Chémia
Poznámky do zošita - CHÉMIA 8
1. LÁTKY A CHÉMIA
1.1 Oheň a chémia. Pozorovanie a pokus v chémii
Chémia je prírodná veda. Jej hlavným cieľom je skúmať látky a ich premeny na iné látky.
Pozorovanie a pokus v chémii.
1.2 Rozlišovanie látok podľa vlastností
Látka
Cukor
Kuchynská soľ
Naftalén
Vlastnosť
Skupenstvo
tuhá látka
tuhá látka
tuhá látka
Farba
biela
biela
bila
Vzhľad
kryštalická
prášková
šupinkovitá
Zápach
bez zápachu
bez zápachu
zapácha
Teplo (plameň kahana)
topí sa, hnedne, vonia
nemení sa
topí sa, vyparuje sa, zapácha viac
Rozpustnosť vo vode
veľmi dobrá
veľmi dobrá
nerozpúšťa sa
Rozpustnosť v benzíne
nerozpúšťa sa
nerozpúšťa sa
veľmi dobrá
Pozorovaním a pokusmi rozlišujeme látky podľa vlastností.
1.3 Chemická veda a chemická výroba
Výsledky chemickej vedy napomáhajú rozvoju výroby nových látok.
Chemická výroba umožňuje rozsiahle využitie prírodných surovín a ich premenu na veľký počet výrobkov.
Chemické výrobky sú potrebné v rozličných odvetviach hospodárstva aj v domácnostiach.
INCHEBA – medzinárodný veľtrh chemických výrobkov v Bratislave.
2. ZMESI
2.1 Chemické látky a zmesi
Látky rozdeľujeme na:
Chemické látky – majú stále zloženie a usporiadanie stavebných častíc.
Zmesi – látky, ktoré obsahujú dve alebo viac zložiek.
Rôznorodé zmesi – zložky v nich možno rozoznať:
- suspenzia – nerozpustná tuhá zložka rozptýlená v kvapalnej zložke (hlina vo vode)
- emulzia – dve navzájom nerozpustné kvapalné zložky (olej a voda)
- pena – nerozpustná plynná zložka v kvapalnej zložke (pivná pena, saponátová pena)
- aerosól – dym – nerozpustná tuhá zložka rozptýlená v plynnej zložke (dym z ohňa)
- aerosól – hmla – nerozpustná kvapalná zložka rozptýlená v plynnej zložke (hmla na jeseň)
Rovnorodé zmesi – roztoky – jednotlivé zložky nemôžeme rozoznať:
- tuhé – sklo, zliatiny kovov
- kvapalné – ocot, sladká voda
- plynné – vzduch
2.2 Oddeľovanie zložiek zmesí
Oddeľovanie rôznorodých zmesí: usadzovanie, filtrácia, plavenie
Oddeľovanie rovnorodých zmesí: odparovanie, filtrácia, kryštalizácia
2.3 Roztoky
Roztok je rovnorodá zmes, zložená z rozpúšťadla a z rozpustenej látky.
Rozpúšťadlá – voda, acetón, etanol, olej a pod.
Nasýtený roztok, v ktorom sa už viac rozpúšťanej látky nerozpustí.
Rozpustnosť, krivka rozpustnosti.
2.4 Zloženie roztokov – výpočty
Pre hmotnostný zlomok zložky A v roztoku platí:
ω(A) = m(A)/m ω(A) – hmotnostný zlomok (ľubovoľnej) zložky A v roztoku
m(A) – hmotnosť zložky A v roztoku
m – hmotnosť celého roztoku
Ak chceme vyjadriť obsah zložky v roztoku v %, vynásobíme hmotnostný zlomok číslom 100.
2.5 Voda
Význam vody pre život.
Kolobeh vody v prírode.
