Сол

Кугласта решетка: структура натриј-хлорида; иони натрија приказани су зелено, а иони хлора у плавој боји

За остала значења, види Сол (разврставање).

У хемији, со је општи термин који се користи за јонска једињења састављена од позитивно наелектрисаних катјона и негативно наелектрисаних ањона, тако да је производ неутралан и без наелектрисања.^[1]^[2] Ови јони могу бити неоргански (Цл^-) као и органски (ЦХ₃-ЦОО^-) и једноатомски (Ф^-) као и вишеатомски јони (СО₄^2-).^[3]^[4]

Водени растоври соли се зову електролити. Они, као и истопљене соли, спроводе електрицитет.

Цвитериони су соли које садрже анјонски центар и катјонски центар у истом молекулу, као на пример амино киселине, многи метаболити, пептиди и протеини.

Смеше више различитих јона у раствору као што је цитоплазма ћелије, у крви, урину, биљном соку и минералној води најчешће не стварају дефинисане соли после испаравања воде.

Појављивање

Учесталост

Соли су најчешће чврсти кристали са релативно високом тачком топљења. Међутим, постоје соли које су течне на собној температури, такозване јонске течности. Неорганске соли обично имају малу тврдоћу и малу способност згушњавања, слично кухињској соли

Растворљивост

Соли често имају добру растворљивост у води. Током растварања или процеса хидрације, молекули воде раздвајају јоне. Међутим, многе соли су скоро нерастворљиве у води, нпр. сребро-хлорид, калцијум-сулфат и многи сулфиди метала.

Формуле, имена и топљивост неких соли у води

Формула соли	Кемијско име	Уобичајени назив	Топљивост у води
НХ₄Цл	Амонијев клорид	Салмијак	Топљива
ЦуСО₄ · 5 Х₂О	Бакров(II)сулфат пентахидрат	Модра галица	Топљива
ЦаЦО₃	Калцијум карбонат	Вапненац	Готово нетопљив
ЦаСО₄ · 2 Х₂О	Калцијев сулфат дихидрат	Садра или гипс	Готово нетопљива
НаХЦО₃	Натријев хидрогенкарбонат	Сода бикарбона	Слабо топљива
НаЦл	Натријев клорид	Кухињска (морска) сол	Топљива
НаНО₃	Натријев нитрат	Чилска салитра	Топљива
КНО₃	Калијев нитрат	Калијска салитра	Топљива

Боја

Соли могу бити чисте и провидне (натријум-хлорид), непрозирне (титанијум-диоксид), па чак и металне и углачане (гвожђе-дисулфид).

Постоје соли у свим другим бојама, нпр. жута (натријум-хромат), наранџаста (натријум-дихромат), црвена (жива-сулфид) светлољубичаста (кобалт-дихлорид-хексахидрат), плава (гвожђе-сулфат, хексацијаноферат), зелена (никл-оксид), безбојна (магнезијум-сулфат), бела (титанијум-диоксид) и црна (манган-диоксид). Већина минерала и неорганских пигмената, као и већина синтетичких органских фарби су соли.

Укус

Различите соли показују свих пет основних укуса: слано (нпр. натријум-хлорид), слатко (олово-диацетат), кисело (калијум-битартарат), горко (магнезијум-сулфат) и љуто (мононатријум-глутамат).

Мирис

Чисте соли су обично без мириса, док нечисте соли могу да миришу на киселину (нпр. ацетати као што је сирћетна киселина, цијаниди као што је водоник-цијанид) или базу (нпр. амонијумове соли као што је амонијак).

Номенклатура

Назив соли почиње именом катјона (нпр. натријум или амонијум), кога прати име анјона (нпр. хлорид или ацетат). На соли се често односи само именом катјона (нпр. натријумове соли или амонијумове соли) или именом анјона (нпр. хлориди или ацетати).

