Sal (química)

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 (eléctricamente neutro). 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
₃ARRULLO⁻
). Cada ion puede ser monoatómico (denominado ion simple ), como el fluoruro (F ⁻ ), el sodio (Na ⁺ ) y el cloruro (Cl ⁻ ) en el cloruro de sodio , o poliatómico , como el sulfato ( SO²⁻
₄) y amonio ( NH⁺
₄) y carbonato ( CO²⁻
₃) iones en carbonato de amonio . Las sales que contienen iones básicos hidróxido (OH ⁻ ) u óxido (O ²⁻ ) se clasifican como bases , por ejemplo, hidróxido de sodio .

Los iones individuales dentro de una sal suelen tener múltiples vecinos cercanos, por lo que no se los considera parte de moléculas, sino de una red tridimensional continua. Las sales suelen formar estructuras cristalinas cuando están sólidas.

Las sales compuestas por iones pequeños suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados , y son duras y quebradizas . Como sólidos, casi siempre son aislantes de la electricidad , pero cuando se funden o se disuelven se vuelven altamente conductores , porque los iones se vuelven móviles. Algunas sales tienen cationes grandes, aniones grandes o ambos. En términos de sus propiedades, estas especies suelen ser más similares a los compuestos orgánicos.

En 1913, William Henry Bragg y 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 demuestra que los constituyentes no estaban dispuestos en moléculas o agregados finitos, sino como una red con un orden cristalino de largo alcance . ^[4] También se descubrió que muchos otros compuestos inorgánicos tenían características estructurales similares. ^[4] Pronto se describió que estos compuestos estaban constituidos por iones en lugar de átomos neutros , pero no se encontró prueba de esta hipótesis 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 las energías cristalinas basándose en el supuesto de los constituyentes iónicos, que mostraron una buena correspondencia con las mediciones termoquímicas , lo que respalda aún más el supuesto. ^[4]

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

Las sales se forman por evaporación de sus soluciones . ^[9] 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 se pueden precipitar mezclando dos soluciones, una con el catión y otra con el anión. Debido a que todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mezcladas también deben contener contraiones de cargas opuestas. Para garantizar que estos no contaminen la sal precipitada, es importante asegurarse de que no precipiten también. ^[11] Si las dos soluciones tienen iones de hidrógeno e iones de 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 se pueden elegir para garantizar que, incluso cuando se combinen en una sola solución, permanecerán solubles como iones espectadores . ^[11]

Si el disolvente es agua, ya sea en el método de formación por evaporación o precipitación, 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 solidificarán 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 a través de 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 durante el tiempo que 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 expulsar 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 que se entiende termodinámicamente utilizando el ciclo de Born-Haber . ^[17]

Las sales se forman mediante reacciones de formación de sales.

• Una base y un ácido , p. ej., NH ₃ + HCl → NH ₄ Cl
• Un metal y un ácido , p. ej., Mg + H ₂ SO ₄ → MgSO ₄ + H ₂
• Un metal y un no metal, p. ej., Ca + Cl ₂ → CaCl ₂
• Una base y un anhídrido de ácido , p. ej., 2  NaOH + Cl ₂ O → 2  NaClO + H ₂ O
• Un anhídrido de ácido y base , p. ej., 2  HNO ₃ + Na ₂ O → 2  NaNO ₃ + H ₂ O
• En la reacción de metátesis de la sal, en la que se mezclan dos sales diferentes en agua, sus iones se recombinan y la nueva sal es insoluble y precipita. Por ejemplo:

  Pb(NO ₃ ) ₂ + Na ₂ SO ₄ → PbSO ₄ ↓ + 2 NaNO ₃

Los iones en sales se mantienen unidos principalmente por las fuerzas electrostáticas entre la distribución de carga de estos cuerpos y, en particular, el enlace iónico resultante de la atracción de Coulomb de largo alcance entre la carga neta negativa de los aniones y la carga neta positiva de los cationes. ^[18] También hay una pequeña fuerza de atracción adicional de 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 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 de uno 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, se mantienen unidas solo por fuerzas electrostáticas. Los enlaces incluso entre 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 se puede considerar que tienen un carácter iónico parcial. ^[22] Las circunstancias bajo las cuales un compuesto tendrá carácter iónico o covalente se pueden entender típicamente usando las reglas de Fajans , que usan solo 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 el carácter más iónico son aquellos que consisten en ácidos duros y bases duras: iones pequeños, altamente cargados con una alta diferencia de electronegatividades entre el anión y el catión. ^{[26] [27]} Esta diferencia de electronegatividades significa que la separación de cargas y el momento dipolar resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (los electrones en exceso en 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. Esto podría lograrse aplicando la mecánica cuántica para calcular las energías de enlace. ^{[29] [30]}

