Reacciones Ionicas

1. Introducción Los objetivos de las ecuaciones químicas son: a) identificar reactivos y productos; b) indicar la relación entre el número de moléculas o iones con que cada sustancia participa en la reacción. En este curso se estudiarán reacciones entre iones o moléculas en solución acuosa; la forma más adecuada para representar simbólicamente este tipo de reacciones es por medio de las llamadas ecuaciones iónicas. Para eso cada reactivo y producto es representado por la fórmula que mejor interpreta su estado en solución acuosa, que en general difiere de la fórmula que lo representa en estado puro; por ejemplo, como el cloruro de sodio es un electrolito fuerte, que está totalmente ionizado en agua, se escribe Na+ + Cl− y no NaCl. En otras palabras, para escribir ecuaciones iónicas se requiere un conocimiento previo acerca de las propiedades de las sustancias, básicamente si se trata de un no-electrolito, de un electrolito fuerte o de un electrolito débil, si es soluble o insoluble en agua, y si es oxidante, reductor, o electroquímicamente inerte. Para que se considere que ha ocurrido una reacción iónica al menos un tipo de ión debe desaparecer o aparecer en solución durante el transcurso de la reacción. Así, si mezclamos soluciones de sulfato de sodio y cloruro de potasio, uno esta tentado a escribir

dado que el sulfato de sodio y el cloruro de potasio son electrolitos fuertes y los posibles productos, sulfato de potasio y cloruro de sodio, también lo son. Pero esa ecuación sólo muestra a las mismas partículas a ambos lados de las flechas de reacción, sólo que escritas en diferente orden. No ha ocurrido ninguna reacción química; tan sólo hemos preparado una mezcla de los 4 iones. En realidad para considerar que ha ocurrido una reacción iónica la concentración de alguna especie iónica tiene que haber experimentado una importante variación, de varios órdenes de magnitud, ya que su desaparición total, absoluta, no es posible. Si se adiciona un ligero exceso de ácido clorhídrico sobre una solución 10-1 M de nitrato de plata (ambos electrolitos fuertes) se formará cloruro de plata (electrolito fuerte muy poco soluble) y la concentración del ión plata caerá hasta valores del orden de 10-5 M; o sea variará 4 órdenes de magnitud. Pero no desaparecerá totalmente de la solución, pues la insolubilidad absoluta no existe. Esta es una típica reacción iónica. La eliminación de iones del seno de la solución puede suceder de tres formas diferentes: a. Por formación de un precipitado; es el caso típico del ejemplo anterior, que adelantando resultados escribiremos

Luego veremos que como los iones NO3 − y H+ son simples espectadores, sin participación directa en la reacción, se los omite al escribir la ecuación iónica:

Desde el punto de vista de la ecuación iónica, daría lo mismo adicionar cloruro de sodio sobre una solución de perclorato de plata. b. Por formación de un electrolito pobremente ionizado; por ejemplo, adicionando ácido clorhídrico sobre una solución de acetato de sodio (electrolito fuerte) se forma ácido acético (electrolito débil):

Los iones acetato desaparecen (su concentración cae varios órdenes de magnitud); la ecuación iónica se escribe así:

− + − + − + − + + + + + + + Cl 2 Na 2 SO K 2 Cl 2 K 2 SO Na 2 2 4 2 4

+ − + − − + + + ↓ + + + H NO AgCl H Cl NO Ag 3 3

↓ + − + AgCl Cl Ag

− + − + − + + + + + + Cl Na CO HCH Cl H CO CH Na 2 3 2 3

2 3 2 3 CO HCH H CO CH + − +

c. Por oxidación o reducción; si agregamos dicromato de potasio (electrolito fuerte, oxidante) sobre una solución de ácido sulfuroso (electrolito débil, reductor) que ha sido acidificada con un ácido fuerte (HCl, por ejemplo):

Estos ejemplos muestran la necesidad de conocer algunas propiedades de las sustancias para poder escribir correctamente ecuaciones iónicas. Los dos puntos siguientes dan un resumen de las propiedades más importantes de reactivos y productos usuales en nuestro curso.

2. Electrolitos y no electrolitos La electricidad es conducida a través de las soluciones acuosas por el movimiento de los cationes y aniones presentes, que se desplazan en direcciones opuestas por efecto de un campo eléctrico. La conductividad de las soluciones depende de dos factores: 1) el número de iones por centímetro cúbico, y 2) la movilidad o velocidad de desplazamiento de los iones. Para igualdad de condiciones, los iones hidrónimo (H3O+) y oxidrilo (OH−) son aproximadamente diez veces más rápidos que el resto de los iones. El agua es un conductor muy pobre de la electricidad. Si bien la conducción es llevada a cabo por los iones más veloces, H3O+ y OH−, ambos están a muy baja concentración, del orden de 10-7 M. Un gran número de solutos, genéricamente denominados no-electrolitos, no modifican mayormente la conductividad del agua. Ejemplos: etanol, acetona, azúcar. En cambio ácidos, bases y sales incrementan notablemente la conductividad del agua, y se los conoce genéricamente como electrolitos. En la tabla siguiente se compara en términos relativos la conductividad del agua con las de soluciones 0,05 M de tres electrolitos.

Conductor Conductividad relativa Agua 1 Amoníaco 6300 Ácido Fórmico 31000 Ácido Clorhídrico 500000

Vemos que existen grandes diferencias entre los electrolitos, que por ese motivo son divididos en electrolitos fuertes (como el HCl) y electrolitos débiles (como amoníaco y ácido fórmico). El agua es un electrolito débil. Tanto los datos de conductividad como los resultados experimentales obtenidos por métodos muy diversos indican que estos comportamientos se pueden interpretar suponiendo que en solución acuosa: – los no electrolitos existen como moléculas, o sea partículas sin carga eléctrica. – los electrolitos fuertes están totalmente ionizados. Las sales ya están constituidas por iones en el estado sólido (cristales); los iones adquieren movilidad e independencia al disolver el cristal en agua. Los ácidos y bases en estado puro, en ausencia de agua, (HCl gaseoso, H2SO4 anhidro) están constituidos mayoritariamente por moléculas, y los iones se forman por reacciones con el agua. – los electrolitos débiles están parcialmente ionizados. La conductividad de sus soluciones depende de la concentración de iones que se genera en el proceso de ionización por reacción con el agua. Utilizando modelos y métodos de cálculo que estudiaremos en breve es posible calcular que porcentaje de un ácido débil o de una base débil se encuentra ionizado en agua; ese porcentaje depende de la concentración y de la correspondiente constante de ionización, Ka o Kb. Para

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