Чести катјони који формирају соли су:

амонијум НХ₄⁺
калцијум Ца²⁺
гвожђе Фе²⁺ анд Фе³⁺
магнезијум Мг²⁺
калијум К⁺
пиридинијум C₅Х₅НХ⁺
кватернерни амонијум НР₄⁺
натријум На⁺

Чести ањони који формирају соли (и називи одговарајућих киселина у загради) су:

ацетат ЦХ₃-ЦОО^- (сирћетна киселина)
карбонат ЦО₃^2- (угљена киселина)
хлорид Цл^- (хлороводонична киселина)
цитрат ХО-C(ЦОО^-)(Ч₂-ЦОО^-)₂ (лимунска киселина)
цијанид C≡Н^- (водоник цијанид)
хидроксид ОХ^- (вода)
нитрат НО₃^- (азотна киселина)
нитрит НО₂^- (азотаста киселина)
оксид О^2- (вода)
фосфат ПО₄^3- (фосфорна киселина)
сулфат СО₄^2- (сумпорна киселина)

Називе соли изводимо тако што на назив метала додајемо назив киселинског остатка.

Имена киселина и њихових соли

Киселине		Соли
Назив киселине	Кемијска формула	Заједнички назив	Примјер
Хлороводонична	ХЦл	хлориди	НаЦл натријев хлорид
			ЦаЦл₂ калцијев хлорид
			АлЦл₃ алуминијев хлорид
			ФеЦл₂ жељезов (II) хлорид
Угљична	Х₂ЦО₃	карбонати	На₂ЦО₃ натријев карбонат
			ЦаЦО₃ калцијев карбонат
			МгЦО₃ магнезијев карбонат
Сумпораста	Х₂СО₃	сулфити	На₂СО₃ натријев сулфит
			ЦаСО₃ калцијев сулфит
			ЗнСО₃ цинков сулфит
Сумпорна	Х₂СО₄	сулфати	На₂СО₄ натријев сулфат
			ЦаСО₄ калцијев сулфат
			ЗнСО₄ цинков сулфат
Душична	ХНО₃	нитрати	КНО₃ калијев нитрат
			НаНО₃ натријев нитрат
			Ца(НО₃)₂ калцијев нитрат
			НХ₄НО₃ амонијев нитрат
Фосфорна	Х₃ПО₄	фосфати	На₃ПО₄ натријев фосфат
Фосфорна	Х₃ПО₄	фосфати	Ца₃(ПО₄)₂ калцијев фосфат

Неорганске соли

У најужем смислу, под појмом со мисли се на натријум-хлорид (НаЦл, односно кухињска со). У много ширем смислу, соли су сви они спојеви, који су попут НаЦл начињени од аниона и катиона. Као примјер таквих соли је калцијум-хлорид (ЦаЦл₂). Натријум-хлорид састављен је из катиона На⁺ и аниона Цл⁻. Слично томе, калциј-хлорид се изграђен из иона Ца²⁺ и Цл⁻ Формуле НаЦл и ЦаЦл₂ су садржајне (сумарне) формуле спојева (омјер На:Цл=1:1, односно Ца:Цл=1:2). Иони могу бити једновалентни или поливалентни, тј. носити једно или више позитивних односно негативних наелектрисања. Сумарна формула неке соли одређена је бројем наелектрисања иона, јер се позитивна и негативна наелектрисања морају међусобно компензирати (поништити). Сумарне формуле соли су у јасној супротности с формулама спојева попут воде (Х₂О) или метана (ЦХ₄), који су молекуларни спојеви.

Код неорганских соли између иона дјелују ионске везе. Слиједећи омјер сумарне формуле, велики број иона гради ионску решетку одређене кристалне структуре. Прва слика десно приказује мали исјечак грађе кристалне решетке натриј-хлорида. Пошто постоји велики број различитих катиона и аниона, познато је и веома велики број различитих соли. У доњој табели приказани су неки од иона. У солима, иони се могу састојати и из више од једног атома. Такви иони се називају комплекси иони. Примјери комплексних аниона су нитратни (НО₃⁻) и сулфатни анион (СО₄²⁻). Код таквих комплекса, један атом представља централни, на који су спојеви други атоми (и атомске групе), једним именом названи лиганди. У овим примјерима, атоми Н односно С су централни атоми, док су у оба случаја лиганди атоми кисика (оксокомплекси). Централни атоми и њихови лиганди су повезани један с другим ковалентном везом. Ионске везе налазе се само између аниона и катиона. Међу нитратима познате соли су, напримјер, натријум-нитрат (НаНО₃), а међу сулфатима натријум-сулфат (На₂СО₄).

