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LECTURA #4
 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.
SAL USO
CaSO4● 2H2O (yeso) Material de construcción
NaHCO3 (bicarbonato de sodio) Polvo de hornear, extintores de fuego,
antiácido y desodorizante
MgSO4●7H2O (sales de Epson) Laxante, lavado de tejidos infectados
CaCO3 (mármol, piedra caliza) Materia prima para el cemento,
antiácido, para prevenir la diarrea
NaCl (sal de mesa) Sazonador, usos industriales
Na2CO3 Usos industriales
NaNO3 Fertilizantes y explosivos
Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) Fotografía
KCl (Silvita) Fertilizantes
KBr Medicina y fotografía
KNO3 Fertilizantes y explosivos
Muchos se forman por la combinación de metales reactivos con no metales
reactivos.
Son sólidos cristalinos.
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.
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.
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.
Compuesto Temperatura de Fusión
(°C)
KCl 776
NaCl 801
BaSO4 1600
En los cuadros N°2 y N°3 se resumen las
propiedades de las sales iónicas.
 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.
IONES SOLUBILIDAD EN AGUA
Amonio NH4
+, sodio Na+ y
potasio K+
Todas las sales de amonio, sodio y potasio son solubles
Nitratos NO3
- Todos los nitratos son solubles
Cloruros Cl- Todos los cloruros son solubles excepto AgCl, AgCl2 y PbCl2
Sulfatos SO4
2- La mayor parte de los sulfatos son solubles; las excepciones incluyen
SrSO4, BaSO4 y PbSO4
Cloratos ClO3
- Todos los cloratos son solubles
Percloratos ClO4
- Todos los percloratos son solubles
Acetatos CH3CO2
- Todos los acetatos son solubles
Fosfatos PO4
3-
Todos los fosfatos son insolubles, excepto los de NH4
+ y los elementos del
grupo IA (cationes de metales alcalinos)
Carbonatos CO3
2-
Todos los carbonatos son insolubles, excepto los de NH4
+ y los elementos
del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
Hidróxidos OH-
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
Óxidos O2-
Todos los óxidos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA
(cationes de metales alcalinos)
Oxalatos C2O4
2-
Todos los oxalatos son insolubles, excepto los de NH4
+ y los elementos del
grupo IA (cationes de metales alcalinos)
Sulfuros S2-
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.
 “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:
Letura #4
 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.
 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”.
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).
 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.
 Realizar con la lectura el cuestionario y lo siguiente de acuerdo
al equipo:
 EQUIPO ACTIVIDAD
 1 Mapa conceptual
 2 crucigrama
 3 Sopa de letras
 4 Cuestionario
 5 Crucigrama
 6 Sopa de letras

a f g h i o n e s d f r t y m j u j i o p a s
c o m p u e s t o s i o n i c o s g h j k l o
c b n m q w e r t y u I o p a s d f h e j r d
v a j k d a d i l i b u l o s m n l i t f t
c x t k l ñ m n b v s d s t q w e e r e f g e
x z i i d s a q w s e r t y u i c o m p g h t
ñ j h h o n b v c a x z ñ l k t j i h l h j r
ñ a g g f n m l k l j h h g r d t s g ñ j k a
l u f f g h e r t y u I o o p c s d f m k l c
k g d d f g h s j k l ñ l z u x c v b n l ñ l
f a s e p o i u y t r I e d x c v b n m q u o
h g f d s a p o i u t r n w q m n b c x z x r
n m b v c x z a s o f O t r e w q m n b v c u
v c x z ñ l k j s p c ñ l k j h g f d f g h r
c p o l i a t o m i c o o i u y t r e w q a o
Letura #4
Primeramente porque el agua es el disolvente universal, más importante
por su misma naturaleza.
HOH ---- H+ (OH)-
es decir el agua no se disocia con suma facilidad y se dice que es polar por
lo tanto:
Si a la sal que te refieres es el Cloruro de sodio:
NaCl ---- Na+ + Cl-
éste se disocia ionicamente con suma facilidad.
Como puedes apreciar son cargas eléctricas correspondientes a sus
cationes (+) y aniones (-), presentes en la disolución e inmediatamente se
orientan de tal forma que sus constituyentes originales van hacia los más
solubles
NaOH y HCL
Haciendo que su constante de solubilidad sea muy alta.
La solubilidad del cloruro de sodio es de 360 g / litro de agua
Si introdujeras dos electrodos en la solución es decir un cátodo y un
ánodo podrías separar el Cloro y el Sodio constituyentes del NaCl.
 El agua los separa y los atrapa por el lado de la
polaridad opuesta al ion según la carga del ion.
 El agua los separa y los atrapa por el lado de la
polaridad opuesta al ion
H2O k Br
 Al disolverse algunos electrolitos aun en soluciones
muy concentradas, se disocian completamente en
iones.
 Por lo consiguiente la sal es un compuesto iónico
formado por un ion con carga positiva (catión) y un
ion con carga negativa (anión).
 En una unión de dos átomos por enlace iónico un
electrón abandona el átomo menos electro negativo y
pasa a formar parte de la nube electrónica del más
electronegativo. El cloruro de sodio (sal) es un ejemplo
de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro,
perdiendo el primero un electrón que es capturado por
el segundo.