Rozlišovanie vody: podľa pôvodu - zrážková, povrchová, podzemná
podľa používania - pitná, úžitková, odpadová
Minerálna voda obsahuje viac ako
Destilovaná voda – chemická látka – získava sa destiláciou pitnej vody.
Vodárne – úprava povrchovej alebo podzemnej vody na pitnú vodu.
Samočistenie vody. Čistenie odpadovej vody v čistiarňach odpadových vôd.
2.6 Vzduch
je rovnorodá zmes – roztok plynov.
Zloženie vzduchu: 21 % kyslíka, 78 % dusíka, 1 % iných plynov (CO2, vodná para, vzácne plyny, prach, mikroorganizmy a iné nečistoty)
Označenie tlakových oceľových fliaš :
- modrý pás – kyslík
- zelený pás – dusík
Zdroje znečistenia vzduchu: priemysel, energetika, doprava, poľnohospodárstvo
Znečisťujúce plyny s vodnou parou pohlcovaním tepelného žiarenia vyvolávajú skleníkový efekt.
Stenčenie ozónovej vrstvy vyvoláva „ozónovú dieru“.
Plynné oxidy s vodnou parou vyvolávajú kyslé dažde.
Zmes jemných tuhých čiastočiek so vzduchom nazývame dym.
Zmes jemných kvapôčok kvapaliny a plynu nazývame hmla.
Zmes hmly prachu a spalných plynov vytvárajú smog.
3. ČASTICE A CHEMICKÉ LÁTKY. PERIODICKÁ SÚSTAVA CHEMICKÝCH PRVKOV
3.1 Atómy, ich zloženie a štruktúra
Elektrón (e-) je mikročastica s najmenším záporným elektrickým nábojom
Protón (p+) je mikročastica s najmenším kladným elektrickým nábojom
Neutrón (n0) je mikročastica bez elektrického náboja
Jadro atómu je zložené z protónov a neutrónov (výnimkou je jadro vodíka s jedným protónom).
Obal atómu je zložený z elektrónov.
V elektricky neutrálnom atóme sa počet elektrónov v obale rovná počtu protónov v jadre.
ATÓM je stavebná častica chemickej látky zložená z jadra a obalu. z atómov sú zložené všetky chemické látky.
3.2 Chemické prvky, ich názvy a značky
PRVOK je chemická látka zložená z atómov, ktoré majú rovnaké protónové číslo.
Protónové číslo Z vyjadruje počet protónov v jadre atómu (a zároveň počet elektrónov v obale atómu).
Značky prvkov sú odvodené od ich latinských názvov.
3.3 Periodická sústava chemických prvkov. Periodický zákon
D.I. Mendelejev: Vlastnosti chemických prvkov sa periodicky menia v závislosti od vzrastajúceho protónového čísla.
Skupiny – zvislé stĺpce
Periódy – vodorovné rady
Číslo skupiny: označené I – VIII a písmenami A a B – vyjadrujú počet elektrónov na
vonkajšej (valenčnej) elektrónovej vrstve.Čísla periód: označené 1 – 7 – vyjadrujú počet elektrónových vrstiev, na ktorých sú
elektróny atómu rozmiestnené.3.4 Vznik chemickej väzby
Zlúčivosť – schopnosť atómov zlučovať sa.
H· + ·Cl → H – Cl
H· + ·H → H – H Cl· + ·Cl → Cl – Cl
Utvorením spoločného elektrónového páru medzi atómami vzniká chemická väzba.
Elektróny, ktoré spájajú atómy, sa nazývajú elektróny chemickej väzby.
Sú to elektróny vonkajšej – valenčnej vrstvy.
3.5 Molekuly a chemické zlúčeniny. Chemické vzorce
Dvoj- a viacatómové častice nazývame molekuly.
Molekula je stavebná častica chemickej látky zložená z dvoch alebo viacerých zlúčených atómov. Z molekúl je zložená väčšina chemických látok.