Катионе углавном граде метали а њихове соли називају се соли метала ("металне соли"). Од неметала састоји се комплексни катион амониј (НХ₄⁺) са душиком као централним ионим и водиком као лигандом. Амониј иони граде со попут амонијум-сулфата ((НХ₄)₂СО₄). Поред амонијевих спојева, постоје и њихови аналоги органски спојеви (квартарни амонијеви спојеви).

Код вишевалентних оксокомплекса могу се јавити и ОХ-групе као лиганди, као што је нпр. код соли натријум-хидрогенсулфата (НаХСО₄). Аналоге соли су познате и међу фосфатима: поред натријум-фосфата постоје и соли динатријум-хидрогенфосфат и натријум-дихидрогенфосфат. Из уобичајеног формалног начина писања (формалних јединица) за ове спојеве не могу се одмах препознати ОХ-групе као лиганди. Формалне јединице таквих соли се изводе из традиционалног начина писања за киселине попут сумпорне (Х₂СО₄) и фосфатне киселине (Х₃ПО₄).

Структура хексацијанофератног(II) аниона

Прелазни метали не граде само катионе, него и анионе у виду оксокомплекса. Тако напримјер хром може градити хромате ([ЦрО₄]²⁻), који је анион у калијум-хромату К₂[ЦрО₄]), а манган перманганате ([МнО₄]⁻), који је анион у калијум-перманганату (К[МнО₄]).

Комплексни аниони могу имати и метале као централни атом. Код калијхексацијаноферата(II) (К₄[Фе(ЦН)₆]), ион жељеза Фе²⁺ гради стабилни анион са четири негативна набоја заједно са шест цијанидних група (ЦН⁻). У солима, ионске везе се налазе између катиона калија и аниона хексацијаноферата(II). Слично томе, ион жељеза Фе³⁺ гради калијхексацијаноферат(III) (К₃[Фе(ЦН)₆]), такођер једну комплексну со. Код К₃[Фе(ЦН)₆], ион жељеза Фе³⁺ гради стабилни анион са три негативна набоја заједно са шест цијанидних група (ЦН⁻).

Примјери катиона и аниона

Катиони
једновалентни	двовалентни	тровалентни
Калиј, К⁺	Калциј, Ца²⁺	Жељезо(III), Фе³⁺
Натриј, На⁺	Магнезиј, Мг²⁺	Алуминиј, Ал³⁺
Амониј, НХ₄⁺	Жељезо(II), Фе²⁺

Аниони
једновалентни	двовалентни	оксидни комплекси (једно- или вишевалентни)	метални комплекси (једно- или вишевалентни)
Флуорид, Ф⁻	Оксид, О²⁻	Карбонат, ЦО₃²⁻	Хромат, ЦрО₄²⁻
Хлорид, Цл⁻	Сулфид, С²⁻	Сулфат, СО₄²⁻	Перманганат, МнО₄⁻
Бромид, Бр⁻		Фосфат, ПО₄³⁻	Хексацијаноферат(II), [Фе^II(ЦН)₆]⁴⁻
Јодид, I⁻		Нитрат, НО₃⁻

Особине соли

Раствор натријум-хлорида у води: десно су приказани иони окружени (хидратизирани) молекулама воде

