Propiedades electrolíticas de las disoluciones acuosas

Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.

Un par de electrodos inertes (de cobre o de platino) se sumerge en un vaso con agua. Para que el foco se encienda, la corriente eléctrica debe fluir de un electrodo al otro, para cerrar así el circuito. El agua pura es un conductor deficiente de la electricidad; sin embargo, al añadirle una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl), el foco se enciende tan pronto como la sal se disuelve en el agua. El NaCl sólido es un compuesto iónico que al disolverse en agua se disocia en iones Na⁺ y Cl^- . Los iones Na⁺ se dirigen hacia el electrodo negativo, y los iones Cl^- hacia el electrodo positivo. Este movimiento establece una cirriente eléctrica que equivale al fujo de electrones a través de un alambre metálico. Como la disolucion de NaCl conduce la electricidad, se dice que el NaCl es electrólito. El agua pura contiene muy pocos iones, por lo que no puede conducir la electricidad.

Balance de ecuaciones químicas

Supongamos que desea escribir una ecuación para explicar una reacción química que se acaba de realizar en el laboratorio. ¿Cómo se procede? Puesto que se conocen los reactivos, es posible escribir sus fórmulas químicas. Es más difícil establecer la identidad de los productos. Con frecuencia, es posible predecir el o los productos de reacciones sencillas. En reacciones más complicadas en las que hay tres o más productos, los químicos necesitarán otras pruebas para establercer la presencia de compuestos específicos.

Una vez que se han identificado los reactivos y productos, y que se han escrito sus fórmulas correctas, se acomodan según la secuencia convencional: los reactivos a la izquierda, separados por una flecha de los productos, que se colocan del lado derecho. Es muy probable que la ecuación que se ha escrito en este momento este sin "balancear", es decir que el número de cada tipo de átomos sea diferente en ambos lados de la flecha. En general el balance de una ecuación química se verifica mediante los siguientes pasos:

• Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas, del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.
• El balance de la ecuación se emplea probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Se pueden cambiar los coeficientes (los números que anteceden a la fórmula), pero no los subíndices (los números que forman parte de la fórmula). Si se cambian los subíndices se cambia la identidad de la sustancia. Por ejemplo 2NO2  significa "dos moléculas de dióxido de nitrógeno". Pero si se duplican los subíndices se tiene N2O4, que es la fórmula del tetróxido de dinitrógeno, un compuesto totalmente diferente.
• Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto no es necesario ajustar los coeficientes de dichos elementos en este momento. A continuación se buscan los elementos que aparecen solo una vez en cada lado de la ecuación pero con diferente número de átomos. Se hace el balance de estos elementos. Por último, el de los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.
• Se verifica la ecuación obtenida para asegurarse de que hay el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación.

Considere un ejemplo específico. En el laboratorio se pueden preparar pequeñas cantidades de oxígeno gaseoso calentando clorato de potasio (KClO3). Los productos son oxígeno (O2) y cloruro de potasio (KCl), a partir de esta información se escribe:

KClO3  -->  KCl  +  O2

(Para simplificar se omiten los estados físicos de reactivos y productos). Los tres elementos (K, Cl y O) aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación pero unicamente K y Cl tienen igual número de átomos en ambos lados de la ecuación. Asi KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente. El siguiente paso consiste en lograr que el número de átomos de O sean igual en ambos lados de la ecuación. Debido a que hay tres átomos de O del lado izquierdo y dos del lado derecho de la ecuación, estos átomos se igual colocando un 2 a la izquierda de KClO3 y un 3 a la izquierda de O2.

2KClO3  -->  KCl  +  3O2

Por último se igualan los átomos de K y Cl colocando un 2 a la izquierda de KCl:

2KClO3  -->  2KCl  +  3O2

Como verificación final se puede hacer una hoja de balance para reactivos y productos en donde los números entre paréntesis indican el número de átomos de cada elemento.

Reactivos    Productos
K(2)               K(2)
Cl (2)              Cl (2)
O (6)              O (6)

Observer que el balance de esta ecuación también puede efectuarse con coeficientes que sean múltiplo de 2 (para KClO3), 2 (para KCl) y 3 (para O2); por ejemplo:

4KClO3  -->  4KCl  +  6O2

Sin embargo, para el balance de una ecuación se utiliza el conjunto de coeficientes de números enteros más sencillos.

