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Sal (química)

Estructura cristalina del cloruro de sodio ( NaCl), una sal típica. Las esferas moradas representan los cationes de sodio (Na⁺ ) y las esferas verdes representan los aniones de ...

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Estructura cristalina del cloruro de sodio ( NaCl), una sal típica. Las esferas moradas representan los cationes de sodio (Na⁺ ) y las esferas verdes representan los aniones de cloruro (Cl⁻ ) . Los puntos amarillos muestran las fuerzas electrostáticas.

En química , una sal o compuesto iónico es un compuesto químico que consiste en un conjunto de iones con carga positiva (cationes) e iones con carga negativa (aniones), [ 1 ] lo que da como resultado un compuesto sin carga eléctrica neta . Los iones constituyentes se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos .

Los iones componentes de una sal pueden ser inorgánicos , como el cloruro (Cl − ), u orgánicos , como el acetato ( CH − ).3 COO −Cada ion puede ser monoatómico , como el sodio (Na + ) y el cloruro (Cl− ) en el cloruro de sodio , o poliatómico , como los iones amonio ( NH + 4 ) y carbonato ( CO2−3 ) en el carbonato de amonio . Las sales que contienen iones básicos hidróxido (OH− ) u óxido (O2− ) se clasifican como bases , como el hidróxido de sodio y el óxido de potasio .

Los iones individuales dentro de una sal suelen tener múltiples vecinos cercanos, por lo que no se consideran parte de moléculas, sino de una red tridimensional continua. Las sales generalmente forman estructuras cristalinas en estado sólido.

Las sales compuestas por iones pequeños suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados , y son duras y quebradizas . En estado sólido, casi siempre son aislantes eléctricos , pero al fundirse o disolverse se vuelven altamente conductoras debido a la movilidad de los iones. Algunas sales contienen cationes grandes, aniones grandes o ambos. En cuanto a sus propiedades, estas especies suelen ser más similares a los compuestos orgánicos.

Históricamente, la sal es un subtipo de compuesto iónico. El término sal solía referirse únicamente al compuesto iónico formado por la neutralización de un ácido y una base. A medida que la definición de ácido y base se ha ampliado, sal se ha convertido en sinónimo de compuesto iónico. Sin embargo, esta distinción aún persiste en algunas publicaciones.

Historia del descubrimiento

Espectrómetro de rayos X desarrollado por WH Bragg

En 1913, William Henry Bragg y su hijo William Lawrence Bragg determinaron la estructura del cloruro de sodio . [ 2 ] [ 3 ] [ 4 ] Esto reveló que había seis vecinos más cercanos equidistantes para cada átomo, lo que demostró que los constituyentes no estaban dispuestos en moléculas o agregados finitos, sino como una red con orden cristalino de largo alcance . [ 4 ] También se encontró que muchos otros compuestos inorgánicos tenían características estructurales similares. [ 4 ] Estos compuestos pronto fueron descritos como constituidos por iones en lugar de átomos neutros , pero la prueba de esta hipótesis no se encontró hasta mediados de la década de 1920, cuando se realizaron experimentos de reflexión de rayos X (que detectan la densidad de electrones). [ 4 ] [ 5 ]

Los principales contribuyentes al desarrollo de un tratamiento teórico de las estructuras cristalinas iónicas fueron Max Born , Fritz Haber , Alfred Landé , Erwin Madelung , Paul Peter Ewald y Kazimierz Fajans . [ 6 ] Born predijo energías cristalinas basándose en la suposición de constituyentes iónicos, lo que mostró una buena correspondencia con las mediciones termoquímicas , apoyando aún más la suposición. [ 4 ]

Formación

Cristales blancos forman una muestra mineral de halita, que se muestra sobre un fondo negro.
La halita , la forma mineral del cloruro de sodio , se forma cuando el agua salada se evapora, dejando atrás los iones.
Sulfato de plomo(II) sólido ( PbSO₄ )

Muchos metales, como los metales alcalinos, reaccionan directamente con los gases halógenos electronegativos para formar sales. [ 7 ] [ 8 ]

Las sales sólidas pueden formarse por evaporación del disolvente de sus soluciones una vez que la solución está sobresaturada y el compuesto sólido se nuclea. [ 9 ] Este proceso ocurre ampliamente en la naturaleza y es el medio de formación de los minerales evaporíticos . [ 10 ]