Многе соли су на собној температури у чврстом стању са релативно високом тачком топљења. Нагризајуће соли су врло тврде и крте те имају глатке ивице при лому током механичке обраде. Ове особине су углавном типичне за чврсте супстанце, које су изграђене у виду ионске решетке те стога граде кристале. Међутим, свака кристална супстанце није уједно и со. Тако напримјер шећер (сахароза) такођер гради кристале, али нема ионску решетку и не убраја се у соли.
Бројне соли су растворљиве у води а нису растворљиве у већини органских отапала. Код соли растворљивих у води, вода превазилази енергију ионске решетке помоћу хидратације. Ако је енергија хидратације приближно велика или већа од енергије решетке, со је релативно добро или врло добро растворљива. У растворима су појединачни иони врло чврсто и интензивно окружени молекулама воде. У виду реакције, ово се у хемији представља на сљедећи начин:
$\mathrm {NaCl_{(s)}\ \longrightarrow \ Na_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}}$
Слово (с) означава чврсту супстанцу док (аq) означава, да се ион налази у хидратизираном стању.
Сухи кристали соли су електрични изолатори. Истопљене соли и водене отопине проводе електричну струју због својих слободно покретних иона као носилаца електричног набоја. Стога су они електролити.
Растварање соли у води може промијенити пХ вриједност тог раствора. Ако се растварањем одређене соли не промијени та вриједност, онда се каже да је та со неутрална. Међу неутралне соли се убраја и натријум-хлорид. Осим ових, постоје и базичне и киселе соли. Из састава соли врло тешко се може процијенити како ће одређена со реагирати. Међутим, вриједи опће правило: аниони (киселински остаци) јаких киселина углавном реагирају неутрално. Киселински остаци слабих киселина углавном реагирају базично. Примјер особина соли, насталих од вишепротонских киселина, јесте понашање фосфата. Растварање соли у воденим отопинама органских молекула, као нпр. биомолекула, може довести до денатуризирања тих биомолекула али и дјеловати на таложење макромолекула. Овакво дјеловање соли карактеризирано је такозваном Хофмеистеровом серијом.

Други катиони и аниони

Метални оксиди у великом постотку чине Земљину кору, али се они могу посматрати и као соли. Анион О²⁻ (оксидни ион) се јавља као такав само у чврстом или истопљеном стању, док у воденим растворима он није познат. Кисик у оксидном иону има оксидацијски број −2. Стога, оксидацијски број метала одређује сумарну формулу одређене соли односно споја: M^I₂О, M^IIО, M^III₂О₃. Ако је оксид растворљив у води, дешава се специфична хемијска реакција, напримјер:
$\mathrm {Na_{2}O_{(s)}+H_{2}O\longrightarrow 2\ Na_{(aq)}^{+}+2\ OH_{(aq)}^{-}}$
Натријум-оксид реагира с водом дајући хидроксидне ионе и соду (ионе натрија).

Слично реагира и калцијум-оксид (ЦаО), познат и као живи креч, дајући угашени креч односно калцијум-хидроксид (Ца(ОХ)₂). Међутим, постоји велики број оксида који не реагирају с водом. Напримјер, спој жељезо(III) оксид (Фе₂О₃) није растворљив у води.

Сулфиди: минерали се у природи често могу наћи у облику сулфида (С²⁻), напримјер пирит и халкозин. I сулфиди се могу сматрати солима. Натријум-сулфид (На₂С) је растворљива со, која је у води готово нерастворљива, слично као и већина сулфида попут цинк-сулфида (ЗнС) и бакар(II) сулфида (ЦуС). У аналитичкој хемији се различита (слаба) растворљивост разних металних сулфида користи за раздвајање сличних хемијских елемената (у фази раздвајања сумпороводичне функционалне групе)

Кристална вода

Многе соли, поред иона, садржавају и одређене количине молекула воде, такозвану кристалну воду.^[5] Она се обично наводи у сумарној формули, као напримјер у натријум-сулфат декахидрату: На₂СО₄ · 10 Х₂О.

Двоструке соли

Поред соли са само једном врстом катиона (M) познате су и соли са два различита катиона. Такве соли називају се двоструке соли, као што су алауни са опћенитом сумарном формулом M^IM^III(СО₄)₂. Примјер такве соли је алуминијкалијсулфат-додекахидрат (КАл(СО₄)₂ · 12 Х₂О).

Обухват појма соли

Супстанце су соли, само ако су хемијске везе између њихових дијелова ионске. Да је заиста у неком споју присутна ова врста везе, није лахко закључити. Док је код калцијум-оксида (ЦаО) присутна ионска веза, док хром(IV) оксида (ЦрО₃) ради се о ковалентној вези између атома хрома и кисика, па овај спој није со. У оваквим случајевима је због тога боље говорити о металним оксидима умјесто солима.
Хисторијски, соли су по правилу обухватали хемијске спојеве, који имају дефинирани састав од различитих хемијских елемената. Међутим, познати су и мијешани кристали састављени из двије соли, а који нису стехиометријски грађени: тако напримјер калијум-перманганат (К[МнО₄]) са баријум-сулфатом сачињава мијешане кристале у готово произвољним односима смјесе (чак и када се стави и одређена највећа количина баријум-сулфата), тако да компоненте у мијешаним кристалима и даље задржавају сличне кристалне структуре и удаљености унутар мреже. За добијање мијешаних кристала није неопходна хемијска сличност укључених спојева нити њихова идентична валенција.

