Sal

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Estrutura espacial de um cristal de sal (NaCl).

Em química, um sal é um composto que em água se dissocia num cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- [1] . Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:

Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:
2NaOH + H2SO4Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:
Mg + H2SO4MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:
CO2 + CaOCaCO3

Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F-, ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO42-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO).

Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida ou elevada dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana [2] .

Formulação[editar | editar código-fonte]

A fórmula empírica de um sal é determinada pelo número de ions, e sua cargas positivas e negativas. A fórmula empírica é uma expressão que representa a proporção mais simples na que estão presentes os átomos que formam um composto químico. Pode coincidir ou não com a fórmula molecular, que indica o número de átomos presentes na molécula.[3]

A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o ânion e depois o cátion. A fórmula química é uma representação de um composto químico.[3] [4]

Cátion
monovalente bivalente trivalente
Potássio, K+ Cálcio, Ca2+ Ferro, Fe3+
Natrium, Na+ Magnésio, Mg2+ Alumínio, Al3+
Amônea, NH4+ Ferro, Fe2+
Ânion
monovalente bivalente óxido metálico
Fluoreto, F Óxidos, O2− Carbonatos, CO32− Cromato, CrO42−
Cloreto, Cl Sulfeto, S2− Sulfato, SO42− Permanganato, MnO4
Brometo, Br Fosfato, PO43− complexo
Iodeto, I Nitrato, NO3 Ferrocianeto, [FeII(CN)6]4−

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem. O nome de um sal normal deriva dos nomes do ácido e da base que lhes dão origem. Para um sal ser nomeado, é suficiente alterar a terminação do nome do ácido correspondente conforme tabela:[5] :

Terminação do ácido Terminação do ânion Exemplo de ânion Exemplo de sal
-ídrico -eto ácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-) cloreto de sódio (NaCl)
-ico -ato ácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO43-) fosfato de magnésio (Mg3(PO43-)2)
-oso -ito ácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO32-) sulfito de potássio

Usando a regra do número de oxidação[editar | editar código-fonte]

A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:

Nome do ácido Número de oxidação Ânion (átomo central)
hipo...oso +1,+2 hipo...ito
...oso +3, +4 ...ito
...ico +5, +6 ...ato
per...ico +7 per...ato

Tipos de Sais[editar | editar código-fonte]

A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos, básicos, neutros, mistos ou hidratados [6] .

Sal ácido (hidrogeno-sal) é formado por dois cátions e somente um ânion; o básico (hidróxi-sal) apresenta dois ânions e um cátion; o sal neutro é caracterizado pela neutralização total de um ácido ou de uma base, ou seja estão isentos de íons H+ e OH-, com consequente ausência na fórmula dos íons H+ e OH-; o sal misto é composto por dois cátions ou dois ânions diferentes; o sal hidratado é aquele que na sua composição é encontrado água. As moléculas de água ficam localizadas no retículo cristalino da estrutura salina.

Propriedades dos sais[editar | editar código-fonte]

Muitos sais são sólidos à temperatura ambiente apresentando elevado ponto de fusão. Alguns sais são bastante duros e todos são quebradiços, pois são sólidos cristalinos.

Muitos sais são solúveis em água e insolúvel em solventes orgânicos.

Os chamados sais neutros não alteram o pH de uma solução, o cloreto de sódio é o melhor exemplo deste tipo de sal. Outros sais podem levantar ou baixar o pH de uma solução, dependendo da de sua acidez ou alcalinidade.

Cristais de sal secos são isolantes elétricos. Sais em soluções aquosas ou fundidos são condutores de corrente elétrica.