Las sales insolubles pueden precipitarse mezclando dos soluciones, una que contiene el catión y otra que contiene el anión. Dado que todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mezcladas también deben contener contraiones de carga opuesta. Para asegurar que estos no contaminen la sal precipitada, es importante asegurarse de que no precipiten también. [ 11 ] Si las dos soluciones tienen iones hidrógeno e iones hidróxido como contraiones, reaccionarán entre sí en lo que se denomina una reacción ácido-base o una reacción de neutralización para formar agua. [ 12 ] Alternativamente, los contraiones pueden elegirse de manera que, incluso cuando se combinen en una sola solución, permanezcan solubles como iones espectadores . [ 11 ]

Si el disolvente es agua, ya sea en el método de evaporación o precipitación de la formación, en muchos casos el cristal iónico formado también incluye agua de cristalización , por lo que el producto se conoce como hidrato y puede tener propiedades químicas muy diferentes en comparación con el material anhidro . [ 13 ]

Las sales fundidas se solidifican al enfriarse por debajo de su punto de congelación . [ 14 ] Esto se utiliza a veces para la síntesis en estado sólido de sales complejas a partir de reactivos sólidos, que primero se funden juntos. [ 15 ] En otros casos, los reactivos sólidos no necesitan fundirse, sino que pueden reaccionar mediante una ruta de reacción en estado sólido . En este método, los reactivos se muelen finamente repetidamente hasta formar una pasta y luego se calientan a una temperatura en la que los iones de los reactivos vecinos pueden difundirse juntos mientras la mezcla de reactivos permanece en el horno. [ 8 ] Otras rutas sintéticas utilizan un precursor sólido con la proporción estequiométrica correcta de iones no volátiles, que se calienta para eliminar otras especies. [ 8 ]

En algunas reacciones entre metales altamente reactivos (generalmente del Grupo 1 o del Grupo 2 ) y gases halógenos altamente electronegativos, o agua, los átomos pueden ionizarse por transferencia de electrones , [ 16 ] un proceso comprendido termodinámicamente utilizando el ciclo de Born-Haber . [ 17 ]

Las sales pueden formarse mediante diversos tipos de reacciones, como las que se producen entre:

Unión

Diagrama esquemático de las capas electrónicas de los átomos de sodio y flúor que experimentan una reacción redox para formar fluoruro de sodio . El sodio pierde su electrón externo , adquiriendo así una configuración electrónica estable , y este electrón entra en el átomo de flúor de forma exotérmica . Los iones con cargas opuestas —generalmente muchos de ellos— se atraen entre sí para formar un sólido.

Los iones en las sales se mantienen unidos principalmente por las fuerzas electrostáticas entre la distribución de carga de estos cuerpos, y en particular, por el enlace iónico resultante de la atracción de Coulomb de largo alcance entre la carga negativa neta de los aniones y la carga positiva neta de los cationes. [ 18 ] También existe una pequeña fuerza atractiva adicional debida a las interacciones de van der Waals , que contribuye solo alrededor del 1-2% de la energía cohesiva para iones pequeños. [ 19 ] Cuando un par de iones se acerca lo suficiente como para que sus capas electrónicas externas (la mayoría de los iones simples tienen capas cerradas ) se superpongan, se produce una fuerza repulsiva de corto alcance, [ 20 ] debido al principio de exclusión de Pauli . [ 21 ] El equilibrio entre estas fuerzas conduce a un pozo de energía potencial con energía mínima cuando los núcleos están separados por una distancia de equilibrio específica. [ 20 ]