Органске соли

Осим горе описаних неорганских соли, такођер постоје и бројне соли органских спојева. Аниони ових соли настали су од органских киселина. Међу осталим, једне од важнијих су соли карбоксилних киселина, као што је ацетатна киселина од које настају бројне соли, познати као ацетати (ЦХ₃ЦОО⁻). Тако напримјер ацетатна киселина са На⁺ даје со натријум ацетат док са Цу²⁺ гради бакар-ацетат. Сирћетна киселина је моноугљична киселина (има само једну -ЦООХ групу) па даје само једновалентне анионе. Лимунска киселина (цитратна киселина) је троугљична киселина (има три -ЦООХ групе) и може давати тровалентне анионе; њене соли називају се цитрати. Међу познатијим солима цитратима су натријум-цитрат и калцијум-цитрат. Многи ацетати и цитрати граде кристале, али то није прави разлог за њихово уврштавање у соли. Једини прави разлог и основа лежи у постојању ионских веза између аниона и катиона. Унутар иона органских спојева налазе се ковалентне везе.

Практични значај имају соли карбоксилних киселина, које се убрајају у масне киселине. Натријеве и калијеве соли масних киселина називају се сапуни. У комерцијалним сапунима налази се мјешавина различитих соли масних киселина. Практичан значај имају при производњи разних тврдих (натријевих) и мехких (калијевих) сапуна. Конкретни примјер чине соли палмитинске киселине који се називају палмитати. Соли, који се заснивају на тако великим органским молекулама, по правилу нису кристализиране.

Аналогно неорганским сулфатима (СО₄²⁻) постоје и органски сулфати (Р-О-СО₃⁻), попут натријум-лаурилсулфата, који су своју употребну вриједност пронашли као тензиди у комерцијалним шампонима и геловима за туширање. Познати су чак и соли алкохола који се називају алкохолати.^[6] Алкохоли су изразито слабе киселине, али се готово никад не називају тако. Под агресивним условима реакције могу се добити спојеви облика Р-О⁻M⁺ (гдје је M = метал). По аналогији са бројним неорганским оксидима (МО) алкохолати реагирају при контакту с водом (хидролиза) дајући одговарајуће алкохоле.


Хидролиза оксидних соли
Натријум-метанолат	$\mathrm {C_{2}H_{5}ONa+H_{2}O\longrightarrow \ C_{2}H_{5}OH+Na^{+}+OH^{-}}$
Натријум-оксид	$\mathrm {Na_{2}O+H_{2}O\longrightarrow \ 2\ Na^{+}+2\ OH^{-}}$

Међу органским катионима, спојеви аналогни амонијум-катионима (НХ₄⁺) имају велики значај. Опћенито се називају квартарни амонијски спојеви. Код ових спојева, атом душика обично носи четири алкил групе (Р-) и позитивно наелектрисање. Алкиламонијски спој цетилтриметиламонијбромид, напримјер, је органски спој амонија, код којег се атом брома налази као анион. Практични значај имају спојеви амонија са три кратке и једном дугом алкил групом, јер такви катиони у воденим растворима показују особине тензида. Спојеви ове врсте такођер играју веома важну улогу у метаболизму живих бића, као што је нпр. холин.