Compuestos inorgánicos comunes

Fórmula: H2O
Nombre común: Agua
Nombre sistemático: Óxido de dihidrógeno

Fórmula: NH3
Nombre común: Amoniaco
Nombre sistemático: Nitruro de trihidrógeno

Fórmula: CO2
Nombre común: Hielo seco
Nombre sistemático: Dioxido de carbono sólido

Fórmula: NaCl
Nombre común: Sal de mesa
Nombre sistemático: Cloruro de sodio

 

Fórmula: N2O
Nombre común: gas hilarante
Nombre sistemático: óxido de dinitrogeno (óxido nitroso)

Fórmula: CaCO2
Nombre comun: Mármol, greda, piedra caliza
Nombre sistemático: carbonato de calcio

Fórmula: CaO
Nombre común: cal viva
Nombre sistemático: óxido de calcio

Fórmula: Ca(OH)2
Nombre común: cal apagada
Nombre sistemático: hidróxido de calcio

Fórmula: NaHCO2
Nombre común: polvo para hornear
Nombre sistemático: hidrógenocarbonato de sodio

Fórmula: Na2CO3 · 10H2O
Nombre común: sosa para lavar
Nombre sistemático: Carbonato de sodio decahidratado

Fórmula: MgSO4 · 4H2O
Nombre común: sal de Epsom
Nombre sistemático: sulfato de magnesio heptahidratado

Fórmula: Mg(OH)2
Nombre común: leche de magnesia
Nombre sistemático: hidróxido de magnesio

Fórmula: CaSO4 · 2H2O
Nombre común: yeso
Nombre sistemático: sulfato de calcio dihidratado

Hidratos

Los hidratos son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellas. Por ejemplo, en su estado nomal, cada unidad de sulfato de cobre(II) tiene cinco moléculas de agua asociadas con él. El nombre sistemático para este compuesto es sulfato de cobre(II) pentahidratado, y su fórmula se escribe como CuSo4 · 5H2O. Las moléculas de agua se pueden eliminar por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuSo4, que suele llamarse sulfato de cobre(II) anhidro; la palabra "anhidro" significa que el compuesto ya no tiene moléculas de agua unidas a el.

BaCl2 · 2H2O         cloruro de bario dihidratado
LiCl · H2O             cloruro de litio monohidratado
MgSO4 · 7H2O      sulfato de magnesio heptahidratado
Sr(NO3)2 · 4H2O   nitrato de estroncio tetrahidratado

Compuestos Moleculares

A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares están formados por unidades moleculares discretas. Por lo general estan formados por elementos no metálicos. Muchos compuestos moleculares son compuestos binarios. La nomenclatura de los compuestos moleculares binarios se hace de manera similar a la de los compuestos iónicos binarios. Se nombra primera el segundo elemento de la fórmula, adicionando el sufijo uro a la raíz del nombre del elemento y despues se nombra el primer elemento. Algunos ejemplos:

HCl   Cloruro de hidrógeno
HBr   Bromuro de hidrógeno
SiC    Carburo de silicio

Es muy común que un par de elementos formen diferentes compuestos. En estos casos se evita la confusión al nombrar los compuestos utilizando prefijos griegos que denotan el número de átomos de cada uno de los elementos. Algunos ejemplos:

CO   Monóxido de carbono
CO₂  Dióxido de carbono
SO₂   Dióxido de asufre
SO₃   Trióxido de asufre
NO₂  Dióxido de nitrógeno
N₂O₄ Tetróxido de dinitrógeno

La siguiente guía es útil para nombrar compuestos con prefijos:

• El prefijo "mono" puede omitirse para el primer elemento. Por ejemplo, PCl₃, se nombra tricloruro de fósforo y no tricloruro de monofósforo. Así, la ausencia de un prefijo para el primero de los elementos generalmente significa que sólo hay un átomo en ese elemento en la molécula.
• Para el caso de los óxidos, en algunas ocasiones se omite la terminación "a" del prefijo. Por ejemplo, N₂O₄ se denomina tetróxido de dinitrógeno y no tetraóxido de dinitrógeno.

La excepción para el uso  de prefijos griegos es el caso de compuestos moleculares que contienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de esos compuestos se llaman por sus nombres comunes no sistemáticos, o bien mediante nombres que no indican el número de átomos de H presentes:

B₅H₆  Diborano
CH₄   Metano
SiH₄   Silano
NH₃   Amoniaco
PH₃   Fosfina
H₂O  Agua
H₂S  Sulfuro de hidrógeno

Se observa que es irregular el orden en que se escriben los elementos en las fórmulas para los compuestos que contienen hidrógeno. En el agua y el sulfuro de hidrógeno, se escribe primero H, mientras que en los otros compuestos aparece al final.

Generalmente es muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares. Así, el nombre trifloruro de arsénico indica que hay un átomo de As y tres átomos de F en cada molécula y que la fórmula molecular es AsF₃. Observe que el orden de aparición de los elementos es inverso al nombre.

Iones y compuestos iónicos

Algunos compuestos, como el cloruro de sodio, NaCl, están formados por iones. Un ión es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Los iones con carga positiva, como el ión sodio Na⁺, se denominan cationes, y los que tienen carga negativa, como el ion cloro Cl^-, se llaman aniones. Cuando se describe la fórmula de un solo ión, es preciso incluir siempre su carga.