Si la estructura electrónica de los dos cuerpos que interactúan se ve afectada por la presencia del otro, las interacciones covalentes (no iónicas) también contribuyen a la energía total del compuesto formado. [ 22 ] Las sales rara vez son puramente iónicas, es decir, mantenidas unidas solo por fuerzas electrostáticas. Los enlaces entre incluso los pares más electronegativos / electropositivos , como los del fluoruro de cesio, exhiben un pequeño grado de covalencia . [ 23 ] [ 24 ] Por el contrario, los enlaces covalentes entre átomos diferentes a menudo exhiben cierta separación de carga y pueden considerarse que tienen un carácter iónico parcial. [ 22 ] Las circunstancias bajo las cuales un compuesto tendrá carácter iónico o covalente pueden entenderse típicamente utilizando las reglas de Fajans , que utilizan solo las cargas y los tamaños de cada ion. Según estas reglas, los compuestos con el carácter más iónico tendrán iones positivos grandes con una carga baja, unidos a un ion negativo pequeño con una carga alta. [ 25 ] De manera más general, se puede aplicar la teoría HSAB , según la cual los compuestos con mayor carácter iónico son aquellos que consisten en ácidos y bases duros: iones pequeños y altamente cargados con una gran diferencia de electronegatividades entre el anión y el catión. [ 26 ] [ 27 ] Esta diferencia de electronegatividades significa que la separación de carga, y el momento dipolar resultante, se mantiene incluso cuando los iones están en contacto (los electrones en exceso de los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes). [ 28 ]

Aunque los químicos clasifican los tipos de enlaces idealizados como iónicos o covalentes, la existencia de otros tipos, como los enlaces de hidrógeno y los enlaces metálicos , por ejemplo, ha llevado a algunos filósofos de la ciencia a sugerir que se requieren enfoques alternativos para comprender los enlaces químicos. Esto podría lograrse aplicando la mecánica cuántica para calcular las energías de enlace. [ 29 ] [ 30 ]

Estructura

La celda unitaria de la estructura de blenda de zinc

La energía reticular es la suma de la interacción de todos los sitios con todos los demás sitios. Para iones esféricos no polarizables, solo se requieren las cargas y las distancias para determinar la energía de interacción electrostática. Para cualquier estructura cristalina ideal particular, todas las distancias están relacionadas geométricamente con la distancia internuclear más pequeña. Por lo tanto, para cada estructura cristalina posible, la energía electrostática total puede relacionarse con la energía electrostática de cargas unitarias a la distancia vecina más cercana mediante una constante multiplicativa llamada constante de Madelung [ 20 ] que puede calcularse eficientemente utilizando una suma de Ewald . [ 31 ] Cuando se asume una forma razonable para la energía repulsiva adicional, la energía reticular total puede modelarse utilizando la ecuación de Born-Landé , [ 32 ] la ecuación de Born-Mayer o, en ausencia de información estructural, la ecuación de Kapustinskii . [ 33 ]

Utilizando una aproximación aún más simple de los iones como esferas duras impenetrables, la disposición de los aniones en estos sistemas suele estar relacionada con disposiciones compactas de esferas, con los cationes ocupando intersticios tetraédricos u octaédricos . [ 34 ] [ 35 ] Dependiendo de la estequiometría de la sal y la coordinación (determinada principalmente por la relación de radios ) de cationes y aniones, se observan comúnmente diversas estructuras, [ 36 ] y se racionalizan teóricamente mediante las reglas de Pauling . [ 37 ]

En algunos casos, los aniones adoptan un empaquetamiento cúbico simple y las estructuras comunes observadas resultantes son:

Algunos líquidos iónicos , en particular aquellos con mezclas de aniones o cationes, pueden enfriarse con la suficiente rapidez como para que no haya tiempo suficiente para que se produzca la nucleación de cristales , por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance). [ 53 ]

Defectos

Diagrama de iones cargados con un ion positivo fuera de lugar en la estructura.
Defecto de Frenkel
Diagrama de iones cargados con un positivo y un negativo faltantes en la estructura.
Defecto Schottky