У принципу, готово сваки органски амин путем примања једног протона (Х⁺) може прећи у катион. Слично као и реакција са амонијаком (НХ₃) који прелази у амониј ион (НХ₄⁺), реагира напримјер и примарни амин (Р-НХ₂; гдје је Р = органски остатак) прелазећи у катион Р-НХ₃⁺. Пошто су такви спојеви углавном поларни и због тога лахко растворљиви у води, они су и почетне супстанце које преводе неке лијекове на бази душика путем њиховог разлагања са хлороводичном киселином у соли, такозване хидрохлориде. Овај поступак олакшава њихову апсорпцију у организму. Насупрот амина, хидрохлориди се могу много лакше чистити помоћи прекристализације. Са бромоводиком амини граде хидробромиде а са флуороводиком хидрофлуориде. Осим молекула, који могу носити неко позитивно или негативно наелектрисање, постоје такођер и молекуле, које посједују негативно и позитивно наелектрисање. Оне се називају унутрашње соли или цвитериони. Група спојева бетаина се убраја у такве соли, међу којима је најједноставнији спој бетаин.

Аминокиселине посједују једну карбоксилну (-ЦООХ) и једно амино групу (-НХ₂) па због тога могу реагирати и кисело и базно. При унутрашњој неутрализацији стварају се анионске (-ЦОО⁻) и катионске (-НХ₃⁺) односно један цвитерион. Једна од најједноставнијих аминокиселина је глицин, који је врло добро растворљив у води. Насупрот других иона који су добро растворљиви у води, цвитериони показују врло слабу (готово никакву) електричну проводљивост (амфолити).

Примјери органских катиона и аниона

Аниони органских спојева
група спојева	примјер	структура
Угљичне киселине	ацетати
	палмитати
	цитрати
органски сулфати	лаурилсулфати
алкохолати	етанолат
Катиони органских спојева
група спојева	примјер	структура
квартарни амонијски спојеви	Цетилтриметиламониј
квартарни амонијски спојеви	холин
органски амонијски спојеви	соли анилина, нпр. анилин-хидрохлорид
Унутрашње соли: катиони и аниони у једној молекули
група спојева	примјер	структура
бетаини	бетаин
аминокиселине	аланин

Добијање неорганских соли

Реакције киселина и база

Соли настају при реакцији киселина са базама (грч. басис; према Аррхениусу: базе су основице ("базе") за соли). При томе се стварају оксонијум-јони киселина који са ионима хидроксида из база дају воду (неутрализирају се). Неке соли су врло тешко растворљиве у води те одмах при настанку стварају чврсти талог. Обично се соли налазе отопљене у раствору те се кристализирају (прелазе у чврсто стање) испаравањем воде.


киселина + база → со + вода
$\mathrm {\ HCl_{(aq)}+NaOH_{(aq)}\longrightarrow \ NaCl_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}}$ хлороводична киселина + сода → натријум-хлорид + вода
$\mathrm {\ H_{2}SO_{4(aq)}+Ba(OH)_{2(aq)}\longrightarrow \ BaSO_{4(s)}+2\ H_{2}O_{(l)}}$ сумпорна киселина + баријум-хидроксид → баријум-сулфат + вода

Из других соли

Неке соли се могу добити из друге двије соли. Ако се помијешају водени раствори двију соли, из раствора се може издвојити трећа со у чврстом облику. Ово вриједи само ако је трећа со, насупрот друге двије, много теже растворљива.


раствор соли А + раствор соли Б → со C + раствор соли D
$\mathrm {\ NaCl_{(aq)}+AgNO_{3(aq)}\longrightarrow AgCl_{(s)}+NaNO_{3(aq)}}$ натријум-хлорид + сребро нитрат → сребро-хлорид + натријум-нитрат
$\mathrm {CaCl_{2(aq)}+Na_{2}CO_{3(aq)}\longrightarrow \ CaCO_{3(s)}+2\ NaCl_{(aq)}}$ калцијум-хлорид + натријум-карбонат → калцијум-карбонат + натријум-хлорид

Реакције оксида

Како је горе описано, многи оксиди метала имају афинитет да са водом граде хидроксиде. У киселим условима, такођер реагирају и многи оксиди метала, а који су у чистој води нерастворљиви (стабилни). На овај начин могу се добити многе соли, као што је напримјер бакар-сулфат.


