Sais: Composição e Classificação

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Sais 
Os sais são compostos iônicos que possuem no mínimo um 
cátion diferente do hidroxônio (H+) e um ânion diferente da 
hidroxila (OH-). 
Os sais são resultado da reação de um ácido e uma base, por 
meio de um processo chamado neutralização ou salificação. 
Formulação dos sais 
A fórmula feral de um sal leva em conta a presença de ao 
menos um cátion (C+x) e um ânion (A-y), de forma que: 
Cátion C+x + Ânion A-y → CyAx 
Formação dos sais: reação de neutralização 
Os sais podem ser formados a partir da reação entre ácidos 
e bases de Arrhenius, essa reação é chamada de 
neutralização. 
Ela recebe esse nome pois o caráter dado pela presença do 
H+ no meio aquoso será neutralizado pelo caráter básico dado 
pela presença do OH-. 
Ácido + Base → Sal + Água 
As reações de neutralização podem ser chamadas também 
de reações de salificação, uma vez que sempre serão 
originados sais ao seu término. Elas podem ocorrer total ou 
parcialmente. 
Neutralização total 
Em uma reação de neutralização total sempre serão 
formados os sais neutros, pois todos os cátions H+ reagirão 
com todos os ânions OH-. 
Na OH + H Cl → NaCl + H2O 
A reação ocorre pela ionização do ácido (liberando o cátion H+ 
e um ânion) e pela dissociação da base (liberando um cátion e 
o ânion OH-). 
A combinação entre o H+ e o OH- liberados formam moléculas 
de água H2O. 
Ca (OH)2 + 2H F → CaF2 + 2 H2O 
Ca+2 + OH- + H+ F → Ca+2 F- + H+ OH- 
Neutralização parcial 
Ela ocorre quando o ácido contém dois ou mais hidrogênios 
ionizáveis reagem com uma base e nem todos os cátions 
presentes são neutralizados. Dessa forma ocorre a 
neutralização parcial do ácido. O sal formado nessa reação é 
chamado de sal ácido, com dois cátions e um ânion em sua 
estrutura. 
Na OH + H2 SO4 → NaH SO4 + H2O 
Ela ocorre parcialmente pois as quantidades de ácido e base 
na reação não estão balanceadas. Assim sendo, enquanto a 
base libera apenas uma hidroxila na dissociação, o ácido libera 
dois cátions de hidrogênio na ionização. 
Quando bases contendo duas ou mais hidroxilas reagem com 
um ácido e nem todos os ânions presentes são neutralizados, 
essa reação é chamada neutralização parcial da base. O sal 
formado é chamado de sal básico, com um cátion e dois ânions 
em sua estrutura. 
Ca (OH)2 + H Cl → CaOHCl + H2O 
Nomenclatura dos sais neutros 
Os sais neutros terão sua nomenclatura definida pela seguinte 
regra geral: 
(Nome do ânion) de (nome do cátion) 
Exemplos: Cloreto de sódio → NaCl 
 Nitrato de potássio → KNO3 
 Carbonato de amônio → (NH4)2CO3 
Nomenclatura de sais ácidos 
Deve se indicar por meio dos prefixos mono, di, tri ou tetra a 
quantidade de hidrogênios ou de outro cátion presente na 
estrutura do sal. Como exemplo utilizaremos o sal NaH2PO4 e 
Na2HPO4. 
Podemos realizar a nomenclatura de três formas: 
• Indicando a quantidade de cátions diferente de hidrogênio: 
NaH2PO4 → fosfato monossódico 
Na2HPO4 → fosfato dissódico 
• Indicando a quantidade de hidrogênios antecedendo o nome 
ácido. 
NaH2PO4 → fosfato diácido de sódio 
Na2HPO4 → fosfato monoácido de sódio 
• Indicando a quantidade de hidrogênios antecedendo o nome 
hidrogeno 
NaH2PO4 → dihidrogenofosfato de sódio 
Na2HPO4 → fosfato hidrogeno fosfato de sódio 
Nomenclatura sais básicos 
É necessário indicar por meios dos prefixos mono, di, tri ou 
tetra a quantidade de hidroxilas presentes na estrutura do 
sal. Como exemplo utilizamos os sais Al(OH)Cl2 e Al2(OH)Cl2 
Podemos realizar a nomenclatura de duas formas: 
• Indicando a quantidade de hidroxilas antecedendo o nome 
hidroxi; 
Al(OH)Cl2 → hidroxicloreto de alumínio 
Al2(OH)Cl2 → dihidroxicloreto de alumínio 
• Indicando a quantidade de hidroxilas antecedendo o nome 
básico. 
Al(OH)Cl2 → cloreto básico de aluminio 
Al2(OH)Cl2 → cloreto dibásico de alumínio 
Nomenclatura de sais mistos 
É necessário incluir o nome dos dois cátions ou dos dois ânions 
presentes na estrutura do sal: 
KNaSO4 → sulfato de sódio e potássio 
MgClBr → brometo cloreto de magnésio 
 
