So

S Vikipedije, slobodne enciklopedije
Kristalna rešetka: struktura natrijum-hlorida; joni natrijuma obojeni ljubičasto, a joni hlora u zeleno
Struktura anjona sulfata (SO42−)
Plava so [[bakar(II) sulfat]]a
Kristal soli

U hemiji, so je opšti termin koji se koristi za jonska jedinjenja sastavljena od pozitivno naelektrisanih katjona i negativno naelektrisanih anjona, tako da je proizvod neutralan i bez naelektrisanja.[1][2] Ovi joni mogu biti neorganski (Cl-) kao i organski (CH3-COO-) i jednoatomski (F-) kao i višeatomski joni (SO42-).[3][4]

Rastopi i vodeni rastvori soli se zovu elektroliti. Oni, kao i istopljene soli, provode elektricitet.

Cviter joni su soli koje sadrže anjonski i katjonski centar u istom molekulu, kao na primer amino kiseline, mnogi metaboliti, peptidi i proteini.[5][6]

Smeše više različitih jona u rastvoru kao što je citoplazma ćelije, u krvi, urinu, biljnom soku i mineralnoj vodi najčešće ne stvaraju definisane soli posle isparavanja vode.

Pojavljivanje[uredi | uredi izvor]

Učestalost[uredi | uredi izvor]

Soli su najčešće čvrsti kristali sa relativno visokom tačkom topljenja. Međutim, postoje soli koje su tečne na sobnoj temperaturi, takozvane jonske tečnosti. Neorganske soli obično imaju malu tvrdoću i malu sposobnost zgušnjavanja, slično kuhinjskoj soli

Rastvorljivost[uredi | uredi izvor]

Soli se mogu dobiti na više načina, zavisno od toga da li su rastvorljive ili nerastvorljive u vodi. Rastvorljive soli kristališu iz rastvora soli (dobijenih na razne načine), a nerastvorljive soli se izdvajaju u obliku taloga.

Soli često imaju dobru rastvorljivost u vodi. Tokom rastvaranja ili procesa hidratacije, molekuli vode razdvajaju jone. Rastvorljive soli su sve aluminijumove, natrijumove i kalijumove soli, osim većine karbonata; svi hloridi, osim srebro-hlorida i olovo-hlorida; svi nitrati; svi sulfati, osim barijum-sulfata, olovo-sulfata, i kalcijum-sulfata; i mnogi sulfidi metala.

Metode dobijanja rastvorljivih soli[uredi | uredi izvor]

2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O
MgCO3(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O + CO2(g)
CuO(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + H2O
  • Direktna zamena — reakcija u kojoj se svi ili neki od atoma vodonika u kiselini zamene atomima drugih elemenata, obično metala. Na ovaj način dobijaju se rastvorljive soli, osim soli natrijuma i kalijuma, jer oni reaguju previše burno:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
  • Direktna sinteza — hemijska reakcija u kojoj so nastaje direktno iz svojih elemenata. Ovom metodom dobijaju se soli koje reaguju sa vodom, pa se ne mogu dobiti iz rastvora:
Fe(s) + S(s) → FeS(s)

Boja[uredi | uredi izvor]

Soli mogu biti čiste i providne (natrijum-hlorid), neprozirne (titanijum-dioksid), pa čak i metalne i uglačane (gvožđe-disulfid).

Postoje soli u svim drugim bojama, npr. žuta (natrijum-hromat), narandžasta (natrijum-dihromat), crvena (živa-sulfid), svetloljubičasta (kobalt-dihlorid-heksahidrat), plava (gvožđe-sulfat, heksacijanoferat), zelena (nikl-oksid), bezbojna (magnezijum-sulfat), bela (titanijum-dioksid) i crna (mangan-dioksid). Većina minerala i neorganskih pigmenata, kao i većina sintetičkih organskih boja su soli.

Ukus[uredi | uredi izvor]

Različite soli pokazuju svih pet osnovnih ukusa: slano (npr. natrijum-hlorid), slatko (olovo-diacetat), kiselo (kalijum-bitartarat), gorko (magnezijum-sulfat) i ljuto (mononatrijum-glutamat).

Miris[uredi | uredi izvor]

Čiste soli su obično bez mirisa, dok nečiste soli mogu da mirišu na kiselinu (npr. acetati kao što je sirćetna kiselina, cijanidi kao što je cijanovodonična kiselina) ili bazu (npr. amonijumove soli kao što je amonijak).

