So

Za druga značenja, pogledajte stranicu Sol.

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. Konstitutivni joni se drže zajedno elektrostatičkim silama koje se nazivaju jonske veze. Ovi joni mogu biti neorganski (Cl^-) kao i organski (CH₃-COO^-), i jednoatomski (F^-) kao i višeatomski joni (SO₄^2-).

Pojedinačni joni unutar soli obično imaju više bliskih suseda, tako da se ne smatraju delom molekula, već delom neprekidne trodimenzionalne mreže. Soli obično formiraju kristalne strukture kada su čvrste. Soli sastavljene od malih jona obično imaju visoke tačke topljenja i ključanja, i one su tvrde i lomljive. Kao čvrste materije, one su skoro uvek električno izolujuće, ali kada se rastope ili rastvore postaju visoko provodljivi, jer joni postaju pokretni. Rastopi i vodeni rastvori soli se zovu elektroliti. Neke soli imaju velike katjone, velike anjone ili oboje. Po svojim svojstvima, takve vrste su često sličnije organskim jedinjenjima.

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

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.

Istorija otkrića

Rendgenski spektrometar koji je razvio V.H. Brag

Godine 1913, strukturu natrijum hlorida su odredili Vilijam Henri Brag i Vilijam Lorens Brag. Ovo je otkrilo da postoji šest najbližih suseda na jednakoj udaljenosti za svaki atom, što pokazuje da sastojci nisu raspoređeni u molekule ili konačne agregate, već kao mreža sa kristalnim redom dugog dometa. Takođe je utvrđeno da mnoga druga neorganska jedinjenja imaju slične strukturne karakteristike. Ova jedinjenja su ubrzo opisana kao sastavljena od jona, a ne od neutralnih atoma, ali dokaz ove hipoteze nije pronađen sve do sredine 1920-ih, kada su izvedeni eksperimenti refleksije rendgenskih zraka (koji otkrivaju gustinu elektrona).

Glavni doprinosioci razvoju teorijske obrade jonskih kristalnih struktura bili su Maks Born, Fric Haber, Alfred Lande, Ervin Madelung, Pol Peter Evald i Kazimirz Fajans. Born je predvideo kristalne energije na osnovu pretpostavke o jonskim sastojcima, što je pokazalo dobru korespondenciju sa termohemijskim merenjima, što dodatno potkrepljuje pretpostavku.

Pojavljivanje

Učestalost

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

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

• Neutralizacija kiseline bazom:

2NaOH(aq) + H₂SO₄(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O

• Delovanjem kiselina na nerastvorljive karbonate:

MgCO₃(s) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O + CO₂(g)

• Delovanjem kiselina na nerastvorljive baze (bazne okside):

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

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

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

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

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:

• amonijum NH₄⁺
• kalcijum Ca²⁺
• gvožđe Fe²⁺ i Fe³⁺
• magnezijum Mg²⁺
• kalijum K⁺
• piridinijum C₅H₅NH⁺
• kvaternarni amonijum NR₄⁺
• natrijum Na⁺

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

• acetat CH₃-COO^- (sirćetna kiselina)
• karbonat CO₃^2- (ugljena kiselina)
• hlorid Cl^- (hlorovodonična kiselina)
• citrat HO-C(COO^-)(CH₂-COO^-)₂ (limunska kiselina)
• cijanid C≡N^- (cijanovodonična kiselina)
• hidroksid OH^- (voda)
• nitrat NO₃^- (azotna kiselina)
• nitrit NO₂^- (azotasta kiselina)
• oksid O^2- (voda)
• fosfat PO₄^3- (fosforna kiselina)
• sulfat SO₄^2- (sumporna kiselina)

Imena kiselina i njihovih soli

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

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

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

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:

$\mathrm {NaCl_{(s)}\ \longrightarrow \ Na_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}}$

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

• 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: M^I₂O, M^IIO, M^III₂O₃. Ako je oksid rastvorljiv u vodi, dešava se specifična hemijska reakcija, na primer:

$\mathrm {Na_{2}O_{(s)}+H_{2}O\longrightarrow 2\ Na_{(aq)}^{+}+2\ OH_{(aq)}^{-}}$

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

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

Dvostruke soli

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 M^IM^III(SO₄)₂. Primer takve soli je aluminijumkalijumsulfat-dodekahidrat (KAl(SO₄)₂ · 12 H₂O).

Obuhvat pojma soli

• 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

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. Alkoholi su izrazito slabe kiseline, ali se gotovo nikad ne nazivaju tako. Pod agresivnim reakcionim uslovima mogu se dobiti jedinjenja oblika R-O⁻M⁺ (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	$\mathrm {C_{2}H_{5}ONa+H_{2}O\longrightarrow \ C_{2}H_{5}OH+Na^{+}+OH^{-}}$
Natrijum-oksid	$\mathrm {Na_{2}O+H_{2}O\longrightarrow \ 2\ Na^{+}+2\ OH^{-}}$

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

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

Reakcije kiselina i baza

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
$\mathrm {\ HCl_{(aq)}+NaOH_{(aq)}\longrightarrow \ NaCl_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}}$ hlorovodična kiselina + soda → natrijum-hlorid + voda
$\mathrm {\ H_{2}SO_{4(aq)}+Ba(OH)_{2(aq)}\longrightarrow \ BaSO_{4(s)}+2\ H_{2}O_{(l)}}$ sumporna kiselina + barijum-hidroksid → barijum-sulfat + voda

