Cómo equilibrar las ecuaciones iónicas netas

Estos son los pasos para escribir una ecuación iónica neta equilibrada y un problema de ejemplo trabajado.

Pasos para equilibrar las ecuaciones iónicas

  1. Escribe la ecuación iónica neta para la reacción desequilibrada. Si se te da una ecuación de palabra para equilibrar, necesitarás ser capaz de identificar los electrolitos fuertes, los electrolitos débiles y los compuestos insolubles. Los electrolitos fuertes se disocian completamente en sus iones en el agua. Ejemplos de electrolitos fuertes son los ácidos fuertes, las bases fuertes y las sales solubles. Los electrolitos débiles producen muy pocos iones en solución, por lo que están representados por su fórmula molecular (no escrita como iones). El agua, los ácidos débiles y las bases débiles son ejemplos de electrolitos débiles. El pH de una solución puede hacer que se disocien, pero en esas situaciones, se le presentará una ecuación iónica, no un problema de palabras. Los compuestos insolubles no se disocian en iones, por lo que están representados por la fórmula molecular. Se proporciona una tabla para ayudarte a determinar si un químico es soluble o no, pero es una buena idea memorizar las reglas de solubilidad.
  2. Separa la ecuación iónica neta en las dos mitades de la reacción. Esto significa identificar y separar la reacción en una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción.
  3. Para una de las semirreacciones, equilibra los átomos excepto para el O y el H. Quieres el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación.
  4. Repita esto con la otra mitad de la reacción.
  5. Añade H2O para equilibrar los átomos de O. Añade H+ para equilibrar los átomos H. Los átomos (masa) deberían equilibrarse ahora.
  6. Equilibrar la carga. Añada e- (electrones) a un lado de cada semi-reacción para equilibrar la carga. Puede que necesites multiplicar los electrones por las dos mitades de la reacción para equilibrar la carga. Está bien cambiar los coeficientes siempre y cuando los cambies en ambos lados de la ecuación.
  7. Suma las dos mitades de la reacción. Inspecciona la ecuación final para asegurarte de que está equilibrada. Los electrones de ambos lados de la ecuación iónica deben anularse.
  8. Vuelve a comprobar tu trabajo. Asegúrate de que haya números iguales de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación. Asegúrate de que la carga total es la misma en ambos lados de la ecuación iónica.
  9. Si la reacción tiene lugar en una solución básica, añada un número igual de OH- como si tuviera iones H+. Haz esto para ambos lados de la ecuación y combina los iones H + y OH- para formar H2O.
  10. Asegúrate de indicar el estado de cada especie. Indique sólido con (s), líquido para (l), gas con (g), y una solución acuosa con (aq).
  11. Recuerda, una ecuación iónica neta equilibrada sólo describe las especies químicas que participan en la reacción. Suelta las sustancias adicionales de la ecuación.

Ejemplo

La ecuación iónica neta para la reacción que se obtiene mezclando 1 M de HCl y 1 M de NaOH es:

Aunque el sodio y el cloro existen en la reacción, los iones Cl- y Na+ no están escritos en la ecuación iónica neta porque no participan en la reacción.

Reglas de solubilidad en solución acuosa

Regla de solubilidad de los ionesNO3-Todos los nitratos son solubles.C2H3O2-Todos los acetatos son solubles excepto el acetato de plata (AgC2H3O2), que es moderadamente soluble.Cl-, Br-, I-Todos los cloruros, bromuros y yoduros son solubles excepto Ag+, Pb+ y Hg22+. PbCl2 es moderadamente soluble en agua caliente y ligeramente soluble en agua fría.SO42-Todos los sulfatos son solubles excepto los sulfatos de Pb2+, Ba2+, Ca2+ y Sr2+.OH-Todos los hidróxidos son insolubles excepto los de los elementos del Grupo 1, Ba2+ y Sr2+. Ca(OH)2 es ligeramente soluble.S2-Todos los sulfuros son insolubles excepto los de los elementos del Grupo 1, los elementos del Grupo 2 y el NH4+. Los sulfuros de Al3+ y Cr3+ se hidrolizan y precipitan como hidróxidos.Na+, K+, NH4+ La mayoría de las sales de los iones sodio-potasio y amonio son solubles en agua. Hay algunas excepciones. CO32-, PO43-Carbonatos y fosfatos son insolubles, excepto los formados con Na+, K+, y NH4+. La mayoría de los fosfatos ácidos son solubles.