Dentro de cualquier cristal, generalmente habrá algunos defectos. Para mantener la electroneutralidad de los cristales, los defectos que implican la pérdida de un catión estarán asociados con la pérdida de un anión, es decir, estos defectos vienen en pares. [ 54 ] Los defectos de Frenkel consisten en una vacante de catión emparejada con un catión intersticial y pueden generarse en cualquier lugar en el interior del cristal, [ 54 ] ocurriendo más comúnmente en compuestos con un número de coordinación bajo y cationes que son mucho más pequeños que los aniones. [ 55 ] Los defectos de Schottky consisten en una vacante de cada tipo, y se generan en las superficies de un cristal, [ 54 ] ocurriendo más comúnmente en compuestos con un número de coordinación alto y cuando los aniones y cationes son de tamaño similar. [ 55 ] Si los cationes tienen múltiples estados de oxidación posibles , entonces es posible que las vacantes de catión compensen las deficiencias de electrones en sitios de catión con números de oxidación más altos, dando como resultado un compuesto no estequiométrico . [ 54 ] Otra posibilidad no estequiométrica es la formación de un centro F , un electrón libre que ocupa una vacante aniónica. [ 56 ] Cuando el compuesto tiene tres o más componentes iónicos, son posibles aún más tipos de defectos. [ 54 ] Todos estos defectos puntuales pueden generarse mediante vibraciones térmicas y tienen una concentración de equilibrio . Debido a que son energéticamente costosos pero entrópicamente beneficiosos, ocurren en mayor concentración a temperaturas más altas. Una vez generados, estos pares de defectos pueden difundirse mayormente de forma independiente entre sí, saltando entre sitios de la red. Esta movilidad de defectos es la fuente de la mayoría de los fenómenos de transporte dentro de un cristal iónico, incluyendo la difusión y la conductividad iónica en estado sólido . [ 54 ] Cuando las vacantes chocan con los intersticiales (Frenkel), pueden recombinarse y aniquilarse entre sí. De manera similar, las vacantes se eliminan cuando alcanzan la superficie del cristal (Schottky). Los defectos en la estructura cristalina generalmente expanden los parámetros de la red , reduciendo la densidad general del cristal. [ 54 ] Los defectos también dan como resultado iones en entornos locales claramente diferentes, lo que hace que experimenten una simetría de campo cristalino diferente , especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de la red. [ 54 ]Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de electrones d , de modo que la absorción óptica (y por lo tanto el color) puede cambiar con la concentración de defectos. [ 54 ]

Propiedades

[BMIM]+[PF6]− , un líquido iónico

Acidez/basicidad

Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H + ) se clasifican como ácidos , y aquellos que contienen cationes electropositivos [ 57 ] y aniones básicos, como iones hidróxido (OH− ) u óxido (O2− ) , se clasifican como bases . Otros compuestos iónicos se conocen como sales y pueden formarse mediante reacciones ácido-base . [ 58 ] Las sales que producen iones hidróxido al disolverse en agua se denominan sales alcalinas , y las sales que producen iones hidrógeno al disolverse en agua se denominan sales ácidas , por ejemplo, el hidrogenoselenito de sodio ( NaHSeO3 ) . [ 59 ] Si el compuesto es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base débil , el resultado es una sal ácida . Si es el resultado de una reacción entre una base fuerte y un ácido débil , el resultado es una sal básica . Si es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el resultado es una sal neutra. Los ácidos débiles que reaccionan con bases débiles pueden producir compuestos iónicos que contienen tanto el ion de la base conjugada como el ion del ácido conjugado, como por ejemplo el acetato de amonio .

Algunos iones se clasifican como anfóteros , capaces de reaccionar tanto con un ácido como con una base. [ 60 ] Esto también se aplica a algunos compuestos con carácter iónico, típicamente óxidos o hidróxidos de metales menos electropositivos (por lo que el compuesto también tiene un carácter covalente significativo), como el óxido de zinc , el hidróxido de aluminio , el óxido de aluminio y el óxido de plomo(II) . [ 61 ]

Solubilidad

Solubilidad acuosa de diversas sales en función de la temperatura. Se han incluido algunos compuestos que presentan un comportamiento de solubilidad inusual.

Cuando las sales simples se disuelven , se disocian en iones individuales, que se solvatan y dispersan por toda la solución resultante. Las sales no existen en solución. [ 62 ] En cambio, los compuestos moleculares, que incluyen la mayoría de los compuestos orgánicos, permanecen intactos en solución.