Nomenklatura[uredi | uredi izvor]

Jonska mreža soli

Naziv soli počinje imenom katjona (npr. natrijum ili amonijum), koga prati ime anjona (npr. hlorid ili acetat). Na soli se često odnosi samo imenom katjona (npr. natrijumove soli ili amonijumove soli) ili imenom anjona (npr. hloridi ili acetati).

Česti katjoni koji formiraju soli su:

Česti anjoni koji formiraju soli (i nazivi odgovarajućih kiselina u zagradi) su:

Imena kiselina i njihovih soli[uredi | uredi izvor]

Kiseline Soli
Naziv kiseline Hemijska formula Zajednički naziv Primer
Hlorovodonična HCl hloridi NaCl natrijum hlorid
CaCl2 kalcijum hlorid
AlCl3 aluminijev hlorid
FeCl2 gvožđe(II) hlorid
Ugljena H2CO3 karbonati Na2CO3 natrijev karbonat
CaCO3 kalcijum karbonat
MgCO3 magnezijum karbonat
Сумпораста H2SO3 сулфити Na2SO3 натријум сулфит
CaSO3 kalcijum sulfit
ZnSO3 cinkov sulfit
Sumporna H2SO4 sulfati Na2SO4 natrijum sulfat
CaSO4 kalcijum sulfat
ZnSO4 cink sulfat
Azotna HNO3 nitrati KNO3 kalijum nitrat
NaNO3 natrijum nitrat
Ca(NO3)2 kalcijum nitrat
NH4NO3 amonijum nitrat
Fosforna H3PO4 fosfati Na3PO4 natrijum fosfat
Ca3(PO4)2 kalcijum fosfat

Neorganske soli[uredi | uredi izvor]

U najužem smislu, pod pojmom so misli se na natrijum-hlorid (NaCl, odnosno kuhinjska so). U mnogo širem smislu, soli su svi oni spojevi, koji su poput NaCl načinjeni od anjona i katjona. Kao primjer takvih soli je kalcijum-hlorid (CaCl2). Natrijum-hlorid sastavljen je iz katjona Na+ i anjona Cl. Slično tome, kalcijum-hlorid se izgrađen iz jona Ca2+ i Cl. Formule NaCl i CaCl2 su sadržajne (sumarne) formule jedinjenja (odnos Na:Cl=1:1, odnosno Ca:Cl=1:2). Joni mogu biti jednovalentni ili polivalentni, tj. nositi jedno ili više pozitivnih odnosno negativnih naelektrisanja. Sumarna formula neke soli određena je brojem naelektrisanja jona, jer se pozitivna i negativna naelektrisanja moraju međusobno kompenzirati (poništiti). Sumarne formule soli su u jasnoj suprotnosti s formulama jedinjenja poput vode (H2O) ili metana (CH4), koji su molekularna jedinjenja.

Kod neorganskih soli između jona deluju jonske veze. Sledeći odnos sumarne formule, veliki broj jona gradi jonsku rešetku određene kristalne strukture. Prva slika desno prikazuje mali isečak građe kristalne rešetke natrijum-hlorida. Pošto postoji veliki broj različitih katjona i anjona, poznat je i veoma veliki broj različitih soli. U donjoj tabeli prikazani su neki od jona. U solima, joni se mogu sastojati i iz više od jednog atoma. Takvi joni se nazivaju kompleksnim jonima. Primeri kompleksnih anjona su nitratni (NO3) i sulfatni anjon (SO42−). Kod takvih kompleksa, jedan atom predstavlja centralni, za koji su vezani drugi atomi (i atomske grupe), jednim imenom nazvani ligandi. U ovim primerima, atomi N odnosno S su centralni atomi, dok su u oba slučaja ligandi atomi kiseonika (oksokompleksi). Centralni atomi i njihovi ligandi su povezani jedan s drugim kovalentnom vezom. jonske veze nalaze se samo između anjona i katjona. Među nitratima poznate soli su, na primer, natrijum-nitrat (NaNO3), a među sulfatima natrijum-sulfat (Na2SO4).

Katjone uglavnom grade metali, a njihove soli nazivaju se soli metala ("metalne soli"). Od nemetala sastoji se kompleksni amonijum katjon amonijum (NH4+) sa azotom kao centralnim jonim i vodonikom kao ligandom. Amonijum joni grade soli poput amonijum-sulfata ((NH4)2SO4). Pored amonijum jedinjenja, postoje i njihova analogna organska jedinjenja (kvarternerna amonijum jedinjenja).

