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5.7: Benennung ionischer Verbindungen - Mathematik


Lernziele

  • Um die Regeln für die Benennung von ionischen Verbindungen zu verwenden.

Nachdem Sie ein paar mehr Details über die Namen einzelner Ionen erfahren haben, werden Sie einen Schritt davon entfernt sein, ionische Verbindungen zu benennen. Dieser Abschnitt beginnt mit dem formalen Studium der Nomenklatur, der systematischen Benennung chemischer Verbindungen.

Ionen benennen

Der Name eines einatomigen Kations ist einfach der Name des Elements, gefolgt von dem Wort Ion. Also, Na+ ist das Natriumion, Al3+ ist das Aluminiumion, Ca2+ ist das Calciumion und so weiter.

Wir haben gesehen, dass einige Elemente unterschiedlich viele Elektronen verlieren, wodurch Ionen unterschiedlicher Ladung erzeugt werden (Abbildung 3.3). Eisen zum Beispiel kann zwei Kationen bilden, von denen jedes, wenn es mit demselben Anion kombiniert wird, eine andere Verbindung mit einzigartigen physikalischen und chemischen Eigenschaften ergibt. Daher brauchen wir für jedes Eisenion einen anderen Namen, um Fe . zu unterscheiden2+ von Fe3+. Das gleiche Problem tritt bei anderen Ionen mit mehr als einer möglichen Ladung auf.

Es gibt zwei Möglichkeiten, diese Unterscheidung zu treffen. Bei dem einfacheren, moderneren Ansatz, der als Lagersystem, wird die positive Ladung eines Ions durch eine römische Zahl in Klammern nach dem Elementnamen gefolgt von dem Wort indicated angezeigt Ion. Somit ist Fe2+ heißt Eisen(II)-Ion, während Fe3+ heißt Eisen(III)-Ion. Dieses System wird nur für Elemente verwendet, die mehr als ein gemeinsames positives Ion bilden. Wir nennen die Na . nicht+ Ion das Natrium(I)-Ion, weil (I) unnötig ist. Natrium bildet nur ein 1+-Ion, daher gibt es keine Mehrdeutigkeit über den Namen Natriumion.

Tabelle (PageIndex{1}): Das moderne und gemeinsame System der Kationennamen
ElementStengelAufladungModerner NameGemeinsamen Namen
Eisenferr-2+Eisen(II)-IonEisen-Ion
3+Eisen(III)-IonEisen-Ion
Kupferkupfer-1+Kupfer(I)-IonKupfer-Ion
2+Kupfer(II)-IonKupferionen
Zinnstann-2+Zinn(II)-IonZinn(II)-Ion
4+Zinn(IV)-IonZinn-Ion
das BleiLot-2+Blei(II)-IonPflaumen-Ion
4+Blei(IV)-IonBlei-Ion
ChromChrom-2+Chrom(II)-IonChrom-Ion
3+Chrom(III)-IonChrom-Ion
Goldaur-1+Gold(I)-Ionauröses Ion
3+Gold(III)-Ionaurisches Ion

Das zweite System, genannt gemeinsames System, ist nicht konventionell, aber immer noch weit verbreitet und wird in den Gesundheitswissenschaften verwendet. Dieses System erkennt, dass viele Metalle zwei gemeinsame Kationen haben. Das allgemeine System verwendet zwei Suffixe (-NS und -ous), die an den Stamm des Elementnamens angehängt werden. Das -NS Suffix steht für die größere der beiden Kationenladungen, und die -ous Suffix steht für das untere. In vielen Fällen leitet sich der Stamm des Elementnamens vom lateinischen Namen des Elements ab. Tabelle (PageIndex{1}) listet die Elemente auf, die das gemeinsame System verwenden, zusammen mit ihren jeweiligen Kationennamen.

Tabelle (PageIndex{2}): Einige monatomische Anionen
IonName
FFluoridion
ClChlorid-Ion
BrBromidion
ichJodidion
Ö2−Oxidion
S2−Sulfidion
P3−Phosphid-Ion
n3−Nitrid-Ion

Der Name eines einatomigen Anions besteht aus dem Stamm des Elementnamens, dem Suffix -idee, und dann das Wort Ion. Somit ist, wie wir bereits gesehen haben, Cl ist „Chlor-“ + „-Id-Ion“ oder das Chlorid-Ion. In ähnlicher Weise ist O2− ist das Oxidion, Se2− ist das Selenid-Ion und so weiter. Tabelle (PageIndex{2}) listet die Namen einiger üblicher einatomiger Ionen auf. Die mehratomigen Ionen haben ihre eigenen charakteristischen Namen, wie bereits erwähnt.

Beispiel (PageIndex{1})

Benennen Sie jedes Ion.

  1. Ca2+
  2. S2−
  3. SO32−
  4. NH4+
  5. Cu+

Lösung

  1. das Calciumion
  2. das Sulfidion
  3. das Sulfit-Ion
  4. das Ammoniumion
  5. das Kupfer(I)-Ion oder das Kupfer(I)-Ion

Übung (PageIndex{1})

Benennen Sie jedes Ion.

  1. Fe2+
  2. Fe3+
  3. SO42−
  4. Ba2+
  5. HCO3
Antwort a:
Eisen(II)-Ion
Antwort b:
Eisen(III)-Ion
Antwort c:
Sulfat-Ion
Antwort d:
Bariumion
Antwort e:
Hydrogencarbonat- oder Bicarbonat-Ionen

Beispiel (PageIndex{2})

Schreiben Sie die Formel für jedes Ion.

  1. das Bromid-Ion
  2. das Phosphation
  3. das Kupfer-Ion
  4. das Magnesium-Ion

Lösung

  1. Br
  2. Bestellung43−
  3. Cu2+
  4. Mg2+

Übung (PageIndex{2})

Schreiben Sie die Formel für jedes Ion.

  1. das Fluoridion
  2. das Carbonat-Ion
  3. das Zinn(II)-Ion
  4. das Kaliumion
Antwort a:
F-
Antwort b:
CO32-
Antwort c:
Sn 2+
Antwort d:
K+

EIN binär ionische Verbindung ist eine Verbindung bestehend aus a einatomig Metall Kation und ein einatomiges Nichtmetall Anion. Das Metallkation wird zuerst genannt, gefolgt vom Nichtmetallanion, wie in Abbildung (PageIndex{1}) für die Verbindung BaCl . dargestellt2. Das Wort Ion fällt aus beiden Teilen.

Abbildung (PageIndex{1}): Benennung (BaCl_2)

Indizes in der Formel wirken sich nicht auf den Namen aus.

Beispiel (PageIndex{3}): Benennung ionischer Verbindungen

Benennen Sie jede ionische Verbindung.

  1. CaCl2
  2. AlF3
  3. KCl

Lösung

  1. Mit den Namen der Ionen wird diese ionische Verbindung als Calciumchlorid bezeichnet.
  2. Der Name dieser ionischen Verbindung ist Aluminiumfluorid.
  3. Der Name dieser ionischen Verbindung ist Kaliumchlorid

Übung (PageIndex{3})

Benennen Sie jede ionische Verbindung.

  1. AgI
  2. MgO
  3. Ca3P2
Antwort a:
Silberjodid
Antwort b:
Magnesiumoxid
Antwort c:
Calciumphosphid

Wenn Sie eine Formel für eine ionische Verbindung erhalten, deren Kation mehr als eine mögliche Ladung haben kann, müssen Sie zuerst die Ladung des Kations bestimmen, bevor Sie seinen richtigen Namen ermitteln. Betrachten Sie beispielsweise FeCl2 und FeCl3 . In der ersten Verbindung hat das Eisenion eine 2+ Ladung, weil es zwei Cl Ionen in der Formel (1− Ladung auf jedem Chloridion). In der zweiten Verbindung hat das Eisenion eine 3+-Ladung, wie durch die drei Cl Ionen in der Formel. Dies sind zwei verschiedene Verbindungen, die zwei verschiedene Namen benötigen. Nach dem Stock-System lauten die Namen Eisen(II)-chlorid und Eisen(III)-chlorid (Abbildung (PageIndex{2})).

Tabelle (PageIndex{3}): Benennung der (FeCl_2)- und (FeCl_3)-Verbindungen im Modern/Stock-System.
Name des Kations (Metall) + (römische Ziffer in Klammern) + Basenname des Anions (Nichtmetall) und -ide

Wenn wir die Stämme und Suffixe des gemeinsamen Systems verwenden würden, wären die Namen Eisenchlorid bzw. Eisenchlorid (Abbildung (PageIndex{3})) .

Tabelle (PageIndex{4}): Benennung der (FeCl_2)- und (FeCl_3)-Verbindungen im alten/gemeinsamen System.
"Alter" Basenname des Kations (Metall) und -ic oder -ous + Basenname des Anions (Nichtmetall) und -ide

-ous (für Ionen mit geringerer Ladung)

-ic (für Ionen mit höherer Ladung)

Beispiel (PageIndex{4}):

Benennen Sie jede ionische Verbindung.

  1. Co2Ö3
  2. FeCl2

Lösung

ErläuterungAntworten
ein

Wir wissen, dass Kobalt mehr als eine mögliche Ladung haben kann; wir müssen nur feststellen, was es ist.

  • Oxid hat immer eine 2− Ladung, also haben wir bei drei Oxidionen eine negative Gesamtladung von 6−.
  • Dies bedeutet, dass die beiden Kobalt-Ionen 6+ beitragen müssen, was für zwei Kobalt-Ionen bedeutet, dass jedes 3+ ist.
  • Daher ist der richtige Name für diese ionische Verbindung Kobalt(III)-oxid.
Kobalt(III)-oxid
B

Eisen kann auch mehr als eine mögliche Ladung haben.

  • Chlorid hat immer eine Ladung von 1−, also haben wir mit zwei Chloridionen eine negative Gesamtladung von 2−.
  • Das bedeutet, dass das eine Eisenion eine Ladung von 2+ haben muss.
  • Daher lautet der richtige Name für diese ionische Verbindung Eisen(II)-chlorid.
Eisen(II)-chlorid

Übung (PageIndex{4})

Benennen Sie jede ionische Verbindung.

  1. AuCl3
  2. PbO2
  3. CuO
Antwort a:
Gold(III)-chlorid
Antwort b:
Blei(IV)-oxid
Antwort c:
Kupfer(II)-oxid

Benennung ionischer Verbindungen mit mehratomigen Ionen

Das Benennen von ionischen Verbindungen mit mehratomigen Ionen ist das gleiche wie das Benennen von binären ionischen Verbindungen. Das Kation wird zuerst genannt, gefolgt vom Anion. Ein Beispiel ist die Ammoniumsulfatverbindung in Abbildung (PageIndex{6}).

Abbildung (PageIndex{2}): Benennung ionischer Verbindungen mit mehratomigen Ionen

Beispiel (PageIndex{5}): Benennung ionischer Verbindungen

Schreiben Sie den richtigen Namen für jede ionische Verbindung.

  1. (NH4)2S
  2. AlPO4,
  3. Fe3(PO4)2

Lösung

ErläuterungAntworten

A. Das Ammonium-Ion hat eine Ladung von 1+ und das Sulfid-Ion hat eine Ladung von 2–.

Zwei Ammoniumionen müssen die Ladung eines einzelnen Sulfidions ausgleichen.

Der Name der Verbindung ist Ammoniumsulfid.

Ammoniumsulfid

B. Die Ionen haben die gleiche Ladungsgröße, eines von jedem (Ion) wird benötigt, um die Ladungen auszugleichen.

Der Name der Verbindung ist Aluminiumphosphat.

Aluminiumphosphat

C. Keine Ladung ist ein genaues Vielfaches der anderen, also müssen wir zum kleinsten gemeinsamen Vielfachen von 6 gehen.

Um 6+ zu erhalten, werden drei Eisen(II)-Ionen benötigt, und um 6− zu erhalten, werden zwei Phosphationen benötigt .

Der Name der Verbindung ist Eisen(II)-Phosphat.

Eisen(II)phosphat

Übung (PageIndex{5A})

Schreiben Sie den richtigen Namen für jede ionische Verbindung.

  1. (NH4)3Bestellung4
  2. Co(NEIN2)3
Antwort a:
Ammoniumphosphat
Antwort b:
Kobalt(III)-nitrit

Abbildung (PageIndex{1}) ist eine Zusammenfassung der Benennung einfacher ionischer Verbindungen.

Abbildung (PageIndex{3}): Eine Anleitung zur Benennung einfacher ionischer Verbindungen.

Übung (PageIndex{5B})

Benennen Sie jede ionische Verbindung.

  1. ZnBr2
  2. Al2Ö3
  3. (NH4)3Bestellung4
  4. AuF3
  5. AgF
Antwort a:
Zinkbromid
Antwort b:
Aluminiumoxid
Antwort c:
Ammoniumphosphat
Antwort d:
Gold(III)fluorid oder Goldfluorid a
Antwort e:
Silberfluorid

Zusammenfassung

  • Ionische Verbindungen werden benannt, indem zuerst das Kation und dann das Anion genannt werden.
  • Positive und negative Ladungen müssen sich ausgleichen.
  • Einige Anionen haben mehrere Formen und werden entsprechend mit römischen Ziffern in Klammern benannt.
  • Ternäre Verbindungen bestehen aus drei oder mehr Elementen.

Beiträge und Namensnennungen


In diesem Tutorial lernen Sie die Nomenklatur und ionische Verbindungen benennen. Wir werden Namen aus den chemischen Formeln von binären und mehratomigen ionischen Verbindungen ableiten.

  • Verbindung: Substanz, die Moleküle enthält, die aus Atomen von zwei oder mehr chemischen Elementen bestehen (kann ionisch oder kovalent sein)
  • Ion: Atom oder Gruppe von Atomen, die eine elektrische Ladung besitzen
  • Aufladung: gefunden durch Subtrahieren von (Protonen-Elektronen) Änderungen während der Ionenbindung aufgrund des Elektronentransfers
    • Kation: positiv geladenes Ion, das entsteht, wenn ein neutrales Atom Elektronen verliert
    • Anion: positiv geladenes Ion, das entsteht, wenn ein neutrales Atom Elektronen verliert lose
    • Kationenteilnehmer ist fast immer ein Metall
    • Anionenteilnehmer ist fast immer ein Nichtmetall
    • Einatomisch: Atome von nur einem Element
    • Kann allein als mehratomiges Kation und Anion stehen
      • Fungiert als einzelne, aufgeladene Einheit

      Einführung

      Ionische Verbindungen entstehen, wenn Atome oder Moleküle andere mit entgegengesetzter Ladung anziehen. Diese Wechselwirkung tritt typischerweise zwischen einem Metall auf, das eine positive Ladung trägt, und einem Nichtmetall, das eine negative Ladung trägt. Die elektrostatische Anziehung zwischen den Teilnehmern erleichtert den Elektronentransfer zwischen ihnen.