La solubilidad de las sales es mayor en disolventes polares (como el agua ) o líquidos iónicos , pero tiende a ser baja en disolventes no polares (como la gasolina ). [ 63 ] Este contraste se debe principalmente a que las interacciones ión-dipolo resultantes son significativamente más fuertes que las interacciones ión-dipolo inducido, por lo que el calor de disolución es mayor. Cuando los iones con carga opuesta en la red iónica sólida están rodeados por el polo opuesto de una molécula polar, los iones sólidos son extraídos de la red y pasan al líquido. Si la energía de solvatación supera la energía de la red , el cambio de entalpía neto negativo de la disolución proporciona un impulso termodinámico para eliminar los iones de sus posiciones en el cristal y disolverlos en el líquido. El cambio de entalpía de disolución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos como las sales, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura. [ 64 ] Hay algunas sales inusuales, como el hidróxido de calcio , donde este cambio de entalpía es negativo y la solubilidad disminuye con la temperatura. [ 64 ]

La energía reticular , las fuerzas cohesivas entre estos iones dentro de un sólido, determina la solubilidad. La solubilidad depende de la eficacia con la que cada ion interactúa con el disolvente, por lo que se hacen evidentes ciertos patrones. Por ejemplo, las sales de sodio , potasio y amonio suelen ser solubles en agua. Entre las excepciones notables se incluyen el hexacloroplatinato de amonio y el cobaltinitrito de potasio . La mayoría de los nitratos y muchos sulfatos son solubles en agua. Entre las excepciones se incluyen el sulfato de bario , el sulfato de calcio (poco soluble) y el sulfato de plomo(II) , donde el apareamiento 2+/2− da lugar a altas energías reticulares. 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 .

Fortaleza

Las sales fuertes o sales electrolíticas fuertes son sales químicas compuestas por electrolitos fuertes . Estas sales se disocian total o casi totalmente en agua . Generalmente son inodoras y no volátiles . La mayoría de los metales de los grupos 1 y 2 forman sales fuertes. Son especialmente útiles para la creación de compuestos conductores, ya que sus iones constituyentes permiten una mayor conductividad.

Las sales débiles o sales electrolíticas débiles están compuestas por electrolitos débiles . Estas sales no se disocian fácilmente en agua. Generalmente son más volátiles que las sales fuertes. Su olor puede ser similar al del ácido o la base de la que se derivan. Por ejemplo, el acetato de sodio , CH₃COONa , tiene un olor similar al del ácido acético , CH₃COOH .

conductividad eléctrica

Vista lateral de una porción de la estructura cristalina de la sal de transferencia de carga hexametileno TTF / TCNQ . [ 65 ]

Las sales son aislantes por naturaleza . Aunque contienen átomos o cúmulos cargados, estos materiales no suelen conducir electricidad de forma significativa en estado sólido. Para que conduzcan, las partículas cargadas deben ser móviles en lugar de estacionarias en una red cristalina . Esto se logra en cierta medida a altas temperaturas, cuando la concentración de defectos aumenta la movilidad iónica y se observa conductividad iónica en estado sólido . Cuando las sales se disuelven en un líquido o se funden en él , pueden conducir electricidad porque los iones se vuelven completamente móviles. Por esta razón, las sales fundidas y las soluciones que contienen sales disueltas (por ejemplo, cloruro de sodio en agua) pueden utilizarse como electrolitos . [ 66 ] Este aumento de conductividad al disolverse o fundirse se utiliza a veces como una característica definitoria de las sales. [ 67 ]

En algunas sales inusuales: conductores de iones rápidos y vidrios iónicos , [ 53 ] uno o más de los componentes iónicos tienen una movilidad significativa, lo que permite la conductividad incluso cuando el material en su conjunto permanece sólido. [ 68 ] Esto suele depender mucho de la temperatura y puede ser el resultado de un cambio de fase o de una alta concentración de defectos. [ 68 ] Estos materiales se utilizan en todos los supercondensadores de estado sólido , baterías y pilas de combustible , y en varios tipos de sensores químicos . [ 69 ] [ 70 ]

Puntos de fusión y ebullición

Las fuerzas electrostáticas entre partículas son más fuertes cuando las cargas son altas y la distancia entre los núcleos de los iones es pequeña. En tales casos, los compuestos generalmente tienen puntos de fusión y ebullición muy altos y una presión de vapor baja . [ 71 ] Las tendencias en los puntos de fusión pueden explicarse aún mejor cuando se tiene en cuenta la estructura y la relación del tamaño iónico. [ 72 ] Por encima de su punto de fusión, las sales se funden y se convierten en sales fundidas (aunque algunas sales como el cloruro de aluminio y el cloruro de hierro(III) muestran estructuras similares a moléculas en la fase líquida). [ 73 ] Los compuestos inorgánicos con iones simples suelen tener iones pequeños y, por lo tanto, tienen puntos de fusión altos, por lo que son sólidos a temperatura ambiente. Sin embargo, algunas sustancias con iones más grandes tienen un punto de fusión por debajo o cerca de la temperatura ambiente (a menudo definido como hasta 100 °C), y se denominan líquidos iónicos . [ 74 ] Los iones en los líquidos iónicos a menudo tienen distribuciones de carga desiguales o sustituyentes voluminosos como cadenas de hidrocarburos, que también juegan un papel en la determinación de la fuerza de las interacciones y la propensión a fundirse. [ 75 ] 

