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Sal (química)

La estructura cristalina del cloruro de sodio , NaCl, un compuesto iónico típico. Las esferas moradas representan cationes de sodio , Na + , y las esferas verdes representan aniones cloruro , Cl- . Los punteados amarillos muestran las fuerzas electrostáticas.

En química , una sal o compuesto iónico es un compuesto químico formado por un conjunto iónico de cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente , [1] que da como resultado un compuesto neutro sin carga eléctrica neta . Los iones constituyentes se mantienen unidos mediante 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 fluoruro (F − ), sodio (Na + ) y cloruro (Cl − ) en cloruro de sodio , o poliatómico , como 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 el hidróxido de sodio .

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

Las sales compuestas de iones pequeños suelen tener puntos de fusión y ebullición altos , y son duras y quebradizas . Como sólidos casi siempre son eléctricamente aislantes , pero cuando se funden o 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.

Historia del descubrimiento

Espectrómetro de rayos X desarrollado por WH Bragg

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 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 encontraron pruebas de esta hipótesis hasta mediados de la década de 1920, cuando se realizaron experimentos de reflexión de rayos X (que detectan la densidad de los 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 de los cristales basándose en la suposición de componentes iónicos, que mostraron una buena correspondencia con las mediciones termoquímicas , lo que respalda aún más la suposición. [4]

Formación

Los 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 (PbSO 4 )

Muchos metales, como los metales 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]

Los compuestos iónicos insolubles se pueden precipitar mezclando dos soluciones, una con el catión y otra con el anión. Como todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mezcladas también deben contener contraiones de cargas opuestas. Para garantizar que no contaminen el compuesto iónico precipitado, 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 llama una reacción ácido-base o una reacción de neutralización para formar agua. [12] Alternativamente, se pueden elegir los contraiones para garantizar que, incluso cuando se combinen en una única solución, permanezcan 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] A veces se utiliza para la síntesis en estado sólido de compuestos iónicos complejos a partir de reactivos sólidos, que primero se funden juntos. [15] En otros casos, no es necesario fundir los reactivos sólidos, 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 puedan difundirse juntos durante el tiempo que la mezcla de reactivos permanece en el horno. [8] Otras rutas sintéticas utilizan un precursor sólido con la relación 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 Grupo 2 ) y gases halógenos altamente electronegativos o agua, los átomos pueden ionizarse mediante transferencia de electrones , [16] un proceso termodinámico entendido mediante el ciclo de Born-Haber . [17]

Las sales se forman mediante reacciones de formación de sales.

Vinculación

Un diagrama esquemático de la capa de electrones de los átomos de sodio y flúor que experimentan una reacción redox para formar fluoruro de sodio . El sodio pierde su electrón externo para darle una configuración electrónica estable , y este electrón ingresa al átomo de flúor de manera exotérmica . Los iones con cargas opuestas (generalmente un gran número de ellos) se atraen entre sí para formar un sólido.

Los iones en compuestos iónicos 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 proveniente de las interacciones de van der Waals que contribuye sólo alrededor del 1 al 2% de la energía cohesiva de los 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] Los compuestos iónicos rara vez son puramente iónicos, es decir, se mantienen unidos únicamente mediante 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 generalmente se pueden entender 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 grandes iones positivos con una carga baja, unidos a un pequeño ion negativo 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 y altamente cargados con una gran diferencia en electronegatividades entre el anión y el catión. [26] [27] Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolar resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfiere ni polariza para neutralizar los cationes). [28]

Aunque los químicos clasifican los tipos de enlaces idealizados como iónicos o covalentes, la existencia de tipos adicionales 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]

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, sólo se requieren las cargas y 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. 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 está relacionada con disposiciones compactas de esferas, con los cationes ocupando intersticios tetraédricos u octaédricos . [34] [35] Dependiendo de la estequiometría del compuesto iónico y la coordinación (principalmente determinada por la relación de radio ) de cationes y aniones, se observa comúnmente una variedad de estructuras, [36] y teóricamente racionalizadas por 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 del cristal, por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance). [53]

Defectos

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 catión intersticial y pueden generarse en cualquier parte de la mayor parte del cristal, [54] y ocurren 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] y ocurren 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 catiónicos con números de oxidación más altos, lo que da 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 incluso más tipos de defectos. [54] Todos estos defectos puntuales pueden generarse mediante vibraciones térmicas y tener una concentración de equilibrio . Debido a que son energéticamente costosos pero entrópicamente beneficiosos, se encuentran en mayor concentración a temperaturas más altas. Una vez generados, estos pares de defectos pueden difundirse en su mayoría de forma independiente uno del otro, saltando entre sitios de la red. Este defecto de movilidad 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 llegan a 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 red. [54] Esto da como resultado una división diferente de los orbitales del electrón d , de modo que la absorción óptica (y por lo tanto el color) puede cambiar con la concentración del defecto. [54]

Propiedades

[BMIM]+[PF6]− , un líquido iónico

Acidez/basicidad

Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H + ) se clasifican como ácidos , y los que contienen cationes electropositivos [57] y aniones básicos, iones hidróxido (OH − ) u óxido (O 2− ), se clasifican como bases. Otros compuestos iónicos se conocen como sales y pueden formarse mediante reacciones ácido-base . [58] 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 tanto con el ion de base conjugada como con el ion de ácido conjugado, como el acetato de amonio .

