LECTURA
#4
PROPIEDADES
DE LAS SALES
Podemos decir que las sales son compuestos
que se forman cuando un catión (ion metálico o un ion poliatómico positivo)
remplaza a uno o más de los iones hidrógeno de un ácido, o cuando un anión (ion no metálico o un ion poliatómico
negativo) reemplaza a uno de los iones hidróxido de una base. Por consiguiente
una sal es un compuesto iónico formado por un ion con carga positiva (catión) y
un ion con carga negativa (anión). Son ejemplos de sales los compuestos
binarios de cationes metálicos con aniones no metálicos y los compuestos
ternarios formados por cationes metálicos o iones amonio con iones poliatómicos
negativos. En el cuadro N° 1 se presentan ejemplos de sales importantes por su
utilidad.
Cuadro
N° 1 Ejemplos de sales y sus usos
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SAL
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USO
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CaSO4● 2H2O
(yeso)
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Material de
construcción
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NaHCO3 (bicarbonato de
sodio)
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Polvo de
hornear, extintores de fuego, antiácido y desodorizante
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MgSO4●7H2O
(sales de Epson)
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Laxante,
lavado de tejidos infectados
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CaCO3 (mármol, piedra
caliza)
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Materia
prima para el cemento, antiácido, para prevenir la diarrea
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NaCl (sal de mesa)
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Sazonador,
usos industriales
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Na2CO3
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Usos
industriales
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NaNO3
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Fertilizantes
y explosivos
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Na2S2O3
(tiosulfato de sodio)
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Fotografía
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KCl (Silvita)
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Fertilizantes
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KBr
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Medicina y
fotografía
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KNO3
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Fertilizantes
y explosivos
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En los cuadros N°2 y N°3 se resumen las
propiedades de las sales iónicas.
Cuadro
N°2 Propiedades de los compuestos iónicos
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Muchos
se forman por la combinación de metales reactivos con no metales reactivos.
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Son
sólidos cristalinos.
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Tienen
elevadas temperaturas de fusión y ebullición, ya que las fuerzas actuantes
son suficientemente intensas como para conferir al cristal iónico una elevada
estabilidad térmica, por lo que la destrucción de su estructura requiere el
suministro de cantidades apreciables de energía.
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En
estado sólido, los compuestos iónicos no conducen la electricidad, ya que los
iones tienen posiciones fijas y no pueden moverse en la red iónica. Al
fundirse o al disolverse, se rompe la estructura cristalina, los iones
(cargas eléctricas) quedan libres y pueden conducir la electricidad.
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En
general son solubles, lo son en
disolventes como el agua, pero no en otros disolventes como la gasolina, el
benceno o el tetracloruro de carbono.
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Cuadro
N°3 Temperaturas de fusión de diversos compuestos iónicos
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Compuesto
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Temperatura de
Fusión (°C)
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KCl
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776
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NaCl
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801
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BaSO4
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1600
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Reglas
de solubilidad
Muchos de los compuestos iónicos que
encontramos casi a diario, como la sal de mesa, el bicarbonato para hornear y
los fertilizantes para las plantas caseras, son solubles en agua. Por ello,
resulta tentador concluir que todos los compuestos iónicos son solubles en
agua, cosa que no es verdad. Aunque muchos compuestos iónicos son solubles en
agua, algunos son pocos solubles y otros parcialmente no se disuelven. Esto
último sucede no porque sus iones carezcan de afinidad por las moléculas de
agua, sino por que las fuerzas que mantienen a los iones en la red cristalina
son tan fuertes que las moléculas del agua
no pueden llevarse los iones.
Cuadro
N° 4 Reglas de solubilidad de compuestos iónicos.
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IONES
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SOLUBILIDAD EN AGUA
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Amonio NH4+,
sodio Na+ y potasio K+
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Todas las
sales de amonio, sodio y potasio son solubles
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Nitratos NO3-
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Todos los
nitratos son solubles
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Cloruros Cl-
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Todos los cloruros
son solubles excepto AgCl, AgCl2 y PbCl2
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Sulfatos SO42-
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La mayor
parte de los sulfatos son solubles; las excepciones incluyen SrSO4,
BaSO4 y PbSO4
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Cloratos ClO3-
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Todos los
cloratos son solubles
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Percloratos ClO4-
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Todos los
percloratos son solubles
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Acetatos CH3CO2-
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Todos los
acetatos son solubles
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Fosfatos PO43-
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Todos los
fosfatos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
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Carbonatos CO32-
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Todos los
carbonatos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
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Hidróxidos OH-
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Todos los
hidróxidos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos), Sr(OH)2 y
Ba(OH)2, Ca(OH)2 es ligeramente soluble
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Óxidos O2-
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Todos los
óxidos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA (cationes de
metales alcalinos)
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Oxalatos C2O42-
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Todos los
oxalatos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
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Sulfuros S2-
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Todos los
sulfuros son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo 1A (Cationes de metales alcalinos) y del grupo IIA
(MgS,CaS y BaS son poco solubles)
|
Las reglas de solubilidad del cuadro N°4 son
pautas generales que nos permiten predecir la solubilidad en agua de los
compuestos iónicos con base en los iones que contienen. Si un compuesto
contiene al menos uno de los iones indicados para compuestos solubles en el
cuadro entonces el compuesto es al menos moderadamente soluble. El cuadro
muestra ejemplos que ilustran las reglas de solubilidad, sobre todo la
comparación entre los nitratos, cloruros e hidróxidos de diversos iones
metálicos. Por ejemplo, supongamos que aplicamos las reglas de solubilidad para
averiguar si el NiSO4es soluble en agua. El NiSO4
contiene iones Ni2+ y SO42-. Aunque el Ni2+
no se menciona en la tabla las sustancias que contienen SO42- se
describen como solubles (con excepción de SrSO4, BaSO4 y
PbSO4. Puesto que el NiSO4 contiene un ion SO42-
que indica solubilidad, predecimos que es soluble. Otros ejemplos son el AgNO3
y el Cu(NO3)2, no todos los nitratos son solubles.
