Compuesto iónico

La estructura cristalina del cloruro de sodio, NaCl, un compuesto iónico típico. Las esferas púrpura representan caciones de sodio, Na⁺, y las esferas verdes representan aniones de cloruro, Cl⁻. Los estiplos amarillos muestran las fuerzas electrostáticas.

En química, un compuesto iónico es un compuesto químico formado por iones que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas denominadas enlace iónico. El compuesto es neutral en general, pero consta de iones cargados positivamente llamados cationes e iones cargados negativamente llamados aniones. Estos pueden ser iones simples como el sodio (Na⁺) y el cloruro (Cl⁻) en el cloruro de sodio, o especies poliatómicas como el amonio (NH⁺
₄) y carbonato (CO²⁻
₃ ) iones en carbonato de amonio. Los iones individuales dentro de un compuesto iónico generalmente tienen varios vecinos más cercanos, por lo que no se consideran parte de las moléculas, sino parte de una red tridimensional continua. Los compuestos iónicos suelen formar estructuras cristalinas cuando son sólidos.

Los compuestos iónicos que contienen iones básicos hidróxido (OH⁻) u óxido (O²⁻) se clasifican como bases. Los compuestos iónicos sin estos iones también se conocen como sales y pueden formarse mediante reacciones ácido-base. Los compuestos iónicos también se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación de su solvente, precipitación, congelación, una reacción de estado sólido o la reacción de transferencia de electrones de metales reactivos con no metales reactivos, como los gases halógenos.

Los compuestos iónicos suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados, y son duros y quebradizos. Como sólidos, casi siempre son eléctricamente aislantes, pero cuando se derriten o disuelven se vuelven altamente conductores porque los iones se movilizan.

Historia del descubrimiento

La palabra ion es el griego ἰόν, ion, "yendo", el participio presente de ἰέναι, ienai, "to go". Este término fue introducido por el físico y químico Michael Faraday en 1834 para la especie entonces desconocida que va de un electrodo al otro a través de un medio acuoso.

Espectrómetro de rayos X desarrollado por Bragg

En 1913, William Henry Bragg y William Lawrence Bragg determinaron la estructura cristalina del cloruro de sodio. Esto reveló que había seis vecinos más cercanos equidistantes para cada átomo, lo que demuestra que los constituyentes no estaban dispuestos en moléculas o agregados finitos, sino como una red con un orden cristalino de largo alcance. También se encontró que muchos otros compuestos inorgánicos tenían características estructurales similares. Estos compuestos pronto se describieron como constituidos por iones en lugar de átomos neutros, pero la prueba de esta hipótesis no se encontró hasta mediados de la década de 1920, cuando se realizaron experimentos de reflexión de rayos X (que detectan la densidad de electrones).

Los principales contribuyentes al desarrollo de un tratamiento teórico de las estructuras cristalinas iónicas fueron Max Born, Fritz Haber, Alfred Landé, Erwin Madelung, Paul Peter Ewald y Kazimierz Fajans. Born predijo energías cristalinas basadas en la suposición de constituyentes iónicos, que mostraron una buena correspondencia con las mediciones termoquímicas, lo que respalda aún más la suposición.

Formación

Halite, la forma mineral de cloruro de sodio, se forma cuando el agua salada se evapora dejando atrás los iones.

Los compuestos iónicos se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación, precipitación o congelación. Los metales reactivos, como los metales alcalinos, pueden reaccionar directamente con los gases halógenos altamente electronegativos para formar un producto iónico. También se pueden sintetizar como producto de una reacción a alta temperatura entre sólidos.

Si el compuesto iónico es soluble en un solvente, se puede obtener como un compuesto sólido al evaporar el solvente de esta solución electrolítica. A medida que se evapora el solvente, los iones no pasan al vapor, sino que permanecen en la solución restante y, cuando se concentran lo suficiente, se produce la nucleación y cristalizan en un compuesto iónico. Este proceso ocurre ampliamente en la naturaleza y es el medio de formación de los minerales de evaporita. Otro método para recuperar el compuesto de la solución implica saturar una solución a alta temperatura y luego reducir la solubilidad reduciendo la temperatura hasta que la solución esté sobresaturada y el compuesto sólido se nuclea.

