Cómo equilibrar ecuaciones iónicas netas

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Estos son los pasos para escribir un equilibrado ecuación iónica neta y un problema de ejemplo resuelto.

Pasos para equilibrar ecuaciones iónicas

1. Escribe el ecuación iónica neta para la reacción desequilibrada. Si te dan un ecuación de palabras para mantener el equilibrio, deberá poder identificar electrolitos fuertes, electrolitos débiles y compuestos insolubles. Los electrolitos fuertes se disocian completamente en sus iones en el agua. Ejemplos de electrolitos fuertes son ácidos fuertes, bases y sales solubles. Los electrolitos débiles producen muy pocos iones en solución, por lo que están representados por su fórmula molecular (no escrita como iones). Agua, 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 verbal. Los compuestos insolubles no se disocian en iones, por lo que se representan mediante la fórmula molecular. Se proporciona una tabla para ayudarlo a determinar si un químico es soluble o no, pero es una buena idea memorizar el reglas de solubilidad .
2. Separe la ecuación iónica neta en las dos semirreacciones. Esto significa identificar y separar la reacción en una semirreacción de oxidación y una semirreacción de reducción.
3. Para una de las semirreacciones, equilibre átomos excepto O y H. Desea la misma cantidad de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación.
4. Repita esto con la otra media reacción.
5. Añadir H₂O para equilibrar los átomos de O. Añadir H⁺equilibrar los átomos de H. Los átomos (masa) deberían equilibrarse ahora.
6. Cargo de saldo. Añadir e^-(electrones) a un lado de cada semirreacción para equilibrar la carga. Es posible que deba multiplicar los electrones por las dos semirreacciones para equilibrar la carga. Está bien cambiar los coeficientes siempre que los cambie en ambos lados de la ecuación.
7. Sume las dos semirreacciones juntas. Inspeccione la ecuación final para asegurarse de que esté balanceada. Los electrones en ambos lados de la ecuación iónica deben cancelarse.
8. ¡Revisa tu trabajo dos veces! Asegúrate de que haya números iguales de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación. Asegúrate de que la carga general sea la misma en ambos lados de la ecuación iónica.
9. Si la reacción tiene lugar en un solución básica , agregue un número igual de OH^-como tienes H⁺iones Haz esto para ambos lados de la ecuación y combina H⁺y oh^-iones para formar H₂o
10. Asegúrese de indicar el estado de cada especie. Indique sólido con (s), líquido con (l), gas con (g) y solución acuosa con (aq).
11. Recuerde, una ecuación iónica neta balanceada solamente describe las especies químicas que participan en la reacción. Eliminar sustancias adicionales de la ecuación.

Ejemplo

los ecuación iónica neta para la reacción que obtienes mezclando HCl 1 M y NaOH 1 M es:

H⁺(ac) + OH^-(ac) → H₂O(l)

Aunque el sodio y el cloro existen en la reacción, el Cl^-y na⁺los iones no se escriben en la ecuación iónica neta porque no participan en la reacción.

Reglas de solubilidad en solución acuosa

Ion	Regla de solubilidad
NO3-	Todos los nitratos son solubles.
C2H3O2-	Todos los acetatos son solubles excepto el acetato de plata (AgC2H3O2), que es moderadamente soluble.
cl-, hermano-, YO-	Todos los cloruros, bromuros y yoduros son solubles excepto Ag+, Pb+y Hg22+. PbCl2es moderadamente soluble en agua caliente y ligeramente soluble en agua fría.
ASI QUE42-	Todos los sulfatos son solubles excepto los sulfatos de Pb2+, No2+, Me gusta2+, y Sr.2+.
OH-	Todos los hidróxidos son insolubles excepto los de los elementos del Grupo 1, Ba2+, y Sr.2+. Ca(OH)2es poco soluble.
S2-	Todos los sulfuros son insolubles excepto los de los elementos del Grupo 1, los elementos del Grupo 2 y el NH4+. sulfuros de aluminio3+y Cr3+hidrolizar y precipitar como hidróxidos.
Ya+, k+, Nueva Hampshire4+	La mayoría de las sales de iones sodio-potasio y amonio son solubles en agua. Hay algunas excepciones.
CO32-, DESPUÉS43-	Los carbonatos y fosfatos son insolubles, excepto los formados con Na+, k+, y NH4+. La mayoría de los fosfatos ácidos son solubles.