El Cu(OH)2 y el AgOH, como la mayor parte de los hidróxidos, son
insoluble. El CdS el Sb2S3 y el PbS como casi todos los sulfuros, son insolubles;
pero el (NH4)2S es la excepción a la regla ya que es
soluble.
Electrolitos y no electrolitos
“Agua dulce y “agua salada” son ejemplos de
dos soluciones. Una diferencia significativa entre las dos se puede demostrar
con un conductímetro. Que consiste en una fuente de electricidad que puede ser
una batería o un contacto doméstico conectado a un foco. Uno de los cables se
corta y a las dos puntas se les retira el aislamiento. Esto rompe el circuito.
Si no juntamos las dos puntas, el foco no se prende. Si estas puntas separadas
se colocan en agua destilada o en una solución de azúcar en agua, el foco no se
enciende. No obstante, si son colocadas en una solución de sal, el foco se
ilumina. El agua pura y una solución de azúcar en agua no conducen la electricidad
y entonces no completan o cierran el circuito. El azúcar y otros solutos no
conductores se llaman no electrolitos. Una solución acuosa de cloruro de sodio
es un conductor eléctrico, y la sal es clasificada como un electrolito. ¿Pero
como explicamos esta diferencia?
En la figura Nº 1 si se introduce en un vaso
con agua destilada dos electrodos y los conectamos a una fuente de energía como
se puede observar:
Figura
N° 1. Electrolitos y no electrolitos
El flujo de corriente eléctrica involucra el
transporte de cargas eléctricas, por consiguiente el hecho de que las
soluciones de cloruro de sodio conduzcan la electricidad nos sugiere que ellas
contienen especies cargadas eléctricamente. Estas especies se llaman iones, del
griego “viajero”. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, se rompe en
cationes cargados positivamente Na+
y aniones cargados negativamente Cl-, que se mezclan
uniformemente con las moléculas y se
dispersan por toda la solución. Como los aniones y los cationes están en libertad
de moverse dentro de la solución, ellos son los responsables de conducir la
electricidad, es decir, llevan consigo cargas eléctricas. Te sorprendería si te
decimos que los iones Na+ y Cl- existen tanto en el salero como en la sopa.
Veamos la razón, el cloruro de sodio es un arreglo cúbico tridimensional de
iones sodio y cloruro ocupando posiciones alternas (fig.2.) Estos iones de
carga opuesta se atraen una a otro por medio de enlaces iónicos que mantienen
unido el cristal. En un compuesto iónico tal como el NaCl no existen moléculas
unidas por enlaces covalentes, solo aniones y cationes.
Pero, ¿Por qué ciertos átomos pierden y ganan
electrones para formar iones?
La respuesta involucra a la estructura
electrónica. Un átomo de sodio tiene un solo electrón en su último nivel de
energía. Un átomo de cloro, tiene siete, para ambos, la estabilidad se asocia
con tener ocho electrones en su último nivel “Regla de octeto”.
FIGURA
Nº 2 Enlaces iónicos que mantienen unido el cristal de NaCl
Los compuestos iónicos que se disocian
totalmente (100%) en solución acuosa se conocen como electrolitos fuertes,
mientras que aquellas que se convierten parcialmente en iones en solución, se
conocen como electrolitos débiles.
Los términos catión y anión se derivan de las
palabras griegas ion (viajero), kata (hacia abajo) y ana (hacia arriba).
Solubilidad de los compuestos iónicos
Muchos compuestos iónicos son completamente
solubles en agua. Cuando una muestra sólida es colocada en agua, las moléculas
polares de H2O son atraídas hacia los iones individuales. El átomo
de oxigeno de la molécula de agua tienen una carga neta negativa y es atraído
hacia los cationes. Debido a su carga positiva, los átomos de hidrógeno del
agua son atraídos hacia los aniones del soluto. Los iones son entonces rodeados
por moléculas de agua, los cuales forman una pantalla impidiendo la atracción
de los iones de cargas opuestas. La atracción anión-catión disminuye, mientras
la atracción entre los iones y las moléculas de H2O es considerable.
El resultado es que los iones son jalados fuera del sólido y hacia la solución.
En disolución, los compuestos iónicos se ionizan en sus cationes y aniones. La
siguiente ecuación y la figura Nº 3 representan este proceso para el cloruro de
sodio y agua:
NaCl(s) +
H2O (l)
Na+ (ac) + Cl-(ac).
FIGURA
Nº 3. Ionización del cloruro de sodio en disolución acuosa
La (ac) en la ecuación indica que los iones
están presentes en solución acuosa. Esto significa que cada ion está rodeado de
una capa envolvente de molécula de agua que conserva separados a los iones de
carga opuesta como se representa en la figura Nº 4
FIGURA
Nº 4. Iones en solución
En la figura se observa la organización de
las moléculas de agua alrededor de los iones con los átomos de oxigeno más
próximos a los cationes y los átomos de hidrogeno más próximos a los aniones.
De esta forma existen los iones en solución.
Agua Alcohol
Agua Alcohol
