Sal (química)

En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace iónico. Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido,^[1]​ donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más líquida, lo que se denomina neutralización.

Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común o sal marina. Es la sal específica cloruro de sodio.^[2]​ Su fórmula molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.

En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.

Lomonósov en sus Obras de Química y Física describió el concepto de "sal" ^[3]​ ^[4]​ de la siguiente manera:

Las sales están formadas por una reacción química entre:

Las sales también pueden formarse si se mezclan soluciones de diferentes sales, sus iones se recombinan, y la nueva sal es insoluble y precipita (ver: equilibrio de solubilidad), por ejemplo:

        Pb (NO₃) 2 + Na₂SO4 → PbSO₄ ↓ + 2 NaNO₃

Según la nomenclatura tradicional, las sales se denominan con el nombre del anión, con cierto prefijo y sufijo, seguido de la preposición de y el nombre del catión. Hay que distinguir entre distintos casos:

Las sales se pueden clasificar de diversas formas. Las sales que producen iones de hidróxido cuando se disuelven en agua se denominan sales alcalinas. Las sales que producen soluciones ácidas son sales ácidas. Las sales neutras son aquellas sales que no son ni ácidas ni básicas. Los zwitteriones contienen un centro aniónico y catiónico en la misma molécula, pero no se consideran sales. Los ejemplos de zwitteriones incluyen aminoácidos, muchos metabolitos, péptidos y proteínas.^[5]​

Si consideramos las sales como productos de sustitución de cationes en ácidos o grupos hidroxo en bases , entonces se pueden distinguir los siguientes tipos de sales:^[6]​

Según el número de cationes y aniones presentes en la estructura , se distinguen los siguientes tipos de sales:^[6]​

También distinga entre sales de hidratos ( hidratos cristalinos ), que incluyen moléculas de agua de cristalización , por ejemplo, Na₂SO₄·10 H₂O y sales complejas que contienen un catión complejo o anión complejo K₄[Fe(CN)₆] Las sales internas están formadas por iones bipolares , es decir, moléculas que contienen átomos cargados positivamente y cargados negativamente.^[6]​

En general, las sales son materiales cristalinos con estructura iónica. Por ejemplo, los cristales de haluros de los metales alcalinos y alcalinotérreos (NaCl, CsCl, CaF₂) formados por aniones, situados al principio del empaquetamiento esférico más denso, y cationes que ocupan huecos dentro del paquete. Cristales de sal iónicos pueden ser también formados a partir de residuos de ácido combinados en un sinfín de estructuras dimensionales aniónicos y fragmentos de estos con cationes en las cavidades (como los silicatos). Esta estructura se refleja apropiadamente en sus propiedades físicas: tienen altos puntos de fusión y en estado sólido son dieléctricos.^[8]​

También conocido son sales de estructura molecular (covalente) (por ejemplo, cloruro de aluminio AlCl₃) En muchas sales, la naturaleza de los enlaces químicos es intermedia entre iónica y covalente. ^[6]​

De particular interés son los líquidos iónicos, con puntos de fusión por debajo de 100 °C. Durante la fusión anormal de líquidos iónicos prácticamente no hay presión de vapor, pero si una alta viscosidad. Las propiedades especiales de estas sales se explican por la baja simetría del catión, la interacción débil entre los iones y una buena distribución de la carga del catión.^[9]​

Las sales pueden tener la apariencia de ser claras y transparentes (como el cloruro de sodio), opacas e incluso metálicas y brillantes (como la pirita o sulfuro de hierro). En muchos casos la opacidad o transparencia aparentes están relacionadas con la diferencia de tamaño de los monocristales individuales; como la luz se refleja en las fronteras de grano, los cristales grandes tienden a ser transparentes, mientras que los agregados policristalinos tienen la apariencia de polvo blanco.

Las sales pueden tener muchos colores diferentes. Algunos ejemplos son:

La mayoría de minerales y pigmentos inorgánicos, así como muchos tintes orgánicos sintéticos, son sales. El color de la sal específica es debido a la presencia de electrones desparejados en el orbital atómico de los elementos de transición.

