Sais

Os sais configuram um importante conjunto de substâncias na Química, com ampla utilização em laboratórios, indústrias e no cotidiano.

Amostras de sais inorgânicos de várias cores
Amostras de sais inorgânicos de várias cores

Os sais configuram um importante conjunto de substâncias na Química, sempre de caráter iônico, que podem ser inorgânicos ou orgânicos. Ao serem dissolvidos em água, os sais geram, em solução, cátions diferentes de H+ e ânions diferentes de OH-. Sais podem ser obtidos através de diversas reações, sendo a principal delas a neutralização (após evaporação do solvente).

Os sais possuem ampla utilização no cotidiano, nos laboratórios e nas indústrias. O cloreto de sódio, sal de cozinha, é o tempero mais utilizado no mundo. Além disso, quase todos os medicamentos estão na forma de sais orgânicos. Por conta da interação iônica, costumam ser sólidos em temperatura ambiente, além de conduzirem corrente elétrica em solução aquosa ou quando fundidos.

Leia também: Principais sais inorgânicos usados no cotidiano

Resumo

  • Sais são compostos orgânicos ou inorgânicos de caráter iônico.

  • Ao se dissociarem em água, produzirão íons diferentes de H+ e OH-.

  • Costumam ter alto ponto de fusão e boa solubilidade em água.

  • Podem ter caráter ácido, básico ou neutro.

  • Quando fundidos ou dissolvidos em água, conduzem corrente elétrica.

  • Possuem aplicabilidade na indústria alimentícia, farmacêutica, de construção civil e de eletroeletrônicos, além de formarem importantes soluções e compostos para os laboratórios de química.

Videoaula: Sais — definição e classificação

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O que são sais?

É mais adequado conceituar e entender um sal a partir do seu comportamento e não a partir de um rótulo específico. Os sais são substâncias de caráter iônico, tanto inorgânicas quanto orgânicas, que, em água, irão se dissociar em cátions diferentes de H+ e ânions diferentes de OH-. A seguir, trazemos alguns exemplos.

  • Cloreto de sódio (NaCl)

  • Iodeto de potássio (KI)

  • Dicromato de potássio (K2Cr2O7)

  • Brometo de magnésio (MgBr2)

  • Etanoato de sódio (CH3COONa)

Quais são as características dos sais?

Por serem compostos iônicos, os sais têm em comum seu alto ponto de fusão e ebulição, uma vez que as interações iônicas são fortes. Contudo, apesar de possuírem caráter majoritariamente polar, nem todos os sais são tão solúveis em água, visto que a solubilidade depende de fatores termodinâmicos mais complexos.

A tabela a seguir mostra os pontos de fusão, ebulição e solubilidade em água de alguns sais.

Sal

Ponto de Fusão

Ponto de Ebulição

Solubilidade em água

Cloreto de sódio (NaCl)

801 °C

1465 °C

36 g/100 mL

Carbonato de cálcio (CaCO3)

825 a 899 °C

Decompõem-se

1,4 x 10-3 g/100 mL

Brometo de magnésio (MgBr2)

711 °C

1250 °C

101,5 g/100 mL

Iodeto de prata (AgI)

552 °C

1506 °C

3 x 10-7 g/100 mL

As cores dos sais são variadas, podendo existir diversas colorações. Os sais de alguns metais do bloco d, especificamente, são coloridos, uma vez que os elétrons dos subníveis d podem absorver fótons de luz e sofrer transição eletrônica, efeito este que tem como consequência a emissão de luz no espectro visível. É o caso do sulfato de cobre II (azul) e do cloreto de cobalto II (vermelho).

Sais de metais alcalinos e alcalinoterrosos, por exemplo, além dos sais de zinco (subnível d totalmente preenchido, sem possibilidade de transição eletrônica), costumam apresentar coloração branca.

Amostra de sulfato de cobre II (CuSO4), que tem coloração azulada.
 O sulfato de cobre II (CuSO4) apresenta coloração azulada.

Os sais também têm a capacidade de, quando dissolvidos ou fundidos, conduzirem corrente elétrica. Isso porque eles se dissociam nessas situações, gerando íons livres (eletrólitos), que podem fazer a condução da corrente elétrica.

NaCl (s) → NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq)

NaCl (s) → NaCl (l) → Na+ (l) + Cl- (l)

Quanto mais íons estiverem presentes em solução ou após fusão, maior será a condutividade elétrica do sal.

