Química escolar — Años 1 a 12 · Grades 1–12

17Los iones y las disoluciones iónicas

En un banco del gimnasio hay dos bebidas transparentes: una botella de bebida isotónica, que se vende por sus “electrolitos”, y un vaso de agua con azúcar. En un laboratorio se sumergen por turnos en cada una dos placas metálicas conectadas a una pila y a una bombilla pequeña. En la bebida isotónica, la bombilla se enciende; en el agua con azúcar, sigue apagada. Algo del primer líquido transporta carga eléctrica, y el azúcar no. Ese algo son los iones.

Lo que ya sabes

Un átomo tiene un núcleo con $Z$ protones, de carga $+e$ cada uno, y $Z$ electrones a su alrededor, de carga $-e$ cada uno: el átomo es neutro (Capítulo 16). Un soluto disuelto en agua da una disolución acuosa (Capítulo 9). Un ensayo característico detecta una especie por un resultado visible (Capítulo 10).

Una bebida isotónica y un vaso de agua: la bebida contiene iones disueltos.

17.1 Átomos que ganan o pierden electrones

Definición 17.1 (Ion, catión, anión)

Un ion es un átomo, o un grupo de átomos, que ha perdido o ganado uno o varios electrones, y que por tanto tiene carga eléctrica. Un ion con carga positiva, que ha perdido electrones, es un catión; un ion con carga negativa, que ha ganado electrones, es un anión. La carga se escribe arriba a la derecha de la fórmula: $\ce{Na+}$ , $\ce{Cu^{2+}}$ , $\ce{Cl-}$ .

Ejemplo 17.2 (El sodio y el cloro)

Un átomo de sodio, con 11 protones y 11 electrones, pierde un electrón: se convierte en el ion sodio $\ce{Na+}$ , con 11 protones y 10 electrones, de carga $+1$ :

\ce{Na -> Na+ + e-}.

Un átomo de cloro, con 17 protones y 17 electrones, gana un electrón: se convierte en el ion cloruro $\ce{Cl-}$ , con 17 protones y 18 electrones:

\ce{Cl + e- -> Cl-}.

Un átomo de sodio se convierte en un ion sodio al perder un electrón; un átomo de cloro se convierte en un ion cloruro al ganar uno. Los protones no cambian.

Proposición 17.3 (Algunos iones corrientes)

Los iones monoatómicos proceden de un solo átomo; los poliatómicos, de un grupo de átomos que se mantiene unido:

cationes		aniones
sodio	$\ce{Na+}$	cloruro	$\ce{Cl-}$
potasio	$\ce{K+}$	hidróxido	$\ce{OH-}$
calcio	$\ce{Ca^{2+}}$	nitrato	$\ce{NO3-}$
magnesio	$\ce{Mg^{2+}}$	carbonato	$\ce{CO3^{2-}}$
cobre(II)	$\ce{Cu^{2+}}$	sulfato	$\ce{SO4^{2-}}$
hierro(II), hierro(III)	$\ce{Fe^{2+}}$ , $\ce{Fe^{3+}}$
cinc	$\ce{Zn^{2+}}$
aluminio	$\ce{Al^{3+}}$
amonio	$\ce{NH4+}$

17.2 Los compuestos iónicos y sus fórmulas

Definición 17.4 (Compuesto iónico)

Un compuesto iónico está formado por cationes y aniones en un número tal que el conjunto no tiene carga. Su fórmula da la proporción de los iones, sin sus cargas: $\ce{NaCl}$ para el cloruro de sodio, un $\ce{Na+}$ por cada $\ce{Cl-}$ ; $\ce{CaCl2}$ para el cloruro de calcio, dos $\ce{Cl-}$ por cada $\ce{Ca^{2+}}$ .

Método 17.5 (Escribir la fórmula de un compuesto iónico)

Escribir los dos iones con sus cargas, el catión primero.
Buscar los números más pequeños de cada uno que hacen nula la carga total.
Escribir esos números como subíndices; un ion poliatómico que necesita subíndice va entre paréntesis.