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 geométricamente relacionadas con la distancia internuclear más pequeña. Entonces, para cada estructura cristalina posible, la energía electrostática total se puede relacionar con la energía electrostática de las cargas unitarias en la distancia vecina más cercana mediante una constante multiplicativa llamada constante de Madelung ^[20] que se puede calcular de manera eficiente utilizando una suma de Ewald . ^[31] Cuando se supone una forma razonable para la energía repulsiva adicional, la energía reticular total se puede modelar 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 a menudo se relaciona 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 (principalmente determinada por la relación de radios ) de cationes y aniones, se observan comúnmente una variedad de 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 resultantes observadas son:

Algunos líquidos iónicos , particularmente con mezclas de aniones o cationes, pueden enfriarse lo suficientemente rápido como para que no haya tiempo suficiente para que se produzca la nucleación cristalina , por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance). ^[53]

Dentro de cualquier cristal, normalmente habrá algunos defectos. Para mantener la electroneutralidad de los cristales, los defectos que implican la pérdida de un catión se asociarán 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 intersticial de catión y pueden generarse en cualquier parte del volumen 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 alto número de coordinación 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 cationes compensen las deficiencias de electrones en los sitios de cationes con números de oxidación más altos, lo que resulta en un compuesto no estequiométrico . ^[54] Otra posibilidad no estequiométrica es la formación de un centro F , un electrón libre que ocupa una vacante de anión. ^[56] Cuando el compuesto tiene tres o más componentes iónicos, son posibles incluso más tipos de defectos. ^[54] Todos estos defectos puntuales se pueden generar 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 en su mayoría independientemente uno del otro, 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, incluida 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 lugar a 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 reticulares. ^[54] Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de los electrones d , de modo que la absorción óptica (y, por lo tanto, el color) puede cambiar con la concentración del defecto. ^[54]

Los compuestos iónicos que contienen iones hidrógeno (H ⁺ ) se clasifican como ácidos , y los que contienen cationes electropositivos ^[57] y aniones básicos 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 cuando se disuelven en agua se denominan sales alcalinas , y las sales que producen iones hidrógeno cuando se disuelven en agua se denominan sales ácidas . 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 con el ion de base conjugada y el ion de ácido conjugado, como el acetato de amonio .

Algunos iones se clasifican como anfóteros , pudiendo reaccionar tanto con un ácido como con una base. ^[59] Esto también es cierto para 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) . ^[60]

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 . ^[61] Las tendencias en los puntos de fusión se pueden explicar aún mejor cuando se tiene en cuenta la estructura y la relación de tamaño iónico. ^[62] 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). ^[63] Los compuestos inorgánicos con iones simples generalmente tienen 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 . ^[64] Los iones en 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. ^[65]

Incluso cuando la estructura local y los enlaces de un sólido iónico se alteran lo suficiente como para fundirlo, todavía hay fuertes fuerzas electrostáticas de atracción de largo alcance que mantienen unido al líquido e impiden que los iones hiervan para formar una fase gaseosa. ^[66] Esto significa que incluso los líquidos iónicos a temperatura ambiente tienen bajas presiones de vapor y requieren temperaturas sustancialmente más altas para hervir. ^[66] 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. ^[66] Cuando se vaporizan, los iones aún no se liberan entre sí. Por ejemplo, en la fase de vapor, el cloruro de sodio existe como "moléculas" diatómicas. ^[67]

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 sufre una fractura por clivaje . ^[68] A medida que aumenta la temperatura (generalmente cerca del punto de fusión), se produce una transición dúctil-frágil y el flujo plástico se hace posible por el movimiento de las dislocaciones . ^{[68] [69]}

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 de cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos compresibles que aquellos con la estructura de cloruro de sodio (número de coordinación 6), y menos aún que aquellos con un número de coordinación 4. ^[70]

Cuando las sales simples se disuelven , se disocian en iones individuales, que se solvatan y se dispersan por toda la solución resultante. Las sales no existen en solución. ^[71] Por el contrario, los compuestos moleculares, que incluyen la mayoría de los compuestos orgánicos, permanecen intactos en solución.