Algunos iones se clasifican como anfóteros y pueden 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]

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 . [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, los sólidos iónicos se funden y se convierten en sales fundidas (aunque algunos compuestos iónicos 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, al igual que los 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 definida 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 desempeñan un papel en la determinación de la fuerza de las interacciones y la propensión a fundirse. [sesenta y cinco]

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

fragilidad

La mayoría de los compuestos iónicos son muy frágiles . Una vez que alcanzan el límite de su fuerza, no pueden deformarse de manera maleable , porque se debe mantener la estricta alineación de iones positivos y negativos. En cambio, el material sufre fractura mediante escisión . [68] A medida que se eleva la temperatura (generalmente cerca del punto de fusión), se produce una transición dúctil-frágil y el flujo plástico se vuelve posible gracias al movimiento de las dislocaciones . [68] [69]

Compresibilidad

La compresibilidad de un compuesto iónico está fuertemente determinada por su estructura y, en particular, por el número de coordinación . Por ejemplo, los haluros con estructura de cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos comprimibles que aquellos con estructura de cloruro de sodio (número de coordinación 6), y menos que aquellos con un número de coordinación de 4. [70]

Solubilidad

La solubilidad acuosa de una variedad de compuestos iónicos en función de la temperatura. Se han incluido algunos compuestos que exhiben un comportamiento de solubilidad inusual.

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 mayor 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 dipolo inducidas por iones, 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 salen de la red y pasan al líquido. Si la energía de solvatación excede la energía de la red , el cambio de entalpía neta negativa de la solución proporciona un impulso termodinámico para eliminar los iones de sus posiciones en el cristal y disolverlos en el líquido. Además, el cambio de entropía de la solución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos, como los compuestos iónicos, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura. [73] Hay algunos compuestos iónicos inusuales, como el sulfato de cerio (III) , donde este cambio de entropía es negativo, debido al orden adicional inducido en el agua tras la solución, 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 qué tan bien interactúa cada ion con el solvente, 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 el hexacloroplatinato de amonio y el cobaltinitrito de potasio . La mayoría de los nitratos y muchos sulfatos son solubles en agua. Las excepciones incluyen el sulfato de bario , el sulfato de calcio (poco soluble) y el sulfato de plomo (II) , donde el emparejamiento 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 .

Conductividad eléctrica

Vista de borde de una porción de la estructura cristalina de la sal de transferencia de carga de hexametileno TTF / TCNQ . [74]

Las sales son característicamente aislantes . Aunque contienen átomos o grupos cargados, estos materiales normalmente no conducen electricidad de manera significativa cuando la sustancia es sólida. Para poder 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 los compuestos iónicos se disuelven en un líquido o se funden en un líquido , pueden conducir electricidad porque los iones se vuelven completamente móviles. Por esta razón, se pueden utilizar como electrolitos sales licuadas (fundidas) y soluciones que contienen sales disueltas (por ejemplo, cloruro de sodio en agua) . [75] Esta ganancia de conductividad al disolverse o fundirse se utiliza a veces como una característica definitoria de los compuestos iónicos. [76]

En algunos compuestos iónicos inusuales: conductores de iones rápidos y vidrios iónicos, [53] uno o más de los componentes iónicos tiene una movilidad significativa, lo que permite la conductividad incluso cuando el material en su conjunto permanece sólido. [77] Esto suele depender en gran medida de la temperatura y puede ser el resultado de un cambio de fase o de una alta concentración de defectos. [77] Estos materiales se utilizan en todos los supercondensadores de estado sólido , baterías y pilas de combustible , y en diversos tipos de sensores químicos . [78] [79]

Color

El color de un compuesto iónico suele ser diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes, [80] 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). [81] En compuestos con menos carácter iónico, su color se intensifica pasando al amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción cambia a longitudes de onda más largas en el espectro visible). [81]

La banda de absorción de cationes simples se desplaza hacia una longitud de onda más corta cuando participan en interacciones más covalentes. [81] Esto ocurre durante la hidratación de iones metálicos, por lo que los compuestos iónicos anhidros incoloros con un anión que absorbe en el infrarrojo pueden volverse coloridos en solución. [81]

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

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

Sabor y olor

Las sales pueden provocar los cinco sabores básicos , por ejemplo, salado ( cloruro de sodio ), dulce ( diacetato de plomo , que causará envenenamiento por plomo si se ingiere), ácido ( bitartrato de potasio ), amargo ( sulfato de magnesio ) y umami o salado ( 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 o bases débiles ("sales débiles") pueden oler como el ácido conjugado (p. ej., acetatos como el ácido acético ( vinagre ) y cianuros como el cianuro de hidrógeno ( almendras )) o la base conjugada (p. ej., sales de amonio como el amoníaco ) de los iones componentes. Esa descomposición lenta y parcial suele verse acelerada por la presencia de agua, ya que la hidrólisis es la otra mitad de la ecuación de reacción reversible de formación de sales débiles.