Óxido de aluminio: $\ce{Al^{3+}}$ y $\ce{O^{2-}}$ ; $2 \times (+3) + 3 \times (-2) = 0$ , así que $\ce{Al2O3}$ . Hidróxido de hierro(III): $\ce{Fe^{3+}}$ y tres $\ce{OH-}$ : $\ce{Fe(OH)3}$ .

Proposición 17.6 (Un sólido iónico es un apilamiento de iones)

En un cristal de sal, los iones sodio y los iones cloruro se alternan en un apilamiento regular en tres dimensiones, y cada ion está rodeado de iones de carga opuesta, que lo mantienen en su sitio. Un grano de sal de mesa contiene trillones de ellos; su forma cúbica refleja el apilamiento cúbico.

Una capa de un cristal de sal: los iones sodio (morados, más pequeños) y los iones cloruro (verdes) se alternan.

17.3 Las disoluciones iónicas conducen la electricidad

Notación 17.7 (El símbolo de estado (aq))

Un ion o una molécula disueltos en agua se marcan con (aq), de “acuoso”: $\ce{Na+(aq)}$ , $\ce{Cl-(aq)}$ .

Proposición 17.8 (Las disoluciones iónicas conducen la electricidad)

Cuando un compuesto iónico se disuelve en agua, sus iones se separan y se mueven libremente por la disolución: el agua salada contiene $\ce{Na+(aq)}$ y $\ce{Cl-(aq)}$ . Los iones en movimiento transportan carga eléctrica, así que una disolución iónica conduce la electricidad. Una disolución de azúcar, cuyas moléculas no tienen carga, no la conduce; el agua muy pura, tampoco.

En el laboratorio — ¿Qué líquidos conducen?

El profesor monta un circuito con dos placas metálicas, una pila de bajo voltaje y una bombilla pequeña; sumerge las placas por turnos en agua destilada, agua con azúcar, agua salada y una disolución de sulfato de cobre, y las enjuaga entre una y otra. La bombilla solo se enciende con las dos disoluciones iónicas.

El ensayo de conductividad: con agua salada, los iones transportan la corriente y la bombilla se enciende; el agua con azúcar no contiene iones y la bombilla sigue apagada.

17.4 Ensayos de precipitación de iones

Definición 17.9 (Precipitado)

Cuando se mezclan dos disoluciones, un catión de una y un anión de la otra pueden formar un compuesto iónico que no se disuelve. Aparece como un sólido fino que enturbia el líquido y se deposita: un precipitado. La reacción es una precipitación.

Proposición 17.10 (Ensayos de iones corrientes)

Unas gotas de una disolución de reactivo identifican un ion por el color del precipitado que forma:

ion buscado	reactivo	precipitado	color
cobre(II) $\ce{Cu^{2+}}$	hidróxido de sodio	$\ce{Cu(OH)2}$	azul
hierro(II) $\ce{Fe^{2+}}$	hidróxido de sodio	$\ce{Fe(OH)2}$	verde
hierro(III) $\ce{Fe^{3+}}$	hidróxido de sodio	$\ce{Fe(OH)3}$	pardo anaranjado
cinc $\ce{Zn^{2+}}$	hidróxido de sodio	$\ce{Zn(OH)2}$	blanco
aluminio $\ce{Al^{3+}}$	hidróxido de sodio	$\ce{Al(OH)3}$	blanco
cloruro $\ce{Cl-}$	nitrato de plata	$\ce{AgCl}$	blanco, se oscurece a la luz

Ejemplo 17.11 (Escribir una precipitación)

Solo se escriben los iones que forman el sólido; los demás siguen disueltos y no intervienen:

\ce{Cu^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Cu(OH)2(s)}, \qquad \ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}.

Precipitados formados con hidróxido de sodio (los cinco primeros tubos) y con nitrato de plata (el último tubo).

Seguridad

Hidróxido de sodio: provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares graves, y puede ser corrosivo para los metales (GHS05); diluido, irrita la piel y los ojos (GHS07). El nitrato de plata, el reactivo del cloruro, es comburente, corrosivo y muy tóxico para los organismos acuáticos. Gafas y guantes; el profesor reparte los reactivos gota a gota.