      Diese Verbindungen ordnen sich zu einer „Gitter“-Struktur an. Das Ionengitter stellt sicher, dass jedes Ion mit den entgegengesetzt geladenen Ionen, die es umgeben, regelmäßige Muster bildet. Um diese Verbindungen zu benennen, müssen Sie ihre Ionenbestandteile berücksichtigen.

      Binäre ionische Verbindungen

      Zuerst lernen wir, wie man binäre ionische Verbindungen benennt. Die beiden Teilnehmer können einatomig sein. Oder sie können aus mehreren Atomen bestehen. In jedem Fall wird der binäre Ionenbenennungsprozess angewendet.

      Nennen Sie zuerst das Kation

      Das Kation oder das positiv geladene Teilchen beginnt immer den Namen der Verbindung. Die spezifischen Namenskonventionen variieren jedoch zwischen den Elementargruppen.

      Gruppen eins und zwei

      Elemente der ersten und zweiten Gruppe des Periodensystems bilden immer Ionen mit einer Ladung gleich ihrer Gruppennummer. Dieser stetige Trend bedeutet, dass Verbindungen, die eines dieser Elemente enthalten, einfach mit seinem Namen beginnen.

      Das Kaliumion der ersten Gruppe trägt beispielsweise immer die Ladung 1+. Der Name seiner Verbindung würde daher mit „Kalium“ beginnen. Das gleiche gilt für Gruppe zwei. Um eine Verbindung zu benennen, die ein Magnesiumkation enthält, das eine 2+-Ladung hat, würden Sie mit „Magnesium“ beginnen.

      Auch einige Metalle außerhalb dieser beiden Gruppen tragen fast immer die gleiche Ladung. Aluminium, Zink, Scandium und Silber haben normalerweise eine Ladung von +3, +2, +3 bzw. +1 und verwenden daher keine römischen Ziffern wie bei anderen Metallen.

      Benennung des Anions als Zweite

      Nachdem Sie den Namen des Kations geschrieben haben, können Sie den Namen des einatomigen Anions gefolgt von der Endung „ide“ eingeben. Die chemische Formel KCl ergibt beispielsweise den Namen „Calciumchlorid“.

      Benennung von Übergangsmetallkationen

      Aber die Dinge werden etwas schwieriger, wenn Sie über die Gruppen eins und zwei hinausgehen. Denken Sie daran, dass Verbindungen eine neutrale oder null Nettoladung wünschen. Die positive Ladung des Kations muss die negative Ladung des Anions ausgleichen.

      Elemente der Gruppen drei bis zwölf, Übergangsmetalle genannt, verlieren je nach Situation unterschiedlich viele Elektronen. Sie bilden Kationen mit unterschiedlichen Ladungen, wodurch einzigartige Verbindungen mit unterschiedlichen Eigenschaften erzeugt werden. Sie bestimmen die Ladung eines Übergangsmetallkations, indem Sie es unter Berücksichtigung aller Atome mit dem entgegengesetzten Wert seines gegebenen Anionenbestandteils gleichsetzen.

      Das Aktiensystem

      Verwenden Sie das Aktiensystem, um diese Variationen zu beheben. Bei dieser Methode werden römische Ziffern verwendet, um die Ladung des Kations in einer Verbindung anzuzeigen. Sie müssen die Ziffern in Klammern setzen und dem Wort „ion“ folgen.

      Fe 2+ und Fe 2+ sind wichtige Beispiele dafür, dass Eisen entweder eine 2+-Ladung oder eine 3+-Ladung tragen kann. Wenn das Anion eine 3-Ladung trägt, wähle eine 3+-Ladung für das Kation. Wenn das Anion eine 2-Ladung trägt, wähle eine 2+-Ladung für das Kation. Sie können dies klären, indem Sie das Kation entweder „Eisen(II)“ oder „Eisen(III)“ nennen.”

      Um es noch einmal zu wiederholen, Elemente, die Ionen mit nur einer Ladung bilden, müssen nicht so geschrieben werden. Das Verfahren beseitigt Mehrdeutigkeiten speziell um Übergangsmetallladungen.

      Der Vorgang zum Schreiben des Anions bleibt in diesem Fall unverändert. Sie platzieren den Namen des Anion-Elements nach dem Übergangselement-Kation und seiner Ladung. Zum Beispiel die Verbindung Co2Cl würde mit dem Namen „Kobalt(II)-chlorid“ übersetzt.

      Beispiele für binäre ionische Verbindungen:
      • NaCl: Natriumchlorid
      • ZnI2: Zinkjodid
      • Al2Ö3: Aluminiumoxid
      • FeCl3: Eisen(III)-chlorid
      • PbO: Blei(II)-oxid

      Mehratomige ionische Verbindungen

      Mehratomige Verbindungen enthalten mehr als eine Atomart.

      Sie können eine monoatomare Komponente und eine polyatomare Komponente aufweisen, wie am Beispiel von NaNO3, Natriumnitrat. Oder sie könnten zwei mehratomige Komponenten aufweisen, wie in (NH&sub2;)&sub2;SO&sub4;, Ammoniumsulfat, zu sehen ist.

      Mehratomige ionische Verbindungen mögen zunächst komplex erscheinen. Da sie selbst zusammengesetzt sind, enthalten ihre Titel konventionalisierte Namen. Aber auch bei der Namensgebung wird zuerst das Kation und dann das Anion geschrieben.

      Zum Beispiel NaNO3 heißt „Natriumnitrat“. Natrium wird nach den gleichen Regeln wie oben benannt. Aber nein3 , da es eine eigene Verbindung ist, muss als "Nitrat" ​​bezeichnet werden. (NH&sub2;)&sub2;SO&sub3; enthält zwei mehratomige Ionen, Ammonium und Sulfat. Die Kombination der Kation- und Anionenkomponente ergibt „Ammoniumsulfat“.

      Beispiele für mehratomige ionische Verbindungen:
      • CaCO3: Kalziumkarbonat
      • NH₄NO3: Ammoniumnitrat
      • KNO3: Kaliumnitrat
      • Fe(OH)2: Eisen(II)hydroxid
      • N / A3Bestellung4: Natriumphosphat
      • Sn3(PO4)4: Zinn(IV)phosphat

      Sie sollten mit gängigen mehratomigen Kationen und Anionen vertraut sein, damit Sie sie bei der Benennung ionischer Verbindungen verwenden können. Die folgende Tabelle bietet eine Zusammenfassung der zu beachtenden Kationen und Anionen.

      Gemeinsame mehratomige Ionen:
      Mehratomige KationenMehratomige Anionen
      NH4 + : Ammonium NEIN3 –: Nitrat
      h3O + : Hydronium NEIN2 –: Nitrit
      OH –: Hydroxid
      ClO3 –: Chlorat
      ClO2 –: Chlorit
      CrO4 2- : Chromat
      CO3 2- : Karbonat
      HCO3 –: Bikarbonat
      CH3COO –: Acetat
      SO4 2- : Sulfat
      SO3 2- : Sulfit
      Bestellung4 3- : Phosphat
      Bestellung3 3- : Phosphit
      CN –: Zyanid
      C2Ö4 2- : Oxalat

      Vereinfachte Schritte zur Benennung ionischer Verbindungen

      Um diese Informationen zur Benennung ionischer Verbindungen zu überprüfen, konsultieren Sie das folgende Flussdiagramm. Es umfasst die Schritte des Benennungsprozesses in verschiedenen Szenarien.


      Regeln für die Benennung ionischer Verbindungen

      Zu den kritischen Themen für das Bestehen des Quiz gehören die Regeln für die Benennung von mehratomigen ionischen Verbindungen und. Was ist der Name von.

      Löslichkeitsregeltabelle für den Chemieunterricht (mit

      Chlor wird in Chlorid umgewandelt.

      Regeln für die Benennung von ionischen Verbindungen. Wenn Sie diese Nachricht sehen, haben wir Probleme beim Laden externer Ressourcen auf unserer Website. Bei der Benennung ionischer Verbindungen folgen wir den allgemeinen Regeln: Begriffe in dieser Menge (5) Metall + mehratomiges Anion.

      Regeln für die Benennung ionischer Verbindungen: Benennen von ionischen Verbindungen, die mehrwertige Ionen enthalten, am Beispiel von Kobalt(iii)-sulfid. Das Kation wird zuerst genannt, gefolgt vom Anion.

      Ionische Verbindungen sind neutrale Verbindungen, die aus positiv geladenen Ionen, sogenannten Kationen, und negativ geladenen Ionen, sogenannten Anionen, bestehen. Gewöhnen Sie sich an welchen Teil eines Elements.Die Benennung grundlegender chemischer Verbindungen ist unerlässlich, wenn Sie in der Chemie erfolgreich sein wollen, da der Name der Verbindung klar definiert, was sie ist.

      Die Benennung von mehratomigen ionischen Verbindungen ist schwierig, und es gibt mehrere Regeln, die von den verschiedenen beteiligten Ionen abhängen. Phosphor wird in Phosphid umgewandelt. Ein Satz von drei Karten mit den einfachen Regeln für die Benennung einer ionischen Verbindung.

      Mehratomige Ionen sind Ionen, die aus mehr als einem Atom bestehen. Regeln für die Benennung ionischer Verbindungen mit Übergangsmetallen. Benennen von ionischen Verbindungen, die mehrwertige Ionen enthalten, am Beispiel von Kobalt(iii)sulfid.

      Verstehen, was ionische Verbindungen sind, Anion und Kation definieren, erklären, was ein Ion ist, den Zweck erkennen. Regeln für die Benennung molekularer Verbindungen: Schritte zur Benennung kovalenter Verbindungen.

      Identifizieren Sie zunächst die vorhandenen Elemente. Regeln für das Benennen und Schreiben von Verbindungen i. Regeln für die Benennung ionischer Verbindungen.

      Bei der Benennung ionischer Verbindungen behält das Kation den gleichen Namen wie das Element. Benennung ionischer Verbindungen mit mehratomigen Ionen. Die Nettoladung einer ionischen Verbindung muss null sein.

      Ein Beispiel ist die Ammoniumsulfatverbindung in Abbildung (pageindex<6>). • Schreiben Sie zuerst das Symbol und die Ladung des Kations (positives Ion) Benennen von ionischen Verbindungen mit mehratomigen Ionen

      Daher muss die Anzahl der Kationen und Anionen in einer ionischen Verbindung ausgewogen sein, um ein elektrisch neutrales Molekül herzustellen. Dies ist ein Metallelement oder ein mehratomiges Kation. Wie lautet der korrekte Name der Verbindung pb(no3)2.

      Regeln für die Benennung ionischer Verbindungen mit mehratomigen Ionen: Nennen Sie zuerst das Kation (+ Ion) (achten Sie auf nh 4 + …ammonium) 2. • Verwenden Sie ein Periodensystem der Elemente und der Ionen.

      Nano3 Natriumnitrat na2so4 Natriumsulfat cacl2 Calciumchlorid k3po4 Kaliumphosphat Bei binären ionischen Verbindungen (ionische Verbindungen, die nur zwei Arten von Elementen enthalten) werden die Verbindungen benannt, indem zuerst der Name des Kations gefolgt vom Namen des Anions geschrieben wird. Begriffe in diesem Satz (3), die eine ionische Verbindung benennen:

      Benennung ionischer Verbindungen Arbeitsblatt eins gibt den Namen der folgenden ionischen Verbindungen an. Jede Art von Verbindung hat ihre eigenen Regeln für die Benennung. Ändern Sie sowohl bei molekularen als auch bei ionischen Verbindungen den Namen der zweiten Verbindung, sodass sie auf ‘ide’ . endet

      Daher muss die Anzahl der Kationen und Anionen in einer ionischen Verbindung ausgewogen sein, um ein elektrisch neutrales Molekül herzustellen. Verwenden Sie Kleinbuchstaben für den zusammengesetzten Namen. Die Lektion heißt Regeln für die Benennung von ionischen Verbindungen und wird Ihnen Folgendes beibringen:

      Wenn Sie Verbindungen benennen, müssen Sie diese verschiedenen Regeln verstehen und Hinweise finden, die Ihnen helfen, die Verbindungen richtig zu benennen. Bei der Benennung ionischer Verbindungen stehen alle Informationen, die Sie benötigen, im Periodensystem. Bringen Sie Ihre Schüler mit dieser Schnitzeljagd-Aktivität in Bewegung, um das Benennen von Ionen zu üben.

      Benennen von Verbindungen •Es gibt 2 Haupttypen von binären Verbindungen: Verbindungen, die aus 2 oder mehr Elementen bestehen. Jede dieser drei hat ihre eigenen Regeln, die nicht kombiniert werden können.

      Wie bei ionischen Verbindungen ermöglicht das Benennungssystem für kovalente Verbindungen Chemikern, die Summenformel aus dem Namen zu schreiben und umgekehrt. Römische Zahl in Klammern zur Angabe der Ladung. Wenn ein Wasserstoffion beteiligt ist, beginnt die Verbindung entweder mit Wasserstoff oder Diwasserstoff, je nachdem, ob ein oder zwei Ionen beteiligt sind.

      Das Benennen von ionischen Verbindungen mit mehratomigen Ionen ist das gleiche wie das Benennen von binären ionischen Verbindungen. Fügen Sie bei der Benennung der Übergangsmetalloxide eine römische Zahl in Klammern direkt nach dem Namen des Übergangsmetallions hinzu. Das Standardbenennungssystem verwendet römische Ziffern, um die Ladung des Kations anzugeben, da sie mehr als eine Ladung haben können.

      Diese bilden Verbindungen, die sowohl ionische als auch kovalente Bindungen enthalten. Angenommen, Sie möchten die Verbindung benennen, die bei der Reaktion von Lithium und Schwefel entsteht. Welche der folgenden Namensregeln würde für caco3 gelten.

      Die Namenskonvention der römischen Zahl hat eine größere Anziehungskraft, da viele Ionen mehr als zwei Wertigkeiten haben. Die meisten Kationen und Anionen können sich zu neutralen, festen Verbindungen verbinden, die normalerweise als Salze bekannt sind. Metal geht an erster Stelle und es gelten alle vorherigen Regeln für die Metalle.

      Nennen Sie das Nichtmetall-Ion als zweites. Bei der Benennung molekularer Verbindungen werden Präfixe verwendet, um die Nummer eines bestimmten Elements anzugeben, das in der Verbindung vorhanden ist. (Wenn ein Element kein Präfix hat, nehmen Sie an, dass der Index 𔄙.” ist. Wenden Sie das obige Benennungsschema an.

      Identifizieren und benennen Sie das Anion Wenn Sie ionische Verbindungen benennen, schreiben Sie zuerst den Namen des Metalls und dann des Nichtmetalls. Bestimmen Sie zunächst die Formel, indem Sie die Ladungen ausgleichen.