Un átomo está formado por un núcleo, pequeño, denso y con carga positiva, rodeada de una distribución difusa de partículas con carga negativa llamada electrones. El número  de carga positiva en el núcleo define la identidad del elemento al cual corresponde el átomo. Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de electrones fuera del átomo, y de cargas positivas (protones) en el interior del núcleo. Los iones se forman cuando un átomo pierde o gana electrones. Un ion Na⁺ se forma cuando el átomo de sodio pierne un electrón, y el ión Cl^- se forma cuando el átomo de cloro gana un electrón.

El compuesto NaCl está formado por un conjunto extenso de iones  Na⁺ y Cl^-. Es posible identificar un par de iones Na⁺ y Cl^- como "molécula". De hecho, en el interior del cristal (aunque no en la superficie), cada ión Na⁺ está rodeado por seis iones Cl^- en forma equidistante, cada ión Cl^- está rodeado igualmente por seis Na⁺. Los iones Na⁺ y Cl^- se encuentran en relación 1:1, como indica la formula NaCl.

Los iones poliatómicos son grupos de átomos que llevan carga eléctrica; algunos ejemplos son: el amonio, NH4⁺, el ión sulfato, SO4^2-, y el ión nitrato, NO3^-.

Fórmulas de los compuestos iónicos

Las fórmulas de los compuestos iónicos por lo general son las mismas que sus fórmulas empíricas debido a que los compuestos iónicos no están formados por unidades moleculares discretas. Por ejemplo, una muestra sólida de cloruro de sodio (NaCl) consiste en el mismo número de iones Na⁺ y Cl^- dispuestos en una red tridimensional. En este compuesto existe una relación de cationes y aniones de 1:1, donde forma que el compuesto es eléctricamente neutro. En el NaCl no se encuentra un ion Na⁺ asociado con un ion Cl^- particular. De hecho cada ion Na⁺ es atraído por los seis iones Cl que le rodean, y viceversa. Así, NaCl es la fórmula empírica del cloruro de sodio. En otros compuestos ionicos la estructura real puede ser diferente, pero el arreglo de cationes y aniones es de tal forma que los compuestos son eléctricamente neutros. Observe que en la fórmula de un compuestio iónico no se muestra la carga del catión ni del anión.

Para que los compuestos iónicos sean eléctricamente neutros, la suma de las cargas de los cationes y de los aniones de una fórmula deben ser igual a cero. Si las cargas de los aniones y de los cationes son númericamente diferentes, se aplica la siguiente regla para que la fórmula sea eléctricamente neutra: el subíndice del catión debe ser numéricamente igual a la carga del anion, y el subíndice del anión debe ser numéricamente igual a la carga del cation. Si las cargas son numéricamente iguales, no es necesario poner subíndices. Esta regla se deriva del hecho de que las fórmulas de los compuestos iónico son sus fórmulas empíricas, por lo que los subíndices a son los números más pequeños posibles. Considere los siguientes ejemplos:

• Bromuro de potasio. El catión potasio K⁺ y el anión bromuro Br^- se combinan para formar el compuesto iónico bromuro de potasio. La suma de las cargas es +1+(-1) = 0 de modo que no es necesario escribir subíndices. La formula es KBr.
• Oxido de aluminio. El catión AL⁺³ y el anión oxígeno es O^2-. La suma de las cargas es 2(+3)+3(-2) = 0. Asi la suma del óxido de aluminio es :Al ₂O₃

 

Iones

Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones, cargados positivamente, del núcleo de un átomo permanece igual durante los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar electrones, cargados negativamente. La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo forma un catión, un ion con carga neta positiva. Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio que se presenta como Na⁺:

Átomo de Na           ion Na⁺

11 protones              11 protones

11 electrones            10 electrones

Por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones. Por ejemplo, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón para formar el ion cloruroCl^-:

Átomo de Cl          ion  Cl^-

17 protones            17 protones

17 electrones          18 electrones

Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa, es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones.

Un átomo puede perder o ganar más de un electrón. Como ejemplos de iones formados por la pérdida o ganancia de más de un electrón están : Mg²⁺, Fe³⁺, S^2- y N^3-. Estos iones, lo mismo que los iones Na⁺ y Cl^-, reciben el nombre de iones monoatómicos porque contienen solamente un átomo. Salvo algunas excepciones, los metales tienden a formar cationes y los no metales, aniones.

Además, es posible es posible combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga una carga neta positiva o negativa. Los iones que contienen más de un átomo, como el caso de OH^- (ion hidroxilo), NH⁺, (ion amonio) se llaman iones poliatómicos.