Sal (química)

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Estructura cristalina del NaCl.

Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, 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 agua, lo que se denomina neutralización.

Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. 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.

Nomenclatura[editar]

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:

  • En las sales de hidrácidos, se sustituye la terminación -hídrico del hidrácido del que proviene el anión para la terminación -uro. Por ejemplo, NaCl es el cloruro de sodio; el anión Cl- proviene del hidrácido HCl (ácido clorhídrico).
  • En las sales de oxoácidos, se sustituye la terminación -oso o-ico del oxoácido del cual proviene el anión por la correspondiente - ito o -ato. Por ejemplo, el Ca3(PO4)2 es el fosfato de calcio; el anión PO43- proviene del H3PO4 (ácido fosfórico).
  • Las sales ácidas (sales que provienen de ácidos polipróticos y que contienen átomos de hidrógeno sustituibles) se denominan indicando el número de hidrógenos no sustituidos que quedan en la molécula, usando el prefijo correspondiente. Por ejemplo, el NaHSO es la hidrogenosulfuro de sodio; el anión HS- proviene del ácido sulfhídrico.
  • Las sales básicas (sales que contienen iones hidroxilo, OH-) se nombran indicando el número de hidroxilos seguido del anión central y finalmente el catión. Por ejemplo, el MgCl (OH) es el hidroxicloruro de magnesio.
  • Las sales hidratadas (que contienen agua de cristalización) se denominan indicando la sal correspondiente y seguidamente el número de moléculas de agua de hidratación.

Propiedades[editar]

Propiedades físicas[editar]

La dependencia de la solubilidad de algunas sales respecto a la temperatura.

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 éstos 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. [1]

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.[2]

Color[editar]

Dicromato de potasio, una sal naranja brillante que se usa como pigmento.
Dióxido de manganeso, una sal negra opaca.

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.

Gusto[editar]

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), el amargo (sulfato de magnesio) y el umami (glutamato monosódico) .

Olor[editar]

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.

Propiedades químicas[editar]

Las propiedades químicas vienen determinados 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

\mathsf{BaCl_2 + H_2SO_4 \longrightarrow BaSO_4\downarrow + 2 HCl}

\mathsf{NaHCO_3 + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow}

\mathsf{Na_2SiO_3 + 2 HCl \longrightarrow 2 NaCl + H_2SiO_3 \downarrow}

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

\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:

\mathsf{CaCl_2 + Na_2CO_3 \longrightarrow CaCO_3 \downarrow + 2 NaCl}

\mathsf{AgNO_3 + NaCl \longrightarrow AgCl \downarrow + NaNO_3}

\mathsf{K_2Cr_2O_7 + 3 Na_2SO_3 + 4 H_2SO_4 \longrightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3 Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 4 H_2O}

Algunas sales se descomponen cuando se calientan:

\mathsf{CuCO_3 \longrightarrow CuO + CO_2 \uparrow}

\mathsf{Ca(NO_3)_2 \longrightarrow Ca(NO_2)_2  + O_2\uparrow }

\mathsf{NH_4NO_3 \longrightarrow N_2O \uparrow + 2 H_2O}

\mathsf{NH_4NO_2 \longrightarrow N_2 \uparrow + 2 H_2O}

Clasificaciones[editar]

Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:[3]

Al(OH)3 + 3 Na(OH) → Al(OH)6Na3 (hexahidroxoaluminato de sodio)
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 (cloruro de aluminio) + 3 H2O
  • Sal mixta: contiene varios aniones. Ejemplos: clorurofluoruro de calcio, CaClF; clorurofosfato de potasio, K4ClPO4, nitratosulfato de hierro (III), Fe(NO3)SO4.
  • Oxisal: formada por la unión de un óxido y una sal. Ejemplos: oxinitrato de plomo (IV), PbO(NO3)2; oxicloruro de cobalto (III), CoOCl.
  • Sal hidratada o hidrato: sal con moléculas de agua en su estructura cristalina. Ejemplos: óxido de plomo (III) hemihidrato (o hemihidratado), PbO·½H2O; sulfato de calcio dihidrato, CaSO4·2H2O.

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

Localización[editar]

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:

Soluciones salinas[editar]

  • Una solución salina es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con una base fuerte. Resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La explicación es que los contra iones de los ácidos fuertes y las bases débiles son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.
  • Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Esto es así porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua. Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la disolución resultante.
  • Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil, tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio.
  • Comúnmente se le llama solución salina a la mezcla de sal común(NaCl) y agua, en esta mezcla la sal.

Importancia biológica[editar]

Las sales químicas pueden tener varias funciones:

  • Función estructural: las sales sólidas forman la estructura de los minerales y las estructuras esqueléticas (externas o internas) de protección y de sostenimiento de los organismos.
  • Función reguladora:
    • Función del tampón del pH: las sales son sustancias que regulan el pH de una disolución.
    • Presión osmótica: la ósmosis es un fenómeno que se produce cuando hay dos disoluciones diferentes de concentraciones diferentes separadas por una membrana semipermeable que permite el paso de las sustancias de bajo peso molecular. Tiene la función de igualar las dos disoluciones de manera que tengan la misma concentración mediante el paso del disolvente.
  • Funciones específicas: muchas sales o sus iones son necesarios para determinados procesos biológicos como la contracción muscular, la transmisión de impulsos nerviosos, etc.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Knuni ︠ a ︡ nt ︠ s ︡, Gl. red. I. L. (1990). Khimicheskai ︠ a ︡ ENT ︠ s ︡ iklopedii ︠ a ︡. Moscú: Sovetskai ︠ a ︡ ENT ︠ s ︡ iklopedii ︠ a ︡. ISBN 5-85270-035-5.  Parámetro desconocido |lengua= ignorado (ayuda)
  2. Wasserscheid P., Keim W. (2000). «Ionic Liquids-New "Solutions" for Transition Metal Catalysis». Angew. Chem. Int. Ed 39. doi:10.1002/1521-3773 (20001103) 39:21. PMID 11091453. 
  3. Martínez Lorenzo, Antonio (1997). Formulación química IUPAC. Editorial Bruño. ISBN 84-216-0874-6.