      Sehen Sie sich zweitens den Index jedes Elements an, um zu bestimmen, welches Präfix verwendet werden soll. Nennen Sie das Kation und dann das Anion. Dies ist ein nichtmetallisches Element.

      Dieser und der folgende Abschnitt beschreiben die Regeln für die Benennung einfacher kovalenter Verbindungen, beginnend mit anorganischen Verbindungen bis hin zu einfachen organischen Verbindungen, die nur Kohlenstoff und Wasserstoff enthalten. 1a) Gruppe 1, 2, 13 Metalle Name direkt aus dem Periodensystem Die Nettoladung einer ionischen Verbindung muss Null sein.

      Bei der Benennung ionischer Verbindungen behält das Kation den gleichen Namen wie das Element. • endet mit dem Suffix ide • oder Bindung zwischen einem Metall und einem Komplexion. Diese Endungen werden dem lateinischen Namen des Elements hinzugefügt (z. B. Zinn(II)/Zinn für Zinn), um die Ionen mit geringerer bzw. höherer Ladung darzustellen.

      Identifizieren und benennen Sie das Kation Entfernen Sie die Endung des zweiten Elements und fügen Sie “ide” wie bei ionischen Verbindungen hinzu. Fügen Sie am Ende des Namens der zweiten Verbindung ein ‘ide’ hinzu.

      Setzen Sie kein Leerzeichen dazwischen. Benennen Sie immer zuerst das Metallion.

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      Flussdiagramm zur Benennung von ionischen, sauren und kovalenten Verbindungen


      Mehratomige Anionen gewinnen manchmal ein oder mehrere H + -Ionen, um Anionen niedrigerer Ladung zu bilden. Diese Ionen werden benannt, indem das Wort Wasserstoff oder Dihydrogen vor dem Namen des Anions hinzugefügt wird. Es ist immer noch üblich, die ältere Namenskonvention zu sehen und zu verwenden, in der das Präfix Bi- wird verwendet, um die Zugabe eines einzelnen Wasserstoffions anzuzeigen.

      • HCO3 - Hydrogencarbonat oder Bicarbonat
      • HSO4 - Hydrogensulfat oder Hydrogensulfat
      • h2Bestellung4 - Dihydrogenphosphat

      Beispiel: Das klassische Beispiel ist der chemische Name für Wasser, H2O, was Dihydrogenmonoxid oder Dihydrogenoxid ist. Dihydrogendioxid, H2Ö2, wird häufiger als Wasserstoffdioxid oder Wasserstoffperoxid bezeichnet.


      CH104: Chemie und Umwelt

      Dieser Text wird unter Creative Commons-Lizenzierung veröffentlicht, für Referenzen und Anpassungen klicken Sie bitte hier.

      3.1 Einführung in die Oktettregel

      3.2 Ionen und das Periodensystem

      Gemeinsame Kationen

      Gemeinsame Anionen

      Ionen von Übergangsmetallen

      3.3 Ionenbindung

      3.4 Üben Sie das Schreiben korrekter Ionenformeln

      3.5 Benennung von Ionen und ionischen Verbindungen

      3.6 Mehratomige Ionen

      3.7 Benennung mehratomiger Ionen

      3.8 Eigenschaften und Arten ionischer Verbindungen

      3.9 Arrhenius-Säuren und -Basen

      3.10 Fokus auf die Umwelt – Saurer Regen

      3.11 Kapitelzusammenfassung

      3.12 Referenzen

      3.1 Einführung in die Oktettregel

      Bisher haben wir nur die elementaren Formen von Atomen diskutiert, die neutral geladen sind. Dies liegt daran, dass die Anzahl der Elektronen (negativ geladen) gleich der Anzahl der Protonen (positiv geladen) ist. Die Gesamtladung des Atoms ist null, da die Größe der negativen Ladung gleich der Größe der positiven Ladung ist. Dieses Ladungsverhältnis von eins zu eins ist jedoch für viele Elemente nicht der häufigste Zustand. Abweichungen von diesem Verhältnis führen zu geladenen Teilchen namens Ionen.

      In der Natur neigen Dinge mit hohem Energiegehalt dazu, sich in Richtung niedrigerer Energiezustände zu bewegen. Konfigurationen mit niedrigerer Energie sind stabiler, daher werden die Dinge natürlich von ihnen angezogen. Bei Atomen werden diese niedrigeren Energiezustände durch die Edelgaselemente repräsentiert. Diese Elemente haben Elektronenkonfigurationen, die gekennzeichnet sind durch volle S und P Unterschalen. Dies macht sie stabil und reaktionsunfähig. Sie befinden sich bereits in einem niedrigen Energiezustand, daher neigen sie dazu, so zu bleiben, wie sie sind.

      Die Elemente in den anderen Gruppen haben Unterschalen, die nicht voll sind, also sind sie im Vergleich zu den Edelgasen instabil. Diese Instabilität treibt sie zu den niedrigeren Energiezuständen, die durch die Edelgase repräsentiert werden, die im Periodensystem in der Nähe sind. In diesen niederenergetischen Zuständen hat das äußerste Energieniveau acht Elektronen (ein „Oktett“). Die Tendenz eines Atoms zu einer Konfiguration, in der es acht Valenzelektronen besitzt, wird als „Oktettregel.

      Es gibt zwei Möglichkeiten für ein Atom, das kein Oktett von Valenzelektronen hat, um ein Oktett in seiner äußeren Hülle zu erhalten. Eine Möglichkeit ist die Übertragung von Elektronen zwischen zwei Atomen, bis beide Atome Oktette haben. Da einige Atome Elektronen verlieren und einige Atome Elektronen aufnehmen, ändert sich die Anzahl der Elektronen insgesamt nicht, aber bei der Übertragung von Elektronen erhalten die einzelnen Atome eine elektrische Ladung ungleich Null. Diejenigen, die Elektronen verlieren, werden positiv geladen, und diejenigen, die Elektronen gewinnen, werden negativ geladen. Denken Sie daran, dass positiv oder negativ geladene Atome Ionen genannt werden. Wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen aufgenommen hat, ist es negativ geladen und heißt an Anion. Hat ein Atom ein oder mehrere Elektronen verloren, ist es positiv geladen und heißt a Kation. Da sich entgegengesetzte Ladungen anziehen (während sich gleiche Ladungen abstoßen), ziehen sich diese entgegengesetzt geladenen Ionen an und bilden sich ionische Bindungen. Die resultierenden Verbindungen heißen ionische Verbindungen.

      Die zweite Möglichkeit für ein Atom, ein Elektronenoktett zu erhalten, besteht darin, Elektronen mit einem anderen Atom zu teilen. Diese gemeinsamen Elektronen besetzen gleichzeitig die äußerste Schale beider Atome. Die durch Elektronenteilung hergestellte Bindung heißt a kovalente Bindung. Kovalente Bindungen und kovalente Verbindungen werden in Kapitel 4 „Kovalente Bindungen und einfache molekulare Verbindungen“ diskutiert.

      Am Ende von Kapitel 2 haben wir gelernt, wie man die Elektronenpunktsymbole zeichnet, um die Valenzelektronen für jede der Elementarfamilien darzustellen. Diese Fähigkeit wird beim Erlernen von Ionen und Ionenbindungen von entscheidender Bedeutung sein. Betrachten Sie Abbildung 3.1 und beobachten Sie die Edelgasfamilie der Elemente. Das Elektronenpunktsymbol für die Nobel-Gas-Familie zeigt deutlich an, dass die Valenzelektronenschale vollständig mit einem Elektronenoktett gefüllt ist. Wenn Sie sich die anderen Familien ansehen, können Sie sehen, wie viele Elektronen sie aufnehmen oder verlieren müssen, um den Oktettzustand zu erreichen. Oben haben wir festgestellt, dass Elemente am stabilsten sind, wenn sie den Oktettzustand erreichen können. Allerdings ist auch zu beachten, dass eine zu hohe negative oder positive Aufladung des Gehäuses ungünstig ist. Somit erreichen die Elemente den Oktettzustand und behalten auch die niedrigstmögliche Ladung bei. Sie werden feststellen, dass es für die IA-, IIA-, IIIA- und Übergangsmetallgruppen wirtschaftlicher ist, Elektronen (1-3 Elektronen) aus ihren Valenzschalen zu verlieren, um den Oktettzustand zu erreichen, anstatt 5-7 Elektronen zu gewinnen. In ähnlicher Weise neigen die Hauptgruppenspalten VA, VIA und VIIA dazu, Elektronen (1-3) zu gewinnen, um ihr Oktett zu vervollständigen, anstatt 5-7 Elektronen zu verlieren. Einige Atome, wie Kohlenstoff, befinden sich direkt in der Mitte. Diese Atome mögen es nicht, Elektronen zu gewinnen oder zu verlieren, sondern neigen dazu, das gemeinsame Modell der chemischen Bindung zu bevorzugen. Die verbleibenden Abschnitte dieses Kapitels konzentrieren sich auf die Bildung von Ionen und die daraus resultierenden ionischen Verbindungen.

      Abbildung 3.1 Periodensystem mit Elektronenpunktsymbolen.

      Abbildung 3.2 Ionisation im Inneren und elektrisches Feld. (A) Darstellung von St. Elmo’s Fire an den Spitzen eines Schiffsmasten. (B) Bei vielen Hochspannungsanwendungen ist die Plasmaionisation ein unerwünschter Nebeneffekt. Gezeigt ist eine Langzeitbelichtung einer Koronaentladung an einem Isolatorstrang einer 500-kV-Freileitung. Diese Art der Plasmaentladung stellt einen erheblichen Leistungsverlust für Energieversorger dar.

      Foto in a (A) abgebildet von: Unbekannter Autor

      Foto in a (B) abgebildet von: Nitromethan

      3.2 Ionen und das Periodensystem

      Die Elemente auf der rechten Seite des Periodensystems, Nichtmetalle, nehmen die Elektronen auf, die notwendig sind, um die stabile Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Edelgases zu erreichen. Elemente auf der linken Seite des Periodensystems, Metalle, verlieren die Elektronen, die notwendig sind, um die Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Edelgases zu erreichen. Übergangselemente können unterschiedlich sein, wie sie sich in Richtung niedrigerer Energiekonfigurationen bewegen.

      Gemeinsame Kationen

      Elemente der Gruppe IA bilden Ionen mit einer Ladung von +1. Sie verlieren bei der Ionisation ein Elektron und gehen in die Elektronenkonfiguration des vorherigen Edelgases über. Wie beispielsweise in Abbildung 3.3 gezeigt, verliert ein Natriumatom (Na) bei der Ionisierung eines seiner 11 Elektronen und wird zu einem Natriumion (Na + ) mit der Elektronenkonfiguration, die wie das vorherige Edelgas Neon aussieht. Das Natriumion hat ein Elektron weniger als Protonen, hat also eine einzelne positive Ladung und wird als Kation bezeichnet.

      Abbildung 3.3 Die Bildung eines Natriumions. Natrium neigt dazu, sein Valenzschalenelektron in der dritten Schale während der Bildung von Ionenbindungen zu verlieren. Es bleibt mit einem vollen Oktett in der zweiten Schale und hat jetzt die Elektronenkonfiguration von Neon. Beachten Sie, dass es immer noch die gleiche Anzahl von Protonen (11) wie das ursprüngliche Natriumatom hat und die Identität von Natrium beibehält. Allerdings befinden sich jetzt nur noch 10 Elektronen in der Elektronenwolke, was zu einer positiven Nettoladung (+1) führt.

      Bei Verlust dieses Elektrons hat das Natriumion nun ein Oktett von Elektronen aus dem zweiten Hauptenergieniveau. Die folgende Gleichung veranschaulicht diesen Vorgang.

      N / A → Na + + e −

      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 S 1 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      Die Elektronenkonfiguration des Natriumions ist jetzt dieselbe wie die des Edelgases Neon. Der Begriff isoelektronisch bezieht sich auf ein Atom und ein Ion eines anderen Atoms (oder zweier verschiedener Ionen), die dieselbe Elektronenkonfiguration haben. Das Natriumion ist isoelektronisch mit dem Neonatom. Betrachten Sie einen ähnlichen Prozess mit Magnesium und mit Aluminium:

      Mg → Mg 2 + + 2 e −

      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      Al → Al 3 + + 3 e −

      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 P 1 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      In diesem Fall verliert das Magnesiumatom seine beiden Valenzelektronen, um die gleiche Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das Aluminiumatom verliert seine drei Valenzelektronen. Das Mg 2 + -Ion, das Al 3 + -Ion, das Na + -Ion und das elementare N e -Atom sind alle isoelektronisch. Für die meisten Elemente unter typischen Bedingungen sind drei Elektronen die maximale Anzahl, die verloren oder gewonnen wird. Nur größere Atome wie Blei und Uran können typischerweise größere Ladungszustände tragen.

      Insgesamt verlieren Elemente der Gruppe IIA zwei Valenzelektronen, um die Elektronenkonfiguration des Edelgases vor ihnen im Periodensystem zu erreichen, und Elemente der Gruppe IIIA verlieren drei Elektronen, um Ionen mit einer Ladung von +3 zu bilden. Dadurch erhalten sie die Elektronenkonfiguration des Edelgases, das ihnen im Periodensystem vorausgeht.

      Obwohl Wasserstoff in der ersten Spalte steht, wird er nicht als Alkalimetall betrachtet und fällt daher nicht unter dieselbe Klassifikation wie die Elemente darunter im Periodensystem. Dies liegt daran, dass Wasserstoff nur eine S-Unterschale und kann nur insgesamt 2 Elektronen aufnehmen, um gefüllt zu werden und die Elektronenkonfiguration von Helium zu erhalten. Anstatt also der Oktettregel zu folgen, erreicht es eine größere Stabilität, indem es ein „Duett“ von Elektronen durch Bindung mit anderen Atomen gewinnt. Somit kann Wasserstoff je nach Element, mit dem er interagiert, sowohl kovalente Bindungen als auch ionische Bindungen bilden. Wenn es an Ionenbindungen teilnimmt, verliert es meistens sein Elektron und bildet ein +1-Kation. Beachten Sie, dass Wasserstoff zunächst nur ein Elektron hat. Wenn er also im ionisierten Zustand ein Elektron verliert, gibt es nur noch ein einziges Proton im Atomkern. Wenn Wasserstoff zu H + ionisiert wird, wird er daher oft als a . bezeichnet Proton. Es kann auch ionisiert werden und ein -1 Anion bilden. In diesem Fall wird das H –-Anion nach der Standardkonvention benannt, die das Hydrid-Ion bildet. Bei der Ionisierung von Wasserstoff ist der H + -Zustand häufiger als der H –-Zustand. Darüber hinaus ist das H + -Ion in der Chemie der Säuren sehr wichtig. Säuren sind als Verbindungen definiert, die in wässrigen Lösungen H + -Ionen abgeben, und werden in Kapitel 9 ausführlicher diskutiert.

