Características e Principais Tipos de Sais


Os sais estão presentes em nosso cotidiano, sendo bastante utilizados na nossa alimentação, como o sal de cozinha (NaCl) e o bicarbonato de sódio (NaHCO3), usado como fermento, e também noutras áreas, como o carbonato de cálcio (CaCO3) presente nos mármores e no calcário, e o sulfato de cálcio (CaSO4) que compõe o giz escolar e o gesso.

Sais são o resultado da reação de um ácido com uma base. Essa reação é chamada de neutralização ou salificação e forma água junto com o sal.

Assim:

HCl(ácido) + NaOH(base) → NaCl(sal) + H2O(água)
Em outras palavras, os sais são compostos iônicos que possuem um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.

Exemplos: Na+Cl-; Na+H+SO42-; Ca2+(OH)-Cl-; Na+K+SO42-

Classificação e nomenclatura dos sais

Segundo o modo como ocorre a reação de formação dos sais, são classificados em três tipos:

Sais neutros ou normais

Reação de neutralização total (reagem todos os H+ do ácido e todas as OH- da base).

Exemplos:

NaOH (base) + HCL (ácido) → NaCl (sal normal) + H2O

3NaOH(base)+ H3PO4 (ácido) → Na3PO4 (sal normal) + 3H2O

Nome dos Sais Normais: o nome do sal provém do nome do ânion do ácido, cuja terminação _ídrico ou _oso ou _ico será substituída respectivamente por: _eto ou_ito ou _ato e do cátion da base.

Sal = (nome do ânion)+ sufixo eto/ito/ato de (nome do cátion).

Assim:

  1. ácido clorídrico (HCl)+ hidróxido de sódio (NaOH) → cloreto de sódio (NaCl) + água
  2. ácido nitroso(HNO2) + hidróxido de potássio(KOH) → nitrito de potássio(KNO2) + água
  3. ácido ortofosfórico (2H3PO4)+ hidróxido de cálcio(3Ca(OH)2ortofosfato de cálcio [Ca3(PO4)2] + água (6H2O)

Sais ácidos ou hidrogenossais

Reação de neutralização parcial do ácido ( quando nem todos os H+ do ácido reagem, então o sal possui em sua estrutura um ou mais hidrogênios ionizáveis oriundos do ácido).

Exemplo:

NaOH (base) + H2SO4 (ácido) → NaHSO4 (sal ácido) + H2O

Nome dos Sais Ácidos: semelhante aos sais normais, mas com indicação do número de H+ pelos prefixos mono, di, tri, etc.

Sal = prefixo do nº de H+ +(nome do ânion) + sufixo eto/ito/ato de (nome do cátion).

ácido sulfúrico (H2SO4) + hidróxido de sódio(NaOH) → monoidrogenosulfatode sódio (NaHSO4) + água

ácido ortofosfórico (H3PO4) + hidróxido de sódio(NaOH) → diidrogeno-ortofosfato de sódio (NaH2PO4) + água

Sais básicos ou hidroxissais

Reação de neutralização parcial da base (Se nem todas as hidroxilas reagirem, o sal tem em sua estrutura uma ou mais hidroxilas).

Exemplo:

Ca(OH)2 (base) + HCl (ácido) → Ca(OH)Cl (sal básico) + H2O

Nome dos Sais Básicos: semelhante aos sais normais, indicando porém o número de OH- em sua estrutura.

Sal = prefixo do nº de OH- +(nome do ânion) + sufixo eto/ito/ato de (nome do cátion).

ácido clorídrico (HCl) + hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] → monoidroxicloreto de cálcio [Ca(OH)Cl] + água

ácido clorídrico (2HCl) + hidróxido de alumínio [Al(OH)3] → monoidroxicloretode alumínio [Al(OH)Cl2] + água

Sais duplos ou mistos

Reação de um di, tri ou tetrácido com diferentes bases (sal duplo quanto ao cátion) ou de um uma di, tri ou tetrabase com ácidos diferentes (sal duplo quanto ao ânion).

Exemplos:

Quanto ao cátion:

H2SO4 (diácido) + KOH (base) + NaOH (base) → KNaSO4 (sulfato duplo de potássio e sódio) + 2H2O

H3PO4 (triácido) + 2KOH (base) + NaOH (base) → K2NaPO4 (ortofosfato dipotássio monossódico)

Quanto ao ânion:

Ca(OH)2 (dibase) + HBr (ácido) + HCl (ácido) → CaBrCl (cloreto-brometo de cálcio) + 2H2O

Al(OH)3 (tribase) + H2SO4(ácido) + HCl(ácido) → Al(SO4)Cl (cloreto-sulfato de alumínio) + 3H2O

Características dos Sais

Importante observar que, em solução aquosa, os ácidos liberam sempre cátion H+ e as bases liberam o ânion OH- (conceito de Arrhenius), os sais porém, não possuem sempre o mesmo cátion ou ânion, por esse motivo, não revelam propriedades funcionais bem definidas. Entretanto, podemos dizer que no geral:

  • São compostos iônicos (formados por aglomerados de íons e não por moléculas);
  • Tem sabor salgado (quase sempre venenosos);
  • São sólidos e cristalinos;
  • Conduzem corrente elétrica em solução;
  • Sofrem fusão e ebulição em altas temperaturas;
  • Solúveis em água (exceções: alguns sulfetos; os cloretos, brometos e iodetos com os cátions Ag+, Hg22+ e Pb2+, entre outros)

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