Incluso cuando la estructura local y los enlaces de un sólido iónico se alteran lo suficiente como para fundirlo, aún existen fuertes fuerzas electrostáticas de atracción de largo alcance que mantienen unido el líquido e impiden que los iones hiervan para formar una fase gaseosa. [ 76 ] Esto significa que incluso los líquidos iónicos a temperatura ambiente tienen bajas presiones de vapor y requieren temperaturas sustancialmente más altas para hervir. [ 76 ] Los puntos de ebullición muestran tendencias similares a los puntos de fusión en términos del tamaño de los iones y la fuerza de otras interacciones. [ 76 ] Cuando se vaporizan, los iones aún no se liberan unos de otros. Por ejemplo, en la fase de vapor, el cloruro de sodio existe como "moléculas" diatómicas. [ 77 ]

Fragilidad

La mayoría de las sales son muy frágiles . Una vez que alcanzan el límite de su resistencia, no pueden deformarse maleablemente , porque debe mantenerse la estricta alineación de iones positivos y negativos. En cambio, el material se fractura por clivaje . [ 78 ] A medida que aumenta la temperatura (generalmente cerca del punto de fusión) se produce una transición dúctil-frágil , y el flujo plástico se vuelve posible por el movimiento de dislocaciones . [ 78 ] [ 79 ]

Compresibilidad

La compresibilidad de una sal está fuertemente determinada por su estructura, y en particular por el número de coordinación . Por ejemplo, los haluros con la estructura del cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos compresibles que aquellos con la estructura del cloruro de sodio (número de coordinación 6), y aún menos que aquellos con un número de coordinación de 4. [ 80 ]

Color

Polvo azul sobre un cristal de reloj
Cloruro de cobalto(II) anhidro , CoCl₂
un montón de gránulos rojos sobre papel blanco
Cloruro de cobalto ( II) hexahidratado, CoCl₂ · 6H₂O

El color de una sal suele ser diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes, [ 81 ] o de la forma hidratada del mismo compuesto. [ 13 ]

Los aniones en compuestos con enlaces de carácter más iónico tienden a ser incoloros (con una banda de absorción en la parte ultravioleta del espectro). [ 82 ] En compuestos con menor carácter iónico, su color se intensifica pasando por el amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción se desplaza hacia longitudes de onda más largas en el espectro visible). [ 82 ]

La banda de absorción de los cationes simples se desplaza hacia longitudes de onda más cortas cuando participan en interacciones más covalentes. [ 82 ] Esto ocurre durante la hidratación de iones metálicos, por lo que las sales anhidras incoloras con un anión que absorbe en el infrarrojo pueden volverse coloreadas en solución. [ 82 ]

Las sales existen en muchos colores diferentes , que se deben a sus aniones, cationes o solvatos constituyentes . Por ejemplo:

Algunos minerales son sales, algunas de las cuales son solubles en agua. De manera similar, los pigmentos inorgánicos no suelen ser sales, ya que la insolubilidad es necesaria para garantizar la solidez del color. Algunos colorantes orgánicos son sales, pero son prácticamente insolubles en agua.

Gusto

Las sales pueden evocar los cinco sabores básicos , por ejemplo, salado ( cloruro de sodio ), dulce ( diacetato de plomo , que causa intoxicación por plomo si se ingiere), ácido ( bitartrato de potasio ), amargo ( sulfato de magnesio ) y umami o sabroso ( glutamato monosódico ).