      Gemeinsame Anionen

      Elemente auf der anderen Seite des Periodensystems, die Nichtmetalle, neigen dazu, Elektronen aufzunehmen, um die stabilen Elektronenkonfigurationen der Edelgase zu erreichen, die ihnen im Periodensystem folgen.

      Elemente der Gruppe VIIA nehmen bei Ionisierung ein Elektron auf und erhalten eine Ladung von -1. Wie beispielsweise in Abbildung 3.4 gezeigt, nimmt Chlor (Cl) bei der Ionisierung ein Elektron auf, um die Elektronenkonfiguration des Edelgases Argon zu erreichen, das ihm im Periodensystem folgt. Dadurch erhält es eine einzelne negative Ladung, und es ist jetzt ein Chloridion (Cl – ). Beachten Sie die leichte Änderung des Suffixes (-ide anstelle von -ine), um den Namen dieses Anions zu erstellen.

      Abb. 3.4 Die Bildung eines Chloridions. Links hat ein Chloratom 17 Elektronen. Auf der rechten Seite hat das Chlorid-Ion ein zusätzliches Elektron für insgesamt 18 Elektronen und eine 1-Ladung hinzugewonnen. Beachten Sie, dass das Chlorid-Ion nun seine äußere Hülle ausgefüllt hat und acht Elektronen enthält, was die Oktettregel erfüllt.

      Elemente der Gruppe VIA gewinnen bei der Ionisation zwei Elektronen, erhalten -2 Ladungen und erreichen die Elektronenkonfigurationen der Edelgase, die ihnen im Periodensystem folgen. Während Elemente der Gruppe VA drei Elektronen aufnehmen, -3 Ladungen erhalten und auch die Elektronenkonfigurationen der Edelgase erreichen, die im Periodensystem folgen.

      Wenn Nichtmetallatome Elektronen aufnehmen, tun sie dies oft, bis ihr äußerstes Hauptenergieniveau ein Oktett erreicht. Dieser Vorgang wird im Folgenden für die Elemente Fluor, Sauerstoff und Stickstoff veranschaulicht.

      F + e − → F −

      1 s 2 2 s 2 2 p 5 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      O + 2 e − → O 2 −

      1 s 2 2 s 2 2 p 4 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      N + 3 e − → N 3 −

      1 s 2 2 s 2 2 P 3 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (Oktett)

      Alle diese Anionen sind untereinander und mit Neon isoelektronisch. Sie sind auch mit den drei Kationen aus dem vorherigen Abschnitt isoelektronisch. Unter typischen Bedingungen sind drei Elektronen das Maximum, das bei der Bildung von Anionen gewonnen wird.

      Es ist wichtig, das Konzept des isoelektronischen Seins nicht falsch zu interpretieren. Ein Natriumion unterscheidet sich stark von einem Neonatom, da die Kerne der beiden eine unterschiedliche Anzahl von Protonen enthalten. Eines ist ein essentielles Ion, das ein Teil des Kochsalzes ist, während das andere ein unreaktives Gas ist, das einen sehr kleinen Teil der Atmosphäre ausmacht. Ebenso unterscheiden sich Natriumionen stark von Magnesiumionen, Fluoridionen und allen anderen Mitgliedern dieser isoelektronischen Reihe ( N 3 − , O 2 − , F − , Ne , Na + , Mg 2 + , Al 3 + )

      Abbildung 3.5: Neongas (A) und Natriumchloridkristalle (B). Neonatome und Natriumionen sind isoelektronisch. Neon ist ein farbloses und unreaktives Gas, das in einer Gasentladungsröhre eine charakteristische rot-orange Farbe leuchtet. Natriumionen werden am häufigsten in Kristallen von Natriumchlorid, gewöhnlichem Kochsalz, gefunden.

      Ionen von Übergangsmetallen

      Die Übergangsmetalle sind eine interessante und herausfordernde Gruppe von Elementen. Sie haben verblüffende Muster der Elektronenverteilung, die nicht immer den Elektronenfüllregeln folgen. Es ist auch nicht immer offensichtlich, vorherzusagen, wie sie Ionen bilden werden.

      Übergangsmetalle Gehören zur D- blockieren, was bedeutet, dass die D- Unterschale der Elektronen ist dabei, mit bis zu zehn Elektronen gefüllt zu werden. Viele Übergangsmetalle können nicht genug Elektronen verlieren, um eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erreichen. Darüber hinaus sind die meisten Übergangsmetalle in der Lage, Ionen mit unterschiedlichen Ladungen aufzunehmen. Eisen, das entweder die Fe 2 + - oder Fe 3 + -Ionen bildet, verliert Elektronen wie unten gezeigt.

      Fe → Fe 2 + + 2 e −

      [ Ar ] 3 d 6 4 s 2 [ Ar ] 3 d 6

      Fe → Fe 3 + + 3 e −

      [ Ar ] 3 d 6 4 s 2 [ Ar ] 3 Tage 5

      Nach dem Aufbauprozess füllen die Elektronen die 4 S Unterebene, bevor Sie beginnen, die 3 zu füllen D Unterebene. Allerdings die äußersten S Elektronen werden immer zuerst bei der Bildung von Übergangsmetallkationen entfernt. Da Übergangsmetalle zwei Valenzelektronen haben, ist die Ladung von 2 + für ihre Ionen sehr üblich. Dies ist bei Eisen oben der Fall. Neben dem 2+-Zustand kann Eisen auch ein 3+-Kation bilden. Dies liegt daran, dass eine halb gefüllte D Unterschale ( D 5 ) ist besonders stabil, was darauf zurückzuführen ist, dass ein Eisenatom ein drittes Elektron verliert.

      Abbildung 3.6 (EIN). Rost ist eine komplexe Kombination von Eisenoxiden, darunter Eisen(III)-Oxid, Fe 2 O 3. (B) Eisen(II)-Sulfat, FeSO 4 ist ein Beispiel für eine Verbindung, die Eisen im kationischen 2+-Zustand enthält. Es ist seit der Antike als grünes Vitriol bekannt und wurde jahrhundertelang zur Herstellung von Tinten verwendet.

      Einige Übergangsmetalle mit relativ wenigen D Elektronen können eine Edelgaselektronenkonfiguration erreichen. Scandium ist ein Beispiel.

      Andere können stabile Konfigurationen mit einer vollständigen d-Unterschale erreichen, wie z. B. Zink und Kupfer.

      Die obige resultierende Konfiguration mit 18 Elektronen im äußersten Hauptenergieniveau wird als a . bezeichnet Pseudo-Edelgas-Elektronenkonfiguration. Es verleiht den Zn 2 + - und Cu + -Ionen besondere Stabilität.

      Abbildung 3.7 zeigt die häufigsten ionischen Zustände der Elemente und zeigt die beiden häufigsten ionischen Zustände für Elemente, die mehr als ein Ion bilden können.

      Abbildung 3.7 Gemeinsame Ionenzustände der Elemente. Bei Elementen mit mehr als einem gemeinsamen ionischen Zustand werden beide Zustände aufgelistet. Beachten Sie, dass Quecksilber mit einer Ladung von +1 einen ungewöhnlichen mehratomigen Ionenzustand bildet, Hg2 2+, wobei sich zwei Hg-Atome Elektronen teilen und dann jeweils auch einen Ladungszustand von +1 haben (siehe Abschnitt XX für weitere Details zu mehratomigen Ionen und Hg2 2+). Für die druckbare PDF-Version dieser Tabelle (mit den üblichen mehratomigen Ionen) klicken Sie auf den folgenden Link:

      3.3 Ionenbindung

      Die meisten Gesteine ​​und Mineralien, aus denen die Erdkruste besteht, bestehen aus positiven und negativen Ionen, die durch Ionenbindung zusammengehalten werden. Eine ionische Verbindung ist eine elektrisch neutrale Verbindung, die aus positiven und negativen Ionen besteht. Mit einigen ionischen Verbindungen wie Natriumchlorid (NaCl) sind Sie bestens vertraut. Ein Natriumchloridkristall besteht zu gleichen Teilen aus positiven Natriumionen (Na+) und negativen Chloridionen (Cl−).

      Anionen und Kationen haben entgegengesetzte Ladungen. Aus diesem Grund fühlen sie sich zueinander hingezogen. Wenn ein Anion und ein Kation aufgrund dieser elektrostatischen Anziehung zusammengezogen werden, können sie ein bilden Ionenverbindung. Diese Bindungsart ist das Ergebnis entgegengesetzter Ladungen, die sich gegenseitig anziehen, und unterscheidet sich von anderen Bindungsarten. Zwei oder mehr durch elektrostatische Anziehung gebundene Ionen bilden ein ionische Verbindung. Die einfachsten ionischen Verbindungen sind binäre ionische Verbindungen oder solche, die nur zwei Atome enthalten, von denen eines als Kation und eines als Anion fungiert. Daher konzentrieren wir uns zunächst auf die Bildung binärer ionischer Verbindungen.

      Natriumchlorid oder Kochsalz ist eine ionische Verbindung. Schauen wir uns an, wie es gebildet wird. Bei der Bildung von Natriumchlorid wird das von Natrium abgegebene Elektron von Chlor aufgenommen und bildet das Chlorid-Ion. Das Chlorid-Ion hat ein überschüssiges Elektron, was ihm eine Ladung von -1 verleiht. Das Ergebnis dieses Elektronentransfers ist, dass das Natriumkation und das Chloridanion durch elektrostatische Anziehung gebunden werden, wodurch Natriumchlorid, eine ionische Verbindung, gebildet wird. Beachten Sie, dass Elektronen nicht einfach nirgendwo verloren gehen können, sondern immer zu einem anderen Atom oder Molekül gehen. Ionische Reaktionen können durch Elektronenpunktdiagramme dargestellt werden, wie unten für Natriumchlorid gezeigt.

      Die ionische Bindung ist die Anziehungskraft des Na + -Ions für das Cl - -Ion. Es ist üblich, das Kation ohne Punkte um das Symbol herum anzuzeigen, um zu betonen, dass das ursprüngliche Energieniveau, das das Valenzelektron enthielt, jetzt leer ist. Das Anion ist nun mit einem vollständigen Elektronenoktett dargestellt. Die endgültige Formel für Natriumchlorid ist NaCl. Beachten Sie, dass beide Ionen dargestellt, aber ihre Ladungen nicht gezeigt werden. Dies liegt daran, dass innerhalb ionischer Verbindungen die Gesamtladung der Verbindung null ist, dh die Ladungszustände der an der Bindung beteiligten Kationen und Anionen müssen so gepaart werden, dass die Anzahl der positiven Ladungen gleich ist die Anzahl der negativen Ladungen. Für Natriumchlorid ist dies eine einfache Aufgabe, da ein Chlorid-Ion eine Ladung von -1 und ein Natrium-Ion eine positive Ladung von +1 hat, die sich gegenseitig auf Null aufheben. Beachten Sie auch, dass in chemischen Formeln immer das Kation an erster Stelle steht und das Anion immer an zweiter Stelle steht.

      Bei einer Verbindung wie Magnesiumchlorid ist es nicht ganz so einfach. Da Magnesium zwei Valenzelektronen besitzt, muss es beide verlieren, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Daher werden zwei Chloratome benötigt.

      Die endgültige Formel für Magnesiumchlorid ist MgCl2. Beachten Sie, dass der Index (2) neben dem Chloridion anzeigt, dass mit jedem Magnesiumkation zwei Chloridionen gepaart sind. Wenn in einer Formel nur ein Ion vorhanden ist (d. h. das Magnesiumion in diesem Fall), wird der Index von 1 impliziert, anstatt in der Formel angezeigt zu werden. Wie im Fall von NaCl werden in der endgültigen Formel von MgCl . keine Ladungen angezeigt2. Dies liegt daran, dass die positive Ladung des Magnesiumions (+2) durch die negative Ladung der beiden Chloridionen ausgeglichen wird [2 X (-1) = -2], was dem Gesamtmolekül eine Nettoladung von Null verleiht.

      3.4 Üben Sie das Schreiben korrekter Ionenformeln

      Um korrekte chemische Formeln vorherzusagen und zu schreiben, sind die wichtigsten grundlegenden Schritte, die erforderlich sind, (1) die Ladungszustände der Ionen zu kennen und (2) grundlegende Mathematik zu verwenden, um zu bestimmen, wie viele Kationen und Anionen benötigt werden, um eine Nullladung zu erreichen Zustand, (3) Schreiben der chemischen Formeln mit dem Kation zuerst, gefolgt vom Anion, und (4) Schreiben der Formel mit dem niedrigsten Verhältnis von Kationen und Anionen, um eine neutrale Nettoverbindung zu erzeugen.

      Insgesamt tritt eine ionische Bindung zwischen einem Kation (Elektronendonor) und einem Anion (Elektronenakzeptor) auf, um eine Verbindung zu bilden, die eine insgesamt neutrale Nettoladung aufweist. Bemerkenswert ist, dass ionische Bindungen normalerweise zwischen einem Metall und einem Nichtmetall auftreten. Dies wird Ihnen helfen, ionische Verbindungen leichter zu erkennen, sobald wir die kovalente Bindung kennen (die am häufigsten zwischen zwei Nichtmetallen oder zwischen einem Nichtmetall und einem Halbmetall (Metalloid) auftritt).

      Nehmen wir an, wir wollen die richtige chemische Formel für ein Molekül schreiben, das Fe 3+ als Kation und Cl – als Anion enthält. Wie lautet die richtige Ionenformel?

      Um mit dieser Art von Problem zu beginnen, empfehle ich, ein Ladungsfeld oder eine Ladungstabelle zu erstellen, damit Sie die Anzahl der verwendeten Ionen, die Ladungen dieser Ionen und die positiven und negativen Gesamtladungen des Moleküls im Auge behalten können. Auch das Zeichnen der Elektronenpunktsymbole kann hilfreich sein. Hier ist ein Beispiel für eine generische Ladebox

      Versuchen wir es an unserem Beispiel von Fe 3+ und Cl – . Lassen Sie uns zuerst das einfüllen, was wir über jedes Element und seinen Ionenzustand wissen:

      Jetzt haben wir also unsere Ladebox mit unseren bekannten Informationen eingerichtet. Jetzt müssen wir herausfinden, wie viele Atome des Kations und des Anions erforderlich sind, um die positive und negative Gesamtladung des resultierenden Moleküls aufzuheben. Dazu ist es oft sinnvoll, die Kreuzmultiplikationsstrategie zu verwenden, bei der Sie versuchen, die Ladungszahl für die Kationen als Anzahl der benötigten Atome des Anions und die Ladungszahl für das Anion als Anzahl der Atome des kation erforderlich. Multiplizieren Sie jede der Ionenladungen mit der Anzahl der Atome, um die Gesamtionenladungen der vorhandenen Kationen und Anionen zu berechnen, und addieren Sie diese Zahlen dann zusammen, um die Gesamtladung der Verbindung zu ermitteln. Dies führt Sie normalerweise zu der stabilen Ionenformel, die eine neutrale Nettoladung von Null hat.

