QUÍMICA · IONES
Aprende a leer la carga, contar electrones y distinguir iones monoatómicos y poliatómicos. Con diez casos resueltos y ocho ejercicios.
Un ion es una partícula atómica o molecular con carga eléctrica neta. Si la carga es positiva, es un catión; si es negativa, un anión. Na⁺ y Cl⁻ son ejemplos sencillos. Definición de IUPAC.
En un ion monoatómico, la carga en unidades de carga elemental es q = protones − electrones. Por eso Na⁺ tiene un electrón menos que el átomo neutro de sodio. En una reacción química ordinaria no cambia el número de protones del núcleo.
También hay iones de varios átomos, como NH₄⁺ y SO₄²⁻. La carga corresponde al conjunto. Un ion puede formarse por pérdida o ganancia de electrones, pero también por otros procesos, como una transferencia de protones; la fórmula no cuenta por sí sola su historia.
| Número de átomos | Catión: carga positiva | Anión: carga negativa |
|---|---|---|
| Uno: monoatómico | Na⁺, Ca²⁺ | Cl⁻, O²⁻ |
| Varios: poliatómico | NH₄⁺, H₃O⁺ | SO₄²⁻, NO₃⁻ |
«Monoatómico» significa un solo átomo, no simplemente un solo elemento: O₂²⁻, por ejemplo, tiene dos átomos y es poliatómico. La carga tampoco indica por sí sola cuántos átomos hay.
La colección reúne cationes y aniones de distinta carga, iones poliatómicos y casos que requieren precisar el medio. Las fórmulas no implican que todas estas especies sean frecuentes, igualmente estables o libres en agua. Compuestos e iones · Nomenclatura.
Las tablas indican número total de átomos y electrones totales. Para estos últimos se suman los números atómicos de todos los átomos y se resta q, con su signo. No son electrones de valencia. Números atómicos.
| Ion | Fórmula | q | Átomos | e⁻ totales |
|---|---|---|---|---|
| 1. Sodio | Na⁺ | +1 | 1 | 10 |
| 2. Potasio | K⁺ | +1 | 1 | 18 |
| 3. Rubidio | Rb⁺ | +1 | 1 | 36 |
| 4. Magnesio | Mg²⁺ | +2 | 1 | 10 |
| 5. Calcio | Ca²⁺ | +2 | 1 | 18 |
| 6. Estroncio | Sr²⁺ | +2 | 1 | 36 |
| 7. Bario | Ba²⁺ | +2 | 1 | 54 |
| 8. Boro(3+) | B³⁺ | +3 | 1 | 2 |
| 9. Aluminio | Al³⁺ | +3 | 1 | 10 |
| 10. Galio(3+) | Ga³⁺ | +3 | 1 | 28 |
| 11. Carbono(4+) | C⁴⁺ | +4 | 1 | 2 |
| 12. Silicio(4+) | Si⁴⁺ | +4 | 1 | 10 |
| Ion | Fórmula | q | Átomos | e⁻ totales |
|---|---|---|---|---|
| 13. Germanio(4+) | Ge⁴⁺ | +4 | 1 | 28 |
| 14. Nitruro | N³⁻ | -3 | 1 | 10 |
| 15. Fosfuro | P³⁻ | -3 | 1 | 18 |
| 16. Arseniuro | As³⁻ | -3 | 1 | 36 |
| 17. Óxido | O²⁻ | -2 | 1 | 10 |
| 18. Sulfuro | S²⁻ | -2 | 1 | 18 |
| 19. Seleniuro | Se²⁻ | -2 | 1 | 36 |
| 20. Fluoruro | F⁻ | -1 | 1 | 10 |
| 21. Cloruro | Cl⁻ | -1 | 1 | 18 |
| 22. Bromuro | Br⁻ | -1 | 1 | 36 |
| 23. Yoduro | I⁻ | -1 | 1 | 54 |
| Ion | Fórmula | q | Átomos | e⁻ totales |