Los compuestos iónicos insolubles se pueden precipitar mezclando dos soluciones, una con el catión y otra con el anión. Como todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mezcladas también deben contener contraiones de cargas opuestas. Para asegurarse de que estos no contaminen el compuesto iónico precipitado, es importante asegurarse de que no precipiten también. Si las dos soluciones tienen iones de hidrógeno e iones de hidróxido como contraiones, reaccionarán entre sí en lo que se llama una reacción ácido-base o una reacción de neutralización para formar agua. Alternativamente, los contraiones se pueden elegir para garantizar que, incluso cuando se combinan en una sola solución, seguirán siendo solubles como iones espectadores.

Si el disolvente es agua en el método de formación por evaporación o precipitación, en muchos casos el cristal iónico formado también incluye agua de cristalización, por lo que el producto se conoce como hidrato y puede tener propiedades químicas muy diferentes.

Las sales fundidas se solidificarán al enfriarse por debajo de su punto de congelación. Esto se usa a veces para la síntesis en estado sólido de compuestos iónicos complejos a partir de reactivos sólidos, que primero se funden juntos. En otros casos, los reactivos sólidos no necesitan fundirse, sino que pueden reaccionar a través de una ruta de reacción de estado sólido. En este método, los reactivos se muelen repetidamente hasta formar una pasta y luego se calientan a una temperatura en la que los iones de los reactivos vecinos pueden difundirse juntos durante el tiempo que la mezcla de reactivos permanece en el horno. Otras rutas sintéticas utilizan un precursor sólido con la proporción estequiométrica correcta de iones no volátiles, que se calienta para eliminar otras especies.

En algunas reacciones entre metales altamente reactivos (generalmente del Grupo 1 o del Grupo 2) y gases halógenos altamente electronegativos, o agua, los átomos pueden ionizarse por transferencia de electrones, un proceso entendido termodinámicamente mediante el ciclo de Born-Haber.

Vínculos

Un diagrama de cáscara de electrones esquemático de átomos de sodio y fluorescentes sometidos a una reacción redox para formar fluoruro de sodio. Sodium pierde su electron externo para darle una configuración de electrones estable, y este electron entra en el átomo de fluorina exotérmicamente. Los iones cargados opuestamente – típicamente muchos de ellos – se atraen unos a otros para formar un sólido.

Los iones en los compuestos iónicos se mantienen unidos principalmente por las fuerzas electrostáticas entre la distribución de carga de estos cuerpos y, en particular, el enlace iónico resultante de la atracción de Coulomb de largo alcance entre la carga neta negativa de los aniones y la carga neta positiva de los cationes. También hay una pequeña fuerza de atracción adicional de las interacciones de van der Waals que contribuye solo alrededor del 1 al 2% de la energía cohesiva para los iones pequeños. Cuando un par de iones se acerca lo suficiente como para que sus capas electrónicas externas (la mayoría de los iones simples tienen capas cerradas) se superpongan, se produce una fuerza repulsiva de corto alcance, debido al principio de exclusión de Pauli. El equilibrio entre estas fuerzas conduce a un pozo de energía potencial con energía mínima cuando los núcleos están separados por una distancia de equilibrio específica.

Si la estructura electrónica de los dos cuerpos que interactúan se ve afectada por la presencia del otro, las interacciones covalentes (no iónicas) también contribuyen a la energía general del compuesto formado. Los compuestos iónicos rara vez son puramente iónicos, es decir, se mantienen unidos solo por fuerzas electrostáticas. Los enlaces entre incluso los pares más electronegativos/electropositivos, como los del fluoruro de cesio, exhiben un pequeño grado de covalencia. Por el contrario, los enlaces covalentes entre átomos diferentes a menudo exhiben cierta separación de carga y se puede considerar que tienen un carácter iónico parcial. Las circunstancias en las que un compuesto tendrá un carácter iónico o covalente normalmente se pueden entender usando Fajans' reglas, que utilizan sólo las cargas y los tamaños de cada ion. De acuerdo con estas reglas, los compuestos con el carácter más iónico tendrán iones positivos grandes con carga baja, unidos a un ion negativo pequeño con carga alta. De manera más general, se puede aplicar la teoría HSAB, según la cual los compuestos con el carácter más iónico son los que consisten en ácidos duros y bases duras: iones pequeños y altamente cargados con una gran diferencia de electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia de electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolar resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfiere ni se polariza para neutralizar los cationes).