      Die Spalte "Anzahl der Atome" wird dann zu den Indizes, die Sie verwenden müssen, um die richtige Ionenformel zu erstellen. In diesem Fall 1 Atom Eisen (Fe) mit 3 Atomen Chlor (Cl) für eine Formel von FeCl3.

      Das vorherige Beispiel ist ziemlich einfach, und Sie konnten die Formel möglicherweise in Ihrem Kopf konstruieren. Da jedoch die Komplexität der Formelerstellung zunimmt, ist es gut, die Charge-Box-Methode verwenden zu können, um Ihre Arbeit zu überprüfen. Wie wäre zum Beispiel die richtige Ionenformel für Aluminiumsulfid? Identifizieren Sie zuerst die beiden beteiligten Atome (Aluminium und Schwefel) und beginnen Sie mit dem Bau Ihrer Ladungsbox mit dem, was Sie aus dem Periodensystem wissen. Aus dem Periodensystem in Abbildung 3.7 können Sie sehen, dass Aluminium ein Kation mit einer Ladung von +3 bildet, während Schwefel ein Anion mit einem Ladungszustand von -2 bildet.

      Für Schritt 1: Fügen Sie die richtige Ladung für das fragliche Kation und Anion hinzu, in diesem Fall +3 für Al und -2 für S. Für Schritt 2: Verwenden Sie die Kreuzmultiplikationsregel, um vorherzusagen, wie viele Atome von jedem Typ benötigt werden und multiplizieren mit der Gesamtionenladung sowohl für das Kation als auch für das Anion. Für Schritt 3: Fügen Sie die Produkte zusammen, um sicherzustellen, dass Ihre Verbindung stabil ist und die Nettoladung der Formel Null ist. Schritt 4: Verwenden Sie den Wert # Atoms, um die Indizes für Ihre chemische Formel zu erstellen. In unserem Beispiel benötigen wir 2 Atome Al und 3 Atome S. Dies würde als Al . geschrieben2S3 als Endprodukt.

      3.5 Benennung von Ionen und ionischen Verbindungen

      Einige Verbindungen haben gebräuchliche Namen, wie Wasser für H2O. Es gibt jedoch Tausende anderer Verbindungen, die ungewöhnlich sind oder mehrere Namen haben. Außerdem wird der gebräuchliche Name in der Regel international nicht anerkannt. Wie sieht es aus Wasser für dich könnte es aussehen agua oder vatten zu jemand anderem. Damit Chemiker ohne Verwirrung kommunizieren können, gibt es Namenskonventionen, um den systematischen Namen einer Chemikalie zu bestimmen. Für das chemische Benennungssystem in diesem Text verwenden wir hauptsächlich das Benennungssystem der International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Beachten Sie, dass es neben dem IUPAC-System auch ein älteres und archaischeres Benennungssystem (-ous und -ic) gibt. In einigen Fällen wird das ältere Benennungssystem noch häufig verwendet. Auf diese Abweichungen vom IUPAC-System wird im gesamten Text hingewiesen, da diese ältere Nomenklatur wahrscheinlich noch in chemischen Labors und im Bereich der Gesundheitswissenschaften verwendet wird.

      Die Konvention zur Benennung von Kationen ist sehr einfach. Nehmen Sie einfach den Elementnamen und fügen Sie am Ende den Begriff ‘ion’ hinzu. Wenn wir uns also auf ein Natriumatom beziehen, das ein Elektron (Na + ) verloren hat, würden wir den Begriff Natriumion verwenden. Dies zeigt an, dass sich Natrium im Ladungszustand +1 befindet und nicht in der elementaren Form von Natrium (das eine gleiche Anzahl von Protonen und Elektronen hat und eine neutrale Ladung hat). Die Verwendung des Ionenbenennungssystems bei der Bezugnahme auf Ionen anstelle der Elementarnamen von Atomen ist wichtig, da die Reaktivität des Ions gegenüber der elementaren Form einer Substanz sehr unterschiedlich sein kann. Wenn Sie beispielsweise das Natrium-Ion in Form von NaCl (oder Kochsalz) in Ihr Glas Trinkwasser geben, haben Sie ein schönes salziges Getränk an Ihren Händen. Auf der anderen Seite, wenn Sie Ihrem Glas Trinkwasser die elementare Form von Natrium hinzufügen, wird es in Ihrem Gesicht explodieren, da die elementare Form von Natrium mit Wasser sehr reaktiv ist!

      Bei Kationen mit mehr als einem Ladungszustand folgt auf den Namen des Atoms eine römische Zahl und dann der Begriff Ion, um die verschiedenen ionischen Zustände zu unterscheiden. Eisen hat beispielsweise zwei vorherrschende ionische Formen, Fe 2+ und Fe 3+ . Daher würden wir bei der Benennung dieser beiden Ionen das erste als Eisen (II)-Ion und das zweite als Eisen (III)-Ion bezeichnen. Auf diese Weise gibt es keine Verwirrung darüber, welches Ion bei der Diskussion einer Verbindung gemeint ist.

      Die Benennung von Anionen ist etwas komplizierter. Die Endung des Elements wird normalerweise weggelassen und durch die Endung ‘ide’ gefolgt von dem Begriff ion ersetzt. Cl – wird beispielsweise als Chloridion und nicht als Chlorion bezeichnet. In diesem Fall wird die Endung ‘-ine’ von Chlor weggelassen und durch die Endung ‘ide’ ersetzt. Bei Sufur wird die Endung ‘-ur’ weggelassen und durch ‘ide’ ersetzt, um das Sulfid-Ion zu bilden. Ähnlich wird Phosphor in das Phosphid-Ion, Stickstoff in das Nitrid-Ion und Sauerstoff in das Oxid-Ion umgewandelt. Die Endung ‘-ide’ ist nützlich, da sie dem Zuhörer hilft, sehr schnell zwischen den verschiedenen Arten von diskutierten Ionen zu unterscheiden (das Kation, das den Elementnamen beibehält, vs. das Anion, das den Elementnamen in das ‘- ändert). ide’ Ende).

      Bei der Benennung von ionischen Verbindungen wird der Begriff Ion weggelassen und die Kationen- und Anionennamen werden zusammengefügt, wobei das Kation immer zuerst und das Anion zuletzt aufgeführt wird. Wenn die an der ionischen Bindung beteiligten Elemente nur einen möglichen ionischen Zustand haben, werden keine römischen Zahlen im Namen benötigt. Wenn beispielsweise Na + und Cl – zusammenkommen, um NaCl zu bilden, wird die resultierende Verbindung Natriumchlorid genannt. Ähnlich, wenn Mg 2+ und Cl – zusammenkommen, um MgCl zu bilden2, die resultierende Verbindung heißt Magnesiumchlorid. Wenn die an der ionischen Bindung beteiligten Elemente jedoch mehr als einen möglichen ionischen Zustand aufweisen, wird das römische Zahlensystem verwendet, um zu klären, welches Ion an der Bindung teilnimmt. Wenn beispielsweise Fe 3+ und Cl – zusammenkommen, um FeCl zu bilden3, müssen wir es von Fe 2+ unterscheiden, das mit Cl zusammenkommt –, um FeCl zu bilden2 im Namen, damit jeder versteht, um welches Eisenion es sich bei der Reaktion handelt. In diesem Fall wird die erste Verbindung Eisen(III)-chlorid genannt und die zweite Verbindung ist Eisen(II)-chlorid.

      Das Hauptmerkmal bei der Benennung ionischer Verbindungen besteht darin, dass Sie in der Lage sein sollten, die Struktur aus dem Namen zu ziehen und den Namen aus der Struktur zu erstellen. Lass uns etwas üben!

      3.6 Mehratomige Ionen

      Bisher haben wir uns mit Verbindungen befasst, die monoatomare Ionen beinhalten oder Ionen, die mit einem einzelnen Atom vorkommen. Viele häufig vorkommende Ionen bestehen jedoch aus mehreren Atomen, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen oder kovalent aneinander gebunden sind. Diese Ionen verhalten sich wie eine einzelne Einheit, die eine Ladung trägt und mit anderen Ionen und Verbindungen wechselwirkt, genau wie die oben diskutierten einatomigen Ionen. Da diese Ionen aus mehreren Atomen bestehen, heißen sie Polyatomionen. Mehratomige Ionen sind häufiger negativ geladen als positiv geladen. Unten ist ein Diagramm, das einige häufig vorkommende mehratomige Ionen zeigt.

      Tabelle 3.1 Häufige mehratomige Ionen

      Mehratomige Ionen kann man sich ähnlich wie einatomige Ionen vorstellen, indem sie entweder durch Aufnahme oder Verlust von Elektronen ionisiert werden, so dass sie eine Ladung tragen. Wenn sie Elektronen aufnehmen, werden sie zu einem Anion und tragen eine negative Ladung, und wenn sie Elektronen verlieren, werden sie zu einem Kation und tragen eine positive Ladung. Die Ladung eines mehratomigen Ions wird als Superscript dargestellt, das am oberen rechten Rand des Ions platziert wird. Für das Phosphation lautet die chemische Formel beispielsweise PO4 3- . Dies zeigt an, dass die Gesamtladung von -3 auf das gesamte PO . verteilt wird4 Molekül, und dass, wenn es an der Bildung einer ionischen Verbindung beteiligt ist, das gesamte PO4 3-Ion bewegt sich als eine Einheit und wird als eine Einheit behandelt. Versuchen wir, einige Verbindungen am Beispiel von Phosphat herzustellen. Zuerst bauen wir ein Molekül Natriumphosphat auf. Beachten Sie, dass Sie, wenn Sie aufgefordert werden, Moleküle aus ihrem Namen zu bilden, aufgrund des Namens oft erkennen können, ob Sie ein mehratomiges Ion haben. Denken Sie daran, dass monoatomare Anionen mit dem Suffix ‘-ide’ enden. Wenn Sie also eine andere Suffix-Endung sehen, wie z. B. ‘-ate’ oder ‘-ite’, sollte dies darauf hinweisen, dass Sie es mit einem mehratomigen Ion zu tun haben, und Sie sollten die obige Tabelle zu Hilfe nehmen. die richtige Ionenformel zu verwenden. Für das Natriumphosphat-Beispiel können wir dieses Molekül unter Verwendung des gleichen Ladungskastendiagramms aufbauen, das wir oben verwendet haben, um die einfacheren zweiatomigen Strukturen oben zu konstruieren. Zuerst müssen wir die Ionen und ihre Ladungszustände in die Tabelle einfügen. In diesem Fall wissen wir, dass Natrium ein Kation mit einer Ladung von +1 und das Phosphation ein Anion mit einer Ladung von -3 ist.

      Beachten Sie, dass wir in unserer Tabelle das mehratomige Ion als eine einzelne Einheit behandeln. Wir können dann unsere Kreuzmultiplikationsstrategie weiter verwenden, um zu bestimmen, wie viele Kationen und Anionen erforderlich sind, um ein Gesamtmolekül mit neutraler Ladung zu erzeugen.

      Daher benötigen wir 3 Atome Natrium und ein Molekül Phosphat, um unsere Struktur zu vervollständigen. Insgesamt wird die chemische Formel von Natriumphosphat als Na . geschrieben3Bestellung4. Beachten Sie, dass die Benennung des resultierenden Moleküls genauso erfolgt wie bei anderen ionischen Verbindungen. An erster Stelle steht der Name des Kations (ggf. mit römischen Ziffern), gefolgt vom Namen des Anions (in diesem Fall Phosphat).

      Wie wäre es mit einem komplizierteren Beispiel? Wie würden wir ein Molekül Magnesiumphosphat herstellen? Beginnen Sie mit dem Aufbau Ihres Moleküls anhand des Ladungskastendiagramms und beachten Sie dieses Mal, dass sich Magnesium und Mg 2+ -Ionen bilden.

      Das Einrichten der Ladebox für diese Verbindung ist nicht schwieriger als bei jeder anderen Verbindung. Allerdings muss man beim Schreiben von Verbindungen vorsichtig sein, die mehr als ein mehratomiges Ion innerhalb der chemischen Formel erfordern. In diesem Fall benötigen wir 2 Phosphationen, die sich mit 3 Magnesiumionen zu Magnesiumphosphat verbinden. Das Kation wird in diesem Fall gleich geschrieben, jedoch werden Klammern benötigt, wenn die 2 Phosphationen wie folgt ausgedrückt werden:

      Mg3(PO4)2

      Die Klammern um das Phosphation stellen sicher, dass Sie zwei vollständige PO you benötigen4 3- Ionen innerhalb dieses Komplexes. Ein Strukturdiagramm, wie dieses Molekül aussehen würde, ist unten gezeigt. Beachten Sie, dass jede gerade Linie hier verwendet wird, um eine kovalente Bindung innerhalb des Phosphations anzuzeigen. Jede gerade Linie stellt zwei Elektronen (oder ein Elektronenpaar) dar, die zwischen den Atomen geteilt werden. Kovalente Bindungen werden in Kapitel 4 ausführlicher beschrieben. Vorerst ist es wichtig, sich daran zu erinnern, dass sich die mehratomigen Ionen als eine einzige Einheit bewegen, da die Atome, die Elektronen teilen, in unmittelbarer Nähe zueinander bleiben müssen. Die ionischen Bindungen sind mit den (+) und (-) Symbolen gekennzeichnet. Bei Magnesiumphosphat werden insgesamt 6 ionische Bindungen gebildet.

      Ein weiteres seltsames Beispiel ist Quecksilber(I)-chlorid. Dies ist eine Ausnahme von unseren normalen Bindungsregeln. Sie würden aufgrund der Ladungsmöglichkeiten vorhersagen, dass Quecksilber (I)-Chlorid die chemische Formel HgCl haben sollte, da das Chlorid-Ion eine Ladung von -1 hat und Quecksilber (I) eine Ladung von +1 hat. In diesem einzigartigen Fall ist diese Formel jedoch falsch. Quecksilber ist insofern ungewöhnlich, als seine einfach ionisierte Oxidationsstufe Quecksilber(I) als dimeres Kation, Hg ., vorkommt2 2+ , wobei zwei Quecksilberatome tatsächlich als mehratomiges Ion kovalent aneinander gebunden sind. Jedes Quecksilberatom innerhalb des gebundenen Paares hat einen Ladungszustand von +1. Dies gibt dem Gesamtion einen +2-Zustand, wie unten gezeigt:

      Leider hat dieses mehratomige Ion keinen eindeutigen Namen, der es von normalen einatomigen Kationen unterscheidet. Daher müssen Sie sich dieses einzigartige Mitglied merken. Die endgültige chemische Formel von Quecksilber (I)-Chlorid benötigt 2 Chloridionen, um die Struktur zu vervollständigen, für eine minimale chemische Formel von Hg2Cl2.