оксид метала + киселина → со + вода
$\mathrm {CuO_{(s)}+H_{2}SO_{4(aq)}\longrightarrow \ CuSO_{4(aq)}+H_{2}O}$ бакар(II) оксид + сумпорна киселина → бакар-сулфат + вода

Друге реакције

Они иони који не настају у горе описаним реакцијама, постоје већ и прије настанка неких нових соли. Ако се при реакцијама добијања неке нови соли не налазе никако иони са потребном валенцијом или се не налазе сви потребни, онда се одвијају редокс реакције. Тако се напримјер из елементарних метала и неметале добијају соли.

Види још

Референце

↑ ИУПАЦ Цомпендиум оф Цхемицал Терминологy (тхе “Голд Боок”). ДОИ:10.1351/goldbook.S05447 верзија: 2.2.
↑ Ханс-Диетер Јакубке, Рутх Карцхер (изд.): Леxикон дер Цхемие., 1. изд.; Спектрум Академисцхер Верлаг, Хеиделберг 2001.; ИСБН 978-3827405524
↑ Хоусецрофт C. Е., Схарпе А. Г. (2008). Инорганиц Цхемистрy (3рд изд.). Прентице Халл. ИСБН 978-0-13-175553-6.
↑ Холлеман А. Ф., Wиберг Е. (2001). Инорганиц Цхемистрy (1ст едитион изд.). Сан Диего: Ацадемиц Пресс. ИСБН 0-12-352651-5.
↑ wатер оф црyсталлизатион, Архивирано 2016-05-31 на Wаyбацк Мацхине-у Wебстер'с НеwWорлд Дицтионарy. Јохн Wилеy & Сонс Инц. 1988. Приступљено 28. април 2015.
↑ Алкохолате, на страници цхемие.де, приступљено 29. априла 2015. ((де))

Литература

Марк Курланскy (2002). Салт: А Wорлд Хисторy. Wалкер Публисхинг Цомпанy. ИСБН 0-14-200161-9.
Гиричев Г. V. (1999). Структура молекул солей кислородсодержащих кислот, Соровскиј образоватељниј журнал, бр. 11, стр. 40-44.
Иван Људвигович Кнуњанц; Николај Серафимович Зефиров (1995). Химическая энциклопедия (4. том), Пол - Три, "Советскаја Ėнциклопедија" ИСБН 5-85270-092-4
П. Wассерсцхеид, W. Кеим (2000). Иониц Лиqуидс—Неw “Солутионс” фор Транситион Метал Цаталyсис, Ангеwандте Цхемие, волуме 39, изд. 21, стр. 3772–3789 ДОИ:10.1002/1521-3773(20001103)39:21<3772::AID-ANIE3772>3.0.CO;2-5, ПМИД 11091453
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л., Цветков А. А. (1983). Под ред. Б. Д. Стёпина. ур. Основы номенклатуры неорганических веществ. М: Химия. стр. 112.
Химическая энциклопедия (1995). Под ред. Н. С. Зефирова. ур. 4. М: Большая российская энциклопедия. ИСБН 5-85270-092-4.

Спољашње везе

[goldbook-1] ИУПАЦ Цомпендиум оф Цхемицал Терминологy (тхе “Голд Боок”). ДОИ:10.1351/goldbook.S05447 верзија: 2.2.

[LdC-2] Ханс-Диетер Јакубке, Рутх Карцхер (изд.): Леxикон дер Цхемие., 1. изд.; Спектрум Академисцхер Верлаг, Хеиделберг 2001.; ИСБН 978-3827405524

[Housecroft3rd-3] Хоусецрофт C. Е., Схарпе А. Г. (2008). Инорганиц Цхемистрy (3рд изд.). Прентице Халл. ИСБН 978-0-13-175553-6.

[Holleman&Wiberg1st-4] Холлеман А. Ф., Wиберг Е. (2001). Инорганиц Цхемистрy (1ст едитион изд.). Сан Диего: Ацадемиц Пресс. ИСБН 0-12-352651-5.

[webst-5] wатер оф црyсталлизатион, Архивирано 2016-05-31 на Wаyбацк Мацхине-у Wебстер'с НеwWорлд Дицтионарy. Јохн Wилеy & Сонс Инц. 1988. Приступљено 28. април 2015.

[chemie-6] Алкохолате, на страници цхемие.де, приступљено 29. априла 2015. ((де))

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

Сол

Садржај