Kod viševalentnih oksokompleksa mogu se javiti i OH-grupe kao ligandi, kao što je npr. slučaj kod soli natrijum-hidrogensulfata (NaHSO4). Analoge soli su poznate i među fosfatima: pored natrijum-fosfata postoje i soli dinatrijum-hidrogenfosfat i natrijum-dihidrogenfosfat. Iz uobičajenog formalnog načina pisanja (formalnih jedinica) za ova jedinjenja ne mogu se odmah prepoznati OH-grupe kao ligandi. Formalne jedinice takvih soli se izvode iz tradicionalnog načina pisanja za kiseline poput sumporne (H2SO4) i fosfatne kiseline (H3PO4).

Struktura heksacijanoferatnog(II) anjona

Prelazni metali ne grade samo katjone, nego i anjone u vidu oksokompleksa. Tako, na primer, hrom može graditi hromate ([CrO4]2−), koji je anjon u kalijum-hromatu K2[CrO4]), a mangan permanganate ([MnO4]), koji je anjon u kalijum-permanganatu (K[MnO4]).

Kompleksni anjoni mogu imati i metale kao centralni atom. Kod kalijumheksacijanoferata(II) (K4[Fe(CN)6]), jon gvožđa Fe2+ gradi stabilni anjon sa četiri negativna naboja zajedno sa šest cijanidnih grupa (CN). U solima, jonske veze se nalaze između katjona kalijuma i anjona heksacijanoferata(II). Slično tome, jon gvožđa Fe3+ gradi kalijheksacijanoferat(III) (K3[Fe(CN)6]), takođe jednu kompleksnu so. Kod K3[Fe(CN)6], jon gvožđa Fe3+ gradi stabilni anjon sa tri negativna naboja zajedno sa šest cijanidnih grupa (CN).

Primeri katjona i anjona[uredi | uredi izvor]

Katjoni
jednovalentni dvovalentni trovalentni
Kalijum, K+ Kalcijum, Ca2+ gvožđe(III), Fe3+
Natrijum, Na+ Magnezijum, Mg2+ Aluminijum, Al3+
Amonijum, NH4+ Gvožđe(II), Fe2+
Anjoni
jednovalentni dvovalentni oksidni kompleksi
(jedno- ili viševalentni)
metalni kompleksi
(jedno- ili viševalentni)
Fluorid, F Oksid, O2− Karbonat, CO32− Hromat, CrO42−
Hlorid, Cl Sulfid, S2− Sulfat, SO42− Permanganat, MnO4
Bromid, Br Fosfat, PO43− Heksacijanoferat(II), [FeII(CN)6]4−
Jodid, I Nitrat, NO3

Osobine soli[uredi | uredi izvor]

Rastvor natrijum-hlorida u vodi: desno su prikazani joni okruženi (hidratizirani) molekulama vode
  • Mnoge soli su na sobnoj temperaturi u čvrstom stanju sa relativno visokom tačkom topljenja. Nagrizajuće soli su vrlo tvrde i krte te imaju glatke ivice pri lomu tokom mehaničke obrade. Ove osobine su uglavnom tipične za čvrste supstance, koje su izgrađene u vidu jonske rešetke te stoga grade kristale. Međutim, svaka kristalna supstance nije ujedno i so. Tako na primer šećer (saharoza) takođe gradi kristale, ali nema jonsku rešetku i ne ubraja se u soli.
  • Brojne soli su rastvorljive u vodi a nisu rastvorljive u većini organskih rastvarača. Kod soli rastvorljivih u vodi, voda prevazilazi energiju jonske rešetke pomoću hidratacije. Ako je energija hidratacije približno velika ili veća od energije rešetke, so je relativno dobro ili vrlo dobro rastvorljiva. U rastvorima su pojedinačni joni vrlo čvrsto i intenzivno okruženi molekulima vode. U vidu reakcije, ovo se u hemiji predstavlja na sledeći način:

Slovo (s) označava čvrstu supstancu dok (aq) označava, da se jon nalazi u hidratiziranom stanju.