      Während Quecksilber (I)-Chlorid in der Natur selten vorkommt, wurde es im 18. und 19. Jahrhundert, bekannt als Kalomel, häufig als Medizin zur Behandlung von Infektionskrankheiten wie Syphilis und Gelbfieber verwendet. Es wurde auch als allgemeines Tonikum verwendet, um Patienten zum Erbrechen zu bringen und ihren Körper von ‘Unreinheiten’ zu befreien. Calomel hatte während seiner medizinischen Anwendung extreme Nebenwirkungen und Toxizität, die sowohl Haar- als auch Zahnverlust verursachte. Tatsächlich war Calomel bis 1954 auch in Großbritannien ein üblicher Bestandteil von Zahnpulvern und verursachte eine weit verbreitete Quecksilbervergiftung in Form der Rosa-Krankheit, die zu dieser Zeit eine Sterblichkeitsrate von 1 zu 10 hatte mit Quecksilbertoxizität wurde die Substanz aus diesen Pulvern entfernt. In den Vereinigten Staaten verblasste seine Verwendung Ende des 19. Jahrhunderts mit der Entdeckung wirksamerer Behandlungen, wie der Entdeckung von Penicillin im späten 19. Jahrhundert durch Alexander Flemming.

      Abraham Lincoln und „Blaue Messe“

      „Blaue Masse“, ein Medikament, das aus elementarem Quecksilber mit verschiedenen Zusätzen bestand, wurde in den Vereinigten Staaten zur Zeit des Bürgerkriegs häufig für alle Arten von Beschwerden verwendet. Obwohl Quecksilber ein bekanntes Toxin war, war es ein herausragendes Merkmal in der medizinischen Behandlung von „Hypochondriasis“, einer Erkrankung, die möglicherweise verschiedene Probleme umfasste, die wir heute als Stimmungsstörungen verstehen, zusammen mit Problemen des Verdauungssystems. Abraham Lincoln war dafür bekannt, die Symptome der Hypochondrie zu zeigen, und er nahm das blaue Massenmedikament. Interessanterweise war bei Freunden und Bekannten bekannt, dass er an Schlaflosigkeit und unberechenbarer Stimmung litt, und es gibt einige Hinweise darauf, dass er zusätzliche neurologische Anomalien aufwies. Dies sind Symptome einer Quecksilbervergiftung. Im Körper wird elementares Quecksilber, das ungeladen ist, zu seiner Quecksilberform (Hg 2+ ) mit einer Ladung von +2 oxidiert. Diese Form von Quecksilber ist für viele Körpersysteme verheerend und verursacht Funktionsstörungen, die möglicherweise für die Symptome von Abraham Lincoln verantwortlich waren. Seine Behandlung war möglicherweise aufgrund des mangelnden Verständnisses der Medizin schädlicher als die Probleme, für die sie gedacht war.

      3.7 Benennung mehratomiger Ionen

      Mehratomige Ionen haben spezielle Namen. Viele von ihnen enthalten Sauerstoff und heißen Oxyanionen. Wenn nur ein Oxyanion für ein Element existiert, erhält die Endung des primären Elements die Endung ‘-ate’. Das Oxyanion des Kohlenstoffs wird beispielsweise als Carbonat (CO3 2-). Wenn jedoch verschiedene Oxyanionen unter Verwendung desselben Elements existieren, jedoch eine unterschiedliche Anzahl von Sauerstoffatomen aufweisen, werden Präfixe und Suffixe verwendet, um sie voneinander zu unterscheiden. Existieren beispielsweise zwei Oxyanionen, erhält das mit der geringeren Anzahl an Sauerstoff die Endung ‘-ite’ und das mit mehr Sauerstoff die Endung ‘-ate’. Oxyanionen von Stickstoff und Schwefel sind ein gutes Beispiel:

      NEIN2 – heißt Nitrit

      NEIN3 – heißt Nitrat

      SO3 2- heißt Sulfit

      SO4 2- heißt Sulfat

      Manchmal können drei oder vier Oxyanionen vorhanden sein. In diesem Fall wird das Präfix ‘hypo-‘ verwendet, um einen Sauerstoff weniger als die Form ‘-ite’ anzuzeigen. Wenn vier Oxyaionen existieren, gibt es auch ein ‘per-‘-Präfix, was einen weiteren Sauerstoff bedeutet, den das ‘-ate’ bildet. Die Chlor-Ionenfamilie ist ein hervorragendes Beispiel dafür, wo diese Präfixe benötigt werden.

      ClO – heißt Hypochlorit

      ClO2 – heißt Chlorit

      ClO3 – heißt Chlorat

      ClO4 – heißt Perchlorat

      Gelegentlich sehen Sie a Bi– Präfix. Dies ist ein älteres Präfix, das bedeutet, dass die Verbindung ein Proton (H + ) sowohl aufnehmen als auch verlieren kann. Die IUPAC-Nomenklatur verwendet Wasserstoff im Namen, während die ältere Nomenklatur das Bi-Präfix. In jedem Fall enthält das Oxyanion einen Wasserstoff, der seine Ladung um eins verringert. Es gibt zum Beispiel Karbonat (CO3 2- ) und Hydrogencarbonat (HCO3 –). Möglicherweise sehen Sie auch Hydrogencarbonat, das als Bicarbonat bezeichnet wird.

      Ein letztes Präfix, das Sie möglicherweise finden, ist Thio-. Es bedeutet, dass im Oxyanion ein Sauerstoff durch einen Schwefel ersetzt wurde. Cyanat ist OCN – und Thiocyanat ist SCN – .

      Die Benennung von ionischen Verbindungen, die mehratomige Ionen enthalten, erfolgt genauso wie bei anderen binären ionischen Verbindungen. An erster Stelle steht der Name des Kations (ggf. mit römischen Ziffern), gefolgt vom Namen des Anions.

      3.8 Eigenschaften und Arten ionischer Verbindungen

      Ionische Verbindungen werden durch die elektrostatischen Kräfte zusammengehalten, die durch die Anziehung der positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen entstehen. Dies können einfache Ionen wie das Natrium (Na + ) und Chlorid (Cl − ) in Natriumchlorid sein, oder mehratomige Spezies wie das Ammonium (NH4 + ) und Karbonat (CO3 2- ) Ionen in Ammoniumcarbonat. Einzelne Ionen innerhalb einer ionischen Verbindung haben normalerweise mehrere nächste Nachbarn, werden also nicht als Teil einzelner Moleküle angesehen, sondern als Teil eines kontinuierlichen dreidimensionalen Netzwerks oder Gitters, normalerweise in einer kristallinen Struktur. Abbildung 4.6 zeigt die Struktur von Natriumchlorid (NaCl)

      Abbildung 3.8 Kristallgitter. (A) Die Kristallstruktur von Natriumchlorid, NaCl, einer typischen ionischen Verbindung. Die violetten Kugeln repräsentieren Natriumkationen, Na+, und die grünen Kugeln repräsentieren Chloridanionen, Cl–. (B) Halit, die mineralische Form von Natriumchlorid, bildet sich, wenn salziges Wasser verdampft und die Ionen zurücklässt.

      Quelle: (A) Benjah-bmm27 (2010). (B) Lavisky, R. (2010) Sowohl (A) als auch (B) Verfügbar unter: https://en.wikipedia.org/wiki/Ionic_compound

      Ionische Verbindungen mit Wasserstoffionen (H + ) werden klassifiziert als Säuren, und diejenigen, die Hydroxid- (OH − ) oder Oxid- (O 2− )-Ionen enthalten, werden klassifiziert als Basen. Alle anderen ionischen Verbindungen ohne diese Ionen sind bekannt als Salze. Ionische Verbindungen haben typischerweise hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind hart und spröde. Als Feststoffe sind sie meist elektrisch isolierend, werden aber beim Aufschmelzen oder Auflösen hochleitfähig, weil die Ionen mobilisiert werden.

      3.9 Arrhenius-Säuren und -Basen

      H + und OH – -Ionen sind die Hauptakteure in der Säure-Basen-Chemie gemäß den Arrhenius-Definitionen für Säuren und Basen. Arrhenius definierte an Säureals Verbindung, die die Konzentration von Wasserstoffkationen (H + ) in wässriger Lösung erhöht. Viele Säuren sind einfache Verbindungen, die beim Auflösen ein Wasserstoffkation in Lösung freisetzen und als ionische Verbindungen mit H + als Kation erkennbar sind. Ähnlich definierte Arrhenius a Base als Verbindung, die die Konzentration von Hydroxidionen (OH – ) in wässriger Lösung erhöht. Viele Basen sind ionische Verbindungen, deren Anion das Hydroxidion ist, das freigesetzt wird, wenn sich die Base in Wasser auflöst.

      Arrhenius-Basen werden nach der ionischen Standardnomenklatur benannt, wobei die stärksten Basen die Hydroxide der Alkalimetalle und der schwereren Erdalkalimetalle sind. Es wird erwartet, dass Sie starke Basen erkennen.

      Arrheniussäuren haben ein etwas komplexeres Nomenklatursystem, da ihre Strukturen sowohl binäre Verbindungen als auch mehratomige Anionen umfassen können. Bei der Benennung von Säuren aus binären Verbindungen wird das Präfix ‘hydro-‘ verwendet, um das Kation H+ darzustellen, und das Suffix ‘-ic’ Säure wird verwendet, um anzuzeigen, dass es sich um eine saure Form handelt. Der Elementname des Anions kann direkt verwendet werden, wie bei H2S bekannt als Schwefelwasserstoffsäure, oder häufiger, das Anion wird modifiziert, indem die Endung ‘-in’, ‘-ous’ oder ‘-ogen’ weggelassen wird, bevor es durch das Suffix ‘- ersetzt wird. ic acid’, wie es bei HCl der Fall ist, die als Salzsäure bekannt ist, H3P, bekannt als Phosphorwasserstoffsäure und H3N, das als Salpetersäure bekannt ist.

      Wenn eine Säure ein mehratomiges Ion enthält, wird kein führendes Präfix verwendet, um das H+-Kation anzugeben. Dies ist im Namen impliziert. Bei mehratomigen Anionen, die mit dem Suffix ‘-ate’ enden, wird die Säure als [Name des Anions] + das Suffix ‘-ic acid’ bezeichnet. Wenn beispielsweise das Sulfation (SO4 2- ) mit H + als Kation komplexiert ist, lautet die Gesamtformel H2SO4 und die resultierende Säure wird Schwefelsäure genannt. Das Weglassen des Präfixes unterscheidet mehratomige Säuren von den binären Säuren, in diesem Fall Schwefelsäure (H2SO4) unterscheidet sich von Schwefelwasserstoffsäure (H2S). Wenn ein mehratomiges Anion die Endung ‘-ite’ hat, wird der Säurename als [Anionname] + das Suffix ‘-ous acid’ geschrieben. Zum Beispiel HNO2 wäre salpetrige Säure und HNO3 wäre Salpetersäure. Die Präfixe ‘hypo-‘ und ‘per-‘ werden auch in der Säurenomenklatur für Elemente mit vielen Oxyanionenzuständen beibehalten. Die chlorhaltigen Oxyanionen können beispielsweise folgende Säuren bilden:

      HClO = unterchlorige Säure

      HClO2 = chlorige Säure

      HClO3 = Chlorsäure

      HClO4 = Perchlorsäure

      Diese unterscheiden sich alle von der binären chlorhaltigen Säure:

      HCl = Salzsäure

      Starke Säuren sind solche, die in Lösung vollständig in ihre ionischen Formen dissoziieren. Die folgende Tabelle listet gängige starke Säuren auf, mit denen Sie vertraut sein müssen.

      Quiz selbst: Mehr Übungen zur Benennung von Verbindungen

      3.10 Fokus auf die Umwelt – Saurer Regen

      Saurer Regen ist ein Begriff, der sich auf eine Mischung aus nasser und trockener Ablagerung (abgelagertes Material) aus der Atmosphäre bezieht, die mehr als normale Mengen an Salpeter- und Schwefelsäure enthält. Die Vorläufer oder chemischen Vorläufer der Bildung von saurem Regen stammen sowohl aus natürlichen Quellen wie Vulkanen und verrottenden Pflanzen als auch aus vom Menschen verursachten Quellen, hauptsächlich Emissionen von Schwefeldioxid (SO2) und Stickoxide (NOx) aus der Verbrennung fossiler Brennstoffe. Saurer Regen tritt auf, wenn diese Gase in der Atmosphäre mit Wasser, Sauerstoff und anderen Chemikalien reagieren, um verschiedene saure Verbindungen zu bilden. Das Ergebnis ist eine milde Lösung aus Schwefelsäure und Salpetersäure. Wenn Schwefeldioxid und Stickoxide aus Kraftwerken und anderen Quellen freigesetzt werden, weht der vorherrschende Wind diese Verbindungen über Staats- und Landesgrenzen hinweg, manchmal über Hunderte von Kilometern.

      Abbildung 3.9 Prozesse bei der Säureabscheidung.

      In natürlichen Umgebungen reagieren bei Blitzentladungen molekularer Stickstoff und molekularer Sauerstoff zu Stickoxid:

      Stickstoffmonoxid reagiert dann schnell mit überschüssigem Sauerstoff zu Stickstoffdioxid. Stickstoffdioxid wird auch aus Fabriken und Autos beim Verbrauch fossiler Brennstoffe freigesetzt. Es ist die Hauptverbindung, die für die braune Farbe des Smogs verantwortlich ist:

      Wenn sich Stickstoffdioxid in Wasser löst, bildet es ein 1:1-Gemisch aus salpetriger Säure und Salpetersäure:

      Da molekularer Sauerstoff schließlich salpetrige Säure zu Salpetersäure oxidiert, ist die Gesamtreaktion:

      Neben Salpetersäure wurden schon immer große Mengen Schwefeldioxid aus natürlichen Quellen wie Vulkanen, Waldbränden und dem mikrobiellen Zerfall organischer Materialien in die Atmosphäre freigesetzt, aber für den größten Teil der Erdgeschichte ist der natürliche Schwefelkreislauf aus die Atmosphäre in Ozeane und Gesteine ​​hielt die Säure von Regen und Schnee in Schach. Leider scheint die Verbrennung fossiler Brennstoffe den Ausschlag gegeben zu haben. Viele Kohlen enthalten bis zu 5–6 % Pyrit (FeS2) nach Masse, und Heizöle enthalten typischerweise mindestens 0,5 Masse-% Schwefel. Seit Mitte des 19. Jahrhunderts werden diese Brennstoffe in großem Umfang verbrannt, um den Energiebedarf unserer modernen Industriegesellschaft zu decken, und setzen dabei zig Millionen Tonnen zusätzliches SO . frei2 jährlich in die Atmosphäre. Darüber hinaus entstehen beim Rösten von Sulfiderzen zur Gewinnung von Metallen wie Zink und Kupfer auch große Mengen an SO .2 über Reaktionen wie

      Unabhängig von der Quelle, die SO2 löst sich im Regenwasser zu schwefliger Säure auf, die schließlich durch Sauerstoff zu Schwefelsäure oxidiert wird:

      Saurer Regen wird mit einer Skala namens „pH“ gemessen. Je niedriger der pH-Wert einer Substanz ist, desto saurer ist sie. Reines Wasser hat einen pH-Wert von 7,0. Normaler Regen ist jedoch leicht sauer, da Kohlendioxid (CO2) löst sich darin unter Bildung von schwacher Kohlensäure auf, wodurch das resultierende Gemisch bei typischen atmosphärischen CO .-Konzentrationen einen pH-Wert von etwa 5,6 erhält2. Ab dem Jahr 2000 hat der sauerste Regen in den USA einen pH-Wert von etwa 4,3.