Método 17.12 (Ensayar un ion)

Verter un poco de la disolución que se quiere ensayar en un tubo de ensayo.
Añadir el reactivo gota a gota.
Anotar el color de un posible precipitado y compararlo con la tabla.
Concluir, recordando que un ensayo identifica un ion, no un compuesto: la disolución de cloruro de hierro(III) da positivo tanto en el ensayo del $\ce{Fe^{3+}}$ como en el del $\ce{Cl-}$ .

17.5 Ejercicios

Ejercicio 17.1 ★

¿Qué es un ion? ¿Qué diferencia hay entre un catión y un anión?

Solución

Solución de Ejercicio 17.1.

Un átomo o grupo de átomos que ha perdido o ganado electrones y tiene carga. Un catión es positivo (ha perdido electrones) y un anión, negativo (ha ganado electrones).

Ejercicio 17.2 ★

Un átomo de magnesio (12 protones) pierde dos electrones. Escribe la fórmula del ion formado y da su número de protones y de electrones.

Solución

Solución de Ejercicio 17.2.

$\ce{Mg^{2+}}$ : 12 protones, 10 electrones.

Ejercicio 17.3 ★

Escribe las fórmulas del cloruro de potasio, el cloruro de magnesio y el óxido de calcio (ion óxido: $\ce{O^{2-}}$ ).

Solución

Solución de Ejercicio 17.3.

$\ce{KCl}$ , $\ce{MgCl2}$ , $\ce{CaO}$ .

Ejercicio 17.4 ★

¿Por qué el agua salada conduce la electricidad y el agua con azúcar no?

Solución

Solución de Ejercicio 17.4.

El agua salada contiene iones, $\ce{Na+(aq)}$ y $\ce{Cl-(aq)}$ , que se mueven y transportan carga. Las moléculas de azúcar no tienen carga.

Ejercicio 17.5 ★★

Escribe las fórmulas del sulfato de cobre(II), el cloruro de aluminio y el carbonato de sodio.

Solución

Solución de Ejercicio 17.5.

$\ce{CuSO4}$ , $\ce{AlCl3}$ , $\ce{Na2CO3}$ .

Ejercicio 17.6 ★★

Al añadir hidróxido de sodio a una disolución se forma un precipitado pardo anaranjado. ¿Qué ion contiene la disolución? Escribe la ecuación de la precipitación.

Solución

Solución de Ejercicio 17.6.

Hierro(III), $\ce{Fe^{3+}}$ : $\ce{Fe^{3+}(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$ .

Ejercicio 17.7 ★★

¿Cuántos electrones tiene el ion sulfato $\ce{SO4^{2-}}$ de más respecto a sus protones? ¿Y el ion nitrato $\ce{NO3-}$ ?

Solución

Solución de Ejercicio 17.7.

Sulfato: 2 electrones de más. Nitrato: 1.

Ejercicio 17.8 ★★

Una disolución da un precipitado blanco con nitrato de plata y uno azul con hidróxido de sodio. Nombra el compuesto iónico disuelto y escribe su fórmula.

Solución

Solución de Ejercicio 17.8.

Blanco con nitrato de plata: $\ce{Cl-}$ . Azul con hidróxido de sodio: $\ce{Cu^{2+}}$ . Cloruro de cobre(II), $\ce{CuCl2}$ .

Ejercicio 17.9 ★★

Mira la figura de la capa del cristal de sal. ¿Cuántos vecinos de carga opuesta tiene, en esa capa, un ion situado en el centro?

Solución

Solución de Ejercicio 17.9.

Cuatro: uno a cada lado (a la izquierda, a la derecha, arriba y abajo).

Ejercicio 17.10 ★★

Escribe la ecuación de la precipitación del hidróxido de hierro(II) a partir de los iones $\ce{Fe^{2+}}$ y $\ce{OH-}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 17.10.

$\ce{Fe^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Fe(OH)2(s)}$ .

Ejercicio 17.11 ★★★

Un polvo blanco puede ser cloruro de cinc o cloruro de sodio. Disuelto en agua, da un precipitado blanco con hidróxido de sodio. ¿Cuál es? Escribe la ecuación.

Solución

Solución de Ejercicio 17.11.