Classificação dos sais 
Os sais podem ser classificados ácidos, básicos, neutros, 
mistos ou hidratados. O que irá determinar sua natureza é a 
forma como apresenta seus íons. 
Sais neutros 
São resultados da neutralização total de um ácido ou de uma 
base. Para identificá-los é só observar na fórmula, não 
possuem H+ nem OH-. 
Exemplos: NaCl → Cloreto de sódio 
 CaCO3 → Carbonato de cálcio 
 NaNO3 → Nitrato de sódio 
Sais básicos 
Pode ser chamado também de hidróxissal, ele apresenta dois 
ânions e um cátion. 
Exemplo: Al(OH)Cl2 → cloreto monobásico de alumínio 
Sais ácidos 
Conhecido também como hidrogenossal, é formado por dois 
cátions e somente um ânion. 
Exemplo: NaHSO4 → mono-hidrogenossulfato de sódio. 
Sais mistos 
Este tipo de sal é composto por dois cátions diferentes 
(execto H+) ou dois ânions diferentes (execto OH-). 
Exemplo: KNaSO4 → sulfato de sódio e potássio 
 CaClBr → Cloreto-brometo de cálcio. 
Sais hidratados 
No retículo cristalino desse sal são encontradas moléculas de 
água, e são elas que definem a nomenclatura do sal. Se o 
número de moléculas de água for cinco temos: 
CuSO4 → sulfato de cobre II penta-hidratado 
Caráter dos sais 
O caráter dos sais é utilizado para determinar se um sal, ao 
se dissolver na água, sendo que ele pode se tornar um meio 
ácido, básico ou neutro. 
Sal neutro 
Em água formará solução cujo pH será igual a 7. Um sal é 
considerado neutro quando é originado ácidos e bases fracas 
ou fortes. 
Exemplos: K2SO4 → Sulfato de potássio 
Ele é considerado neutro pois apresenta os íons K+ e SO4-2. 
O K+ pertencia à base KOH que é considerada forte. 
SO4-2 pertencia ao ácido H2SO4 que é um oxiácido forte. 
Sal ácido 
Na água formará solução com pH menor que 7. Um sal é ácido 
quando seus íons (cátions e ânions) pertenciam a uma ácido 
forte e uma base fraca, 
Exemplo: FeCl3 → Cloreto de ferro III 
O Fe+3 pertencia à base Fe(OH)3, e é considerada uma base 
fraca. 
Cl- pertencia ao ácido HCl, que é um hidrácido forte. 
Sal básico 
Em água forma uma solução com pH maior que 7. Um sal é 
considerado básico quando seus íons são originados a partir 
de um ácido fraco e uma base forte. 
Exemplo: KCN → Cianeto de Potássio 
O K+ pertencia à base KOH, que é considerado uma base forte. 
O CN- pertencia ao ácido cianídrico (HCN) que é considerado 
um ácido fraco. 
Solubilidade dos sais 
A solubilidade dos sais é uma forma de classificação que nos 
mostra a capacidade que essas substâncias inorgânicas 
possuem de se dissolver ou não em água. 
Quando elas se dissolvem em água sofrem o fenômeno de 
dissociação (liberação de cátions e ânions) 
NaCl → Na+ + Cl- 
 
Exemplos: Na2CO3 → Carbonato de sódio, é um sal solúvel 
 CaSO4 → Sulfato de cálcio, sal insolúvel 
 AgCl → Cloreto de prata, sal insolúvel 
Caráter dos sais em soluções aquosas 
Dependendo da força do ácido e da base que dão origem ao 
sal, quando dissolvidos em água podem gerar soluções ácidas, 
básicas ou neutras. 
Ácido Base Caráter da solução Exemplos 
Forte Forte Neutra 
NaNO3 (NaOH + 
HNO3) 
Forte Fraca Ácida NH4Cl (NH4OH + HCl) 
Fraco Forte Básica NaCN (NaOH + HCN) 
 
Eletrólitos 
São substâncias que permitem que uma solução seja 
condutora de corrente elétrica 
Quando ácidos, bases e sais são dissolvidos em água, a solução 
permite a passagem de corrente elétrica por conta da 
geração de íons livres resultante do processo de ionização ou 
dissociação. 
Os eletrólitos podem ser classificados em eletrólitos fortes 
ou fracos: 
Eletrólitos fortes Eletrólitos fracos 
Sais solúveis Sais insolúveis 
Ácidos fortes Ácidos fracos 
Bases fortes Bases fracas 
As soluções podem ser classificadas em condutoras, elas 
possuem íons livre podem ser chamadas de soluções 
eletrolíticas ou iônicas, existem também as soluções não 
condutoras, no qual existe a ausência total de íons e podem 
receber o nome de solução não eletrolíticas ou molecular. 
 
 
 
Função ReaçãoExemplo 
Sais Dissociação iônica NaCl → Na+(aq) + Cl-(aq) 
Base Dissociação iônica NaOH → Na+ + OH- 
Ácido Ionização HCl → H+ + Cl-