No entiendo por que ponen estos articulos aqui si aun no se ha mencionado nada de acidos y bases ni de solubilidad ni de gases nobles, esta mal estructurado esto

Al final de la pagina abren un enlace que dice: [¡No he aprendido acerca de ácidos y bases fuertes todavía!]

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Curso: Lecciones de química > Unidad 5

Lección 5: Tipos de reacciones químicas

Ecuaciones moleculares, iónicas completas e iónicas netas

Introducción

Como estudiante aplicado de química, probablemente te encuentres con un montón de reacciones que suceden en solución acuosa (¡tal vez ya te estés ahogando en ellas!). Cuando hay iones implicados en una reacción, la ecuación para la reacción se puede escribir con varios niveles de detalle. Según qué parte de la reacción te interese, podrías escribir una ecuación molecular, una ecuación iónica completa o una ecuación iónica neta.

Definiciones de ecuaciones moleculares, iónicas completas e iónicas netas

En ocasiones una ecuación molecular simplemente se conoce como una ecuación balanceada. En una ecuación molecular, todos los compuestos iónicos y ácidos se representan como compuestos neutros usando su fórmula molecular. El estado de cada substancia se indica entre paréntesis después de la fórmula.

Consideremos la reacción que ocurre entre

{AgNO}_{3}

NaCl

. Cuando se mezclan las soluciones acuosas de

{AgNO}_{3}

NaCl

, se forma

AgCl

en estado sólido y

{NaNO}_{3}

en estado acuoso. Con esta información, podemos escribir una ecuación molecular balanceada para la reacción:

{AgNO}_{3} (a c) + NaCl (a c) \to AgCl (s) + {NaNO}_{3} (a c)

Sin embargo, si pudiéramos hacer un acercamiento al contenido del vaso de precipitados, no encontraríamos moléculas reales de

{AgNO}_{3}

NaCl

{NaNO}_{3}

. Dado que

{AgNO}_{3}

NaCl

{NaNO}_{3}

son compuestos iónicos solubles, se disocian en sus iones constituyentes en el agua. Por ejemplo,

NaCl

se disocia en un ion de

{Na}^{+}

por cada ion de

{Cl}^{-}

; estos iones se estabilizan por interacciones ion-dipolo con las moléculas de agua circundantes.

En caso que no hayas aprendido aún las reglas de solubilidad (o necesites un recordatorio rápido):

Todas las sales de sodio, potasio, amonio y nitrato son solubles en agua.
La mayoría de las sales de cloruro, bromuro y yoduro son solubles en agua (excepto aquellas que tienen ${Ag}^{+}$ ‍, ${Hg}_{2}^{2 +}$ ‍ o ${Pb}^{2 +}$ ‍).

Si no estás seguro de cómo descomponer los compuestos iónicos solubles en sus cationes y aniones constituyentes, puedes revisar este artículo sobre iones poliatómicos comunes.

El cloruro de sodio se disocia en iones de sodio y cloruro en el agua, y estos iones son solvatados por las moléculas de agua altamente polares. Crédito de la imagen: "Sales: Figura 1" de OpenStax Anatomy and Physiology, CC BY 4.0.

A partir de la fórmula molecular, podemos volver a escribir los compuestos iónicos solubles como iones disociados para obtener la ecuación iónica completa:

{Ag}^{+} (a c) + {NO}_{3}^{-} (a c) + {Na}^{+} (a c) + {Cl}^{-} (a c) \to AgCl (s) + {Na}^{+} (a c) + {NO}_{3}^{-} (a c)

Observa que no cambiamos la representación de

AgCl (s)

puesto que

AgCl

es insoluble en agua. Como regla general, los compuestos iónicos solubles, ácidos fuertes y bases fuertes se deben separar en sus iones constituyentes en una ecuación iónica completa, mientras que las sales insolubles y ácidos débiles deben permanecer como una unidad.

Si miramos nuestra ecuación iónica completa más de cerca, vemos que

{NO}_{3}^{-} (a c)

{Na}^{+} (a c)

se encuentran a ambos lados de la flecha de la reacción. Las especies iónicas que permanecen sin cambio como durante esta reacción se conocen como iones espectadores. Dado que los iones espectadores aparecen en ambos lados de la ecuación, los podemos cancelar, tal como podemos cancelar términos iguales en cada lado de una ecuación matemática:

{Ag}^{+} (a c) + {NO}_{3}^{-} (a c) + {Na}^{+} (a c) + {Cl}^{-} (a c) \to AgCl (s) + {Na}^{+} (a c) + {NO}_{3}^{-} (a c)

Estos nos deja la ecuación iónica neta, que solo muestra las especies realmente implicadas en la reacción química:

{Ag}^{+} (a c) + {Cl}^{-} (a c) \to AgCl (s)

Esta ecuación iónica neta nos dice que el cloruro de plata se produce a partir de los iones disueltos de

{Ag}^{+}

{Cl}^{-}

, independientemente de la fuente de estos iones. En comparación, la ecuación iónica completa nos habla de todos los iones presentes en solución durante la reacción, y la reacción molecular nos informa de los compuestos iónicos que se usaron como fuente de

{Ag}^{+}

{Cl}^{-}

para la reacción.

Consejo para resolver problemas: por convención, una ecuación iónica neta se escribe con los valores enteros mínimos posibles como coeficientes estequiométricos. Esto significa que podríamos tener que dividir todos los coeficientes estequiométricos entre un común divisor como último paso para obtener la forma final de la ecuación iónica neta.

Resumen

Una ecuación iónica neta muestra solo las especies químicas involucradas en la reacción, mientras que la ecuación iónica completa también incluye a las especies espectadoras. Podemos encontrar la ecuación iónica neta para una reacción dada usando los siguientes pasos:

Escribe la ecuación molecular balanceada para la reacción, incluyendo el estado de cada sustancia.
Usa tu conocimiento de las reglas de solubilidad, ácidos y bases fuertes para volver a escribir la ecuación molecular como una ecuación iónica completa que muestra cuáles son los compuestos que están disociados en iones.
Identifica y cancela los iones espectadores (los iones que aparecen en ambos lados de la ecuación).

Créditos:

Este artículo fue adaptado de:

"Writing and Balancing Chemical Equations (Escribir y balancear ecuaciones químicas)" de OpenStax Chemistry, CC-BY-NC-SA 4.0

El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias Adicionales:

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R. y Treichel, D. A. (2015). Ecuaciones iónicas netas. En Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (Química y reactividad química. Edición del instructor) (9na ed., pp. 112-114). Stamford, CT: Cengage Learning.