SOLE

związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami, bądź grupami o właściwościach elektrofilowych, np. kationy metali, jony amonowe i inne postaci XR₄⁺ (gdzie X = {N, P, As, ...}, R - dowolna grupa organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania jako nawozy sztuczne, w budownictwie, komunikacji, przemyśle spożywczym i wielu innych. Sole występują w przyrodzie, jako minerały lub w organizmach żywych w roztworach płynów ustrojowych.

Ogólny wzór soli:

gdzie:

• m - wartościowość metalu

• r - wartościowość reszty kwasowej

np. siarczan(VI) glinu składa się z jonów Al³⁺ oraz SO₄^2-; stosując metodę „na krzyż" uzyskujemy wzór: Al₂(SO₄)₃.

Systematyka soli

Wyróżnia się:

• sole nasycone, w których nie występują ani grupy hydroksylowe, ani kwaśne atomy wodoru;

• sole nienasycone, które dzieli się na:

  • hydroksosole - zawierające grupy hydroksylowe pochodzące z wyjściowej zasady, zwane solami zasadowymi;

  • wodorosole - zawierające kationy wodoru pochodzące z wyjściowego kwasu, zwane solami kwaśnymi;

• hydraty - sole posiadające wbudowane w sieć krystaliczną cząsteczki wody.

Właściwości soli

Mają budowę jonową i występują w kryształach, w przeciwieństwie do związków kowalencyjnych, gdzie występują one pojedynczo.

Roztwory wodne soli mocnych kwasów i mocnych zasad mają odczyn obojętny. Sole mocnych kwasów i słabych zasad mają odczyn kwaśny, zaś sole mocnych zasad i słabych kwasów odczyn zasadowy. Sole słabych kwasów i słabych zasad mogą dawać odczyn zasadowy lub kwaśny w zależności od stałych dysocjacji danego kwasu i zasady.

Sole "zasadowe" i "kwaśne" mają zwykle odwrotny odczyn niżby się tego można było spodziewać na podstawie ich nazwy.

Metody otrzymywania soli

metal + kwas → sól + wodór(↑) (dla metali szlachetnych i półszlachetnych reakcja z kwasami zachodzi zwykle wg innego mechanizmu);

• wodorotlenek metalu + kwas → sól + woda (zwana reakcją zobojętniania);

• tlenek metalu + kwas → sól + woda;

• tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych);

• wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych);

• metal + niemetal → sól (dotyczy tylko soli kwasów beztlenowych);

• kwas1_(rozp.) + sól1_(rozp.) → sól2(*) + kwas2(*);

• zasada1_(rozp.) + sól1_(rozp.) → zasada2(*) + sól2(*);

• sól1_(rozp.) + sól2_(rozp.) → sól3(*) + sól4(*);

Legenda:

(rozp.) - rozpuszczalny

(↓) - nierozpuszczalny (osad)

(↑) - produkt gazowy

(*) - przynajmniej jeden z reagentów opuszcza środowisko reakcji (↓/↑)

Przykłady

Siarczek miedzi(II)

• Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O

• Cu + S → CuS

• H₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2HCl

• Na₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2NaCl

Fosforan wapnia

• 3 Ca + 2 H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂

• 3 CaO + 2 H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂O

• 3 Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O

• 6 CaO + P₄O₁₀ → 2 Ca₃(PO₄)₂

• 6 Ca(OH)₂ + P₄O₁₀ → 2Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O

• 2 H₃PO₄ + 3 CaCl₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6 HCl

• 2 Na₃PO₄ + 3 CaCl₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6 NaCl

Nazwy potoczne niektórych soli

Szereg popularnych związków chemicznych będących solami doczekało się nazw własnych: sól antymonowa, sól Bertholleta, sól czerwona, sól emska, sól Fischera, sól glauberska, sól gorzka (sól angielska), sól kamienna, sól karlsbadzka, sól kuchenna, sól mądrości, sól Mohra, sól pinkowa, sól Reineckego, sól z Rochelle (sól Seignette'a), sól Schlippego, sól szczawikowa, sól warzona, sól żółta.

Sole, związki zawierające w cząsteczce kation (kationy) metalu (lub grupę NH₄⁺) i anion (aniony) reszty kwasowej. Na ogół krystaliczne ciała stałe o budowie jonowej i wysokiej temperaturze topnienia. Cząsteczki soli posiadające wiązania o charakterze jonowym, są dobrze rozpuszczalne w wodzie, łatwo ulegają dysocjacji. Sole takie rozpuszczone w odpowiednim rozpuszczalniku lub w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Sole posiadające wiązania w dużym stopniu o charakterze kowalencyjnym są trudniej rozpuszczalne w wodzie i słabiej w niej zdysocjowane.

Wodne roztwory soli pochodzących od mocnych kwasów i mocnych zasad wykazują odczyn obojętny (nie ulegają hydrolizie). Wodne roztwory soli pochodzących od słabych kwasów (słabych zasad – wodorotlenków) wykazują odczyn lekko zasadowy (kwaśny), sole takie ulegają hydrolizie.

Rozróżnia się: sole obojętne (tlenowe lub beztlenowe np. KNO₃, AlF₃), wodorosole (dawniej sole kwaśne; np. KHSO₄) i sole wodorotlenowe (hydroksosole, dawniej sole zasadowe; np. Ca(OH)Br), oraz sole podwójne (zawierające w cząsteczce różne kationy lub aniony, np. AlK(SO₄)₂).

Metody otrzymywania soli (objaśnienie pod tabelką):

Metal			Przykład 2
Tlenek metalu			Przykład 3
Wodorotlenek	Przykład 5	Przykład 4	Przykład 1
Sól				Przykład 6
	Niemetal	Tlenek niemetalu	Kwas	Sól

Związek (pierwiastek) z kolumny pionowej może reagować z związkiem z kolumny poziomej dają sól, np. Sole można otrzymać w reakcji:

1) kwasów z wodorotlenkami (zasadami), np. HCl + NaOH = NaCl + H₂O,
2) kwasów z metalami, np. 4HNO₃ + 3Ag = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O,
3) kwasów z tlenkami metali, np. 2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O,
4) wodorotlenków z tlenkami niemetali, np. Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O,
5) wodorotlenków z niemetalami, np. 2KOH + Cl₂ = KCLO + KCl + H₂O,
6) podwójnej wymiany pomiędzy solami, np. BaS + ZnSO₄ = BaSO₄ + ZnS,
7) dysproporcjonowania, np. 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄,
8) bezpośredniej syntezy z pierwiastków, np. 2K + Cl₂ = 2KCl (ałuny, hydraty).