Cloruro de cinc: los iones sodio no dan precipitado con el hidróxido de sodio, y los iones cinc dan uno blanco: $\ce{Zn^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Zn(OH)2(s)}$ .

Ejercicio 17.12 ★★★

En un cristal de cloruro de calcio, ¿cuántos iones cloruro hay por cada 1000 iones calcio? Comprueba que el cristal es neutro.

Solución

Solución de Ejercicio 17.12.

$\ce{CaCl2}$ : 2000 iones cloruro. Cargas: $1000 \times (+2) + 2000 \times (-1) = 0$ .

17.6 Problema: El pozo oxidado

Problema 17.1

Problema de fin de semana — manchas anaranjadas en el fregadero de una granja, dos ensayos y el número de iones hierro en un litro de agua de pozo

El agua del pozo de una granja deja manchas anaranjadas en el fregadero. Un laboratorio recibe una muestra. Recién sacada, el agua es transparente; con hidróxido de sodio da un precipitado verde, que en menos de una hora se vuelve pardo anaranjado en la superficie, donde está en contacto con el aire. El laboratorio mide $0.30\,\mathrm{mg}$ de hierro, en forma de iones hierro, por litro. Toma como masa de un nucleón $1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$ , y 56 nucleones para un átomo de hierro.

Parte I — Los ensayos.

¿Qué ion muestra el precipitado verde? Da la fórmula del precipitado.
¿Qué ion muestra el precipitado pardo anaranjado? Da su fórmula.
Un ion hierro(II) y un ion hierro(III) se diferencian en un electrón. ¿Cuál tiene más electrones? ¿Cuántos electrones tiene cada uno (hierro: $Z = 26$ )?
Escribe la ecuación de la precipitación del hidróxido de hierro(III).

Parte II — Las manchas.

En el fregadero, el agua transparente se va enturbiando y volviendo anaranjada. ¿Qué ion contiene el agua cuando sale del pozo, y cuál acaba conteniendo?
Escribe la fórmula del compuesto iónico formado por los iones hierro(III) y los iones hidróxido, y comprueba que es neutro.
¿Se puede eliminar el hierro del agua filtrándola en cuanto sale del pozo? ¿Y después de que se haya vuelto anaranjada? Explícalo.
¿Un agua que contiene iones hierro es una sustancia pura? ¿Una mezcla homogénea?

Parte III — Contar los iones.

Calcula la masa de un átomo de hierro, en kilogramos.
Convierte $0.30\,\mathrm{mg}$ en kilogramos.
¿Por qué se puede tomar la masa de un ion hierro igual a la de un átomo de hierro?
Calcula el número de iones hierro que hay en un litro del agua del pozo.

Solución

Solución de Problema 17.1.

1. Hierro(II), $\ce{Fe^{2+}}$ : $\ce{Fe(OH)2}$ .

2. Hierro(III), $\ce{Fe^{3+}}$ : $\ce{Fe(OH)3}$ .

3. El $\ce{Fe^{2+}}$ tiene uno más: $26 - 2 = 24$ electrones, frente a $26 - 3 = 23$ del $\ce{Fe^{3+}}$ .

4. $\ce{Fe^{3+}(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$ .

5. Sale del pozo con iones hierro(II); en contacto con el aire se convierten en iones hierro(III), que forman el sólido anaranjado.

6. $\ce{Fe(OH)3}$ : $(+3) + 3 \times (-1) = 0$ .

7. No en cuanto sale: los iones hierro están disueltos y atraviesan un filtro. Una vez formado el sólido anaranjado, sí: es un precipitado, que un filtro retiene.

8. No: es una mezcla (agua e iones disueltos). Recién sacada y transparente, es homogénea.

9. $56 \times 1.67 \times 10^{-27} = 9.35 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}$ .

10. $0.30\,\mathrm{mg} = 0.30 \times 10^{-6}\,\mathrm{kg} = 3.0 \times 10^{-7}\,\mathrm{kg}$ .

11. Un ion se diferencia del átomo en dos o tres electrones, cuya masa es despreciable al lado del núcleo.

12. $3.0 \times 10^{-7} / 9.35 \times 10^{-26} \approx 3.2 \times 10^{18}$ iones hierro por litro.

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