Reações de sais inorgânicos[editar | editar código-fonte]

Reação de ácidos e bases[editar | editar código-fonte]

São os sais formados na reação entre ácidos e bases. Alguns sais provenientes deste processo são pouco solúveis em água, mantendo-se como sólidos. Também no processo de evaporação da água, o sal obtido também é um sólido. Exemplos de reações:

ácido + base → sal + água
\mathrm {\ HCl_{(aq)} + NaOH _{(aq)} \longrightarrow \ NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}}
ácido clorídrico + hidróxido de sódiocloreto de sódio + água
\mathrm {\ H_2SO_{4(aq)} + Ba(OH)_{2(aq)} \longrightarrow \ BaSO_{4(s)} + 2 \ H_2O_{(l)}}
ácido sulfúrico + hidróxido de báriosulfato de bário + água

Reações de sais com outros sais[editar | editar código-fonte]

Alguns sais podem ser obtidos a partir de dois outros sais. Por mistura de soluções aquosas de dois sais, pode ser formado um terceiro sal na forma de um sólido. Isto só é possível se o novo sal é menos solúvel, que os dois sais que participaram da reação química. Exemplos de reações:

solução salina A + solução salina B → sal C + solução salina D
\mathrm {\ NaCl_{(aq)} + AgNO_{3(aq)} \longrightarrow AgCl_{(s)} + NaNO_{3(aq)}}
cloreto de sódio + nitrato de pratacloreto de prata + nitrato de sódio
\mathrm {CaCl_{2(aq)} + Na_2CO_{3(aq)} \longrightarrow \ CaCO_{3(s)} + 2\ NaCl_{(aq)}}
cloreto de cálcio + carbonato de sódiocarbonato de cálcio + cloreto de sódio

Reação com óxidos[editar | editar código-fonte]

Óxidos de metais tendem a formar hidróxidos com água. Sob condições ácidas, eles reagem como óxidos de metal, e são insolúveis em água pura. Exemplos de reações:

óxido + ácido → sal + água
\mathrm {CuO_{(s)} + H_2SO_{4(aq)} \longrightarrow \ CuSO_{4(aq)} + H_2O}
óxido de cobre (II) + ácido sulfúricosulfato de cobre + água

Lista de sais[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. Jennifer Rocha Vargas Fogaça. Conceito de ácido, base e sal pela teoria de Arrhenius Mundo Educação. Visitado em 26 de fevereiro de 2012.
  2. GLG (20 de dezembro de 2011). Como ensinar sais Assimsefaz. Visitado em 23 de fevereiro de 2011.
  3. a b Colégio web. Fórmula Molecular. Visitado em 27 de fevereiro de 2012.
  4. Líria Alves. Fórmula Química Brasil Escola. Visitado em 27 de fevereiro de 2012.
  5. Zisno. Nomenclatura dos sais. Visitado em 23 de fevereiro de 2012.
  6. Líria Alves De Souza. Tipos de Sais Mundo da Educação. Visitado em 26 de fevereiro de 2012.
  7. Mayara Lopes Cardoso (16 de agosto de 2011). Acetato InfoEscola. Visitado em 23 de fevereiro de 2012.
  8. a b c Grupo iPED. Ácidos mais comuns na química do cotidiano. Visitado em 23 de fevereiro de 2012.
  9. GESTIS Substance Database. Hydrogen chloride (em inglês). Visitado em 26 de fevereiro de 2012.
  10. Explicatorium. Ácidos mais conhecidos. Visitado em 23 de fevereiro de 2012.
  11. a b Tabelle von Säurekonstanten von der ETH Zürich
  12. Universidade Federal do Rio de Janeiro. Ácido Cítrico. Visitado em 23 de fevereiro de 2012.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • Lee, J. D, Química Inorgânica Não Tão Concisa, Ed. Edgard Bjuncher LTDA. São Paulo, SP, 2006. Sais.
  • Martínez Lorenzo, Antonio (1997). Formulación química IUPAC. Editorial Bruño. ISBN 84-216-0874-6
  • I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Chimica, CEA, ISBN 88-408-1285-7
  • Mark Kurlansky (2002). Salt: A World History. Walker Publishing Company. ISBN 0-14-200161-9.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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