 Los elementos metálicos, cuando forman compuestos
tienen únicamente estados de oxidación positivos.
 Los elementos no metálicos, cuando forman
compuestos tienen únicamente estados de oxidación
negativos.

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  • 2.  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.
  • 3. SAL USO CaSO4● 2H2O (yeso) Material de construcción NaHCO3 (bicarbonato de sodio) Polvo de hornear, extintores de fuego, antiácido y desodorizante MgSO4●7H2O (sales de Epson) Laxante, lavado de tejidos infectados CaCO3 (mármol, piedra caliza) Materia prima para el cemento, antiácido, para prevenir la diarrea NaCl (sal de mesa) Sazonador, usos industriales Na2CO3 Usos industriales NaNO3 Fertilizantes y explosivos Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) Fotografía KCl (Silvita) Fertilizantes KBr Medicina y fotografía KNO3 Fertilizantes y explosivos
  • 4. Muchos se forman por la combinación de metales reactivos con no metales reactivos. Son sólidos cristalinos. 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. 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. 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.
  • 5. Compuesto Temperatura de Fusión (°C) KCl 776 NaCl 801 BaSO4 1600 En los cuadros N°2 y N°3 se resumen las propiedades de las sales iónicas.
  • 6.  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.
  • 7. IONES SOLUBILIDAD EN AGUA Amonio NH4 +, sodio Na+ y potasio K+ Todas las sales de amonio, sodio y potasio son solubles Nitratos NO3 - Todos los nitratos son solubles Cloruros Cl- Todos los cloruros son solubles excepto AgCl, AgCl2 y PbCl2 Sulfatos SO4 2- La mayor parte de los sulfatos son solubles; las excepciones incluyen SrSO4, BaSO4 y PbSO4 Cloratos ClO3 - Todos los cloratos son solubles Percloratos ClO4 - Todos los percloratos son solubles Acetatos CH3CO2 - Todos los acetatos son solubles Fosfatos PO4 3- Todos los fosfatos son insolubles, excepto los de NH4 + y los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos) Carbonatos CO3 2- Todos los carbonatos son insolubles, excepto los de NH4 + y los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos) Hidróxidos OH- 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 Óxidos O2- Todos los óxidos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos) Oxalatos C2O4 2- Todos los oxalatos son insolubles, excepto los de NH4 + y los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos) Sulfuros S2- 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)
  • 8.  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.
  • 9.  “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:
  • 11.  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.
  • 12.  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”.
  • 13. 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).
  • 14.  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
  • 15.  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
  • 16.  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
  • 17.  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.  Realizar con la lectura el cuestionario y lo siguiente de acuerdo al equipo:  EQUIPO ACTIVIDAD  1 Mapa conceptual  2 crucigrama  3 Sopa de letras  4 Cuestionario  5 Crucigrama  6 Sopa de letras
  • 18.  a f g h i o n e s d f r t y m j u j i o p a s c o m p u e s t o s i o n i c o s g h j k l o c b n m q w e r t y u I o p a s d f h e j r d v a j k d a d i l i b u l o s m n l i t f t c x t k l ñ m n b v s d s t q w e e r e f g e x z i i d s a q w s e r t y u i c o m p g h t ñ j h h o n b v c a x z ñ l k t j i h l h j r ñ a g g f n m l k l j h h g r d t s g ñ j k a l u f f g h e r t y u I o o p c s d f m k l c k g d d f g h s j k l ñ l z u x c v b n l ñ l f a s e p o i u y t r I e d x c v b n m q u o h g f d s a p o i u t r n w q m n b c x z x r n m b v c x z a s o f O t r e w q m n b v c u v c x z ñ l k j s p c ñ l k j h g f d f g h r c p o l i a t o m i c o o i u y t r e w q a o
  • 20. Primeramente porque el agua es el disolvente universal, más importante por su misma naturaleza. HOH ---- H+ (OH)- es decir el agua no se disocia con suma facilidad y se dice que es polar por lo tanto: Si a la sal que te refieres es el Cloruro de sodio: NaCl ---- Na+ + Cl- éste se disocia ionicamente con suma facilidad. Como puedes apreciar son cargas eléctricas correspondientes a sus cationes (+) y aniones (-), presentes en la disolución e inmediatamente se orientan de tal forma que sus constituyentes originales van hacia los más solubles NaOH y HCL Haciendo que su constante de solubilidad sea muy alta. La solubilidad del cloruro de sodio es de 360 g / litro de agua Si introdujeras dos electrodos en la solución es decir un cátodo y un ánodo podrías separar el Cloro y el Sodio constituyentes del NaCl.
  • 21.  El agua los separa y los atrapa por el lado de la polaridad opuesta al ion según la carga del ion.
  • 22.  El agua los separa y los atrapa por el lado de la polaridad opuesta al ion
  • 24.  Al disolverse algunos electrolitos aun en soluciones muy concentradas, se disocian completamente en iones.
  • 25.  Por lo consiguiente la sal es un compuesto iónico formado por un ion con carga positiva (catión) y un ion con carga negativa (anión).  En una unión de dos átomos por enlace iónico un electrón abandona el átomo menos electro negativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (sal) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo.
  • 26.  Los elementos metálicos, cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos.
  • 27.  Los elementos no metálicos, cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación negativos.