Leia também: Solubilidade dos sais — como saber quando um sal é solúvel em água ou não?

Classificação dos sais

Um sal pode ser classificado, primeiramente, como inorgânico ou orgânico.

  • Sais inorgânicos: são aqueles que não possuem uma cadeia carbônica em sua estrutura, sendo completamente iônicos. Exemplos: KCl, NaNO3, MgBr2, KI, Ag2S etc.

  • Sais orgânicos: são aqueles que possuem uma cadeia carbônica em sua estrutura, podendo ser polares ou anfifílicos (caráteres polar e apolar bem desenvolvidos). Exemplos: CH3COONa (etanoato de sódio), CaC2O4 (oxalato de cálcio), C7H6O3Na (salicilato de sódio) etc.

Pequena amostra de oxalato de cálcio, um sal orgânico, retirado de um rim.
Pequena amostra de oxalato de cálcio, um sal orgânico, retirado de um rim.

Os sais, sejam eles orgânicos ou inorgânicos, também podem ser divididos de outra forma: como ácidos, básicos ou neutros. Isso porque os cátions e ânions que eles geram podem sofrer reações de hidrólise (ou seja, reagirem com a água) e então aumentar ou não a concentração de íons H+ ou OH- em solução.

  • Sais ácidos: são aqueles em que o cátion sofre reação de hidrólise, aumentando a concentração de íons H+ em solução.

    Exemplos:

AlCl3 → Al3+ + 3 Cl-

Al3+ + 3 H2O ⇌ Al(OH)3 + 3 H+

  • Sais básicos: são aqueles em que o ânion sofre reação de hidrólise, aumentando a concentração de íons OH- em solução.

    Exemplos:

CH3COONa → CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-

  • Sais neutros: são aqueles em que nem o cátion e nem o ânion sofrem reação de hidrólise, não interferindo nas concentrações de H+ ou OH- da solução. Exemplos: NaCl, KI, Ca(NO3)2.

Quando um cátion ou um ânion não sofre reação de hidrólise, ele é denominado eletrólito forte; do contrário, é chamado de eletrólito fraco. Para saber mais sobre essa classificação, leia: Caráter dos sais — quando um sal é ácido, básico ou neutro?

Nomenclatura dos sais

Os sais devem ser nomeados de acordo com o nome do cátion e do ânion.

Os cátions, em maioria metálicos, carregam o nome do próprio elemento (por exemplo, Ca2+ é o íon cálcio, enquanto Al3+ é o íon alumínio), com exceção de algumas espécies poliatômicas, como é o caso do íon amônio (NH4+). Já os ânions têm nomenclatura oriunda de seu ácido formador.

A tabela a seguir demonstra a nomenclatura do ânion de acordo com seu ácido formador.

Terminação do ácido formador

Terminação do ânion gerado

-ICO

-ATO

-OSO

-ITO

-ÍDRICO

-ETO

Assim, temos os seguintes exemplos:

  • Cl- é um ânion formado a partir da ionização do ácido clorídrico (HCl) e, por isso, é chamado de ânion cloreto.

  • CH3COO- é um ânion formado a partir da ionização do ácido etanoico (CH3COOH) e, por isso, é chamado de ânion etanoato.

  • SO32- é um ânion formado a partir da ionização do ácido sulfuroso (H2SO3) e, por isso, é chamado de ânion sulfito.

Ânions gerados a partir de ionizações parciais recebem o prefixo hidrogeno. É o caso, por exemplo, do HCO3- (hidrogenocarbonato), formado na ionização parcial do ácido carbônico (H2CO3), e do H2PO4- (dihidrogenofosfato), formado na ionização parcial do ácido fosfórico (H3PO4).

O sal tem seu nome gerado a partir do nome do cátion e do ânion, sendo o ânion o início da palavra.

  • CaCl2: cloreto de cálcio;

  • NaHCO3: hidrogenocarbonato de sódio;

  • Fe(SO3)2: sulfito de ferro II;

  • Al2(PO4)3: fosfato de alumínio.

Videoaula sobre a nomenclatura dos sais

Reações de obtenção de sais

Muitos livros de Química propõem que sais só podem ser obtidos por meio das reações de neutralização.

Ácido + base → sal + água

É um exemplo de reação de neutralização:

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

Contudo, boa parte dos sais acaba se mantendo dissolvida em solução, não sendo possível sua obtenção até que haja evaporação do solvente por completo. Deve-se lembrar que a reação de neutralização é a reação entre o íon H+ com o íon OH-, sendo o cátion da substância básica e o ânion da substância ácida apenas íons espectadores (não participam da reação).