Molekuly - jednoprvkové (H2, Cl2, O2, O3, P4, S8)
- viacprvkové (HCl, H2O, NH3)
Zlúčenina je chemická látka zložená zo zlúčených atómov dvoch alebo viacerých prvkov.
Zlúčeniny - dvojprvkové – HCl, H2O, NaCl
- trojprvkové – HNO3, KOH
- viacprvkové
Prvky zapisujeme chemickými značkami – H, Cl.
Molekuly zapisujeme chemickými vzorcami – H2, HCl.
Zlúčeniny zapisujeme tiež chemickými vzorcami – HCl, H2O, NaCl.
3.6 Nepolárna väzba a polárna väzba
Silu, akou atóm priťahuje elektróny chemickej, číselne vyjadruje elektronegativita atómu.
Ak je rozdiel elektronegativít zlúčených atómov 0 – 0,4 , chemická väzba je nepolárna (H2, F2, Cl2).
Ak je rozdiel elektronegativít zlúčených atómov 0,4 – 1,7 , chemická väzba je málo polárna (HCl, H2O, NH3).
Ak je rozdiel elektronegativít zlúčených atómov väčší ako 1,7 , chemická väzba je iónová väzba (LiF, NaCl, KBr).
3.7 Ióny
Kladne alebo záporne nabité častice sa nazývajú ióny.
Ak neutrálny atóm odovzdá elektrón(y), vzniká častica s kladným nábojom – katión (Na+, Mg2+, K+).
Ak neutrálny atóm prijme elektrón(y), vzniká častica so záporným nábojom – anión (Cl-, O2-, S2-).
Katióny a anióny tvoria v zlúčeninách iónovú väzbu.
4. CHEMICKÉ REAKCIE
4.1 Reaktanty a produkty v chemických reakciách
Premeny, pri ktorých z určitých chemických látok vznikajú iné chemické látky, sa nazývajú chemické reakcie. Zanikajú pôvodné a vznikajú nové chemické väzby.
Chemické látky, ktoré reagujú (do reakcie vstupujú) sa nazývajú reaktanty.
Chemické látky, ktoré vznikajú (z reakcie vystupujú) sa nazývajú produkty.
drevo → popol + dym
reaktant produkty
Zákon zachovania hmotnosti (A.L. Lavoisier, M.V. Lomonosov): Celková hmotnosť všetkých reaktantov sa rovná celkovej hmotnosti všetkých produktov reakcie. Počet a druh atómov sa pri chemických reakciách nemení.
4.2 Chemické rovnice. Chemické zlučovanie a chemický rozklad
chemická reakcia: uhlík + kyslík → oxid uhličitý schéma (slovná)
neúplný zápis: C + O2 - - - -> CO2 schéma
presný zápis: C + O2 → CO2 chem. rovnica
chemická reakcia: peroxid vodíka → voda + kyslík schéma (slovná)
neúplný zápis: H2O2 - - - - › H2O + O2 schéma
presný zápis: 2H2O2 → 2H2 + O2 chem. rovnica
Chemická rovnica – presný zápis chemickej reakcie pomocou chemických značiek a chemických vzorcov.
Chemické zlučovanie (syntéza) – chemická reakcia, v ktorej z jednoduchších reaktantov vznikajú zložitejšie produkty.
Chemický rozklad (analýza) – chemická reakcia, v ktorej zo zložitejších reaktantov vznikajú jednoduchšie produkty.
4.3 Vodík (Hydrogenium H, H2)
Výskyt: viazaný – voda, telá živých organizmov.
Vlastnosti: bezfarebný plyn, bez chuti a zápachu, ľahší ako vzduch, nerozpustný vo vode, v zmesi so vzduchom výbušný:
2H2 + O2 → 2H2O
Lab. príprava: 2HCl + Zn → H2 + ZnCl2
Priem. výroba: elektrolýzou vody
Použitie: spolu s kyslíkom na zváranie a rezanie kovov (fľaše s červeným pruhom), raketové palivo
(v zmesi s kyslíkom), na výrobu chlorovodíka HCl a amoniaku NH3, stužovanie olejov.
