Os sais inorgânicos

1K.1aA formação dos sais

Um sal pode ser entendido, em primeira aproximação, como o composto resultante da substituição do hidrogênio ionizável de um ácido por um cátion. Essa substituição aparece com clareza nas reações de neutralização. Quando o ácido clorídrico reage com o hidróxido de sódio, forma-se cloreto de sódio: $$\ce{ HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l) }$$ No produto, o cátion $\ce{Na^+}$ provém da base e o ânion $\ce{Cl^-}$ provém do ácido. O sal pode, portanto, ser lido como a combinação entre a parte positiva da base e a parte negativa do ácido.

A mesma lógica se aplica a sais mais complexos. O sulfato de cálcio, por exemplo, pode ser obtido a partir do ácido sulfúrico e do hidróxido de cálcio: $$\ce{ H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) -> CaSO4(s) + 2 H2O(l) }$$ Nesse caso, a neutralização é total. Todos os hidrogênios ionizáveis do ácido foram substituídos pelo cátion $\ce{Ca^{2+}}$, e todos os grupos $\ce{OH^-}$ da base foram consumidos na formação de água.

Quando a neutralização é parcial, o sal retém parte da estrutura do ácido ou da base. O hidrogenossulfato de sódio e o hidroxicloreto de magnésio ilustram essas possibilidades: $$\begin{aligned} \ce{ H2SO4(aq) + NaOH(aq) &-> NaHSO4(aq) + H2O(l) }\\ \ce{ Mg(OH)2(s) + HCl(aq) &-> Mg(OH)Cl(aq) + H2O(l) } \end{aligned}$$ No primeiro caso, a fórmula do sal ainda conserva um hidrogênio ionizável derivado do ácido. No segundo, a fórmula ainda conserva um grupo hidroxila derivado da base. Essas diferenças estruturais serão importantes na classificação dos sais.

Os sais também podem ser obtidos por outras rotas além da neutralização direta. Um ácido pode reagir com um óxido básico, um carbonato ou um metal, e, em muitos desses casos, um sal é novamente produzido: $$\begin{aligned} \ce{ 2 HCl(aq) + CuO(s) &-> CuCl2(aq) + H2O(l) }\\ \ce{ 2 HCl(aq) + CaCO3(s) &-> CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) } \end{aligned}$$ Essas reações mostram que a noção de sal é mais ampla do que o caso particular da neutralização entre ácido e hidróxido. Ainda assim, a origem ácido-base continua sendo a forma mais útil de interpretar sua composição e sua nomenclatura.

1K.1bOs nomes dos sais

A nomenclatura dos sais segue uma regra simples na aparência, mas muito expressiva em conteúdo: o nome do sal é construído a partir do nome do ânion e do nome do cátion. O ponto decisivo, portanto, é reconhecer como o ânion deriva do ácido de origem e como o cátion deriva da base ou do composto que o fornece.

Nos sais derivados de hidrácidos, a terminação do nome do ânion é, em geral, -eto. Assim, o ácido clorídrico origina o ânion cloreto, o ácido bromídrico origina o ânion brometo, e o ácido sulfídrico origina o ânion sulfeto. Os nomes dos sais seguem imediatamente dessa transformação:

Nos sais derivados de oxoácidos, a mudança principal ocorre na terminação do nome do ânion. Em linhas gerais, um ácido terminado em -oso origina um ânion terminado em -ito, e um ácido terminado em -ico origina um ânion terminado em -ato. Esse padrão deve ser aprendido logo no início, porque ele organiza grande parte da nomenclatura inorgânica:

A aplicação dessa regra é imediata em muitos sais correntes:

Quando o cátion pode apresentar mais de um número de oxidação, a nomenclatura de Stock deve ser usada, como já ocorreu com os hidróxidos. O nome do cátion é então seguido de seu NOX em algarismos romanos: $$\begin{aligned} \ce{ FeSO4 } &\quad \text{sulfato de ferro(II)}\\ \ce{ Fe2(SO4)3 } &\quad \text{sulfato de ferro(III)}\\ \ce{ CuCl } &\quad \text{cloreto de cobre(I)}\\ \ce{ CuCl2 } &\quad \text{cloreto de cobre(II)} \end{aligned}$$ Esses exemplos deixam claro que a fórmula do sal e o NOX do cátion se esclarecem mutuamente. Cada ânion contribui com sua carga; o conjunto deve ser eletricamente neutro; o NOX do cátion é então determinado pela neutralidade do composto.