Usos

Los compuestos iónicos han tenido durante 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, usándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en la industria manufacturera, la agricultura , el acondicionamiento del agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. [83] Muchos compuestos iónicos se utilizan tan ampliamente en la sociedad que reciben nombres comunes que no guardan relación con su identidad química. Ejemplos de esto incluyen bórax , calomelanos , leche de magnesia , ácido muriático , aceite de vitriolo , salitre y cal apagada . [84]

Los compuestos iónicos solubles, como la sal, 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 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 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]

Los compuestos iónicos sólidos se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos para pinturas y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero son sensibles a la acidez o basicidad. [89] Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente compuestos iónicos que contienen metales como fuentes de color en los fuegos artificiales. [90] Bajo calor intenso, los electrones de los iones metálicos o de las 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 química, los compuestos iónicos se utilizan a menudo como precursores para la síntesis de estado sólido a alta temperatura. [94]

Muchos metales son geológicamente más abundantes como compuestos iónicos dentro de los minerales . [95] Para obtener los materiales elementales , estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis , en la que se producen 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]

Nomenclatura

Según la nomenclatura recomendada por la IUPAC , los compuestos iónicos se denominan según su composición, no por su estructura. [98] En el caso más simple de un compuesto iónico binario sin posible ambigüedad sobre las cargas y, por tanto, la estequiometría , el nombre común se escribe con dos palabras. [99] El nombre del catión (el nombre del elemento sin modificar para cationes monoatómicos) va primero, seguido del nombre del anión. [100] [101] Por ejemplo, MgCl 2 se denomina cloruro de magnesio y Na 2 SO 4 se denomina 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 general de la carga. [102]

Si hay múltiples cationes y/o aniones diferentes, a menudo se requieren prefijos multiplicativos ( di- , tri- , tetra- , ...) para indicar las composiciones relativas, [103] y los cationes y luego los aniones se enumeran en orden alfabético. [104] Por ejemplo, KMgCl 3 se denomina tricloruro de magnesio y potasio para distinguirlo del K 2 MgCl 4 , tetracloruro de magnesio y dipotasio [105] (tenga en cuenta que tanto en la fórmula empírica como en el nombre escrito, los cationes aparecen en orden alfabético, pero el 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 están presentes, para garantizar 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 número 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+ en los iones Fe 2+ equilibrando la carga 2− en el ion sulfato), mientras que Fe 2 (SO 4 ) 3 se denomina hierro. (3+) sulfato (porque los dos iones de hierro en cada unidad de fórmula tienen cada uno una carga de 3+, para equilibrar el 2− en cada uno de los tres iones de sulfato). [108] La nomenclatura bursátil , todavía de uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (..., −II, −I, 0, I, II,...). Entonces, 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 ion dioxouranio (VI) en la nomenclatura de Stock. [110] Un sistema de denominación aún más antiguo para cationes metálicos, también todavía ampliamente utilizado, añadió los sufijos -ous y -ic a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación alto y bajo. [111] Por ejemplo, este esquema utiliza "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 necesaria ]

Los cationes formadores de sales comunes incluyen:

Los aniones formadores de sales comunes (ácidos originales entre paréntesis cuando estén disponibles) incluyen:

Las sales con un número variable de átomos de hidrógeno reemplazados por cationes en comparación con su ácido original pueden denominarse monobásicas , dibásicas o tribásicas , identificando 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. Ejemplos incluyen:

tipos de sal

Acidez y basicidad.

Las sales se pueden clasificar de diversas formas. Las sales que producen iones de hidróxido cuando se disuelven en agua se llaman sales alcalinas y las sales que producen iones de hidrógeno cuando se disuelven en agua se llaman sales ácidas . Las sales neutras son aquellas sales que no son ni ácidas ni alcalinas. 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]

Fortaleza

Las sales fuertes o sales de electrolitos fuertes son sales químicas compuestas de electrolitos fuertes . Estas sales se disocian completamente o casi completamente en agua . Generalmente son inodoros 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 al crear compuestos conductores ya que sus iones constituyentes permiten una mayor conductividad. [ cita necesaria ]

Las sales débiles o sales de electrolitos débiles están compuestas por electrolitos débiles . Estas sales no se disocian bien en agua. Generalmente son más volátiles que las sales fuertes. Pueden tener un olor similar al ácido o base del que derivan. Por ejemplo, el acetato de sodio , CH 3 COONa, huele similar al ácido acético CH 3 COOH.

Ver también

Notas

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

Referencias

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