|---|---|---|---|---|
| 24. Amonio | NH₄⁺ | +1 | 5 | 10 |
| 25. Cianuro | CN⁻ | -1 | 2 | 14 |
| 26. Sulfato | SO₄²⁻ | -2 | 5 | 50 |
| 27. Sulfito | SO₃²⁻ | -2 | 4 | 42 |
| 28. Hidrogenosulfito (bisulfito) | HSO₃⁻ | -1 | 5 | 42 |
| 29. Hidrogenocarbonato (bicarbonato) | HCO₃⁻ | -1 | 5 | 32 |
| 30. Carbonato | CO₃²⁻ | -2 | 4 | 32 |
| 31. Fosfato | PO₄³⁻ | -3 | 5 | 50 |
| 32. Fosfito: fórmula de nomenclatura | PO₃³⁻ | -3 | 4 | 42 |
| 33. Permanganato | MnO₄⁻ | -1 | 5 | 58 |
| 34. Hipoclorito | ClO⁻ | -1 | 2 | 26 |
| Ion | Fórmula | q | Átomos | e⁻ totales |
|---|---|---|---|---|
| 35. Clorito | ClO₂⁻ | -1 | 3 | 34 |
| 36. Clorato | ClO₃⁻ | -1 | 4 | 42 |
| 37. Perclorato | ClO₄⁻ | -1 | 5 | 50 |
| 38. Hipoyodito | IO⁻ | -1 | 2 | 62 |
| 39. Yodito | IO₂⁻ | -1 | 3 | 70 |
| 40. Yodato | IO₃⁻ | -1 | 4 | 78 |
| 41. Periodato (metaperiodato) | IO₄⁻ | -1 | 5 | 86 |
| 42. Hipobromito | BrO⁻ | -1 | 2 | 44 |
| 43. Bromito | BrO₂⁻ | -1 | 3 | 52 |
| 44. Bromato | BrO₃⁻ | -1 | 4 | 60 |
| 45. Perbromato | BrO₄⁻ | -1 | 5 | 68 |
| Ion | Fórmula | q | Átomos | e⁻ totales |
|---|---|---|---|---|
| 46. Hidrógeno(1+) | H⁺ | +1 | 1 | 0 |
| 47. Nitrato | NO₃⁻ | -1 | 4 | 32 |
| 48. Hidróxido | OH⁻ | -1 | 2 | 10 |
| 49. Hidronio | H₃O⁺ | +1 | 4 | 10 |
| 50. Hierro(II) | Fe²⁺ | +2 | 1 | 24 |
| 51. Hierro(III) | Fe³⁺ | +3 | 1 | 23 |
| 52. Hidrogenofosfito: HPO3²⁻ | HPO₃²⁻ | -2 | 5 | 42 |
| 53. Dihidrogenofosfito | H₂PO₃⁻ | -1 | 6 | 42 |
Estas notaciones pueden describir átomos muy ionizados estudiados en espectroscopia. No son una lista de cationes acuosos comunes. Por ejemplo, C⁴⁺ aislado tiene 6 protones y 2 electrones; no debe confundirse con el estado de oxidación +IV del carbono en CO₂. B IV y Si V, C V y Ge V en fuentes del NIST.
N³⁻, P³⁻, As³⁻, O²⁻, S²⁻ y Se²⁻ permiten describir nitruros, fosfuros, arseniuros, óxidos, sulfuros y seleniuros en el modelo iónico. No se deduce que estos aniones persistan sin reaccionar en agua. Al³⁺ y Ga³⁺ también son abreviaturas: en disolución se coordinan con agua y pueden hidrolizarse.
La nomenclatura de IUPAC incluye PO₃³⁻ como fosfito. Esto no convierte esa fórmula en el producto habitual de quitar tres protones al ácido fosforoso en agua. El ácido que suele escribirse H₃PO₃ tiene un enlace P–H y dos grupos O–H: su comportamiento ordinario es diprótico. Sus sales se describen con H₂PO₃⁻ y HPO₃²⁻.
En el uso habitual se habla de dihidrogenofosfito e hidrogenofosfito; la nomenclatura estructural distingue las formas con P–H (hidrogenofosfonato y fosfonato) de las formas con hidrógeno unido al oxígeno. Por eso conviene precisar fórmula y estructura, no solo memorizar la terminación «-ito». Oxoácidos y sales · IUPAC, tabla IR-8.1.