La solubilidad de las sales es más alta en disolventes polares (como el agua ) o líquidos iónicos , pero tiende a ser baja en disolventes no polares (como la gasolina ). ^[72] Este contraste se debe principalmente a que las interacciones ion-dipolo resultantes son significativamente más fuertes que las interacciones ion-dipolo inducidas, por lo que el calor de la solución 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 dentro del líquido. Si la energía de solvatación excede la energía de la red , el cambio de entalpía neta negativo de la solución proporciona un impulso termodinámico para eliminar iones de sus posiciones en el cristal y disolverse en el líquido. Además, el cambio de entropía de la solución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos como las sales, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura. ^[73] Hay algunas sales inusuales como el sulfato de cerio (III) , donde este cambio de entropía es negativo, debido al orden adicional inducido en el agua al disolverse, y la solubilidad disminuye con la temperatura. ^[73]

La energía reticular , las fuerzas de cohesión entre estos iones dentro de un sólido, determina la solubilidad. La solubilidad depende de lo bien que cada ion interactúa con el disolvente, por lo que ciertos patrones se vuelven 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 (poco soluble) y sulfato de plomo (II) , donde el apareamiento 2+/2− conduce 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 .

Las sales son típicamente aislantes . Aunque contienen átomos o grupos cargados, estos materiales no suelen conducir electricidad en un grado significativo cuando la sustancia es sólida. Para conducir, las partículas cargadas deben ser móviles en lugar de estacionarias en una red cristalina . Esto se logra hasta cierto punto 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 un líquido , 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) se pueden utilizar como electrolitos . ^[75] Esta ganancia de conductividad al disolverse o fundirse a veces se utiliza como una característica definitoria de las sales. ^[76]

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 mientras el material en su conjunto permanece sólido. ^[77] Esto a menudo depende en gran medida de la temperatura y puede ser el resultado de un cambio de fase o una alta concentración de defectos. ^{[77] Estos materiales se utilizan en todos} los supercondensadores de estado sólido , baterías y celdas de combustible , y en varios tipos de sensores químicos . ^{[78] [79]}

El color de una sal suele ser diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes, ^[80] o la forma hidratada del mismo compuesto. ^[13]

Los aniones en compuestos con enlaces con el carácter más iónico tienden a ser incoloros (con una banda de absorción en la parte ultravioleta del espectro). ^[81] En compuestos con menos carácter iónico, su color se profundiza a través del amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción se desplaza a longitudes de onda más largas en el espectro visible). ^[81]

La banda de absorción de los cationes simples se desplaza hacia una longitud de onda más corta cuando están involucrados en interacciones más covalentes. ^[81] 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 coloridas en solución. ^[81]

Las sales existen en muchos colores diferentes , que surgen de sus aniones, cationes o solvatos constituyentes . Por ejemplo:

• El cromato de sodio Na2CrO4 se vuelve amarillo por _el ion cromato _CrO2−4.
• El dicromato de potasio _{K2Cr2O7 se} vuelve rojo anaranjado por el _ion dicromato _Cr2O 2−7.
• El nitrato de cobalto (II) hexahidratado Co(NO ₃ ) ₂ ·6H ₂ O se vuelve rojo por el cromóforo del cobalto (II) hidratado [Co(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ .
• El sulfato de cobre (II) pentahidratado CuSO ₄ ·5H ₂ O se vuelve azul por el catión cobre (II) hidratado.
• El permanganato de potasio KMnO ₄ se vuelve violeta por el anión permanganato MnO−4.
• El cloruro de níquel (II) hexahidratado NiCl ₂ ·6H ₂ O se vuelve verde por el cloruro de níquel (II) hidratado [NiCl ₂ (H ₂ O) ₄ ] .
• El cloruro de sodio NaCl y el sulfato de magnesio heptahidratado MgSO ₄ ·7H ₂ O son incoloros o blancos porque los cationes y aniones constituyentes no absorben la luz en la parte del espectro que es visible para los humanos.

