl ₂ als Magnesiumchlorid bezeichnet und Na ₂ SO ₄ als Natriumsulfat ( SO²⁻
₄, Sulfat , ist ein Beispiel für ein mehratomiges Ion ). Um aus diesen Namen die empirische Formel zu erhalten , kann die Stöchiometrie aus den Ladungen der Ionen und der Forderung nach Gesamtladungsneutralität abgeleitet werden.

Wenn es mehrere verschiedene Kationen und/oder Anionen gibt, werden oft multiplikative Präfixe ( di- , tri- , tetra- , ...) benötigt, um die relative Zusammensetzung anzugeben, und Kationen werden dann in alphabetischer Reihenfolge aufgelistet. KMgCl ₃ wird zum Beispiel Magnesiumkaliumtrichlorid genannt , um es von K ₂ MgCl ₄ , Magnesiumdikaliumtetrachlorid zu unterscheiden (beachten Sie, dass die Kationen sowohl in der empirischen Formel als auch im geschriebenen Namen in alphabetischer Reihenfolge erscheinen, aber die Reihenfolge variiert zwischen ihnen, da die Symbol für Kalium ist K). Wenn eines der Ionen bereits einen multiplikativen Präfix innerhalb seines Namen hat, die alternativen multiplikativen Präfixe ( Bis- , Tris- , Tetrakis- , ...) verwendet. Ba(BrF ₄ ) ₂ wird beispielsweise als Bariumbis (tetrafluoridobromat) bezeichnet .

Verbindungen, die ein oder mehrere Elemente enthalten, die in einer Vielzahl von Ladungs-/ Oxidationszuständen existieren können, haben eine Stöchiometrie, die von den vorhandenen Oxidationsstufen abhängt, um eine Gesamtneutralität sicherzustellen. Dies lässt sich im Namen erkennen, indem man entweder die Oxidationsstufe der vorhandenen Elemente oder die Ladung der Ionen angibt. Wegen des Mehrdeutigkeitsrisikos bei der Zuweisung von Oxidationsstufen bevorzugt die IUPAC die direkte Angabe der Ionenladungszahlen. Diese werden als arabische ganze Zahl gefolgt vom Vorzeichen (... , 2−, 1−, 1+, 2+, ...) in Klammern direkt nach dem Namen des Kations (ohne Leerzeichen) geschrieben. Zum Beispiel wird FeSO ₄ als Eisen(2+)-Sulfat bezeichnet (wobei die 2+-Ladung der Fe ²⁺ -Ionen die 2− -Ladung des Sulfat-Ions ausgleicht), während Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ als Eisen(3+ .) bezeichnet wird ) Sulfat (da die beiden Eisenionen in jeder Formeleinheit jeweils eine Ladung von 3+ haben, um die 2− auf jedem der drei Sulfationen auszugleichen). Die noch gebräuchliche Aktiennomenklatur schreibt die Oxidationszahl in römischen Ziffern (... , −II, −I, 0, I, II, ...). Daher würden die oben angegebenen Beispiele als Eisen(II)-Sulfat bzw. Eisen(III)-Sulfat bezeichnet. Bei einfachen Ionen sind die Ionenladung und die Oxidationszahl identisch, bei mehratomigen Ionen unterscheiden sie sich jedoch oft. Zum Beispiel das Uranyl(2+)- Ion, UO²⁺
₂, hat Uran in einer Oxidationsstufe von +6, würde also in der Stock-Nomenklatur als Dioxouranium(VI)-Ion bezeichnet. Ein noch älteres, ebenfalls noch weit verbreitetes Benennungssystem für Metallkationen fügte die Suffixe -ous und -ic an die lateinische Wurzel des Namens an, um spezielle Namen für die niedrigen und hohen Oxidationsstufen zu geben. Zum Beispiel verwendet dieses Schema "Eisen" und "Eisen" für Eisen(II) bzw. Eisen(III), so dass die oben angegebenen Beispiele klassischerweise Eisen(II) -Sulfat und Eisen (III) -Sulfat genannt wurden .

Siehe auch

• Kleben in Feststoffen
• Ioliomik
• Ionenverbindung
• Salzmetathesereaktion

Anmerkungen

Verweise

Literaturverzeichnis