Nem sempre a produção do sal necessitará de um solvente, como é o caso da explosiva reação entre o metal sódio e o gás cloro:

2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)

Os sais também podem ser formados por simples reações inorgânicas de deslocamento, como é o caso a seguir:

Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (aq) + H2 (g)

A reação entre dois óxidos (um de caráter ácido e outro de caráter básico) também é capaz de formar um sal:

CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)

Leia também: Reações inorgânicas — reações químicas que envolvem ácidos, bases, sais e óxidos

Aplicação dos sais

Os sais têm funções das mais variadas. Eles podem ser utilizados na culinária como temperos – como é o caso do sal de cozinha, cloreto de sódio – ou como conservantes – como é o caso do nitrato de prata.

Os sais orgânicos geralmente são utilizados como medicamentos, por apresentarem maior ponto de fusão e solubilidade em água, tornando o remédio mais fácil de ser transportado e administrado. É o caso, por exemplo, da dipirona monossódica, um antipirético e analgésico de baixo custo e ampla utilização pela população brasileira.

 Estrutura da dipirona monossódica
 Estrutura da dipirona monossódica

Alguns sais inorgânicos também possuem função medicinal, como é o caso do hidrogenocarbonato de sódio (antiácido), carbonato de amônio (expectorante) e carbonato de lítio (antidepressivo).

Os metais comuns (ou seja, os que não são nobres) ocorrem na natureza na forma de sais (minérios), podendo ser sais de sulfeto, carbonato, fosfatos, entre outros. O fluoreto de sódio é o sal utilizado para fluoretação das pastas de dente.

O sulfato de cálcio, por exemplo, é usado na confecção do giz e do gesso, utilizado tanto na área médica quanto na construção civil. Já o carbonato de cálcio é amplamente usado na produção de cimento, além de ser constituinte do mármore.

Homem com braço envolvido em gesso médico.
O gesso pode ser feito através da hidratação do sulfato de cálcio.

Os sais também podem ser utilizados na agricultura como fertilizantes e adubos – como é o caso dos nitratos de potássio e sódio –, assim como para correção e adequação do pH do solo.

A condutividade elétrica dos sais em solução também os coloca na fabricação de diversos dispositivos eletrônicos, como nas pilhas secas tradicionais.

Nos laboratórios de Química, os sais são fundamentais para formação de diferentes soluções com aplicações diversas, caso dos sais permanganato de potássio (KMnO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7), excelentes agentes oxidantes.

Exercícios resolvidos sobre sais

Questão 1

(UERJ/2019 – Simulado) A condutividade elétrica está associada à presença de íons dissolvidos em fase aquosa. Considere um experimento para o qual estão disponíveis soluções aquosas com concentração de 0,1 mol.L-1 dos seguintes solutos: KF, CaBr2, NiSO4 e FeCl3.

Admitindo a dissociação completa, o composto que proporcionará maior condutividade elétrica é:

a) KF

b) CaBr2

c) NiSO4

d) FeCl3

Resolução

Quanto maior a quantidade de íons em solução, maior a condutividade elétrica do sal. Ao ser feita a dissociação iônica dos sais, temos as seguintes reações:

KF → K+ + F-

CaBr2 → Ca2+ + 2 Br-

NiSO4 → Ni2+ + SO42-

FeCl3 → Fe3+ + 3 Cl-

Avaliando as dissociações, percebe-se que o cloreto de ferro III (FeCl3) produz a maior quantidade de íons, pois gera 4 mols de íons em solução (1 mol de Fe3+ e 3 mols de Cl-), por isso é o que apresentará maior condutividade elétrica. Sendo assim, a resposta adequada é a letra D.

Questão 2

(UERJ/2018) O cloreto de sódio, principal composto obtido no processo de evaporação da água do mar, apresenta a fórmula química NaCl.

Esse composto pertence à seguinte função química:

a) Sal

b) Base

c) Ácido

d) Óxido

Resolução:

NaCl, cloreto de sódio, é um sal. Isso pode ser confirmado porque quando ele é colocado em água, sua dissociação não gera íons H+ e nem íons OH-:

NaCl → Na+ + Cl-

Então, a resposta é a letra A.

Por: Stéfano Araújo Novais

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