Algunos minerales son sales, algunas de las cuales son solubles en agua. ^{[ dudoso – discutir ] [ aclaración necesaria ] De manera similar,} los pigmentos inorgánicos tienden a no ser sales, porque la insolubilidad es necesaria para la solidez. Algunos tintes orgánicos son sales, pero son prácticamente insolubles en agua.

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

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

Las sales han tenido desde hace mucho tiempo una amplia variedad de usos y aplicaciones. Muchos minerales son iónicos. ^[82] Los seres humanos han procesado la sal común (cloruro de sodio) durante más de 8000 años, utilizándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en la industria, la agricultura , el acondicionamiento del agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. ^[83] Muchas sales se utilizan tan ampliamente en la sociedad que tienen nombres comunes que no están relacionados con su identidad química. Algunos ejemplos de esto incluyen bórax , calomelanos , leche de magnesia , ácido muriático , aceite de vitriolo , salitre y cal apagada . ^[84]

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 , incluido el aumento de la presión osmótica y la disminución del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición . ^[85] Debido a que los solutos son iones cargados, también aumentan la conductividad eléctrica de la solución. ^[86] 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 . ^[87]

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 de fluoruro para la fluoración del agua . ^[88]

Las sales sólidas se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos de pintura y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero son sensibles a la acidez o la basicidad. ^[89] Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente las sales que contienen metales como fuentes de color en los fuegos artificiales. ^[90] Bajo un calor intenso, los electrones en los iones metálicos o moléculas pequeñas pueden excitarse. ^[91] Estos electrones luego regresan a estados de energía más bajos y liberan luz con un espectro de color característico de las especies presentes. ^{[92] [93]}

En la síntesis química , las sales se utilizan a menudo como precursores para la síntesis de estado sólido a alta temperatura. ^[94]

Muchos metales son geológicamente más abundantes como sales dentro de los minerales . ^[95] Para obtener los materiales elementales , estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis , en la que ocurren reacciones redox (a menudo con un agente reductor como el carbono) de modo que los iones metálicos ganan electrones para convertirse en átomos neutros. ^{[96] [97]}

Según la nomenclatura recomendada por la IUPAC , las sales se nombran según su composición, no según su estructura. ^[98] 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 utilizando dos palabras. ^[99] El nombre del catión (el nombre del elemento no modificado para los cationes monoatómicos) viene primero, seguido del nombre del anión. ^{[100] [101]} Por ejemplo, MgCl ₂ se llama cloruro de magnesio y Na ₂ SO ₄ se llama sulfato de sodio ( SO²⁻
₄, sulfato , es un ejemplo de 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 general. ^[102]

Si hay varios cationes y/o aniones diferentes, a menudo se requieren prefijos multiplicativos ( di- , tri- , tetra- , ...) para indicar las composiciones relativas, ^[103] y los cationes se enumeran en orden alfabético. ^[104] Por ejemplo, KMgCl ₃ se denomina tricloruro de magnesio y potasio para distinguirlo de K ₂ MgCl ₄ , tetracloruro de magnesio y dipotasio ^[105] (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). ^[106] Cuando uno de los iones ya tiene un prefijo multiplicativo dentro de su nombre, se utilizan los prefijos multiplicativos alternativos ( bis- , tris- , tetrakis- , ...). ^[107] Por ejemplo, Ba(BrF ₄ ) ₂ se denomina bis(tetrafluoridobromato) de bario. ^[108]

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 se puede indicar en el nombre especificando el estado de oxidación de los elementos presentes o la carga de los iones. ^[108] Debido al riesgo de ambigüedad en la asignación de estados de oxidación, la IUPAC prefiere la indicación directa de los números de carga iónica. ^[108] Estos se escriben como un entero arábigo seguido del signo (... , 2−, 1−, 1+, 2+, ...) entre paréntesis directamente después del nombre del catión (sin un espacio que los separe). ^[108] Por ejemplo, FeSO ₄ se denomina sulfato de hierro(2+) (con la carga 2+ de los iones Fe ²⁺ equilibrando la carga 2− del 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 una carga de 3+, para equilibrar el 2− de cada uno de los tres iones de sulfato). ^[108] La nomenclatura estándar , todavía de uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (... , −II, −I, 0, I, II, ...). Por lo tanto, los ejemplos dados anteriormente se denominarían sulfato de hierro(II) y sulfato de hierro(III) respectivamente. ^[109] Para los iones simples, la carga iónica y el número de oxidación son idénticos, pero para los iones poliatómicos a menudo difieren. Por ejemplo, el ion uranilo(2+) , UO²⁺
₂, tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se llamaría un ion dioxouranio(VI) en la nomenclatura de Stock. ^[110] Un sistema de nombres aún más antiguo para cationes metálicos, también ampliamente utilizado todavía, agregó los sufijos -ous e -ic a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación bajo y alto. ^[111] Por ejemplo, este esquema usa "ferroso" y "férrico", para hierro(II) y hierro(III) respectivamente, ^[111] por lo que los ejemplos dados anteriormente se denominaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico . ^{[ cita requerida ]}