ClO⁻, ClO₂⁻, ClO₃⁻ y ClO₄⁻ ilustran las terminaciones y prefijos hipo-…-ito, -ito, -ato y per-…-ato. La colección muestra también las series de bromo y yodo. Conservar la misma carga no significa conservar el número de oxígenos ni la estabilidad química. IO₄⁻ es periodato o metaperiodato; no debe confundirse con el ortoperiodato IO₆⁵⁻. Tablas de nomenclatura.
La carga se escribe arriba a la derecha: Mg²⁺, Al³⁺ y S²⁻. Se escribe primero la magnitud y después el signo; el 1 se omite en Na⁺ o Cl⁻. Los subíndices cuentan átomos: SO₄²⁻ contiene cuatro oxígenos y tiene carga total −2.
2 Cl⁻ significa dos iones cloruro; Cl₂, una molécula neutra de cloro. Los nombres de aniones monoatómicos también cambian: P³⁻ es fosfuro, no «ion fósforo» sin especificar; Cl⁻ es cloruro. Nombres y fórmulas.
EJEMPLO 1
Na(g) → Na⁺(g) + e⁻
Un átomo de sodio tiene 11 protones y 11 electrones. El ion Na⁺ mantiene 11 protones y tiene 10 electrones: 11 − 10 = +1.
La ecuación representa una ionización en fase gaseosa que requiere energía. Perder un electrón no significa ganar un protón. La carga total es cero a ambos lados.
EJEMPLO 2
³⁵Cl⁻: 17 protones, 18 neutrones y 18 electrones
Cloro-35 tiene Z = 17 y A = 35. Neutrones: 35 − 17 = 18. Con carga −1, electrones: 17 − (−1) = 18.
El átomo neutro ³⁵Cl tiene los mismos protones y neutrones, pero 17 electrones. Ganar un electrón cambia la carga; no cambia el isótopo.
EJEMPLO 3
Mg²⁺ y N³⁻: 10 electrones cada uno
Mg²⁺: 12 − 2 = 10 electrones. N³⁻: 7 − (−3) = 10. Sus configuraciones cerradas se expresan como 1s² 2s² 2p⁶.
Son isoelectrónicos, pero no son el mismo elemento ni tienen la misma carga. N³⁻ describe nitruros en el modelo iónico; no un anión estable libre en una disolución acuosa.
EJEMPLO 4
Fe²⁺: 24 electrones; Fe³⁺: 23 electrones
El hierro tiene Z = 26. Fe²⁺ contiene 26 − 2 = 24 electrones y Fe³⁺, 26 − 3 = 23. Son hierro(II) y hierro(III), respectivamente.
Para iones aislados en el estado fundamental: Fe = [Ar] 3d⁶ 4s²; Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶; Fe³⁺ = [Ar] 3d⁵. Al ionizar el hierro se retiran primero los electrones 4s.
EJEMPLO 5
NH₃(aq) + H₃O⁺(aq) ⇌ NH₄⁺(aq) + H₂O(l)
El amoníaco acepta un protón y forma NH₄⁺. Hay un N, seis H y un O en cada lado; la carga total es +1 en ambos.
NH₄⁺ tiene cinco átomos y carga global +1. Este proceso no consiste en quitar un electrón a NH₃: cambia también su composición. La fórmula por sí sola no dice cómo se formó un ion.
EJEMPLO 6
SO₄²⁻: 48 protones y 50 electrones
Un S aporta 16 protones y cuatro O aportan 4 × 8 = 32. Total: 48. La carga 2− indica dos electrones más: 48 + 2 = 50.
Son electrones totales, no solo de valencia. La carga pertenece al grupo SO₄ completo; el subíndice 4 cuenta oxígenos, no cargas negativas.
EJEMPLO 7
Ca₃(PO₄)₂: 3 × (+2) + 2 × (−3) = 0
La menor proporción entera es tres Ca²⁺ por dos PO₄³⁻. La fórmula cuenta 3 Ca, 2 P y 8 O. Los paréntesis multiplican todo el grupo fosfato.
Es una proporción de unidades fórmula en un sólido iónico, no una molécula aislada ni una ecuación que garantice precipitación a cualquier concentración o pH.