  • Suvi kristali soli su električni izolatori. Rastvorene soli i vodeni rastvori provode električnu struju zbog svojih slobodno pokretnih jona kao nosilaca električnog naboja. Stoga su oni elektroliti.
  • Rastvaranje soli u vodi može promeniti pH vrednost tog rastvora. Ako se rastvaranjem određene soli ne promeni ta vrednost, onda se kaže da je ta so neutralna. Među neutralne soli se ubraja i natrijum-hlorid. Osim ovih, postoje i bazne i kisele soli. Iz sastava soli vrlo teško se može proceniti kako će određena so reagovati. Međutim, vredi opšte pravilo: anjoni (kiselinski ostaci) jakih kiselina uglavnom reaguju neutralno. Kiselinski ostaci slabih kiselina uglavnom reaguju bazno. Primer osobina soli, nastalih od višeprotonskih kiselina, jeste ponašanje fosfata. Rastvaranje soli u vodenim rastvorima organskih molekula, kao npr. biomolekula, može dovesti do denaturisanja tih biomolekula, i imati uticaja na taloženje makromolekula. Ovakvo delovanje soli karakterizirano je takozvanom Hofmejsterovom serijom.

Drugi katjoni i anjoni[uredi | uredi izvor]

  • Metalni oksidi u velikom postotku čine Zemljinu koru, ali se oni mogu posmatrati i kao soli. Anjon O2− (oksidni jon) se javlja kao takav samo u čvrstom ili rastopljenom stanju, dok u vodenim rastvorima on nije poznat. Kiseonik u oksidnom jonu ima oksidacioni broj −2. Stoga, oksidacioni broj metala određuje sumarnu formulu određene soli odnosno jedinjenja: MI2O, MIIO, MIII2O3. Ako je oksid rastvorljiv u vodi, dešava se specifična hemijska reakcija, na primer:

Natrijum-oksid reaguje s vodom dajući hidroksidne jone i sodu (jone natrijuma).

Slično reaguje i kalcijum-oksid (CaO), poznat i kao živi kreč, dajući ugašeni kreč odnosno kalcijum-hidroksid (Ca(OH)2). Međutim, postoji veliki broj oksida koji ne reaguju s vodom. Na primer, jedinjenje gvožđe(III) oksid (Fe2O3) nije rastvorljiv u vodi.

  • Sulfidi: minerali se u prirodi često mogu naći u obliku sulfida (S2−), na primer pirit i halkozin. I sulfidi se mogu smatrati solima. Natrijum-sulfid (Na2S) je rastvorljiva so, koja je u vodi gotovo nerastvorljiva, slično kao i većina sulfida poput cink-sulfida (ZnS) i bakar(II) sulfida (CuS). U analitičkoj hemiji se različita (slaba) rastvorljivost raznih metalnih sulfida koristi za razdvajanje sličnih hemijskih elemenata (u fazi razdvajanja sumporovodične funkcionalne grupe)

Kristalna voda[uredi | uredi izvor]

Mnoge soli, pored jona, sadržavaju i određene količine molekula vode, takozvanu kristalnu vodu.[7] Ona se obično navodi u sumarnoj formuli, kao na primer u natrijum-sulfat dekahidratu: Na2SO4 · 10 H2O.

Dvostruke soli[uredi | uredi izvor]

Pored soli sa samo jednom vrstom katjona (M) poznate su i soli sa dva različita katjona. Takve soli nazivaju se dvostruke soli, kao što su soli sa općenitom sumarnom formulom MIMIII(SO4)2. Primer takve soli je aluminijumkalijumsulfat-dodekahidrat (KAl(SO4)2 · 12 H2O).

Obuhvat pojma soli[uredi | uredi izvor]

  • Supstance su soli, samo ako su hemijske veze između njihovih delova jonske. Da je zaista u nekom jedinjenju prisutna ova vrsta veze, nije lako zaključiti. Dok je kod kalcijum-oksida (CaO) prisutna jonska veza, dok hrom(IV) oksida (CrO3) radi se o kovalentnoj vezi između atoma hroma i kiseonika, pa ovo jedinjenje nije so. U ovakvim slučajevima je zbog toga bolje govoriti o metalnim oksidima umesto soli.
  • Istorijski, soli su po pravilu obuhvatale hemijska jedinjenja, koja imaju definisani sastav od različitih hemijskih elemenata. Međutim, poznati su i mešani kristali sastavljeni iz dve soli, a koji nisu stehiometrijski građeni. Tako na primer kalijum-permanganat (K[MnO4]) sa barijum-sulfatom formira mešane kristale s gotovo proizvoljnim odnosima smeše (čak i kada se stavi i određena najveća količina barijum-sulfata), tako da komponente u mešovitim kristalima i dalje zadržavaju slične kristalne strukture i udaljenosti unutar mreže. Za dobijanje mešanih kristala nije neophodna hemijska sličnost uključenih spojeva niti njihova identična valencija.