Em alguns sais muito usuais, sobrevivem nomes tradicionais que continuam amplamente empregados. O hidrogenocarbonato de sódio, $\ce{NaHCO3}$, é frequentemente chamado de bicarbonato de sódio; o sulfato duplo de potássio e alumínio, $\ce{KAl(SO4)2}$, é conhecido como alúmen. Esses nomes devem ser reconhecidos, mas a lógica sistemática da nomenclatura deve permanecer como referência principal.

1K.1cAs classes dos sais

Os sais não formam uma classe única e uniforme. Sua composição permite distinguir diferentes subclasses, e essas distinções são importantes porque ajudam a interpretar tanto a fórmula quanto o modo de formação do composto.

O caso mais simples é o do sal normal ou sal neutro, em que todos os hidrogênios ionizáveis do ácido foram substituídos por cátions, e nenhum grupo hidroxila foi retido da base. O cloreto de sódio, o sulfato de cálcio e o fosfato de alumínio pertencem a essa classe: $$\begin{aligned} \ce{ NaCl } &\quad \text{cloreto de sódio}\\ \ce{ CaSO4 } &\quad \text{sulfato de cálcio}\\ \ce{ AlPO4 } &\quad \text{fosfato de alumínio} \end{aligned}$$

Quando o sal ainda conserva hidrogênio ionizável proveniente do ácido, ele é um sal ácido ou hidrogenossal. O hidrogenossulfato de sódio e o hidrogenocarbonato de sódio são exemplos característicos: $$\begin{aligned} \ce{ NaHSO4 } &\quad \text{hidrogenossulfato de sódio}\\ \ce{ NaHCO3 } &\quad \text{hidrogenocarbonato de sódio} \end{aligned}$$ Nesses casos, o ácido de origem não foi neutralizado completamente.

Quando o sal ainda conserva um ou mais grupos hidroxila provenientes da base, ele é um sal básico ou hidroxissal. O hidroxicloreto de magnésio, $\ce{Mg(OH)Cl}$, e o hidroxinitrato de bismuto, $\ce{Bi(OH)2NO3}$, ilustram essa classe. Eles podem ser vistos como produtos de neutralização parcial da base: $$\begin{aligned} \ce{ Mg(OH)Cl } &\quad \text{hidroxicloreto de magnésio}\\ \ce{ Bi(OH)2NO3 } &\quad \text{dihidroxinitrato de bismuto} \end{aligned}$$

Há ainda os sais duplos, que contêm dois cátions diferentes ou dois ânions diferentes em proporção definida no mesmo retículo cristalino. O alúmen de potássio, $\ce{KAl(SO4)2}$, é um exemplo clássico: $$\ce{ KAl(SO4)2 \quad \text{sulfato duplo de potássio e alumínio} }$$ Em muitos casos, esses sais se cristalizam com água de hidratação, o que introduz uma nova característica descritiva.

Finalmente, muitos sais aparecem como sais hidratados, nos quais moléculas de água fazem parte do cristal. O sulfato de cobre(II) pentahidratado e o carbonato de sódio decahidratado são exemplos comuns: $$\begin{aligned} \ce{ CuSO4.5H2O } &\quad \text{sulfato de cobre(II) pentahidratado}\\ \ce{ Na2CO3.10H2O } &\quad \text{carbonato de sódio decahidratado} \end{aligned}$$ A água de hidratação não altera a identidade fundamental do sal, mas modifica propriedades como cor, densidade e estabilidade ao aquecimento.