6.12: Propiedades Químicas

Última actualización
Guardar como PDF

Page ID: 75748

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)

La característica química más importante de los compuestos iónicos es que cada ion tiene sus propias propiedades. Tales propiedades son distintas de las del átomo del que se derivó el ión. ^{En otras palabras, un ion Na ⁺ es bastante diferente de un átomo de Na, y un ion Cl es diferente a un átomo de Cl aislado o cualquiera de los átomos de Cl en una molécula de Cl ₂.} Comes una cantidad considerable de iones Na ⁺ y Cl ^— en la sal de mesa todos los días, pero los átomos de Na o moléculas de Cl ₂ serían bastante perjudiciales para tu salud. Las propiedades químicas únicas de cada tipo de ion son bastante evidentes en soluciones acuosas. La mayoría de las reacciones de BaCl ₂ (aq), por ejemplo, pueden clasificarse como reacciones del ion Ba ²⁺ (aq) o el ion Cl ^— (ac). Si se agrega ácido sulfúrico, H ₂ SO ₄, a una solución de BaCl ₂, la solución se vuelve lechosa y finalmente se depositan cristales muy finos de BaSO ₄ (s). La reacción se puede escribir como

\[\text{Ba}^{2+}(aq) + \text{ H}_{\text{2}}\text{SO}_4(aq)\rightarrow \text{ BaSO}_{\text{4}}(s) + \text{2H}^{+}(aq) \nonumber \]

A continuación se muestra un video de esta reacción.

La solución de BaCl ₂ es transparente e incolora, pero cuando se agrega H ₂ SO ₄ a través del delgado tubo de vidrio, el contenido se vuelve blanco y opaco, ya que BaSO ₄ (s) insoluble (s) sale de la solución.

Esta reacción es característica del ion bario. También ocurrirá si se agrega H ₂ SO ₄ a soluciones como BaI ₂ (aq) o BaBr ₂ (aq) que contienen iones de bario pero no iones cloruro. Por el contrario, si se agrega una solución de nitrato de plata, AgnO ₃, [que contiene iones de plata, Ag ⁺ (aq)] a una solución de BaCl ₂, se produce una reacción característica del ion cloruro. Se forma un precipitado de cuajada blanca de AgCl (s) según la ecuación

\[\text{Ag}^{+}(aq) + \text{Cl}^{-}(aq)\rightarrow\text{AgCl}(s) \nonumber \]

Otras soluciones iónicas que contienen iones cloruro, como LiCl (ac), NaCl (aq) o MgCl ₂ (ac), dan una reacción idéntica. A continuación se muestra un video de la reacción de una solución de cloruro de sodio con una solución de nitrato de plata.

Tanto la solución de NaCl (ac) como la solución de _{AgnO 3} (ac) comienzan claras e incoloras. Cuando se agrega la solución de NaCl (ac) a la solución de AgnO ₃ (ac), se forma un precipitado blanco turbio de AgCl (s). El mismo resultado habría ocurrido si se hubiera utilizado BaCl ₂, ya que la reacción es solo entre los iones Ag ⁺ y Cl ^—, como se ve:

\[\text{Ag}^{+}(aq) + \text{Cl}^{-}(aq)\rightarrow\text{AgCl}(s) \nonumber \]

Muchos sólidos iónicos binarios no sólo se disuelven en agua, también reaccionan con ella. Cuando el compuesto contiene un anión como N ^3—, O ^2—, o S2 ^—, que tiene más de una carga negativa, la reacción con agua produce iones hidróxido, OH ^—:

\[\text{O}^{2-} + \text{ H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{OH}^{-}(aq) + \text{OH}^{-}(aq) \nonumber \]

\[\text{S}^{2-} + \text{ H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{HS}^{-}(aq) + \text{OH}^{-}(aq) \nonumber \]

\[\text{N}^{3-} + \text{ 3H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{ NH}_{\text{3}}(aq) + \text{3OH}^{-}(aq) \nonumber \]

Así, cuando se añade óxido de sodio, Na ₂ O, al agua, la solución resultante contiene iones de sodio e iones de hidróxido pero no iones de óxido:

\[\text{ Na}_{\text{2}}\text{O} + \text{ H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{2Na}^{+}(aq) + \text{2OH}^{-}(aq) \nonumber \]

El ion hidruro también reacciona con agua para formar iones hidróxido. Cuando el hidruro de litio, LiH, se disuelve en agua, por ejemplo, se produce la siguiente reacción:

\[\text{LiH}(s) + \text{ H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{Li}^{+}(aq) + \text{OH}^{-}(aq) + \text{ H}_{\text{2}}(g) \nonumber \]

Obsérvese que el gas hidrógeno se desprende en esta reacción. Los cristales de hidruro de litio proporcionan un método muy compacto, aunque algo caro, para almacenar hidrógeno.

Entre los iones haluro (F ^—, Cl ^—, Br ^—, I ^—) solo el ion fluoruro muestra alguna tendencia a reaccionar con el agua, y eso sólo en una medida limitada. Cuando el fluoruro de sodio se disuelve en agua, por ejemplo, se pueden detectar trazas débiles de ión hidróxido en la solución debido a la reacción

\[\text{F}^{-} + \text{ H}_{\text{2}}\text{O}\rightarrow\text{HF} + \text{OH}^{-} \nonumber \]

Con el cloruro de sodio, por el contrario, no se produce tal reacción.