4.4 Kyslík (Oxygenium O, O2, O3)
Výskyt: voľný vo vzduchu (21%), viazaný – voda, minerály, živá hmota.
Vlastnosti: bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, slabo rozpustný vo vode, nevyhnutný pre život - dýchanie organizmov, s horľavými látkami prudko reaguje za vzniku tepla a svetla.
Lab. príprava: tepelným rozkladom manganistanu draselného KMnO4; rozkladom peroxidu vodíka
pomocou burelu.
Priem. výroba: destiláciou kvapalného vzduchu
Použitie: v lekárstve, letectve, potápačstve v kyslíkových dýchacích prístrojoch, spolu
s vodíkom na zváranie a rezanie kovov, raketové palivo.4.5 Alkalické kovy
Prvky I.A skupiny PSP: Li, Na, K.
Výskyt: v prírode len viazané v mineráloch a v telách živých organizmov.
Vlastnosti: sú striebrolesklé tuhé látky, mäkké, dajú sa krájať nožom, na vzduchu rýchlo
reagujú s kyslíkom, preto sa chránia uložením v petroleji. Ľahko vytvárajú
katióny: M. – 1e- → M+Katióny charakteristicky farbia plameň – lítny červeno, sodný žlto, draselný fialovo.
S vodou reagujú veľmi prudko, vznikajú príslušné hydroxidy:
2Na + 2H2O → H2 + 2NaOH
Priem. výroba: Elektrolýzou taveniny príslušných chloridov.
Použitie: Sodík – výroba sodíkových lámp, kvapalný sodík a draslík – chladiaca zmes
v jadrových reaktoroch.4.6 Halogény
Prvky VII.A skupiny PSP: F, Cl, Br, I; vytvárajú molekuly F2, Cl2, Br2, I2.
Výskyt: v prírode len viazané (CaF2, NaCl, KCl, morské riasy a chaluhy, telá organizmov).
Vlastnosti: F – zelenožltý plyn, Cl – žltozelený plyn, Br – červenohnedá kvapalina, I –
sivočierna tuhá látka, ich pary sú jedovaté, dráždia a leptajú sliznice, chlór sa veľmi
dobre rozpúšťa vo vode; sú veľmi reaktívne, vo väčšine zlúčenín (halogenidy)
vytvárajú anióny F-, Cl-, Br-, I-.Reagujú rovnako s alkalickými kovmi a s vodíkom:
2Na + Cl2 → 2NaCl H2 + Cl2 → 2HCl
Priem. výroba: chlór rozkladom kamennej soli, fluór z minerálu kazivca, bróm a jód z morských rastlín.
Použitie: chlór – na dezinfekciu vody, výrobu chlorovodíka, plastov, farieb a liekov;
bróm a jód – na výrobu farieb a liekov, jód je súčasťou jódovej tinktúry;
fluór – vo forme fluorovodíka na leptanie skla, ako fluorid sodný v zubných pastách.
4.7 Oxidačné číslo atómu
Oxidačné číslo atómu je pomocné číslo vyjadrujúce počet elementárnych elektrických nábojov, ktoré by atóm získal, keby sa elektróny chemickej väzby priradili atómu s väčšou elektronegativitou.
Nulové oxidačné číslo majú nezlúčené atómy, alebo zlúčené atómy s rovnakou elektronegativitou: H0, H20, F0, F20, Na0, O0, O20, O30.
Kladné oxidačné číslo má atóm prvku s menšou hodnotou elektronegativity (I až VIII): HI, NaI, CaII, AlIII, CIV, NV, CrVI, MnVII, OsVIII.
Záporné oxidačné číslo má atóm prvku s väčšou hodnotou elektronegativity (-I až –IV): F-I, O-II, N-III, C-IV.