Las diferentes sales pueden provocar todos los cinco diferentes sabores básicos como, por ejemplo, el salado (cloruro de sodio), el dulce (acetato de plomo (II), que provoca saturnismo si se ingiere), el agrio (bitartrato de potasio),^[10]​ el amargo (sulfato de magnesio)^[11]​ y el umami (glutamato monosódico).^[12]​

Las sales de ácidos fuertes y bases fuertes (sales fuertes), no suele ser volátiles y no tienen olor, mientras que las sales tanto de bases débiles como de ácidos débiles (sal débil), pueden tener olor en forma de ácido conjugado (por ejemplo, acetatos como el ácido acético o vinagre, y cianuros como el cianuro de hidrógeno en las almendras) o en forma de base conjugada (por ejemplo, sales de amonio como el amoniaco) de los iones componentes. Esta descomposición parcial y lenta es usualmente acelerada en presencia de agua, ya que la hidrólisis es la otra mitad de la ecuación de la reacción reversible de formación de las sales débiles.

Las sales tienen característicamente altos puntos de fusión. Por ejemplo, el cloruro de sodio se funde a 801 ° C. Algunas sales con energías reticulares bajas son líquidas a temperatura ambiente o cerca de ella. Estos incluyen sales fundidas, que suelen ser mezclas de sales, y líquidos iónicos, que normalmente contienen cationes orgánicos. Estos líquidos presentan propiedades inusuales como disolventes.

Muchos compuestos iónicos exhiben una solubilidad significativa en agua u otros disolventes polares. A diferencia de los compuestos moleculares, las sales se disocian en solución en componentes aniónicos y catiónicos. La energía de la red, las fuerzas cohesivas entre estos iones dentro de un sólido, determina la solubilidad. La solubilidad depende de qué tan bien interactúe cada ion con el solvente, por lo que ciertos patrones se hacen evidentes. Por ejemplo, las sales de sodio, potasio y amonio suelen ser solubles en agua. Las excepciones notables incluyen hexacloroplatinato de amonio y cobaltinitrito de potasio. La mayoría de los nitratos y muchos sulfatos son solubles en agua. Las excepciones incluyen sulfato de bario, sulfato de calcio (escasamente soluble) y sulfato de plomo (II), donde el emparejamiento 2+/2− conduce a energías reticulares elevadas. Por razones similares, la mayoría de los carbonatos metálicos no son solubles en agua. Algunas sales de carbonato solubles son: carbonato de sodio, carbonato de potasio y carbonato de amonio.

Las sales son aislantes característicos. Las sales fundidas o las soluciones de sales conducen la electricidad. Por esta razón, las sales licuadas (fundidas) y las soluciones que contienen sales disueltas (por ejemplo, cloruro de sodio en agua) pueden usarse como electrolitos.

Las propiedades químicas vienen determinadas por las propiedades de los cationes y aniones o una parte de ellos.

Las sales reaccionan con los ácidos y las bases, obteniéndose el producto de reacción y un gas, precipitado o una sustancia tal como agua

${displaystyle {mathsf {BaCl_{2}+H_{2}SO_{4}longrightarrow BaSO_{4}downarrow +2HCl}}}$

${displaystyle {mathsf {NaHCO_{3}+HCllongrightarrow NaCl+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {Na_{2}SiO_{3}+2HCllongrightarrow 2NaCl+H_{2}SiO_{3}downarrow }}}$

Las sales reaccionan con los metales cuando este se libera de la sal de metal en una serie electroquímica de reactividad:

${displaystyle {mathsf {Cu+HgCl_{2}longrightarrow CuCl_{2}+Hg}}}$

Las sales reaccionan entre sí y el producto resultante de la reacción (producen gas, y precipitan sedimentos o agua); estas reacciones pueden tener lugar con el cambio en los estados de oxidación de los átomos reactivos:

${displaystyle {mathsf {CaCl_{2}+Na_{2}CO_{3}longrightarrow CaCO_{3}downarrow +2NaCl}}}$

${displaystyle {mathsf {AgNO_{3}+NaCllongrightarrow AgCldownarrow +NaNO_{3}}}}$

${displaystyle {mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3Na_{2}SO_{3}+4H_{2}SO_{4}longrightarrow Cr_{2}(SO_{4})_{3}+3Na_{2}SO_{4}+K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$