Organske soli[uredi | uredi izvor]

Osim gore opisanih neorganskih soli, takođe postoje i brojne soli organskih jedinjenja. Anjoni ovih soli nastali su od organskih kiselina. Između ostalih, jedne od važnijih su soli karboksilnih kiselina, kao što je acetatna kiselina od koje nastaju brojne soli, poznate kao acetati (CH3COO). Tako na primer acetatna kiselina sa Na+ daje so natrijum acetat, dok sa Cu2+ gradi bakar-acetat. Sirćetna kiselina je monokarboksilna kiselina (ima samo jednu -COOH grupu) pa daje samo jednovalentne anjone. Limunska kiselina (citratna kiselina) je trokarboksilna kiselina (ima tri -COOH grupe) i može davati trovalentne anjone; njene soli nazivaju se citrati. Među poznatijim solima citratima su natrijum-citrat i kalcijum-citrat. Mnogi acetati i citrati grade kristale, ali to nije pravi razlog za njihovo uvrštavanje u soli. Pravi razlog i osnova leži u postojanju jonskih veza između anjona i katjona. Unutar jona organskih jedinjenja nalaze se kovalentne veze.

Praktični značaj imaju soli karboksilnih kiselina, koje se ubrajaju u masne kiseline. Natrijumske i kalijumske soli masnih kiselina nazivaju se sapuni. U komercijalnim sapunima nalazi se mešavina različitih soli masnih kiselina. Praktičan značaj imaju pri proizvodnji raznih tvrdih (natrijumskih) i mekih (kalcijumskih) sapuna. Konkretni primer čine soli palmitinske kiseline koji se nazivaju palmitati. Soli, koji se bazirane na tako velikim organskim molekulima, po pravilu nisu kristalisane.

Analogno neorganskim sulfatima (SO42−) postoje i organski sulfati (R-O-SO3), poput natrijum-laurilsulfata, koji su svoju upotrebnu vrednost pronašli kao tenzidi u komercijalnim šamponima i gelovima za tuširanje. Poznati su i soli alkohola koje se nazivaju alkoholatima.[8] Alkoholi su izrazito slabe kiseline, ali se gotovo nikad ne nazivaju tako. Pod agresivnim reakcionim uslovima mogu se dobiti jedinjenja oblika R-OM+ (gde je M = metal). Po analogiji sa brojnim neorganskim oksidima (MO) alkoholati reagiraju pri kontaktu s vodom (hidroliza) dajući odgovarajuće alkohole.

Hidroliza oksidnih soli
Natrijum-metanolat
Natrijum-oksid

Među organskim katjonima, jedinjenja analogna amonijum-katjonima (NH4+) imaju veliki značaj. Ona se nazivaju kvarternarnim amonijačnim jedinjenjima. Kod ovih jedinjenja, atom azota obično nosi četiri alkil grupe (R-) i pozitivno naelektrisanje. Alkilamonijačno jedinjenje cetiltrimetilamonijumbromid, na primer, je organsko jedinjenje amonijaka, kod kojeg se atom broma nalazi kao anjon. Praktični značaj imaju jedinjenja amonijaka sa tri kratke i jednom dugom alkil grupom, jer takvi katjoni u vodenim rastvorima pokazuju osobine tenzida. Jedinjenja ove vrste takođe igraju veoma važnu ulogu u metabolizmu živih bića, kao što je npr. holin.

U principu, gotovo svaki organski amin putem primanja jednog protona (H+) može preći u katjon. Slično kao i reakcija sa amonijakom (NH3) koji prelazi u amonijačni jon (NH4+), reaguje na primer i primarni amin (R-NH2; gde je R = organski ostatak) prelazeći u katjon R-NH3+. Pošto su takva jedinjenja uglavnom polarna i stoga lako rastvorljiva u vodi, ona su i početne supstance koje prevode neke lekove na bazi azota putem njihovog razlaganja sa hlorovodičnom kiselinom u soli, takozvane hidrohloride. Ovaj postupak olakšava njihovu apsorpciju u organizmu. Nasuprot amina, hidrohloridi se mogu mnogo lakše čistiti pomoću prekristalizacije. Sa bromovodikom amini grade hidrobromide, a sa fluorovodonikom hidrofluoride. Osim molekula, koji mogu nositi neko pozitivno ili negativno naelektrisanje, postoje takođe i molekuli, koji poseduju negativno i pozitivno naelektrisanje. Oni se nazivaju unutrašnje soli ili cviterjoni. Grupa jedinjenja betaina se ubraja u takve soli, među kojima je najjednostavnije jedinjenje betain.