4.8 Halogenidy
Halogenidy sú dvojprvkové zlúčeniny halogénu s iným prvkom, v ktorých atóm halogénu X má oxidačné číslo –I, čiže X-I ( F-I, Cl-I, Br-I, I-I).
Názvoslovie halogenidov:
- vzorce čítame odzadu (NaCl – chlorid sodný)
- podstatné meno = názov halogénu + koncovka –id (chlor-id, fluor-id)
- prídavné meno = kmeň názvu katiónu + prípona oxidačného čísla (sod-ný, vápe-natý, želez-itý)
NaBr CaF2 AlCl3
bromid sodný fluorid vápenatý chlorid hlinitý
Súčet hodnôt oxidačných čísel atómov oboch prvkov vo vzorci sa rovná nule.
4.9 Oxidy
Oxidy sú dvojprvkové zlúčeniny kyslíka s iným prvkom, v ktorých má atóm kyslíka oxidačné číslo –II, čiže O-II.
Názvoslovie oxidov:
- vo vzorci je poradie prvkov opačné ako v názve oxidu
- podstatné meno je oxid
- prídavné meno = názov prvku, ktorý je zlúčený s kyslíkom + prípona oxidačného čísla (sod-ný, vápe-natý, želez-itý)
Na2O
oxid sodný oxid vápenatý oxid železitý oxid siričitý oxid fosforečný oxid sírový
Mn2O7 OsO4
oxid manganistý oxid osmičelý
Súčet hodnôt oxidačných čísel atómov oboch prvkov vo vzorci sa rovná nule.
4.10 Kovové a nekovové prvky
Podľa elektrickej vodivosti:
- prvky, ktoré vedú elektrický prúd – kovové prvky – kovy (Fe, Al, Hg)
- prvky, ktoré nevedú elektrický prúd – nekovové prvky – nekovy (O2, Br2, S)
- polokovy (B, Si, As, Te)
Kovy triedime:
podľa hustoty - ľahké kovy – Na, Mg, Al
- ťažké kovy – Fe, Cu, Pb
podľa teploty tavenia - ľahkotaviteľné – Na, Sn, Pb
- ťažkotaviteľné – Cr, Mo, W
podľa ceny – drahé kovy – Pt, Au, Ag
Zliatiny kovov:
medi – mosadz, bronzy
hliníka – dural
olova – spájky
4.11 Prvky 2. a 3. periódy periodickej sústavy2. perióda: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne
3. perióda: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar
Smerom zľava doprava:
- zväčšuje sa počet elektrónov vo vonkajšej vrstve
- zväčšuje sa elektronegativita atómov
- zväčšuje sa hodnota oxidačného čísla atómov v halogenidoch aj oxidoch
- ubúdajú kovové a pribúdajú nekovové vlastnosti
5. KYSELINY, HYDROXIDY, SOLI
5.1 Kyseliny
Kyseliny sú zlúčeniny katiónu vodíka H+ s aniónom kyseliny.
Bezkyslíkaté kyseliny – anión kyseliny tvorí nekovový prvok
Kyslíkaté kyseliny – anión kyseliny sa skladá z kyselinotvorného prvku a kyslíka.
5.1.1 Bezkyslíkaté kyseliny
Najdôležitejšie bezkyslíkaté kyseliny sú dvojprvkové zlúčeniny vodíka H s halogénom X (katiónu kyslíka s aniónom halogénu (HX).
