Tipos de reacción, pautas de solubilidade e ecuacións iónicas netas

Tres forzas motrices das reaccións acuosas

Cando se mesturan dúas disolucións, só se produce unha reacción se algo retira ións da disolución ou move electróns. Fai tres preguntas. Un catión dunha disolución e un anión da outra forman un composto de baixa solubilidade? Un ácido transfire un protón a unha base, formando auga ou outro electrólito débil? Algún átomo cambia de número de oxidación, de modo que os electróns pasan dunha especie a outra?

Un si á primeira pregunta significa unha reacción de precipitación, un si á segunda unha reacción ácido-base e un si á terceira unha reacción redox. As reaccións que forman gases, como HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), adoitan clasificarse como ácido-base porque o primeiro paso é a transferencia de protóns. A combustión e o desprazamento dun metal por outro son reaccións redox.

As familias non son excluíntes. Cando o hidróxido de bario acuoso neutraliza o ácido sulfúrico, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), fórmase auga e precipita un sulfato insoluble na mesma reacción.

Decidir que especies se escriben como ións

Unha ecuación iónica neta depende de saber que substancias existen como ións separados en auga. Os electrólitos fortes disócianse practicamente por completo: os compostos iónicos solubles, os ácidos fortes e as bases fortes. Escríbeos como ións cando estean etiquetados (aq). Todo o demais conserva a súa fórmula: sólidos, líquidos, gases, ácidos débiles, bases débiles e solutos moleculares como a glicosa.

Os ácidos fortes comúns son HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ e H₂SO₄ (polo seu primeiro protón). Trata como débil case calquera outro ácido que atopes en química xeral, incluídos o HF, o ácido acético (CH₃COOH) e o ácido carbónico, e mantenos como molécula. As bases fortes son os hidróxidos do grupo 1 e os hidróxidos máis pesados do grupo 2. O amoníaco é unha base débil e queda como NH₃(aq).

Os ións poliatómicos permanecen intactos cando un composto se disocia. O cromato de potasio acuoso dá 2K⁺(aq) e CrO₄²⁻(aq), non ións separados de potasio, cromo e osíxeno.

Aplicar as pautas de solubilidade

As pautas de solubilidade resumen patróns observados nos compostos iónicos en auga preto da temperatura ambiente. Soluble significa que se disolve unha cantidade útil; insoluble significa que a solubilidade é o bastante baixa como para que se forme un sólido cando os ións se atopan a concentracións normais de laboratorio. Ningún composto iónico ten unha solubilidade exactamente cero. A lista seguinte baséase na Táboa 4.1 de OpenStax Chemistry 2e, sección 4.2.

Para predicir un precipitado, enumera todos os ións presentes despois de mesturar e logo emparella cada catión con cada anión co que non empezou. Se algún dos novos emparellamentos cae nunha categoría insoluble, ese composto precipita. Se todos os emparellamentos posibles son solubles, como ao mesturar disolucións de nitrato de potasio e cloruro de sodio, os ións simplemente coexisten e non hai reacción neta.

• Os compostos dos catións do grupo 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) e do NH₄⁺ son solubles.
• Os nitratos, acetatos, hidroxencarbonatos e cloratos son solubles.
• Os cloruros, bromuros e ioduros son solubles, agás os de Ag⁺, Hg₂²⁺ e Pb²⁺.
• Os fluoruros son solubles, agás os de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ e Fe³⁺.
• Os sulfatos son solubles, agás os de Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ e Sr²⁺.
• Os carbonatos, cromatos, fosfatos e sulfuros son insolubles, agás cos catións do grupo 1 e o NH₄⁺.
• Os hidróxidos son insolubles, agás cos catións do grupo 1 e o Ba²⁺; o Ca(OH)₂ e o Sr(OH)₂ son lixeiramente solubles.

Construír a ecuación iónica neta paso a paso

Cada paso ten unha razón. Axustar primeiro a ecuación molecular garante o reconto de átomos. Separar os electrólitos fortes mostra o que realmente hai no vaso. Cancelar os ións espectadores elimina as especies que aparecen sen cambiar nos dous lados e que non interveñen no cambio.

