Metody otrzymywania soli.
1. Metal + niemetal:
Zn + Cl₂ → ZnCl₂
2Al + 3S → Al₂S₃
Metoda ta stosowana może być do otrzymywania większości soli kwasów beztlenowych. Niektórych z nich nawet nie można otrzymać inną drogą. Przykładem tego jest siarczek glinu, który w wodzie natychmiast hydrolizuje do wodorotlenku glinu i siarkowodoru: Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S
2. Metal + kwas
Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂
3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
Najbardziej reaktywne metale to te, które bardzo chętnie reagują i znajdują się na początku szeregu. Pod koniec szeregu znajduje się wodór, który nie jest metalem i oddziela pozostałe metale od metali szlachetnych (Cu, Ag, Hg, Pt, Au). Można wywnioskować, że:
♦ metal który jest bardziej reaktywny jest w stanie wyprzeć metal mniej reaktywny z jego soli i go zastąpić. Metal bardziej reaktywny utleni się, a ten mniej reaktywny ulegnie redukcji.
♦ tylko metale, które w szeregu napięciowym leżą nad wodorem są w stanie wyprzeć wodór z kwasu. Tylko metale reaktywne (nieszlachetne) reagują z kwasem wydzielającym wodór. Metale szlachetne albo wcale nie reagują z kwasami (kwasy beztlenowe), albo reagują w sposób, który redukuje atom centralny kwasu.
Cu + HCl → reakcja nie zachodzi (miedź w szeregu aktywności metali leży za wodorem)
Al + HNO₃ stęż. → reakcja nie zachodzi
Pb + H₂SO₄ stęż. → reakcja nie zachodzi
3. Metal + zasada
2Al +2H₂O + 2NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂ Reakcji tej ulegają jedynie nieliczne metale (Al, Zn)
4. Metal + sól
Zn + 2AgNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2Ag
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Do reakcji tej musimy wziąć metal leżący wyżej i sól metalu leżącego niżej w szeregu napięciowym metali (metal aktywny i sól metalu mniej aktywnego). Uwaga: Metal nie może reagować gwałtownie z wodą, a więc odpadają metale do sodu włącznie.
5. Tlenek metalu + kwas
CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Tlenki metali z grup od 1 do 13, bo tam głównie znajdują się metale, które mogą reagować z kwasami, przy czym w grupach od 4 do 12, tylko tlenki o najniższych stopniach utlenienia.
6. Tlenek metalu + bezwodnik kwasowy
CaO + CO₂ → CaCO₃
MgO + SO₃ → MgSO₄
Bezwodnik kwasowy to tlenek, który rozpuszczony w wodzie tworzy kwas, a więc musi to być tlenek niemetalu, ewentualnie tlenek metalu na najwyższym stopniu utlenienia (patrz reakcje tlenek metalu + wodorotlenek )
7. Tlenek metalu + wodorotlenek
Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O
ZnO + 2KOH → K₂ZnO₂ + H₂O
W ten sposób mogą reagować tylko tlenki amfoteryczne. Znajdziemy je głównie w grupach od 4 do 13 oraz ostatnie pierwiastki grupy 14. W grupach od 4 do 7 tylko tlenki na pośrednich stopniach utlenienia wykazują charakter amfoteryczny: tlenki zasadowe MnO, Mn₂O₃, CrO; tlenki atmosferyczne MnO₂, Cr₂O₃; tlenki kwasowe Mn₂O₇, CrO_3.
8. Wodorotlenek + kwas
NaOH + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O
Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O
Wodorotlenki typu Me(OH)_y. Z uwagi, że metale znajdują się głównie w grupach od 1 do 13 (w grupie 2 od magnezu w dół, w grupie 13 od glinu w dół), można przyjąć, że y jest równe numerowi grupy dla grup od 1 do 3, oraz 3 dla grupy 13. Dla pozostałych metali (grupy od 3 do 12) wodorotlenki tworzone są tylko dla jonów o najniższym stopniu utlenienia (przeważnie na +2).Grupa I. LiOH, NaOH, KOH, CsOH; Grupa II. Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂; Grupa XIII. Al(OH)₃, Ga(OH)_3.
9. Wodorotlenek + bezwodnik kwasowy
Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O
2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O
Tlenki pierwiastków z grup od 14 do 17, oraz tlenki metali na najwyższym stopniu utlenienia
10. Wodorotlenek + wodorotlenek
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2H₂O
11. Sól + kwas
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂ + H₂O
2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + HCl
Warunkiem zajścia tej reakcji jest użycie mocnego kwasu i soli słabego kwasu. Mocne kwasy możemy poznać po tym, że atom centralny jest w nich na najwyższym stopniu utlenienia. Innym czynnikiem pozwalającym ocenić moc kwasu jest wielkość różnicy z-x dla kwasu opisanego ogólnym wzorem H_xEO_z:

z-x	moc kwasu	przykłady kwasów
0	bardzo słabe	HClO, H3BO3
1	słabe	HClO2, H2CO3, R-CO2H
2	mocne	H2SO4, HNO3
3	bardzo mocne	HClO4, HMnO4

Dla kwasów beztlenowych, w układzie okresowym, moc ich rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy i numeru okresu.

Oto przykład wzrostu mocy kwasów w szeregu:
HF ‹ HCl ‹ HBr ‹ HI
H₂O ‹ H₂S ‹ H₂Se ‹ H₂Te





12. Sól + wodorotlenek
CaCl₂ + NaOH → Ca(OH)₂ + 2NaCl
NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O
13. Sól + sól
AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2NaCl
Warunkiem zajścia reakcji jest wytrącenie się jednej soli w postaci osadu. Wszystkie azotany są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast chlorki z wyjątkami: chlorek srebra, talu, rtęci(I) i ołowiu(II). Poza nielicznymi wyjątkami, sole metali leżących w 1 grupie są dobrze rozpuszczalne w wodzie.
14. Kwas + sól = sól + zasada
NaAlO₂ + HCl + H₂O → NaCl + Al(OH)₃
Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi
15. Kwas + kwas = sól + woda
H₃AsO₃ + 3HCl → AsCl₃ + 3H₂O
Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi, które wykazują jednakże silniejsze właściwości kwasowe niż zasadowe

Wodorosole
Wodorosole mogą tworzyć jedynie kwasy dwu lub więcej zasadowe (mające dwa lub więcej atomów wodoru o charakterze kwasowym: H_nEO_m lub H_nR gdzie n>1). Otrzymuje się je w podobnych reakcjach jak sole obojętne, z tym że należy wziąć odpowiednio większą ilość kwasu (lub mniej zasady)

1. metal + kwas
   Zn + 2H₂SO₄ → Zn(HSO₄)₂ + H₂

2. tlenek metalu + kwas
   MgO + H₂SO₄ → Mg(HSO₄)₂ + H₂O

3. wodorotlenek + kwas
   NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O

4. Kwas + sól słabego kwasu
   NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

5. sól + tlenek niemetalu
   CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Hydroksysole
Hydroksosole mogą tworzyć jedynie wodorotlenki posiadające dwie lub więcej grup hydroksylowych. (Me(OH)_n n>1). Otrzymuje się je w podobnych reakcjach jak sole obojętne, z tym że należy wziąć odpowiednio większą ilość zasady (lub mniej kwasu)

1. tlenek metalu + kwas
   MgO + HCl → Mg(OH)Cl

2. Wodorotlenek + tlenek metalu
   2Ca(OH)₂ + CO₂ → [Ca(OH)₂]CO₃ + H₂O

3. wodorotlenek + kwas
   Cu(OH)₂ + HCl → Cu(OH)Cl + H₂O

4. wodorotlenek + sól słabej zasady
   Ba(OH)₂ + NH₄Cl → Ba(OH)Cl + NH₃ + H₂O