      Auswirkungen von saurem Regen

      Saurer Regen verursacht Versauerung von Seen und Bächen und trägt zur Schädigung von Bäumen in großen Höhen (z. B. Rotfichten über 2.000 Fuß) und vielen empfindlichen Waldböden bei. Darüber hinaus beschleunigt saurer Regen den Verfall von Baumaterialien und Farben, einschließlich unersetzlicher Gebäude, Statuen und Skulpturen, die Teil des kulturellen Erbes unserer Nation sind. Vor dem Fallen auf die Erde wird Schwefeldioxid (SO2) und Stickoxid (NOx) Gase und ihre Feinstaubderivate – Sulfate und Nitrate – tragen zur Verschlechterung der Sichtbarkeit bei und schädigen die öffentliche Gesundheit.

      Das ökologisch Die Auswirkungen von saurem Regen sind am deutlichsten in Gewässern oder Wasserumgebungen wie Bächen, Seen und Sümpfen zu sehen. Die meisten Seen und Bäche haben einen pH-Wert zwischen 6 und 8, obwohl einige Seen auch ohne die Auswirkungen von saurem Regen von Natur aus sauer sind. Saurer Regen betrifft vor allem empfindliche Gewässer, die sich in Wassereinzugsgebieten befinden, deren Böden eine begrenzte Fähigkeit haben, saure Verbindungen zu neutralisieren (sog. „Pufferkapazität“). Seen und Bäche werden sauer (d. h. der pH-Wert sinkt), wenn das Wasser selbst und der umgebende Boden den sauren Regen nicht ausreichend puffern können, um ihn zu neutralisieren. In Gebieten mit geringer Pufferkapazität setzt saurer Regen Aluminium aus Böden in Seen und Flüsse frei. Aluminium ist für viele Arten von Wasserorganismen hochgiftig. Saurer Regen verursacht ein langsameres Wachstum, Verletzungen oder den Tod von death Wälder. Natürlich ist saurer Regen nicht die einzige Ursache für solche Zustände. Andere Faktoren tragen zum Gesamtstress dieser Gebiete bei, darunter Luftschadstoffe, Insekten, Krankheiten, Dürre oder sehr kaltes Wetter. Tatsächlich sind die Auswirkungen von saurem Regen auf Bäume in den meisten Fällen auf die kombinierten Auswirkungen von saurem Regen und diesen anderen Umweltstressoren zurückzuführen.

      Saurer Regen und die trockene Ablagerung von sauren Partikeln tragen zur Korrosion von Metalle(wie Bronze) und die Verschlechterung von Farbe und Stein (wie Marmor und Kalkstein). Diese Effekte mindern den gesellschaftlichen Wert von Gebäuden, Brücken, Kulturgütern (wie Statuen, Denkmäler und Grabsteine) und Autos erheblich (Abbildung 3.10).

      Abbildung 3.10 Ein Wasserspeier, der durch sauren Regen beschädigt wurde.

      Politische Spannungen

      Luftverschmutzung und die Auswirkungen von saurem Regen sind nicht auf den Entstehungsort beschränkt. Die Auswirkungen der Verschmutzung können sich auf angrenzende Gebiete auswirken und zu politischen Spannungen zwischen Nachbarländern führen. Während der 1980er bis Anfang der 1990er Jahre verursachte saurer Regen viele politische Spannungen zwischen Kanada und den Vereinigten Staaten. In den späten 1970er Jahren wurde klar, dass die Verschmutzung, die sauren Regen verursachte, Wildtiere tötete und Wälder auf beiden Seiten der Grenze schädigte, durch das Fischsterben in Hunderten von Seen in New Yorks Adirondacks sowie in Neuengland und Ostkanada.

      Dies führte zu heftigen Protesten aus Kanada, um den sauren Regen zu stoppen. Als Ronald Reagan beispielsweise während seiner Präsidentschaft Ottawa zum ersten Mal besuchte, wurde er von Tausenden kanadischen Demonstranten begrüßt, die von den Vereinigten Staaten forderten, „sauren Regen zu stoppen“. 1986 wurden vollständige Verhandlungen über das Problem geführt, aber es dauerte fünf weitere Verhandlungsjahre, bis Präsident George H. Bush 1991 das Acid Rain Accord mit dem kanadischen Premierminister Brian Mulroney unterzeichnete. Das Abkommen enthielt die folgende Erklärung: “States haben im Einklang mit der Charta der Vereinten Nationen und den Grundsätzen des Völkerrechts das souveräne Recht, ihre eigenen Ressourcen gemäß ihrer eigenen Umweltpolitik zu nutzen, und die Verantwortung dafür zu tragen, dass Aktivitäten innerhalb ihrer Hoheitsgewalt oder Kontrolle keinen Schaden anrichten die Umwelt anderer Staaten oder Gebiete außerhalb der Grenzen der nationalen Gerichtsbarkeit.”

      Angesichts dieses starken Drucks auf die Industrie, die Freisetzung von SO2 und neinx Es wurden Technologien entwickelt, um diese Schadstoffe vor der Freisetzung von Fabrikemissionen einzufangen. Kohlekraftwerke nutzen heute beispielsweise SO2 „Wäscher“, die SO . einfangen2 durch seine Reaktion mit Kalk (CaO) zu Calciumsulfit-Dihydrat. Ein Diagramm dieses chemischen Prozesses ist in Abbildung 3.11 dargestellt.

      Abbildung 3.11 Schematische Darstellung eines Nasswäschersystems. In Kohlekraftwerken wird SO2 kann durch Reaktion mit Kalk (CaO) und Wassersprühnebel aus den Abgasen entfernt („gewaschen“) werden, um Calciumsulfit-Dihydrat (CaSO .) zu erzeugen3·2H2Ö).SO . entfernen2 aus den Gasen verhindert seine Umwandlung in SO3 und anschließende Reaktion mit Regenwasser (saurer Regen). Waschsysteme werden heute allgemein verwendet, um die Umweltauswirkungen der groß angelegten Verbrennung fossiler Brennstoffe zu minimieren.

      Empfohlene Aufgabe:

      Lassen Sie Ihre Schüler die Hausaufgabendatei für sauren Regen herunterladen und ausfüllen.

      3.11 Kapitelzusammenfassung

      Wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen aufgenommen hat, ist es negativ geladen und heißt an Anion. Hat ein Atom ein oder mehrere Elektronen verloren, ist es positiv geladen und heißt a Kation. Metalle bilden im Allgemeinen Kationen, während Nichtmetalle im Allgemeinen Anionen bilden. Da sich entgegengesetzte Ladungen anziehen (während sich gleiche Ladungen abstoßen), ziehen sich diese entgegengesetzt geladenen Ionen an und bilden sich ionische Bindungen. Die resultierenden Verbindungen heißen ionische Verbindungen. Die einfachsten ionischen Verbindungen sind binäre ionische Verbindungen oder solche, die nur zwei Atome enthalten, von denen eines als Kation und eines als Anion fungiert.

      Die Tendenz eines Atoms zu einer Konfiguration, in der es acht Valenzelektronen besitzt, wird als „Oktettregel." Der Begriff isoelektronisch bezieht sich auf ein Atom und ein Ion eines anderen Atoms (oder zweier verschiedener Ionen), die dieselbe Elektronenkonfiguration haben. Kationen verlieren Elektronen, um mit dem Edelgas in der vorherigen Reihe (Periode) auf dem Tisch isoelektronisch zu werden. Anionen nehmen Elektronen auf, um mit dem Edelgas in derselben Reihe wie das Anion isoelektronisch zu werden. Das Periodensystem kann verwendet werden, um gemeinsame Ionenzustände für die Elemente vorherzusagen

      Während der Bildung von Ionenbindungen können Elektronenpunktdiagramme verwendet werden, um Elektronenbewegungen zu veranschaulichen. Stabile ionische Verbindungen haben einen ausgeglichenen Ladungszustand, sodass die Ladung des Gesamtmoleküls null ist. Beim Schreiben chemischer Formeln steht das Kation immer an erster Stelle und das Anion immer an letzter Stelle. Stabile chemische Formeln müssen so geschrieben werden, dass die Gesamtverbindung eine neutrale Nettoladung hat (dh die gesamte positive Ladung = die gesamte negative Ladung). Indizes werden verwendet, um anzuzeigen, wie viele Atome in einer ionischen Formel vorhanden sind. Chemische Formeln werden immer reduziert, um die niedrigste Zahl jedes Kations und Anions anzuzeigen, die für die Bildung einer einzelnen Verbindung erforderlich ist.

      Kationen werden mit dem Elementnamen gefolgt von dem Wort ‘ion’ benannt. Römische Ziffern werden nach dem Elementnamen hinzugefügt, wenn ein Kation mehr als eine ionische Form hat. Anionen werden benannt, indem der letzte Teil des Elementnamens weggelassen und durch das Suffix ‘-ide’ gefolgt von dem Wort ‘ion’ ersetzt wird. Bei der Benennung einer ionischen Verbindung wird der Kationenname, ggf. mit römischen Ziffern, an erster Stelle gesetzt, gefolgt vom Anionennamen.

      Polyatomionen sind Ionen, die aus mehreren kovalent aneinander gebundenen Atomen entstehen. Mehratomige Ionen verhalten sich bei der Ionenbindung wie eine einzelne Gruppe. Oxyanionensind mehratomige Anionen, die Sauerstoff als eine der elementaren Komponenten enthalten. Wenn für ein bestimmtes Element nur ein Oxyanion existiert, erhält es das Suffix ‘-ate’ im Namen. Wenn für ein bestimmtes Element zwei Oxyanionen existieren, erhält das mit weniger Sauerstoff die Endung ‘-ite’ und das mit mehr Sauerstoff die Endung ‘-ate’. Wenn drei oder vier Oxyanion-Spezies für ein bestimmtes Element existieren, werden das Präfix ‘hypo-‘ und das Suffix ‘-ite’ verwendet, um einen Sauerstoff weniger unter dem ‘-ite’-Anion anzuzeigen, und das Präfix ‘per-‘ und das Suffix ‘-ate’ werden verwendet, um einen zusätzlichen Sauerstoff über dem ‘-ate’ Anion anzuzeigen. Die Benennung von ionischen Verbindungen, die mehratomige Ionen enthalten, erfolgt genauso wie bei anderen binären ionischen Verbindungen. An erster Stelle steht der Name des Kations (ggf. mit römischen Ziffern), gefolgt vom Namen des Anions.

      Feste ionische Verbindungen bilden typischerweise ein kontinuierliches dreidimensionales Netzwerk oder Gitter, normalerweise in einer kristallinen Struktur, eher als einzelne Moleküle. Ionische Verbindungen haben typischerweise hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind hart und spröde. Als Feststoffe sind sie meist elektrisch isolierend, werden aber beim Aufschmelzen oder Auflösen hochleitfähig, weil die Ionen mobilisiert werden.

      Nach den Arrhenius-Definitionen werden ionische Verbindungen mit Wasserstoffionen (H + ) klassifiziert als Säuren, und diejenigen, die Hydroxid- (OH − ) oder Oxid- (O 2− )-Ionen enthalten, werden klassifiziert als Basen. Alle anderen ionischen Verbindungen ohne diese Ionen sind bekannt als Salze. Namenssalze und basische ionische Verbindungen folgen den Standardregeln der ionischen Nomenklatur. Bei der Benennung von Säuren aus binären Verbindungen wird das Präfix ‘hydro-‘ verwendet, um das Kation H+ darzustellen, und das Suffix ‘-ic’ Säure wird verwendet, um anzuzeigen, dass es sich um eine saure Form handelt. Wenn eine Säure ein mehratomiges Ion enthält, wird kein führendes Präfix verwendet, um das H+-Kation anzugeben. Dies ist im Namen impliziert. Bei mehratomigen Anionen, die mit dem Suffix ‘-ate’ enden, wird die Säure als [Name des Anions] + das Suffix ‘-ic acid’ bezeichnet. Wenn ein mehratomiges Anion die Endung ‘-ite’ hat, wird der Säurename als [Anionname] + das Suffix ‘-ous acid’ geschrieben. Die Präfixe ‘hypo-‘ und ‘per-‘ werden auch in der Säurenomenklatur für Elemente mit vielen Oxyanionenzuständen beibehalten.


      Benennung ionischer Verbindungen

      Ich denke nicht, dass es nützlich ist, einen sokratischen Dialog zu entwickeln, um zu versuchen, dass Sie beantworten, was ich in #12 gefragt habe.
      Sie haben oder werden sicherlich auf die Suffixe -ous, -ic stoßen
      Wie in Eisen(II)-Ion/Oxid/Chlorid für Fe 2+ , FeO, FeCl2
      Eisen(III)-Ion/Oxid/Chlorid für Fe 3+ , Fe2Ö3, FeCl3

      Oder Kupfer-Ion/Oxid/Chlorid Cu + , Cu2O, CuCl
      Kupferionen/Oxid/Chlorid Cu 2+ , CuO, CuCl2

      und dann Stannous Sn 2+ , SnO, SnCl2, Stannic Sn +4 , SnO2, SnCl4

      Bei Mercurous/ic sind dies die wichtigsten für Metalle/Kationen, die Sie wahrscheinlich hören werden, aber ich habe sicherlich von Kobalt/Kobalt und sogar Titan/Titan gehört! Dann gibt es für nichtmetallische Anionen schwefelig/isch, phosphorig/isch, brom/isch usw.

      Die Regel wie in diesen Beispielen lautet also, dass, wenn ein Element zwei gemeinsame Oxidationsstufen außer 0 hat, die Substanz mit der niedrigeren Zahl (positiv oder negativ) als -ous und die höhere als -ic bezeichnet wird. Oben hatten wir Beispiele, bei denen das -ous die Oxidationsstufen +1, +2, +3 und das -ic 1 oder 2 oben, +2, +3, +4 hatte.