Aminokiseline poseduju jednu karboksilnu (-COOH) i jedno amino grupu (-NH2) pa zbog toga mogu reagovati i kiselo i bazno. Pri unutrašnjoj neutralizaciji stvaraju se anjonske (-COO) i katjonske (-NH3+) odnosno jedan cviterjon. Jedna od najjednostavnijih aminokiselina je glicin, koji je vrlo dobro rastvorljiv u vodi. Nasuprot drugih jona koji su dobro rastvorljivi u vodi, cviterjoni pokazuju vrlo slabu (gotovo nikakvu) električnu provodljivost (amfoliti).

Primeri organskih katjona i anjona[uredi | uredi izvor]

Anjoni organskih jedinjenja
grupa jedinjenja primer struktura
Karboksilne kiseline acetati
palmitati
citrati
organski sulfati laurilsulfati
alkoholati etanolat
Katjoni organskih jedinjenja
grupa jedinjenja primer struktura
kvarternarna
amonijumska
jedinjenja
Cetiltrimetilamonijum
holin
organska
amonijumska
jedinjenja
soli anilina,
npr. anilin-hidrohlorid
Unutrašnje soli: katjoni i anjoni u jednom molekulu
grupa jedinjenja primer struktura
betaini betain
aminokiseline alanin

Dobijanje neorganskih soli[uredi | uredi izvor]

Reakcije kiselina i baza[uredi | uredi izvor]

Soli nastaju pri reakciji kiselina sa bazama (grč. basis; prema Arenijusu: baze su osnove ("baze") za soli). Pri tome se stvaraju oksonijum-joni kiselina koji sa jonima hidroksida iz baza daju vodu (neutraliziraju se). Neke soli su vrlo teško rastvorljive u vodi te odmah pri nastanku stvaraju čvrsti talog. Obično se soli nalaze rastvorene u rastvoru te se kristaliziraju (prelaze u čvrsto stanje) isparavanjem vode.

kiselina + baza → so + voda

hlorovodična kiselina + sodanatrijum-hlorid + voda

sumporna kiselina + barijum-hidroksidbarijum-sulfat + voda

Iz drugih soli[uredi | uredi izvor]

Neke soli se mogu dobiti iz druge dve soli. Ako se pomešaju vodeni rastvori dve soli, iz rastvora se može izdvojiti treća so u čvrstom obliku. Do toga dolazi samo ako je treća so, nasuprot druge dve, mnogo teže rastvorljiva.

rastvor soli A + rastvor soli B → so C + rastvor soli D

natrijum-hlorid + srebro nitratsrebro-hlorid + natrijum-nitrat

kalcijum-hlorid + natrijum-karbonatkalcijum-karbonat + natrijum-hlorid

Reakcije oksida[uredi | uredi izvor]

Kako je gore opisano, mnogi oksidi metala imaju afinitet da sa vodom grade hidrokside. U kiselim uslovima, takođe reaguju i mnogi oksidi metala, koji su u čistoj vodi nerastvorljivi (stabilni). Na ovaj način mogu se dobiti mnoge soli, kao što je, na primer, bakar-sulfat.

oksid metala + kiselina → so + voda

bakar(II) oksid + sumporna kiselinabakar-sulfat + voda

Vidi još[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). . doi:10.1351/goldbook.S05447.  Nedostaje ili je prazan parametar |title= (pomoć) verzija: 2.2.
  2. ^ Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (izd.): Lexikon der Chemie., 1. izd.; Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg . 2001. ISBN 978-3-8274-0552-4.
  3. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  4. ^ Holleman A. F.; Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st izd.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. 
  5. ^ David L. Nelson; Michael M. Cox (2005). Principles of Biochemistry (IV izd.). New York: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-4339-6. 
  6. ^ Donald Voet; Judith G. Voet (2005). Biochemistry (3 izd.). Wiley. ISBN 9780471193500. 
  7. ^ water of crystallization, Arhivirano na sajtu Wayback Machine (31. maj 2016) Webster's NewWorld Dictionary. . John Wiley & Sons Inc. 1988. . Pristupljeno 28. april 2015.
  8. ^ Alkoholate, na stranici chemie.de, pristupljeno 29. aprila 2015. (jezik: nemački)

Literatura[uredi | uredi izvor]

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]