Estructura

La célula de la estructura de mezcla de zinc

Los iones suelen empaquetarse en estructuras cristalinas extremadamente regulares, en una disposición que minimiza la energía de la red (maximizando las atracciones y minimizando las repulsiones). La energía reticular es la suma de la interacción de todos los sitios con todos los demás sitios. Para iones esféricos no polarizables, solo se requieren las cargas y las distancias para determinar la energía de interacción electrostática. Para cualquier estructura cristalina ideal particular, todas las distancias están relacionadas geométricamente con la distancia internuclear más pequeña. Entonces, para cada estructura cristalina posible, la energía electrostática total se puede relacionar con la energía electrostática de las cargas unitarias en la distancia vecina más cercana mediante una constante multiplicativa llamada constante de Madelung que se puede calcular de manera eficiente utilizando una suma de Ewald. Cuando se supone una forma razonable para la energía repulsiva adicional, la energía reticular total se puede modelar utilizando la ecuación de Born-Landé, la ecuación de Born-Mayer o, en ausencia de información estructural, la ecuación de Kapustinskii.

Usando una aproximación aún más simple de los iones como esferas duras impenetrables, la disposición de los aniones en estos sistemas a menudo se relaciona con disposiciones compactas de esferas, con los cationes ocupando intersticios tetraédricos u octaédricos. Dependiendo de la estequiometría del compuesto iónico y la coordinación (principalmente determinada por la relación de radio) de cationes y aniones, se observa comúnmente una variedad de estructuras y se racionalizan teóricamente mediante las reglas de Pauling.

En algunos casos, los aniones adoptan un empaquetamiento cúbico simple y las estructuras comunes resultantes que se observan son:

Algunos líquidos iónicos, particularmente con mezclas de aniones o cationes, pueden enfriarse lo suficientemente rápido como para que no haya suficiente tiempo para que ocurra la nucleación de cristales, por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance).

Defectos

Defecto de Frenkel

Defecto de Schottky

Dentro de un cristal iónico, normalmente habrá algunos defectos puntuales, pero para mantener la electroneutralidad, estos defectos vienen en pares. Los defectos de Frenkel consisten en una vacante catiónica emparejada con un catión intersticial y pueden generarse en cualquier parte del cristal, ocurriendo más comúnmente en compuestos con un número de coordinación bajo y cationes que son mucho más pequeños que los aniones. Los defectos de Schottky consisten en una vacante de cada tipo y se generan en las superficies de un cristal, lo que ocurre más comúnmente en compuestos con un alto número de coordinación y cuando los aniones y cationes son de tamaño similar. Si los cationes tienen múltiples estados de oxidación posibles, entonces es posible que las vacantes de cationes compensen las deficiencias de electrones en los sitios de cationes con números de oxidación más altos, lo que da como resultado un compuesto no estequiométrico. Otra posibilidad no estequiométrica es la formación de un centro F, un electrón libre que ocupa una vacante de anión. Cuando el compuesto tiene tres o más componentes iónicos, son posibles incluso más tipos de defectos. Todos estos defectos puntuales pueden generarse a través de vibraciones térmicas y tienen una concentración de equilibrio. Debido a que son energéticamente costosos pero entrópicamente beneficiosos, ocurren en mayor concentración a temperaturas más altas. Una vez generados, estos pares de defectos pueden difundirse en su mayoría de forma independiente entre sí, saltando entre sitios de red. Esta movilidad defectuosa es la fuente de la mayoría de los fenómenos de transporte dentro de un cristal iónico, incluida la difusión y la conductividad iónica en estado sólido. Cuando las vacantes chocan con los intersticiales (Frenkel), pueden recombinarse y aniquilarse entre sí. De manera similar, las vacantes se eliminan cuando alcanzan la superficie del cristal (Schottky). Los defectos en la estructura cristalina generalmente expanden los parámetros de la red, reduciendo la densidad total del cristal. Los defectos también dan como resultado iones en entornos locales claramente diferentes, lo que hace que experimenten una simetría de campo cristalino diferente, especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de red. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de electrones d, de modo que la absorción óptica (y, por lo tanto, el color) puede cambiar con la concentración defectuosa.