Iz drugih soli

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
$\mathrm {\ NaCl_{(aq)}+AgNO_{3(aq)}\longrightarrow AgCl_{(s)}+NaNO_{3(aq)}}$ natrijum-hlorid + srebro nitrat → srebro-hlorid + natrijum-nitrat
$\mathrm {CaCl_{2(aq)}+Na_{2}CO_{3(aq)}\longrightarrow \ CaCO_{3(s)}+2\ NaCl_{(aq)}}$ kalcijum-hlorid + natrijum-karbonat → kalcijum-karbonat + natrijum-hlorid

Reakcije oksida

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
$\mathrm {CuO_{(s)}+H_{2}SO_{4(aq)}\longrightarrow \ CuSO_{4(aq)}+H_{2}O}$ bakar(II) oksid + sumporna kiselina → bakar-sulfat + voda

Vidi još

• Elektrolit
• Jonska veza
• Kompleksne soli
• Natrijum
• Kuhinjska so

Literatura

• Kurlansky, Mark (2002). Salt: A World History. Walker Publishing Company. ISBN 978-0-14-200161-5. 
• Giričev G. V. (1999). Struktura molekul soleй kislorodsoderžaщih kislot, Sorovskij obrazovateljnij žurnal, br. 11. str. 40-44.
• Ivan Ljudvigovič Knunjanc; Nikolaj Serafimovič Zefirov (1995). Himičeskaя эnciklopediя. (4. tom), Pol - Tri, "Sovetskaja Ėnciklopedija". ISBN 978-5-85270-092-6. 
• Wasserscheid P, Keim W (3. 11. 2000). „Ionic Liquids-New "Solutions" for Transition Metal Catalysis”. Angew Chem Int Ed Engl. 39 (21): 3772—3789. PMID 11091453. doi:10.1002/1521-3773(20001103)39:21<3772::AID-ANIE3772>3.0.CO;2-5. 
• Lidin, A. R..; Moločko, A. V..; Andreeva, L. L..; Cvetkov, A. A. (1983). Pod red. B. D. Stёpina, ur. Osnovы nomenklaturы neorganičeskih veщestv. M: Himiя. str. 112. 
• Pod red. N. S. Zefirova, ur. (1995). Himičeskaя эnciklopediя. 4. M: Bolьšaя rossiйskaя эnciklopediя. ISBN 978-5-85270-092-6. 
• Ashcroft, Neil W.; Mermin, N. David (1977). Solid state physics (27th repr. izd.). New York: Holt, Rinehart and Winston. ISBN 978-0-03-083993-1. 
• Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Atkins' physical chemistry (8th izd.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-870072-2. 
• Barrow, Gordon M. (1988). Physical chemistry (5th izd.). New York: McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-003905-6. 
• Brown, Theodore L.; LeMay, H. Eugene Jr; Bursten, Bruce E.; Lanford, Steven; Sagatys, Dalius; Duffy, Neil (2009). Chemistry: the central science: a broad perspective (2nd izd.). Frenchs Forest, N.S.W.: Pearson Australia. ISBN 978-1-4425-1147-7. 
• Freemantle, Michael (2009). An introduction to ionic liquids. Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-1-84755-161-0. 
• International Union of Pure and Applied Chemistry, Division of Chemical Nomenclature (2005). Neil G. Connelly, ur. Nomenclature of inorganic chemistry: IUPAC recommendations 2005 (New izd.). Cambridge: RSC Publ. ISBN 978-0-85404-438-2. Arhivirano iz originala 2016-02-03. g. Pristupljeno 2023-02-05. 
• Kittel, Charles (2005). Introduction to Solid State Physics (8th izd.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-41526-8. 
• McQuarrie, Donald A.; Rock, Peter A. (1991). General chemistry (3rd izd.). New York: W.H. Freeman and Co. ISBN 978-0-7167-2169-7. 
• Pauling, Linus (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry (3rd izd.). Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. ISBN 978-0-8014-0333-0. 
• Russell, Michael S. (2009). The chemistry of fireworks (2nd izd.). Cambridge, UK: RSC Pub. ISBN 978-0-85404-127-5. 
• Wenk, Hans-Rudolph; Bulakh, Andrei (2004). Minerals: Their Constitution and Origin (1st izd.). New York: Cambridge University Press. ISBN 978-1-107-39390-5. 
• Wold, Aaron; Dwight, Kirby (1993). Solid State Chemistry Synthesis, Structure, and Properties of Selected Oxides and Sulfides. Dordrecht: Springer Netherlands. ISBN 978-94-011-1476-9. 
• Zumdahl, Steven S. (1989). Chemistry (2nd izd.). Lexington, Mass.: D.C. Heath. ISBN 978-0-669-16708-5. 
• Zumdahl, Steven; Zumdahl, Susan (2015). Chemistry: An Atoms First Approach. Cengage Learning. ISBN 978-1-305-68804-9. 

Spoljašnje veze

• Mediji vezani za članak So na Vikimedijinoj ostavi