      Benennung mehratomiger Verbindungen

      Viele Verbindungen verwenden sowohl ionische als auch kovalente Bindungen, um Atome zusammenzuhalten. In dieser Lektion lernen wir, wie man mehratomige Verbindungen benennt.

      Wir wissen, dass ionische Verbindungen aus Metall- und Nichtmetallelementen bestehen, während kovalente Verbindungen nur Nichtmetalle enthalten, aber was ist, wenn wir ein kovalentes mehratomiges Ion mit einem Metallion kombinieren? So …

      NaOH ist ein Beispiel für eine Verbindung, die sowohl ionische Bindungen als auch kovalente Bindungen aufweist. Die ionische Bindung besteht zwischen dem Natriumion und dem Hydroxidion, entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an. Und die kovalente Bindung besteht zwischen dem Sauerstoffatom und dem Wasserstoffatom im Hydroxid-Ion, diese beiden Atome teilen sich ein Elektronenpaar.

      Online finden Sie Tabellen mit häufigen mehratomigen Ionen. Diese Tabellen geben Ihnen die FORMEL, AUFLADUNG, und NAME von gemeinsamen mehratomigen Ionen. Mit diesen Informationen können Sie Verbindungen benennen, die mehratomige Ionen enthalten.

      Beispiel 1 – Nennen Sie diese Verbindung: K2CO3

      Beachten Sie, dass das Metall (Kalium) ein REPRÄSENTATIVES Element ist, das bedeutet, dass ich mich nicht um römische Ziffern kümmern muss.

      Mit Hilfe der Tabelle der üblichen mehratomigen Ionen kann ich CO3 als Karbonation identifizieren.

      Der Name lautet also: Kaliumcarbonat ziemlich einfach……huh?

      Beispiel 2 – Nennen Sie diese Verbindung: Fe2(SO4)3

      Das Metall (Eisen) ist ein ÜBERGANGSelement, daher muss ich römische Ziffern verwenden, um seine Ladung anzuzeigen.

      Was ist mit dem mehratomigen Ion? Nun, aus der Tabelle der mehratomigen Ionen identifiziere ich SO4 als Sulfat-Ion. Ich stelle auch fest, dass die SO4 Ion hat eine Ladung von -2. Die Ladung von SO . kennen4 wird mir helfen, die Ladung auf Eisen zu bestimmen.

      OK, die Formel zeigt also, dass es 2 Eisenionen und 3 Sulfationen gibt. Denken Sie daran, dass die Gesamtladung der Verbindung neutral oder null ist. Mal sehen, was das bedeutet.

      Jedes Sulfation nimmt 2 Elektronen auf, um eine Ladung von -2 zu haben, aber es gibt 3 Sulfationen, so dass (3 x 2 =) 6 Elektronen gewonnen wurden. Woher kommen diese 6 Elektronen? Das Eisenatom lieferte natürlich die 6 Elektronen. OK, wir sehen aus der Formel, dass es nur 2 Eisenionen gibt, also wie viele Elektronen gingen von jedem Eisenatom verloren? Hast du 3 erraten? Ist das sinnvoll?

      ein Eisenatom verliert 3 Elektronenzwei Eisenatome verlieren insgesamt 6 Elektroneneine Sulfatgruppe nimmt 2 Elektronen auf3 Sulfatgruppen gewinnen insgesamt 6 Elektronen.

      Ein Eisenatom verliert 3 Elektronen, zwei Eisenatome verlieren insgesamt 6 Elektronen.

      Eine Sulfatgruppe nimmt 2 Elektronen auf, 3 Sulfatgruppen erhalten insgesamt 6 Elektronen.

      Wir können diesen Verlust und Gewinn von Elektronen leicht sehen, wenn wir Gleichungen wie diese schreiben…

      2 Fe —> 2 Fe +3 + 6 e –

      3 SO4 + 6 und – —> 3 SO4 -2

      Was wir von dieser wortreichen Erklärung erwarten, ist, dass das Eisenion a +3 Aufladung. Jetzt können wir die Verbindung benennen.


      Tipps zur Benennung ionischer Verbindungen - Konzept

      UC Berkeley
      M.Ed., San Francisco State Univ.

      Jonathan unterrichtet seit 2000 und unterrichtet derzeit Chemie an einer erstklassigen High School in San Francisco.

      Hier sind einige Tipps und Tricks zur Benennung ionischer Verbindungen. Eine ionische Verbindung besteht immer aus zwei Teilen. Ein Kation, das ein positiv geladenes Ion ist, und ein Anion, das negativ geladen ist. Sie könnten es als Metall und als Nichtmetall sehen. Einige dieser Ionen werden als mehratomig bezeichnet. Sie haben mehr als ein Element. Sie haben mehr als ein Ionen. Sie haben also möglicherweise nicht nur ein Nichtmetall.

      Sagen wir zum Beispiel, ob wir NaCl haben. Das Kation steht also immer an erster Stelle. Also haben wir Na. Wir schreiben nur den Namen. Sie haben also Natrium. Dann Kl. Cl ist Chlorid, weil das das Ion ist. Es ist nicht Chlor, sondern Chlorid. Wie würden Sie das finden? Nun, Sie würden das auf der Anionenliste nachschlagen, die Sie dort hätten. Auch die Anionen enden im Allgemeinen mit einer anderen Endung als dem Elementnamen. Sie haben also Natriumchlorid.

      Ein weiteres Beispiel könnte K2SO4 sein. Werfen wir also einen Blick hier. Das K ist Kalium. Wir ignorieren die 2 für jetzt. Dann haben wir SO4. Das SO4 ist, wenn Sie nachschlagen, es wäre Sulfat, das ist also das zweite Wort. Das wäre also Kaliumsulfat. Die 2 ist mit dem Kalium da, denn Kalium hat eine Ladung von +1. Sulfat hat eine Ladung von -2, daher müssen die Ladungen in einer ionischen Verbindung immer gleich 0 sein. Sie müssen also immer neutral sein. Deshalb gibt es dort eine 2.

      Hier ist der Trick. Alle ionischen Verbindungen haben im Allgemeinen in 99% der Fälle ein Element für das Kation. Also hast du das hier. Also wie Na, K. Unabhängig vom Index wissen Sie, dass dies das erste Element ist, das Sie dort haben. Was auch immer für den Rest übrig bleibt, das ist Ihr Anion wie SO4 oder Cl.

      Machen wir also noch ein paar Beispiele. Sagen wir zum Beispiel, wenn wir Zn haben und dann haben wir unsere Klammern und dann haben wir (NO3)2. Schauen wir mal. Unser Kation ist Zink, also Zink. Also schreiben wir das aus, Zn-Ion ist Zink, weil sie immer den Namen haben. Dann haben wir NO 3 mit der 2 in Klammern. Die Klammer gibt uns einen Hinweis darauf, dass das, was sich darin befindet, unser Anion wäre. Also haben wir uns NO3 angesehen, und das ist Nitrat. Also haben wir Zinknitrat.

      Nun gibt es einige Elemente, die Übergangsmetalle mit mehr als einer Ladung sind. Als hätten sie Kupfer. Kupfer hat Cu+ für eines seiner Ionen. Dann hat es Cu2+ für eines seiner Ionen. Cu+ wäre also Kupfer(I). Die alte Schulform, dies zu sagen, wäre Cuprous, also für Copper (I). Cu2+ wäre Kupfer(II). Kupfer(I) und Kupfer(II) mit römischen Ziffern werden akzeptiert.

      Wenn Sie bemerken, dass die römische Zahl der Ladung entspricht. Cu + wäre also Kupfer (I), weil es eine Ladung von +1 hat. Cu2+ wäre Kupfer(II), da es eine Ladung von +2 hat.

      Nehmen wir zum Beispiel an, wenn wir CU(I)2 haben, wissen Sie, dass dies Kupfer ist, also schreiben wir hier Kupfer. Dann das (I) genau hier, das ist für Jodid. Jodid hat also eine Ladung von -1. Da es zwei davon gibt, wissen wir insgesamt, dass der Anionenteil eine Ladung von -2 hätte. Das bedeutet also, dass Kupfer eine +2 haben muss, um -2 aufzuheben. Da Kupfer also +2 ist, wäre dies Kupfer(II)-Iodid. Es sind also einige dieser Übergangsmetalle, also pass auf. Übergangsmetalle können also mehrere Ladungen haben. Passen Sie also auf Übergangsmetalle auf. Mehrere Gebühren.

      Dann hätten, wie ich bereits erwähnt habe, alle Kationen am Anfang nur ein Element. Die einzige Ausnahme, die in der High School Chemie häufig verwendet wird, ist NH4, das Ammonium ist. Sagen wir also, wenn wir (NH4)2 hatten, dann hatten wir (NH4)3PO4.

      Wir haben hier also das NH4, und das ist eigentlich mehratomig, weil es dort mehr als ein Atom gibt. Das ist also Ammonium. Ammonium ist das einzige Kation, das Sie in der High School Chemistry verwenden werden, das mehr als ein Element als Kation enthält. Alle anderen Elemente hätten nur ein Element.

      Also haben wir Ammonium. Dann der Rest von diesen hier PO4, das wird Phosphat sein. Also haben wir Ammoniumphosphat. Hoffentlich helfen Ihnen diese Tipps und Tricks aus der Formel, das Kation und das Anion herauszufinden. Dies unterscheidet sich nun von kovalenten Verbindungen, die Präfixe verwenden. Ionische Verbindungen verwenden keine Präfixe. Es gibt eine Ausnahme eines Anions, das ein Präfix verwendet.

      Lassen Sie mich Ihnen das hier zeigen. Lassen Sie uns also wieder Ammonium verwenden, nur um es zu zeigen. Dann gibt es Cr2O7. Das NH4, das wir kennen, ist also Ammonium, und der Rest dieses Cr2O7 ist Dichromat. Jetzt gibt es hier einen Präfixpunkt, und das ist zufällig der Name des Anions, das wir hier haben. Es heißt Dichromat. Es gibt zwei Atome von Chrom, aber der Name des Anions ist im Gegensatz zu den kovalenten Verbindungen Dichromat.

      Wenn Sie Hilfe beim Schreiben oder Benennen kovalenter Verbindungen benötigen, können Sie sich unsere Tipps und Tricks für kovalente Verbindungen ansehen. Andernfalls denken Sie an Kationen, Sie hätten nur ein Element in der Formel mit Ausnahme von Ammonium. Einige dieser Kationen haben mehrere Ladungen, weil sie Übergangsmetalle sind. Also die in der Mitte des Periodensystems. Aus diesem Grund müssten Sie die Ladung des Anions überprüfen, um die Ladung dieses bestimmten Kations herauszufinden.

      Denken Sie daran, was auch immer übrig bleibt, dann wäre das Ihr Anion. Manchmal helfen Ihnen Klammern dabei, die Formel dieses bestimmten Anions zu isolieren. Hoffentlich helfen Ihnen diese Tipps und Tricks bei der Benennung ionischer Verbindungen. Hab einen guten.


      Arbeitsblatt zur Benennung ionischer Verbindungen Pogil

      Verbindungen werden im Allgemeinen als molekular ionisch oder seltener als Netzwerk klassifiziert. Auf dieser Seite können Sie das Arbeitsblatt zur Benennung von ionischen Verbindungen im PDF-Format lesen oder herunterladen.

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      Auf die gleiche Weise kann angenommen werden, dass die Struktur ein einfacher kubischer Bereich von Kationen ist, die die Anionen im Zentrum der Würfel verwenden.

      Benennen von ionischen Verbindungen Arbeitsblatt pogil. Wenn Sie keine für Sie interessanten finden, verwenden Sie unser Suchformular unten. Benennung ionischer Verbindungen 3 14. Zwei Elemente können in vielen unterschiedlichen Strategien kombiniert werden, um unterschiedliche Substanzen zu erzeugen.

      Benennung ionischer Verbindungen Arbeitsblatt Pogil und Arbeitsblätter 44 einzigartige Benennung ionischer Pfunde Arbeitsblatt Full HD. 1 naf Natriumfluorid 2 nf 3 Stickstofftrifluorid 3 li 2o Lithiumoxid 4 al 2s 3 Aluminiumsulfid 5 mgso 4 Magnesiumsulfat 6 sih 4 Siliziumtetrahydrid 7 kno 3. Benennen gemischter ionischer und kovalenter Antworten benennen die folgenden Verbindungen.

      Chem 115 pogil Arbeitsblatt Woche 3 Verbindungen Benennung von Reaktionsgleichungen und Formelgewichten warum. Da wir Lösungen anbieten möchten, die als eine echte und zuverlässige Referenz verfügbar sind, bieten wir neben den Themen auch hilfreiche Fakten zu vielen Themen. Wenn wir die Klassifikation kennen, können wir die Verbindung richtig benennen und ihre mikroskopische Organisation verstehen.

      Auf dieser Seite können Sie Pogil-Aktivitäten für die Hochschulchemie zur Benennung ionischer Verbindungen im PDF-Format lesen oder herunterladen. Benennen von Arbeitsblatt für ionische Verbindungen anhand praktischer Themen. Chem 116 Pogil Arbeitsblatt Woche 10 Lösungen schwache Säure und volle Vorlage.

      Denken Sie daran, dass es sich entweder um ionische oder kovalente Verbindungen handeln kann, also stellen Sie sicher, dass Sie die richtige Benennungsmethode verwenden. Kostenlose Ausdrucke Arbeitsblatt Benennung ionischer Verbindungen Arbeitsblatt Antwortschlüssel Pogil Wir haben einige Bilder über Benennung ionischer Verbindungen Arbeitsblatt Antwortschlüssel Pogil gefunden. Betrachten Sie die beiden chemischen Formeln, die Sie in Frage 3 für Verbindungen aus Eisen und Schwefel geschrieben haben.

      Wäre der Name Eisensulfi de ausreichend, um eine dieser Verbindungen eindeutig zu identifizieren? Einige der Arbeitsblätter für dieses Konzept sind Säurenomenklatur Arbeitsname pogil 01 Benennen von Säuren und Basen Benennen und Schreiben von Formeln für Säuren Benennen von Säuren Benennen von binären Säuren Benennen von Oxysäuren Benennen von Säuren ws Benennen von ionischen Verbindungen Praxisarbeit. Benennen von Säuren Pogil mit den Top 8 der gefundenen Arbeitsblätter für dieses Konzept.

      Bariumchlorid Magnesiumoxid 15. Geben Sie die chemische Formel für jede der folgenden ionischen Verbindungen an. Wenn Sie keine für Sie interessanten finden, verwenden Sie unser Suchformular unten.

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      Lösungen zum Benennen kovalenter Verbindungen

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      Schau das Video: Navngivning af ioniske forbindelser (Oktober 2021).