Propiedades

Acidez/básica

Los compuestos iónicos que contienen iones hidrógeno (H⁺) se clasifican como ácidos, y los que contienen cationes electropositivos y aniones básicos iones hidróxido (OH⁻) u óxido (O²⁻) se clasifican como bases. Otros compuestos iónicos se conocen como sales y pueden formarse mediante reacciones ácido-base. Si el compuesto es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base débil, el resultado es una sal ácida. Si es el resultado de una reacción entre una base fuerte y un ácido débil, el resultado es una sal básica. Si es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el resultado es una sal neutra. Los ácidos débiles que reaccionan con bases débiles pueden producir compuestos iónicos tanto con el ion de base conjugado como con el ion de ácido conjugado, como el acetato de amonio.

Algunos iones se clasifican como anfóteros y pueden reaccionar con un ácido o una base. Esto también es cierto para algunos compuestos con carácter iónico, típicamente óxidos o hidróxidos de metales menos electropositivos (por lo que el compuesto también tiene un carácter covalente significativo), como el óxido de zinc, el hidróxido de aluminio, el óxido de aluminio y el óxido de plomo (II).

Puntos de fusión y ebullición

Las fuerzas electrostáticas entre partículas son más fuertes cuando las cargas son altas y la distancia entre los núcleos de los iones es pequeña. En tales casos, los compuestos generalmente tienen puntos de fusión y ebullición muy altos y una baja presión de vapor. Las tendencias en los puntos de fusión se pueden explicar aún mejor cuando se tiene en cuenta la estructura y la relación de tamaño iónico. Por encima de su punto de fusión, los sólidos iónicos se derriten y se convierten en sales fundidas (aunque algunos compuestos iónicos como el cloruro de aluminio y el cloruro de hierro (III) muestran estructuras similares a moléculas en la fase líquida). Los compuestos inorgánicos con iones simples suelen tener iones pequeños y, por lo tanto, tienen puntos de fusión altos, al igual que los sólidos a temperatura ambiente. Sin embargo, algunas sustancias con iones más grandes tienen un punto de fusión por debajo o cerca de la temperatura ambiente (a menudo definida como hasta 100 °C) y se denominan líquidos iónicos. Los iones en los líquidos iónicos a menudo tienen distribuciones de carga desiguales o sustituyentes voluminosos como cadenas de hidrocarburos, que también desempeñan un papel en la determinación de la fuerza de las interacciones y la propensión a fundirse.

Incluso cuando la estructura local y los enlaces de un sólido iónico se interrumpen lo suficiente como para derretirlo, todavía hay fuertes fuerzas de atracción electrostática de largo alcance que mantienen unido el líquido y evitan que los iones hiervan para formar una fase gaseosa. Esto significa que incluso los líquidos iónicos a temperatura ambiente tienen bajas presiones de vapor y requieren temperaturas sustancialmente más altas para hervir. Los puntos de ebullición exhiben tendencias similares a los puntos de fusión en términos del tamaño de los iones y la fuerza de otras interacciones. Cuando se vaporiza, los iones aún no se liberan unos de otros. Por ejemplo, en la fase de vapor, el cloruro de sodio existe como "moléculas" diatómicas.

Fragilidad

La mayoría de los compuestos iónicos son muy frágiles. Una vez que alcanzan el límite de su fuerza, no pueden deformarse maleablemente, porque se debe mantener la estricta alineación de iones positivos y negativos. En cambio, el material se fractura por escisión. A medida que la temperatura se eleva (generalmente cerca del punto de fusión), se produce una transición dúctil-frágil y el flujo plástico se vuelve posible por el movimiento de las dislocaciones.

Compresibilidad

La compresibilidad de un compuesto iónico está fuertemente determinada por su estructura y, en particular, por el número de coordinación. Por ejemplo, los haluros con estructura de cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos compresibles que aquellos con estructura de cloruro de sodio (número de coordinación 6), y menos que aquellos con un número de coordinación de 4.

Solubilidad

Cuando los compuestos iónicos se disuelven, los iones individuales se disocian y son solvatados por el solvente y dispersos en la solución resultante. Debido a que los iones se liberan en la solución cuando se disuelven y pueden conducir la carga, los compuestos iónicos solubles son la clase más común de electrolitos fuertes y sus soluciones tienen una alta conductividad eléctrica.

La solubilidad acuosa de una variedad de compuestos iónicos como función de temperatura. Se han incluido algunos compuestos que exhiben comportamientos inusuales de solubilidad.