HF fluorovodík – kyselina fluorovodíková
HCl chlorovodík – kyselina chlorovodíková
HBr bromovodík – kyselina bromovodíková
HI jodovodík – kyselina jodovodíková, ale aj
H2S sírovodík – kyselina sírovodíková (sulfánová)
Názvoslovie:
podstatné meno: kyselina
prídavné meno: názov zlúčeniny halogénu s vodíkom + prípona –ová
Príkl.: kyselina fluorovodík – ová
Štiepenie HCl vo vode:
HCl + H2O → H3O+ + Cl- zjednodušený zápis: HCl ––> H+ + Cl-
5.1.2 Kyslíkaté kyseliny
Kyslíkaté kyseliny sú trojprvkové zlúčeniny vodíka H, kyselinotvorného prvku X a kyslíka 0 (katiónu vodíka H+ s aniónom zvyšku kyseliny ).
Názvoslovie kyslíkatých kyselín: podstatné meno : kyselina a prídavné meno: názov kyselinotvorného prvku a prípony zodpovedajúcej oxidačného čísla jeho atómu. Napr,:
HI2CIVO3-II - kyselina uhl – ičitá
Súčet oxidačných čísel v molekule sa rovná 0: 2.(I) + 1.(IV) + 3.(-II) = 0
Najznámejšie kyslíkaté kyseliny:
H2SO4 - kyselina sírová
H2SO3 - kyselina siričitá
HNO3 - kyselina dusičná
H2CO3 - kyselina uhličitáHClO3 - kyselina chlorečná
H3PO4 - kyselina fosforečná
5.2 Hydroxidy
Hydroxidy sú trojprvkové zlúčeniny hydroxidotvorného prvku, vodíka a kyslíka (Katiónu kovu M+ s hydroxidovým aniónom OH-).
Názvoslovie : podstatné meno hydroxid a prídavné meno odvodené od názvu hydroxidotvorného prvku s koncovkou oxidačného čísla, napr. : NaIOH-I hydroxid sod-ný
Najznámejšie hydroxidy:
NaOH - hydroxid sodný
KOH - hydroxid draselný
Ca(OH)2 - hydroxid vápenatý
NH4OH - hydroxid amónny
5.3 Kyselinotvorné a hydroxidotvorné oxidy
Kyselinotvorné oxidy – reagujú s vodou za vzniku kyseliny (atómy kyslíka sú zlúčené s prvkami s hodnotou elektronegativity väčšou ako 2, napr. SO2).
SO2 + H2O → H2SO3
Hydroxidotvorné oxidy – reagujú s vodou za vzniku hydroxidu (atómy kyslíka sú zlúčené s prvkami s hodnotou elektronegativity menšou, nanajvýš rovnou 1, napr. CaO).
CaO + H2O → Ca(OH)2
Ostatné oxidy s vodou nereagujú (atómy kyslíka sú zlúčené s prvkami s hodnotou elektronegativity väčšou ako 1, najviac však 2, napr. Al2O3).
Al2O3 + H2O → nereaguje
5.4 Kyslosť a zásaditosť vodných roztokov. pH
Hydroxid sodný sa vo vode štiepi:
NaOH → Na+ + OH- Anióny OH- spôsobujú zásaditosť vodného roztoku.
Kyselina dusičná sa vo vode štiepi:
HNO3 → H+ + NO3- Katióny H+ spôsobujú kyslosť vodného roztoku.
Indikátory sú látky, ktoré pri zmene kyslosti alebo zásaditosti roztoku menia farbu (lakmus, fenolftaleín, univerzálny indikátor pH).
Stupnica pH.
Vodné roztoky, ktoré majú:
- pH menšie ako 7 (pH < 7) sú kyslé
- pH 7 (pH = 7) sú neutrálne
- pH väčšie ako 7 (pH > 7) sú zásadité
5.5 Neutralizácia
HCl + NaOH → H2O + NaCl
H+ + Cl- + Na+ + OH- → H2O + Na+ + Cl-
H+ + OH- → H2O
Neutralizácia je reakcia vodíkových katiónov H+ s hydroxidovými aniónmi OH-, pričom vzniká voda H2O.
5.6 Názvoslovie solí
Soli sú chemické zlúčeniny zložené z katiónov kovových prvkov (alebo amónneho katiónu NH4+) a aniónov kyselín.