EJEMPLO 8
MgCl₂(s) → Mg²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq)
Al disolver cloruro de magnesio en agua, la proporción de iones es 1:2. Balance: un Mg y dos Cl a cada lado; carga +2 + 2 × (−1) = 0.
Con suficiente agua para disolver 0,10 mol de MgCl₂ y usando el modelo de disociación completa, se obtienen 0,10 mol de Mg²⁺ y 0,20 mol de Cl⁻. Los iones están hidratados.
EJEMPLO 9
SiO₂: Si en +IV; fórmula de carga total cero
Asignar −II a cada oxígeno da x + 2 × (−2) = 0, por lo que el estado de oxidación del silicio es +IV.
Esto no demuestra que el dióxido de silicio contenga iones Si⁴⁺ aislados. Si⁴⁺ designa otra especie cuando hablamos de un átomo ionizado en fase gaseosa. Conviene distinguir la contabilidad formal del enlace real.
EJEMPLO 10
PO₄³⁻ ≠ HPO₃²⁻ ≠ PO₃³⁻
El fosfato PO₄³⁻ tiene cinco átomos y carga −3. HPO₃²⁻ tiene cinco átomos, incluido un H, y carga −2. PO₃³⁻ tiene cuatro átomos y carga −3.
En las sales habituales del ácido fosforoso se describen H₂PO₃⁻ y HPO₃²⁻. No debe obtenerse su química acuosa borrando sin más un oxígeno del fosfato. La estructura y los hidrógenos ionizables importan.
En un sólido iónico los iones forman una red. Su fórmula expresa una proporción: NaCl corresponde a 1:1; Ca₃(PO₄)₂, a 3:2 entre calcio y fosfato. No hace falta imaginar moléculas aisladas para explicar esas fórmulas.
Cuando una sal se disuelve, el agua rodea los iones y permite que se muevan. Los portadores de carga móviles hacen que la disolución conduzca corriente. Eso no significa que toda sal se disuelva mucho: la solubilidad y la disociación son cuestiones distintas. La expresión «acuoso», (aq), indica una especie disuelta en agua.
H⁺(aq) es una notación abreviada de un protón hidratado, no un protón desnudo que flote solo. H₃O⁺ es una representación básica de esa hidratación. En una disolución macroscópica, las cargas positivas y negativas se compensan globalmente aunque cada ion tenga carga. Electrolitos e hidratación.
La carga se determina comparando protones y electrones. Una ilustración sin recuentos ni símbolos de carga no permite decidir si representa un átomo neutro o un ion.
1. ¿Cuántos electrones tiene Ca²⁺ si Z = 20?
18: 20 − 2. Conserva 20 protones.
2. ¿Cuántos protones y electrones tiene Br⁻ si Z = 35?
35 protones y 36 electrones. La carga es 35 − 36 = −1.
3. ¿Cuántos átomos y qué carga tiene NH₄⁺?
Cinco átomos: un N y cuatro H. La carga total es +1, no +4.
4. ¿Qué fórmula resulta de Al³⁺ y SO₄²⁻?
Al₂(SO₄)₃. Dos cargas +3 y tres cargas −2 suman cero; contiene 2 Al, 3 S y 12 O.
5. Escribe la disociación de Na₂SO₄ en agua.
Na₂SO₄(s) → 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq), para la porción disuelta. Hay dos Na, un S y cuatro O en cada lado; carga neta cero.
6. ¿Cuántos moles de Cl⁻ produce 0,25 mol de MgCl₂ completamente disuelto?
0,50 mol: cada mol de MgCl₂ aporta dos moles de Cl⁻, con el modelo de disociación completa.
7. ¿SO₃²⁻ y SO₄²⁻ tienen la misma carga y composición?
Tienen la misma carga, −2, pero distinta composición: sulfito contiene tres O y sulfato, cuatro.
8. ¿Un estado de oxidación +IV demuestra que existe un ion aislado de carga 4+?
No. El estado de oxidación es una asignación formal. Hace falta conocer la especie y su estructura para afirmar que hay un ion con esa carga.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios desarrollados por Editorial Ejemplode.