Algunas sales se descomponen cuando se calientan:

${displaystyle {mathsf {CuCO_{3}longrightarrow CuO+CO_{2}uparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {Ca(NO_{3})_{2}longrightarrow Ca(NO_{2})_{2}+O_{2}uparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {NH_{4}NO_{3}longrightarrow N_{2}Ouparrow +2H_{2}O}}}$

${displaystyle {mathsf {NH_{4}NO_{2}longrightarrow N_{2}uparrow +2H_{2}O}}}$

Las sales son electrolitos fuertes. Al diluirse en agua se disocian por completo, en una reacción llamada hidrólisis. Generalmente afecta el pH de la disolución.^[13]​

Las disoluciones de sales que provienen de un ácido fuerte y una base fuerte forman una disolución neutra. Por ejemplo, la disolución del nitrato de sodio: ${displaystyle {mathsf {NaNO_{3}longrightarrow Na^{+}+NO_{3}^{-}}}}$

En esta clase de reacciones, el pH de la disolución es cercano a siete.^[13]​

Las disoluciones de sales provenientes de una base fuerte y un ácido débil son básicas, lo que significa que tienen un pH mayor a siete. Como ejemplo encontramos la disolución del acetato de sodio:^[13]​ ${displaystyle {mathsf {CH_{3}COONalongrightarrow Na^{+}+2CH_{3}COO^{-}}}}$

Por el contrario, las disoluciones de sales de una base débil y un ácido fuerte son ácidas, y el pH resultante es menor a siete. Un ejemplo es la disolución del cloruro de amonio: ${displaystyle {mathsf {Nh_{4}Cllongrightarrow NH_{4}^{+}+Cl^{-}}}}$ Generalmente, todos los iones metálicos producen disoluciones ácidas.^[13]​

Si la disolución se produce con una sal proveniente de una base y un ácido débiles, entonces el resultado dependerá de las fuerzas relativas que primen en la reacción. Este comportamiento puede predecirse mediante la constante de disociación.^[13]​

Las sales fuertes o las sales de electrolitos fuertes son sales químicas compuestas de electrolitos fuertes. Estos compuestos iónicos se disocian completamente en agua. Generalmente son inodoros y no volátiles.

Las sales fuertes comienzan con Na__, K__, NH₄__, o terminan con __NO₃, __ClO₄, or __CH₃COO. La mayoría de los metales de los grupos 1 y 2 forman sales fuertes. Las sales fuertes son especialmente útiles cuando se crean compuestos conductores, ya que sus iones constituyentes permiten una mayor conductividad.^[14]​

Las sales débiles o "sales de electrolitos débiles" están, como sugiere el nombre, compuestas de electrolitos débiles. Generalmente son más volátiles que las sales fuertes. Pueden tener un olor similar al ácido o la base de los que se derivan. Por ejemplo, el acetato de sodio, NaCH₃COO, huele similar al ácido acético CH₃COOH.

Las sales se forman por una reacción química entre:

En la reacción de metátesis de sal, en la que se mezclan dos sales diferentes en agua, sus iones se recombinan y la nueva sal es insoluble y se precipita. Por ejemplo:

Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:^[15]​

Como puede verse en la clasificación de arriba, tanto las sales haloideas como las sales oxácidas, son llamadas «sales neutras» las sales naturales son las que comúnmente conocemos.

Las sales se encuentran o bien en forma de mineral como parte de las rocas (como la halita), o bien disueltas en el agua (por ejemplo, el agua de mar). Son un componente vital de los seres vivos, en los que las podemos encontrar de diferentes formas:

Las sales son omnipresentes tanto en la fabricación como en la vida cotidiana.

Bicarbonato de potasio

Hexacianoferrato de potasio (III)

Sulfato de amonio-cerio (IV)

Nitrato de plomo (II)

Fluoruro de amonio

Seleniuro de galio

Fluoruro de calcio

Ortofosfato de cobre (II)

Metasilicato de cobalto (II)

Bromuro de plomo

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