Olor

Las sales de ácidos y bases fuertes (" sales fuertes ") no son volátiles y suelen ser inodoras, mientras que las sales de ácidos o bases débiles (" sales débiles ") pueden tener el olor del ácido conjugado (por ejemplo, acetatos como el ácido acético ( vinagre ) y cianuros como el cianuro de hidrógeno ( almendras )) o de la base conjugada (por ejemplo, sales de amonio como el amoníaco ) de los iones que las componen. Esta descomposición lenta y parcial suele acelerarse en presencia de agua, ya que la hidrólisis es la otra mitad de la ecuación de reacción reversible para la formación de sales débiles.

Usos

Las sales han tenido durante mucho tiempo una amplia variedad de usos y aplicaciones. Muchos minerales son iónicos. [ 83 ] Los humanos han procesado la sal común (cloruro de sodio) durante más de 8000 años, usándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en la fabricación, la agricultura , el tratamiento de agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. [ 84 ] Muchas sales son tan ampliamente utilizadas en la sociedad que se conocen con nombres comunes que no guardan relación con su identidad química. Ejemplos de esto incluyen bórax , calomelano , leche de magnesia , ácido muriático , aceite de vitriolo , salitre y cal apagada . [ 85 ]

Las sales solubles se pueden disolver fácilmente para proporcionar soluciones electrolíticas . Esta es una forma sencilla de controlar la concentración y la fuerza iónica . La concentración de solutos afecta a muchas propiedades coligativas , incluyendo el aumento de la presión osmótica y la disminución del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición . [ 86 ] Debido a que los solutos son iones cargados, también aumentan la conductividad eléctrica de la solución. [ 87 ] El aumento de la fuerza iónica reduce el espesor de la doble capa eléctrica alrededor de las partículas coloidales y, por lo tanto, la estabilidad de las emulsiones y suspensiones . [ 88 ]

La identidad química de los iones añadidos también es importante en muchos usos. Por ejemplo, los compuestos que contienen fluoruro se disuelven para suministrar iones fluoruro para la fluoración del agua . [ 89 ]

Las sales sólidas se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos de pintura y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero sensibles a la acidez o basicidad. [ 90 ] Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente sales que contienen metales como fuentes de color en fuegos artificiales. [ 91 ] Bajo calor intenso, los electrones en los iones metálicos o moléculas pequeñas pueden excitarse. [ 92 ] Estos electrones luego regresan a estados de energía más bajos y emiten luz con un espectro de color característico de la especie presente. [ 93 ] [ 94 ]

En síntesis química , las sales se utilizan a menudo como precursores para la síntesis en estado sólido a alta temperatura. [ 95 ]

Muchos metales son geológicamente más abundantes como sales dentro de los minerales . [ 96 ] Para obtener los materiales elementales , estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis , en las que ocurren reacciones redox (a menudo con un agente reductor como el carbono) de manera que los iones metálicos ganan electrones para convertirse en átomos neutros. [ 97 ] [ 98 ]

Nomenclatura

Según la nomenclatura recomendada por la IUPAC , las sales se nombran según su composición, no su estructura. [ 99 ] En el caso más simple de una sal binaria sin ambigüedad posible sobre las cargas y, por lo tanto, la estequiometría , el nombre común se escribe con dos palabras. [ 100 ] El nombre del catión (el nombre del elemento sin modificar para cationes monoatómicos) va primero, seguido del nombre del anión. [ 101 ] [ 102 ] Por ejemplo, MgCl 2 se denomina cloruro de magnesio , y Na 2 SO 4 se denomina sulfato de sodio ( SO 2− 4 , sulfato , es un ejemplo de un ion poliatómico ). Para obtener la fórmula empírica a partir de estos nombres, la estequiometría se puede deducir de las cargas de los iones y del requisito de neutralidad de carga global. [ 103 ]

Si hay varios cationes y/o aniones diferentes, a menudo se requieren prefijos multiplicativos ( di- , tri- , tetra- , ...) para indicar las composiciones relativas, [ 104 ] y los cationes y luego los aniones se enumeran en orden alfabético. [ 105 ] Por ejemplo, KMgCl3 se llama tricloruro de magnesio y potasio para distinguirlo de K2MgCl4 , tetracloruro de magnesio y dipotasio [ 106 ] (nótese que tanto en la fórmula empírica como en el nombre escrito, los cationes aparecen en orden alfabético, pero el orden varía entre ellos porque el símbolo del potasio es K). [ 107 ] Cuando uno de los iones ya tiene un prefijo multiplicativo en su nombre, se utilizan los prefijos multiplicativos alternativos ( bis- , tris- , tetrakis- , ...). [ 108 ] Por ejemplo, Ba(BrF4 ) 2 se llama bis(tetrafluorobromato) de bario . [ 109 ]  