VZORCE SOLÍ
Kyselina
Vzorec
Anión
Vzorec
NaI soľ
CaII soľ
AlIII soľ
NH4I soľ
1. Kyselina sírová
H2SO4
Síran
- SO4-II
Na2SO4
Síran
sodný
CaSO4
Síran
vápenatý
Al2(SO4)3
Síran
hlinitý
(NH4)2SO4
Síran
amónny
2. Kyselina siričitá
H2SO3
Siričitan
- SO3-II
Na2SO3
Siričitan
sodný
CaSO3
Siričitan
vápenatý
Al2(SO3)3
Siričitan
hlinitý
(NH4)2SO3
Siričitan
amónny
3. Kyselina uhličitá
H2CO3
Uhličitan
- CO3-II
Na2CO3
Uhličitan
sodný
CaCO3
Uhličitan
vápenatý
Al2(CO3)3
Uhličitan
hlinitý
(NH4)2CO3
Uhličitan
amónny
4. Kys. chlorovodí-ková
HCl
Chlorid
- Cl-I
NaCl
Chlorid
sodný
CaCl2
Chlorid
vápenatý
AlCl3
Chlorid
hlinitý
NH4Cl
Chlorid
amónny
5. Kyselina chlorečná
HClO3
Chlorečnan
- ClO3-I
NaClO3
Chlorečnan
sodný
Ca(ClO3)2
Chlorečnan
vápenatý
Al(ClO3)3
Chlorečnan
hlinitý
NH4ClO3
Chlorečnan
amónny
6. Kyselina dusičná
HNO3
Dusičnan
- NO3-I
NaNO3
Dusičnan
sodný
Ca(NO3)2
Dusičnan
vápenatý
Al(NO3)3
Dusičnan
hlinitý
NH4NO3
Dusičnan
amónny
7. Kyselina fosforečná
H3PO4
Fosforečnan
- PO4-III
Na3PO4
Fosforečnan
sodný
Ca3(PO4)2
Fosforečnan
vápenatý
AlPO4
Fosforečnan
hlinitý
(NH4)3PO4
Fosforečnan
amónny
5.7 Vznik solí
1. Priame zlučovanie kovu s nekovom, pričom vzniká soľ:
2Na + Cl2 → 2NaCl
Fe + S → FeS
2. Neutralizácia kyseliny s hydroxidom, pričom vzniká voda a soľ:
HCl + NaOH → H2O + NaCl
H2SO4 + Ca(OH)2 → 2H2O + CaSO4
3. Reakcia kovu s kyselinou, pričom vzniká vodík a soľ:
Zn + 2HCl → H2 + ZnCl2
Fe + H2SO4 → H2 + FeSO4
4. Reakcia kyselinotvorného oxidu s hydroxidom, pričom vzniká voda a soľ:
CO2 + Ca(OH)2 → H2O + CaCO3
SO2 + 2NaOH → H2O + Na2SO3
5. Reakcia hydroxidotvorného oxidu s kyselinou, pričom vzniká voda a soľ:
CaO + 2HNO3 → H2O + Ca(NO3)2
Na2O + H2SO4 → H2O + Na2SO4
6. Zrážacími reakciami, pričom vznikajú 2 soli, z ktorých jedna je zrazeninou:
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
5.8 Vlastnosti a použitie solí
1. V tuhom stave nevedú elektrický prúd, naopak, v tavenine a v roztoku sú dobrými vodičmi elektrického prúdu.
2. V prírode sa väčšinou nachádzajú v kryštalickom stave.
3. V kryštáloch solí sú iónové väzby. Tieto väzby sú veľmi pevné a zapríčiňujú vysokú teplotu topenia a varu.
4. Väčšina solí je vo vode rozpustná. Vodný roztok takýchto solí obsahuje katióny a anióny rozpustenej soli.