La solubilidad es más alta en solventes polares (como el agua) o líquidos iónicos, pero tiende a ser baja en solventes no polares (como la gasolina). Esto se debe principalmente a que las interacciones ion-dipolo resultantes son significativamente más fuertes que las interacciones dipolo inducidas por iones, por lo que el calor de solución es mayor. Cuando los iones de carga opuesta en la red iónica sólida están rodeados por el polo opuesto de una molécula polar, los iones sólidos se extraen de la red y pasan al líquido. Si la energía de solvatación excede la energía de la red, el cambio de entalpía neta negativa de la solución proporciona un impulso termodinámico para eliminar los iones de sus posiciones en el cristal y disolverlos en el líquido. Además, el cambio de entropía de la solución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos como los compuestos iónicos, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura. Hay algunos compuestos iónicos inusuales, como el sulfato de cerio (III), donde este cambio de entropía es negativo, debido al orden adicional inducido en el agua al disolverse, y la solubilidad disminuye con la temperatura.

Conductividad eléctrica

Aunque los compuestos iónicos contienen átomos o grupos cargados, estos materiales normalmente no conducen la electricidad de manera significativa cuando la sustancia es sólida. Para conducir, las partículas cargadas deben ser móviles y no estacionarias en una red cristalina. Esto se logra hasta cierto punto a altas temperaturas cuando la concentración de defectos aumenta la movilidad iónica y se observa conductividad iónica en estado sólido. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en un líquido o se funden en un líquido, pueden conducir electricidad porque los iones se vuelven completamente móviles. Esta ganancia de conductividad al disolverse o fundirse a veces se usa como una característica definitoria de los compuestos iónicos.

En algunos compuestos iónicos inusuales: conductores de iones rápidos y vidrios iónicos, uno o más de los componentes iónicos tienen una movilidad significativa, lo que permite la conductividad incluso cuando el material en su conjunto permanece sólido. A menudo, esto depende en gran medida de la temperatura y puede ser el resultado de un cambio de fase o de una alta concentración de defectos. Estos materiales se utilizan en todos los supercondensadores, baterías y celdas de combustible de estado sólido, y en varios tipos de sensores químicos.

Color

Cloruro de cobalto anhydroso(II),
CoCl₂

Cobalto(II) hexahidrato de cloruro,
CoCl₂·6H₂O

El color de un compuesto iónico suele ser diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes o de la forma hidratada del mismo compuesto.

Los aniones en compuestos con enlaces con el carácter más iónico tienden a ser incoloros (con una banda de absorción en la parte ultravioleta del espectro). En los compuestos con un carácter menos iónico, su color se profundiza a amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción cambia a longitudes de onda más largas en el espectro visible).

La banda de absorción de los cationes simples se desplaza hacia una longitud de onda más corta cuando están involucrados en interacciones más covalentes. Esto ocurre durante la hidratación de los iones metálicos, por lo que los compuestos iónicos anhidros incoloros con un anión que se absorbe en el infrarrojo pueden volverse coloridos en solución.

Usos

Los compuestos iónicos han tenido durante mucho tiempo una amplia variedad de usos y aplicaciones. Muchos minerales son iónicos. Los seres humanos han procesado la sal común (cloruro de sodio) durante más de 8000 años, usándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en la fabricación, agricultura, acondicionamiento de agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. Muchos compuestos iónicos se utilizan tanto en la sociedad que reciben nombres comunes que no guardan relación con su identidad química. Ejemplos de esto incluyen bórax, calomelano, leche de magnesia, ácido muriático, aceite de vitriolo, salitre y cal apagada.

Los compuestos iónicos solubles como la sal se pueden disolver fácilmente para proporcionar soluciones de electrolitos. Esta es una forma sencilla de controlar la concentración y la fuerza iónica. La concentración de solutos afecta muchas propiedades coligativas, incluido el aumento de la presión osmótica y la depresión del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición. Debido a que los solutos son iones cargados, también aumentan la conductividad eléctrica de la solución. El aumento de la fuerza iónica reduce el espesor de la doble capa eléctrica alrededor de las partículas coloidales y, por lo tanto, la estabilidad de las emulsiones y suspensiones.

La identidad química de los iones añadidos también es importante en muchos usos. Por ejemplo, los compuestos que contienen fluoruro se disuelven para suministrar iones de fluoruro para la fluoración del agua.