Los compuestos que contienen uno o más elementos que pueden existir en una variedad de estados de carga/oxidación tendrán una estequiometría que depende de qué estados de oxidación estén presentes, para asegurar la neutralidad general. Esto puede indicarse en el nombre especificando ya sea el estado de oxidación de los elementos presentes o la carga de los iones. [ 109 ] Debido al riesgo de ambigüedad en la asignación de estados de oxidación, la IUPAC prefiere la indicación directa de los números de carga iónica. [ 109 ] Estos se escriben como un número entero arábigo seguido del signo (...  , 2−, 1−, 1+, 2+,  ...) entre paréntesis directamente después del nombre del catión (sin espacio entre ellos). [ 109 ] Por ejemplo, FeSO 4 se denomina sulfato de hierro(2+) (con la carga 2+ en los iones Fe 2+ equilibrando la carga 2− en el ion sulfato), mientras que Fe 2 (SO 4 ) 3 se denomina sulfato de hierro(3+) (porque los dos iones de hierro en cada unidad de fórmula tienen cada uno una carga de 3+, para equilibrar la 2− en cada uno de los tres iones sulfato). [ 109 ] La nomenclatura de Stock , todavía en uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (...  , −II, −I, 0, I, II,  ...). Así que los ejemplos dados anteriormente se denominarían sulfato de hierro(II) y sulfato de hierro(III) respectivamente. [ 110 ] Para iones simples la carga iónica y el número de oxidación son idénticos, pero para iones poliatómicos a menudo difieren. Por ejemplo, el ion uranilo(2+) , UO 2+ 2 , tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se llamaría un ion dioxouranio(VI) en la nomenclatura de Stock. [ 111 ] Un sistema de nomenclatura aún más antiguo para cationes metálicos, también todavía ampliamente utilizado, agregaba los sufijos -oso y -ico a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación bajo y alto. [ 112 ] Por ejemplo, este esquema usa "ferroso" y "férrico", para hierro(II) y hierro(III) respectivamente, [ 112 ] por lo que los ejemplos dados anteriormente se denominaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico .

Entre los cationes que forman sales con frecuencia se incluyen:

Los aniones comunes que forman sales (ácidos de partida entre paréntesis cuando estén disponibles) incluyen:

Las sales con un número variable de átomos de hidrógeno reemplazados por cationes en comparación con su ácido de origen pueden denominarse monobásicas , dibásicas o tribásicas , indicando que se ha reemplazado uno, dos o tres átomos de hidrógeno, respectivamente; las sales polibásicas son aquellas con más de un átomo de hidrógeno reemplazado. Algunos ejemplos son:

Sin sal

Zwitterión

Los zwitteriones contienen un centro aniónico y uno catiónico en la misma molécula , pero no se consideran sales. Ejemplos de zwitteriones son los aminoácidos , muchos metabolitos , los péptidos y las proteínas . [ 113 ]

Véase también

Notas

  1. ↑ Este tipo de estructura tiene una relación c/a del parámetro de red variable, y la constante de Madelung exacta depende de esto.
  2. ↑ Esta estructura ha sido mencionada en referencias como cloruro de itrio(III) y cloruro de cromo(III) , pero ambas ahora se conocen como el tipo de estructura RhBr 3 .
  3. ↑ La referencia enumera esta estructura como MoCl 3 , que ahora se conoce como la estructura RhBr 3 .
  4. ↑ La referencia enumera esta estructura como FeCl 3 , que ahora se conoce como el tipo de estructura BiI 3 .
  5. ↑ Este tipo de estructura puede acomodar cualquier carga en A y B que sume seis. Cuando ambas son tres, la estructura de carga es equivalente a la del corindón. [ 46 ] La estructura también tiene una relación c/a del parámetro de red variable, y la constante de Madelung exacta depende de esto.
  6. ↑ Sin embargo, en algunos casos, como en el MgAl₂O₄ , el catión más grande ocupa el sitio tetraédrico más pequeño. [ 47 ]

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