Los cationes formadores de sal más comunes incluyen:

• Amonio NH⁺
  ₄
• Calcio Ca²⁺
  
• Hierro Fe²⁺
  y Fe³⁺
  
• Magnesio Mg²⁺
  
• Potasio K⁺
  
• Piridinio C
  ₅yo
  ₅NUEVA HAMPSHIRE⁺
  
• Amonio cuaternario NR⁺
  ₄, siendo R un grupo alquilo o un grupo arilo
• Na de sodio⁺
  
• Cobre Cu²⁺
  

Los aniones formadores de sal comunes (ácidos parentales entre paréntesis cuando están disponibles) incluyen:

• Acetato CH
  ₃ARRULLO⁻
  ( ácido acético )
• Carbonato de CO²⁻
  ₃( ácido carbónico )
• Cloruro Cl⁻
  ( ácido clorhídrico )
• Citrato HOC(COO⁻
  )(CH
  ₂ARRULLO⁻
  )
  ₂( ácido cítrico )
• Cianuro C≡N⁻
  ( ácido cianhídrico )
• Fluoruro F⁻
  ( ácido fluorhídrico )
• Nitrato NO⁻
  ₃( ácido nítrico )
• Nitrito NO⁻
  ₂( ácido nitroso )
• Óxido O²⁻
  ( agua )
• Fosfato PO³⁻
  ₄( ácido fosfórico )
• Sulfato SO²⁻
  ₄( ácido sulfúrico )

Las sales con un número variable de átomos de hidrógeno reemplazados por cationes en comparación con su ácido original se pueden denominar monobásicas , dibásicas o tribásicas , lo que indica que se han reemplazado uno, dos o tres átomos de hidrógeno; las sales polibásicas se refieren a aquellas con más de un átomo de hidrógeno reemplazado. Algunos ejemplos incluyen:

• Fosfato de sodio monobásico (NaH ₂ PO ₄ )
• Fosfato de sodio dibásico ( _{Na2HPO4 )}
• Fosfato de sodio tribásico (Na ₃ PO ₄ )

Las sales fuertes o sales electrolíticas fuertes son sales químicas compuestas de electrolitos fuertes . Estas sales se disocian completamente o casi completamente en el agua . Generalmente son inodoras y no volátiles .

Las sales fuertes comienzan con Na__, K__, NH ₄ __, o terminan con __NO ₃ , __ClO ₄ o __CH ₃ COO. La mayoría de los metales de los grupos 1 y 2 forman sales fuertes. Las sales fuertes son especialmente útiles para crear compuestos conductores, ya que sus iones constituyentes permiten una mayor conductividad. ^{[ cita requerida ]}

Las sales débiles o sales de electrolitos débiles están compuestas de electrolitos débiles . Estas sales no se disocian bien en agua. Por lo general, son más volátiles que las sales fuertes. Pueden tener un olor similar al del ácido o la base del que se derivan. Por ejemplo, el acetato de sodio _, CH3COONa _, huele de manera similar al ácido acético CH3COOH .

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 , péptidos y proteínas . ^[112]

• Enlace en sólidos
• Ioliómica
• Reacción de metátesis de sal
• Método Bresle (el método utilizado para comprobar la presencia de sal durante las aplicaciones de recubrimiento)
• Carboxilato
• Haluro
• Enlaces iónicos
• Soda
• Salinidad

• Mark Kurlansky (2002). Salt: A World History [Sal: una historia mundial] . Walker Publishing Company. ISBN 0-14-200161-9 .