A comprobación da carga detecta erros que o reconto de átomos non ve. Unha ecuación iónica neta pode ter unha carga total distinta de cero, pero esa carga debe ser a mesma nos dous lados, porque a carga se conserva igual ca os átomos.

• Escribe a ecuación molecular axustada cun símbolo de estado en cada fórmula.
• Reescribe cada electrólito forte (aq) como ións separados, multiplicando tanto polo subíndice coma polo coeficiente.
• Tacha os ións que aparecen sen cambiar nos dous lados. Son os ións espectadores.
• Reduce os coeficientes restantes aos números enteiros máis pequenos.
• Comproba que cada elemento e a carga total estean axustados.

Exemplo resolto: precipitar o cromato de prata

Mestura 18.0 mL de cromato de potasio de 0.0850 mol/L cun exceso de nitrato de prata acuoso. Os novos emparellamentos son Ag⁺ con CrO₄²⁻ e K⁺ con NO₃⁻. A prata non é un catión do grupo 1, así que o cromato de prata, de cor marrón avermellada, precipita; o nitrato de potasio queda disolto. Ecuación molecular: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Ecuación iónica completa: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Ao cancelar K⁺ e NO₃⁻ sae a ecuación iónica neta 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Comprobación da carga: 2(+1) + (−2) = 0 á esquerda, e 0 á dereita.

Para atopar a masa de precipitado, usa pesos atómicos estándar da IUPAC redondeados a dúas posicións decimais: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. A masa molar do Ag₂CrO₄ é 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Moles de cromato = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, e a ecuación iónica neta dá 1 mol de Ag₂CrO₄ por 1 mol de CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. As dúas magnitudes medidas teñen tres cifras significativas, polo que a resposta tamén.

Exemplos resoltos: un ácido débil e un metal en disolución

O ácido acético acuoso reacciona co hidróxido de sodio acuoso: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). O ácido acético é débil, así que permanece molecular, mentres que o NaOH e o acetato de sodio son electrólitos fortes. Despois de cancelar o Na⁺, a ecuación iónica neta é CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Compara co ácido nítrico e o hidróxido de potasio, onde os dous reactivos son fortes e a ecuación iónica neta se reduce a H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Unha tira de níquel posta nunha disolución de nitrato de prata cóbrese de cristais de prata. O níquel pasa de 0 a +2 e a prata de +1 a 0, así que é unha reacción redox; o nitrato é espectador. A ecuación iónica neta é Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). O coeficiente 2 esíxeo a carga, non os átomos: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) axusta todos os elementos pero ten unha carga total de +1 á esquerda e +2 á dereita.

Erros comúns nas ecuacións iónicas e como detectalos

A maioría dos erros veñen de escribir a especie equivocada, non da aritmética. Antes de cancelar nada, pregúntate se cada fórmula existe de verdade como ións separados en auga.

Como última comprobación, le a ecuación iónica neta como un suceso físico. Dous ións prata e un ión cromato que forman un sólido é algo que poderías observar; unha ecuación que só intercambia ións disoltos entre parellas non describe nada.

• Separar un ácido débil: o HF(aq) permanece molecular. Compara calquera ácido cos seis ácidos fortes.
• Separar un precipitado: unha fórmula etiquetada (s) permanece enteira aínda que o sólido sexa iónico.
• Romper un ión poliatómico: mantén intactos o NO₃⁻, o SO₄²⁻ e o CrO₄²⁻.
• Colocar mal os subíndices: o K₂CrO₄ dá 2K⁺; non existe o ión K₂⁺.
• Tratar o mercurio(I) como Hg⁺: existe como o catión diatómico Hg₂²⁺.
• Deixar os coeficientes sen reducir, como 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Escribir unha ecuación iónica neta cando todos os emparellamentos son solubles e non se forma auga, electrólito débil nin gas, e nada se oxida nin se reduce. A resposta correcta é que non hai reacción.