Los compuestos iónicos sólidos se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos de pintura y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero son sensibles a la acidez o la basicidad. Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente compuestos iónicos que contienen metales como fuentes de color en los fuegos artificiales. Bajo un calor intenso, los electrones de los iones metálicos o de las moléculas pequeñas pueden excitarse. Estos electrones luego regresan a estados de menor energía y liberan luz con un espectro de color característico de las especies presentes.

En química, los compuestos iónicos se utilizan a menudo como precursores para la síntesis de estado sólido a alta temperatura.

Muchos metales son geológicamente más abundantes como compuestos iónicos dentro de los minerales. Para obtener los materiales elementales, estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis, en las que se producen reacciones redox (a menudo con un agente reductor como el carbono) de manera que los iones metálicos ganan electrones para convertirse en átomos neutros.

Nomenclatura

Según la nomenclatura recomendada por la IUPAC, los compuestos iónicos se nombran según su composición, no su estructura. En el caso más simple de un compuesto iónico binario sin ambigüedad posible sobre las cargas y por lo tanto la estequiometría, el nombre común se escribe con dos palabras. El nombre del catión (el nombre del elemento no modificado para los cationes monoatómicos) aparece primero, seguido del nombre del anión. Por ejemplo, MgCl₂ se llama cloruro de magnesio y Na₂SO₄ se llama sulfato de sodio ( SO²⁻
₄, sulfato, es un ejemplo de ion poliatómico). Para obtener la fórmula empírica de estos nombres, la estequiometría se puede deducir de las cargas de los iones y el requisito de neutralidad de carga general.

Si hay múltiples cationes y/o aniones diferentes, prefijos multiplicativos (di-, tri-, tetra-,...) a menudo se requieren para indicar las composiciones relativas, y los cationes y luego los aniones se enumeran en orden alfabético. Por ejemplo, KMgCl₃ se llama tricloruro de potasio y magnesio para distinguirlo de K₂MgCl₄, tetracloruro de dipotasio de magnesio (tenga en cuenta que tanto en el empírico fórmula y el nombre escrito, los cationes aparecen en orden alfabético, pero el orden varía entre ellos porque el símbolo del potasio es K). Cuando uno de los iones ya tiene un prefijo multiplicativo dentro de su nombre, los prefijos multiplicativos alternos (bis-, tris-, tetrakis-,...) son usados. Por ejemplo, Ba(BrF₄)₂ se denomina bis(tetrafluoridobromato) de bario.

Los compuestos que contienen uno o más elementos que pueden existir en una variedad de estados de carga/oxidación tendrán una estequiometría que depende de qué estados de oxidación estén presentes, para garantizar la neutralidad general. Esto se puede indicar en el nombre especificando el estado de oxidación de los elementos presentes o la carga de los iones. Debido al riesgo de ambigüedad en la asignación de estados de oxidación, la IUPAC prefiere la indicación directa de los números de carga iónica. Estos se escriben como un número entero arábigo seguido del signo (..., 2−, 1−, 1+, 2+,...) entre paréntesis directamente después del nombre del catión (sin un espacio que los separe). Por ejemplo, FeSO₄ se llama sulfato de hierro(2+) (con la carga 2+ en los iones Fe2+ equilibrando la carga 2− en el ion sulfato), mientras que Fe₂(SO₄)₃ se denomina sulfato de hierro(3+) (porque los dos iones de hierro en cada unidad de fórmula tienen cada uno una carga de 3+, para equilibrar los 2 − en cada uno de los tres iones sulfato). La nomenclatura común, todavía de uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (..., −II, −I, 0, I, II,...). Entonces, los ejemplos dados anteriormente se llamarían sulfato de hierro (II) y sulfato de hierro (III) respectivamente. Para los iones simples, la carga iónica y el número de oxidación son idénticos, pero para los iones poliatómicos suelen diferir. Por ejemplo, el ion uranilo(2+), UO²⁺
₂, tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se denominaría ion dioxouranio (VI) en la nomenclatura de Stock. Un sistema de nomenclatura aún más antiguo para los cationes metálicos, que todavía se usa mucho, agregaba los sufijos -ous y -ic a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales a los Estados de oxidación altos y bajos. Por ejemplo, este esquema utiliza "ferroso" y "férrico", para hierro (II) y hierro (III) respectivamente, por lo que los ejemplos dados anteriormente se denominaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico.