Structură
Formulă Generală
Nomenclatură
Clasificare


Structură
Oxizii sunt compuși binari ai oxigenului. În moleculele oxizilor, atomul de oxigen este legat cu ambele lui valențe de un alt element. Principial, oxizii pot fi considerați derivați ai apei, presupunând că cei doi atomi de hidrogen ai apei sunt înlocuiți cu cantități echivalente de alți atomi: H₂O, Cl₂O, Na₂O. 

Oxizii nu trebuie confundați cu peroxizii. Moleculele peroxizilor conțin doi atomi de oxigen legați direct între ei formând o grupă peroxo sau grupă peroxidică, \(-O-O-\). Grupa \(-O-O-\) este caracteristică apei oxigenate, H₂O₂, și derivaților săi. 

Formula generală
Formula generală a unui oxid este R₂O, în care R reprezintă un element monovalent. De exemplu: Na₂O, MgO, Al₂O₃, CO₂, N₂O₅, SO₃.

Nomenclatură
Denumirea generală a unui compus a oxigenului cu un alt element este oxid. De exemplu: oxid de calciu, oxid de fier, etc. La elementele care formează oxizi diferiți, proporțiile stoechiometrice între componente sunt indicate prin prefixele mono, bi/di, tri, tetra, penta, hexa, etc. legate de numele elementului la care se referă. De exemplu:

• NO - monoxid de azot (Prefixul mono poate fi în general omis.) 
• NO₂ - dioxid de azot
• N₂O₃ - trioxid de azot
• N₂O₄ - tetraoxid de azot (tetroxid de azot)
• N₂O₅ - pentaoxid de azot (pentoxid de azot)

Proporțiile dintre componentele unui oxid mai pot fi indicate, după modul general, prin numere romane reprezentând numărul de oxidare sau valența stoechiometrică a elementului, scrisă în paranteză imediat după numele acestuia. De exemplu:

• FeO - oxid de fier (II)
• Fe₂O₃ - oxid de fier (III)
• Fe₃O₄ - oxid de fier (II, III) sau oxid de fier (II) și (III)

Se mai obișnuiește ca la oxizii acelor elemente care prezintă două valențe deosebite, să se indice prin terminațiile ic sau os, adăugate la numele elementului, în care din acești oxizi elementul are valența superioară sau inferioară. De exemplu:

• FeO - oxid feros
• Fe₂O₃ - oxid feric
• Cu₂O - oxid cupros
• CuO - oxid cupric

Clasificare
După comportarea lor în reacția cu apa, oxizii se clasifică în anhidride și oxizi indiferenți. 

Anhidridele sunt oxizii care reacționează cu apa formând hidroxizi. După caracterul hidroxidului rezultat se deosebesc: oxizi acizi (anhidride acide) și oxizi bazici (anhidride bazice). 

Oxizii acizi sunt oxizii care prin combinarea cu apa formează un acid. Exemple de oxizi acizi sunt SO₂ - dioxid de sulf, SO₃ - trioxid de sulf, P₂O₅ - pentaoxid de fosfor, CO₂ - dioxid de carbon, care prin combinare cu apa formează acizii H₂SO₃ - acid sulfuros, H₂SO₄ - acid sulfuric, H₃PO₄ - acid fosforic, H₂CO₃ - acid carbonic:
 
Tot oxizi acizi sunt considerați și oxizii care, deși nu reacționează direct cu apa, rezultă prin deshidratarea unui acid, ca de exemplu, SiO₂, dioxidul de siliciu. care rezultă prin deshidratarea acidului silicic, H₂SiO₄: 

     \(H_4SiO_4\rightarrow SiO_2+2H_2O\)

Oxizii acizi reacționează cu bazele formând o sare și apă. De exemplu, reacția dintre dioxidul de carbon și hidroxidul de calciu, prin care se obține carbonatul de calciu și apă:

     \(CO_2 + Ca(OH)_2\rightarrow CaCO_3+H_2O\)

Oxizii bazici sunt oxizii care prin combinare cu apa formează o bază. Exemple de oxizi bazici sunt: Na₂O - oxid de sodiu, CaO - oxid de calciu, MgO - oxid de magneziu, BaO - oxid de bariu, care, prin combinare cu apa formează bazele: NaOH - hidroxid de sodiu, Ca(OH)₂ - hidroxid de calciu, Mg(OH)₂ - hidroxid de magneziu, Ba(OH)₂ - hidroxid de bariu:

     \(Na_2O+H_2O\rightarrow 2NaOH\)
     \(CaO+H_2O\rightarrow Ca(OH)_2\)
     \(MgO+H_2O\rightarrow Mg(OH)_2\)
     \(BaO+H_2O\rightarrow Ba(OH)_2\)

Tot oxizi bazici sunt considerați și oxizii care, deși nu reacționează cu apa, rezultă prin deshidratarea unei baze, ca de exemplu CuO - oxid de cupru (II), care rezultă prin deshidratarea hidroxidului de cupru, Cu(OH)₂:

     \(Cu(OH)_2\rightarrow CuO+H_2O\)

Oxizii bazici reacționează cu acizii formând o sare și apă. De exemplu, reacția dintre oxidul de cupru (II) și acidul sulfuric, prin care se obține sulfat de cupru și apă:

     \(CuO+H_2SO_4\rightarrow CuSO_4+H_2O\)

Majoritatea oxizilor de metale se comportă ca anhidride de baze. Există însă și oxizi metalici care au caracter de anhidride acide, de exemplu, trioxidul de crom, CrO₃, sau heptoxidul de mangan, Mn₂O₇. 

Oxizii amfoteri (oxizii amfiprotici) sunt oxizii care în reacția cu apa formează fie o bază fie un acid, în funcție de condițiile de reacție. Exemplu de oxid amfoter este oxidul de aluminiu, Al₂O₃, căruia îi corespunde hidroxidul Al(OH)₃, care poate disocia atât ca acid, cât și ca bază. 

Oxizii indiferenți sunt acei oxizi care nu sunt nici anhidride de baze, nici anhidride de acizi, ca de exemplu, CO - monoxidul de carbon, sau N₂O - protoxid de azot. 

Proprietăți
Oxizii sunt, în general, substanțe stabile la încălzire; numai oxizii metalelor nobile (ruteniu, rodiu, paladiu, argint, osmiu, iridiu, platină și aur) se descompun prin încălzire slabă. Majoritatea oxizilor pot fi reduși, prin încălzire cu hidrogen sau cărbune, la elementul de la care provin. 

Metode generale de obținere
Oxizii de pot obține, în general, prin două metode: 

a) Combinarea elementelor cu oxigenul. Aceasta este o metodă directă și reprezintă de fapt oxidarea obișnuită a substanțelor simple. De exemplu: arderea cărbunelui, când rezultă oxizii carbonului; arderea sulfului cu formare de bioxid de sulf; arderea fosforului până la pentoxid de fosfor; sinteza apei. 

b) Descompunerea unor compuși care conțin oxigen în moleculă. Aceasta este o metodă indirectă, deoarece se pornește de la o combinație a elementului respectiv care conține oxigen în moleculă și se descompune ușor. De exemplu, pentru obținerea oxidului de calciu nu se recurge la oxidarea calciului, acesta fiind un metal scump, ci la descompunerea, la temperatură înaltă, a carbonatului de calciu:
 



 






 

Structură

Teoria disocierii electrolitice
Conform teoriei acido-bazice a lui Svante A. Arrhenius, numită și teoria disociației electrolitice, un acid este orice substanță care conține în moleculă hidrogen și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni pozitivi numai ioni de hidrogen, H⁺:

• acidul clorhidric: \(HCl\rightleftharpoons H^++Cl^-\)
• acidul sulfuric: \(H_2SO_4\rightleftharpoons 2H^++SO_4^2-\)
• acidul fosforic: \(H_3PO_4\rightleftharpoons 3H^++PO_4^3-\)

Cum în apă nu pot exista ioni de hidrogen liberi, adică protoni, ci numai ioni de hidroniu, H₃O⁺ (totuși, în practică, se folosește deseori simbolul H⁺ pentru a desemna H₃O⁺), conform teoriei disociației electrolitice, acizii pot fi definiți drept substanțe care care prin schimb de protoni cu apa pot forma ioni de hidroniu, de exemplu: Teoria disocierii electrolitice este limitată la reacții care au loc în apă. Cu timpul s-a observat că mulți alți compuși se comportă ca acizi și ca baze chiar dacă nu e prezentă apa. În 1923, doi chimiști, Thomas Lowry din Anglia și Johannes Brønsted din Danemarca, au ajuns independent și aproape simultan la definiții ale acizilor și bazelor care nu implică apa - ei au observat că proprietatea esențială a unei reacții acido-bazice este transferul unui ion de hidrogen, H⁺ (proton) de la o specie (acidul) la alta (baza). Conform teoriei acido-bazice Brønsted-Lowry, numită și teoria protolitică, un acid este o substanță care poate dona un proton (ion de hidrogen, H⁺), deci este un donor de protoni. 

Conform teoriei protolitice sunt considerați acizi și compuși precum ionul hidroniu, H₃O⁺, ionul amoniu, NH₄⁺, ionul carbonat acid, HCO₃^-.

Conform teoriei lui Arrhenius, HCl este un acid pentru că soluția lui apoasă conține ionul H₃O⁺, ceea ce indică (eronat) faptul că un acid ar putea exista independent de prezența unei baze în soluție. Examinată din perspectiva teoriei protolitice, reacția
 

• acid clorhidric, HCl
• acid bromhidric, HBr
• acid sulfhidric, H₂S
• acid selenhidric, H₂Se.

Oxoacizii sunt acizi poliatomici care conțin hidrogenul protonic legat de oxigen, care la rândul lui este legat de atomul central, R - O - H; deci oxoacizii conțin pe lângă atomul sau atomii de hidrogen și nemetalul X, unul sau mai mulți atomi de oxigen.

Exemple de oxoacizi:

• acid carbonic, H₂CO₃
• acid azotic, HNO₃
• acid azotos, HNO₂
• acid fosforic, H₃PO₄
• acid percloric, HClO₄. 

Prin încălzire, oxoacizii se descompun în oxidul nemetalului respectiv (anhidridă acidă) și apă. De exemplu:

• acidul fosforic: \(2H_3PO_4\rightarrow P_2O_5+3H_2O\)
• acidul sulfuros: \(H_2SO_3\rightarrow SO_2+H_2O\)

Hidracizii, neavând oxigen în moleculă, nu dau anhidride prin descompunere. 

După numărul de atomi de hidrogen înlocuibili din moleculă, acizii se pot clasifica în acizi monobazici sau acizi monoprotici, dibazici sau acizi diprotici, tribazici sau acizi triprotici. De exemplu, acidul clorhidric, HCl, este un acid monobazic (monoprotic); acidul fosforic, H₃PO₄, este un acid tribazic (triprotic). 

• acidul cloros: \(H\overset{+3}{Cl}O_2\)
• acidul azotos: \(H\overset{+3}{N}O_2\)
• acidul fosforos: \(H_3\overset{+3}{P}O_3\)

La un număr de oxidare și mai mic al atomului central, acidul respectiv are numele format cu ajutorul prefixului hipo, menținându-se și sufixul os. De exemplu:

• acidul hipocloros: \(H\overset{+1}{Cl}O\)
• acidul hipofosforos: \(H_3\overset{+1}{P}O_2\)

Proprietăți
Acizii sunt substanțe gazoase sau lichide. La încălzire, oxoacizii se descompun în apă și anhidrida respectivă. Descompunerea variază cu stabilitatea acidului; astfel, acidul carbonic sau acidul sulfuros se descompun ușor, pe când acidul sulfuric sau acidul azotic nu se descompun decât la temperaturi înalte. 

Acizii sunt solubili în apă. Soluțiile de acizi prezintă o serie de proprietăți caracteristice:
a) Acțiunea acizilor asupra indicatorilor: 
Schimbarea culorii indicatorilor este o proprietate caracteristică tuturor soluțiilor de acizi. Acizii pot fi recunoscuți după culoarea pe care o ia indicatorul în prezența lor: 

• soluția de turnesol se colorează în roșu
• soluția de metiloranj devine portocaliu-roz
• soluția de fenolftaleină rămâne incoloră.

b) Reacția dintre acizi și baze:
Acizii pot reacționa cu bazele formând o sare și apă. De exemplu, reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de sodiu:

Teoria acido-bazică Lewis

Conform teoriei protolitice amoniacul este o bază, deci acceptă un proton de la un acid. Atunci când încercăm să înțelegem ce anume face ca amoniacul, NH₃, să fie o bază, observăm că asta se întâmplă deoarece atomul de azot are o pereche de electroni neparticipanți^(*) de care protonul se poate atașa. Pe de altă parte, avem ionul de hidrogen, H⁺, care caută un centru de sarcină negativă care-l face să părăsească un acid, precum acidul clorhidric, HCl, pentru a se atașa de molecula de amoniu. Cu alte cuvinte, prezența unei perechi de electroni neparticipanți în norul electronic al bazei este ceea ce determină transferul protonului:
Într-un sens mai larg decât J. N Brønsted și T. M. Lowry, Gilbert. N. Lewis a definit drept bază o substanță capabilă să furnizeze o pereche de electroni pentru o legătură, iar ca acid, o substanță care poate accepta o pereche de electroni. 

Prin urmare, reacția fundamentală între acizi și baze corespunde la formarea unei legături coordinative, bazele având rol de donor, iar acizii, rol de acceptor. De exemplu, după concepția lui Lewis, la formarea ionului de hidroniu, H₃O⁺: 
 

• atomi, ioni sau molecule care au mai puțin de 8 electroni pe stratul de valență al atomului principal (au un octet incomplet); de exemplu BCl₃ - triclorura de bor, AlCl₃ - clorura de aluminiu, BF₃ - trifluorura de bor; 
• majoritatea cationilor (ioni pozitivi), din moment ce pot accepta electroni; de exemplu Cu2+, Fe3+, Fe2+, etc;
• molecule în care atomul central poate accepta perechi de electroni chiar dacă are deja un octet în stratul de valență (octet extins); de exemplu SiBr₄ - tetrabromură de siliciu, SiF₄ - tetrafluorură de siliciu, SbCl₃ - triclorură de antimoniu, PCl₅ - pentaclorură de fosfor, SF₄ - tetrafluorură de sulf;
• molecule care au legături multiple între doi atomi de electronegativități diferite, de exemplu dioxidul de sulf, SO₂, sau dioxidul de carbon, CO₂. 

Următoarele tipuri de specii chimice sunt baze Lewis:

• anionii (ionii negativi) care au o pereche de electroni neparticipanți; de exemplu H^- - anionul de hidrogen, OH^- - ionul hidroxid, F^- - ionul fluorură, PO₄^3- - ionul fosfat;
• molecule neutre care au o pereche de electroni neparticipanți; de exemplu NH₃ - amoniacul, H₂O - apa, PH₃ - fosfina, speciile de tipul R₃N, ROH, unde R reprezintă un radical acid (vezi Radicali Acizi). 

Teoria transferului de protoni (teoria protolitică sau teoria Brønsted-Lowry)
Au fost definiți drept acizi combinațiile chimice care în soluții apoase formează ioni de hidroniu, H₃O⁺, iar drept baze combinațiile care în soluții apoase disociază ioni de hidroxid, OH^-. Aceste definiții sunt adecvate însă numai pentru soluții apoase, deoarece în soluțiile neapoase nu se pot forma, de exemplu, ioni de hidroniu. 

Ca urmare, J. N. Brønsted  în Danemarca și T. M. Lowry în Anglia, aproape simultan, în 1923, au definit drept acid orice substanță care are tendința de a ceda protoni, iar drept bază, orice substanță care are tendința de accepta protoni. Deci, conform acestei definiții, relația între un acid și o bază este:

Structură

Teoria disociației electrolitice
Conform teoriei acido-bazice a lui Svante A. Arrhenius, numită și teoria disociației electrolitice, o bază este orice substanță care conține în moleculă ioni de hidroxid, OH^-, sau grupa hidroxil, OH, și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni negativi numai ioni de hidroxid.

• hidroxidul de sodiu: \(NaOH\rightarrow Na^++OH^-\)
• hidroxidul de calciu: \(Ca(OH)_2\rightarrow Ca^{2++2}OH^-\)

Teoria protolitică
Teoria disocierii electrolitice este limitată la reacții care au loc în apă. Cu timpul s-a observat că mulți alți compuși se comportă ca acizi și ca baze chiar dacă nu e prezentă apa. În 1923, doi chimiști, Thomas Lowry din Anglia și Johannes Brønsted din Danemarca, au ajuns independent și aproape simultan la definiții ale acizilor și bazelor care nu implică apa - ei au observat că proprietatea esențială a unei reacții acido-bazice este transferul unui ion de hidrogen, H⁺ (proton) de la o specie (acidul) la alta (baza). Conform teoriei acido-bazice Brønsted-Lowry, numită și teoria protolitică, o bază este orice substanță care poate accepta un proton (ion de hidrogen, H⁺), deci este un acceptor de protoni. 

Conform teoriei protolitice, sunt considerate baze și molecule precum amoniacul, NH₃, dar și anioni precum Cl^-, ionul sulfat, SO₄^2-, ionul carbonat, CO₃^2-, ionul sulfat acid HSO₄^- - deoarece acești ioni pot accepta protoni trecând în acizii corespunzători. De exemplu:

• amoniacul, în reacție cu acidul acetic acceptă un proton transformându-se în ionul amoniu: 
  \(NH_3+CH_3COOH\rightarrow NH_4^++CH_3COO^-\)
• la rândul lui, anionul acetat poate să se comporte ca o bază, acceptând un proton și trecând astfel în acidul acetic:
  \(CH_3COO^-+HNO_3\rightarrow CH_3COOH+NO_3^-\)

În continuare, ne vom referi la baze din perspectiva teoriei disociației electrolitice, adică va fi vorba despre acele specii chimice care respectă definiția de baze propusă de S. A. Arrhenius.

Formula generală
Formula generală a bazelor este M^I(OH), unde M^I reprezintă un metal monovalent. Întrucât grupa OH este un radical monovalent, se poate construi formula bazei, cunoscând valența metalului. La scrierea formulei de structură a unei baze se ține seamă că grupa hidroxil este legată prin atomul de oxigen de metalul bazei. De exemplu:
 

• Fe(OH)₂ - hidroxid de fier (II) sau hidroxid feros 
• Fe(OH)₃ - hidroxid de fier (III) sau hidroxid feric. 

Proprietăți
În majoritatea cazurilor, bazele sunt substanțe solide. După solubilitatea lor în apă, ele se clasifică în baze solubile și baze insolubile. Hidroxizii metalelor alcaline, LiOH, NaOH, KOH, RbOH și CsOH, care sunt numiți și alcalii, sunt solubili în apă; hidroxizii metalelor alcalino-pământoase, Be(OH)₂, Mg(OH)₂, Sr(OH)₂ și Ba(OH)₂ sunt mai puțin solubili în apă. O soluție de bază se mai numește și soluție alcalină. Exemple de baze insolubile sunt hidroxizii de cupru, de fier, de aluminiu. 

Hidroxizii metalelor alcaline în soluție concentrată sunt asemănători cu leșia, lunecoși la frecare (asemănători săpunului) și în atingerea cu pielea o irită, producând chiar răni, care sunt dureroase și se vindecă greu. Din această cauză sunt numite substanțe caustice. De altfel, hidroxidul de sodiu și hidroxidul de potasiu, substanțe la care această proprietate este cea mai accentuată, sunt cunoscute în practică sub numele de sodă caustică și potasă caustică. 

La temperaturi înalte, bazele alcaline ușor solubile se topesc, iar cele mai greu solubile se descompun în oxidul bazic corespunzător și apă. De exemplu, hidroxidul de calciu se descompune în oxid de calciu și apă:

• soluția de turnesol se colorează în albastru
• soluția de metiloranj se colorează în galben
• soluția de fenolftaleină se colorează în roșu. 

b) Reacția dintre baze alcaline și acizi: Bazele alcaline reacționează cu acizii și rezultă o sare și apă. De exemplu, reacția dintre hidroxidul de sodiu și acidul clorhidric:

Hidroliza sărurilor
Prin hidroliză se înțelege reacția dintre ionii unei substanțe dizolvate și apă. Cel mai frecvent hidrolizează sărurile. Prin hidroliza sărurilor rezultă acidul și baza de la care a provenit sarea:

Structură
Dacă se tratează soluția unui acid cu o soluție de bază, atunci ionii de hidrogen (respectiv hidroniu, H₃O⁺) se combină cu ionii de hidroxid formând apă:

• clorură de sodiu, NaCl
• sulfat de sodiu, Na₂SO₄
• sulfat de cupru (II), CuSO₄
• carbonat de calciu, CaCO₃. 

Când hidrogenul acidului este înlocuit prin două metale diferite, sărurile rezultate se numesc săruri duble. De exemplu, KAl(SO₄)₂ este un sulfat dublu de aluminiu și potasiu. 

b) Sărurile acide sunt combinații care conțin în moleculă unul sau doi atomi de hidrogen de la acidul de la care a provenit sarea (adică au rezultat în urma reacției dintre mai mulți echivalenți de acid cu un echivalent de bază). De exemplu, în afară de carbonatul de sodiu (care e o sare neutră), Na₂CO₃, mai există un carbonat acid, în care numai un atom de hidrogen a fost înlocuit cu un atom de sodiu, deci în molecula sării a mai rămas un atom de hidrogen; formula acestui carbonat, numit carbonat acid de sodiu, este: NaHCO₃. Se înțelege că:

• acizii monoprotici (monobazici), precum HCl sau HNO₃, având în moleculă numai un atom de hidrogen, nu pot forma săruri acide;
• aczii diprotici (dibazici), precum H₂SO₄ sau H₂CO₃, pot forma un singur tip de săruri acide, și anume săruri care au în moleculă unul din cei doi atomi de hidrogen ai acidului, celălalt atom de hidrogen fiind înlocuit cu un metal (de exemple NaHSO₄ - sulfat acid de sodiu, NaHCO₃ - carbonat acid de sodiu, Ca(HCO₃)₂ - carbonat acid de calciu);
• acizii triprotici (tribazici), precum H₃PO₄ sau H₃AsO₄ (acid arsenic), pot forma două tipuri de săruri acide, și anume:
  1. săruri în care metalul a înlocuit un singur atom de hidrogen al acidului și, prin urmare, în compoziția sării mai există doi atomi de hidrogen; acestea sunt săruri primare sau săruri biacide. De exemplu NaH₂PO₄ - fosfat diacid de sodiu, și NaH₂AsO₄ - arseniat diacid de sodiu. 
  2. săruri în care metalul a înlocuit doi atomi de hidrogen ai acidului și, prin urmare, în compoziția sării mai există un atom de hidrogen; acestea sunt săruri secundare sau monoacide. De exemplu Na₂HPO₄ - fosfat monoacid de sodiu, și Na₂HAsO₄ - arseniat monoacid de sodiu. 

c) Săruri bazice  sau  hidroxizi-săruri sunt combinații care conțin în moleculă una sau mai multe grupe OH de la baza de la care a provenit sarea (adică un rezultat în urma reacției dintre un echivalent de acid cu mai mulți echivalenți de bază). De exemlpu, BiOH(NO₃)₂ și Bi(OH)₂NO₃. În aceste două exemple, grupele OH provin de la hidroxidul de bismut, Bi(OH)₃. 

După cum în molecula sării există una sau două grupe OH, sărurile respective sunt săruri monobazice sau săruri dibazice. 

Clasificarea generală a sărurilor:

• NaH₂PO₄ - fosfat diacid de sodiu, numit și fosfat monosodic
• NaH₂PO₄ - arseniat diacid de sodiu, numit și arseniat monosodic

• Na₂HPO₄ - fosfat monoacid de sodiu, numit și fosfat disodic
• Na₂HAsO₄ - arseniat monoacid de sodiu, numit și arseniat disodic

• Na₃PO₄ - fosfat de sodiu,
• Bi(NO₃)₃ - nitrat de bismut (III) 

• BiOH(NO₃)₂ - nitrat monobazic de bismut, numit și hidroxinitrat de bismut
• Mg(OH)Cl - clorură bazică de magneziu, numit și hidroxiclorură de magneziu

• Bi(OH)₂NO₃ - nitrat dibazic de bismut, numit și dihidroxinitrat de bismut
• Cu₂(OH)₂CO₃ - carbonat dibazic de cupru

Deoarece o sare este formată dintr-un radical acid - un anion, și un metal - un cation, numele sării trebuie să reflecte aceste două componente. 

Numele radicalului acid (al anionului) 
La acizii binari (al căror nume are terminația hidric), anionii au numele format din numele elementului și sufixul ură, De exemplu, acid clorhidric - clorură; acid sulfhidric - sulfură. 

La acizii poliatomici (adică oxoacizii) al căror nume este terminat în ic, anionii au numele format din numele elementului și sufixul at. De exemplu, acid sulfuric - sulfat, acid carbonic - carbonat. 

Terminația it la numele elementului indică o stare inferioară de oxidare a acestuia. De exemplu, acid sulfuros - sulfit, acid azotos - azotit, acid hipocloros - hipoclorit. 

Numele metalului (al cationului)
Când metalul din compoziția sării are o singură stare de oxidare, numele lui rămâne neschimbat; el se leagă de numele anionului prin prepoziția de. De exemplu, clorură de sodiu, sulfat de calciu. 

La sărurile binare, la care metalul poate avea diferite stări de oxidare, proporția stoechiometrică între elemente se indică în mod obișnuit, fie prin prefixele numerice mono, bi, tri, tetra, penta etc. care precedează numele elementului la care se referă, fie prin numere romane care reprezintă numărul de oxidare (sau valența stoechiometrică) a elementului, notate în paranteze imediat după numele acestuia. De exemplu, TiCl₂ se numește biclorură de titan sau clorură de titan (II); TiCl₃ se numește triclorură de titan sau clorură de titan (III); TiCl₄ se numește tetraclorură de titan sau clorură de titan (IV), etc. 

Indicarea valențelor metalului prin sufixele os și ic se restrânge numai pentru elementele care nu prezintă mai mult de două grade de oxidare. De exemplu:

• FeSO₄ - sulfat feros sau sulfat de fier (II)
• Cu₂SO₄ - sulfat cupros sau sulfat de cupru (I)
• Fe₂(SO₄)₃ - sulfat feric sau sulfat de fier (III)
• CuSO4 - sulfat cupric sau sulfat de cupru (II), se mai numește popular și piatră vânătă.

În mod obișnuit, pentru a indica o sare acidă se intercalează cuvântul acid între numele radicalului acid și numele metalului sării respective (nume care rămâne neschimbat). De exemplu, NaHCO₃ se numește carbonat acid de sodiu. După o nomenclatură mai veche, numele sării acide se formează cu ajutorul prefixului bi la radicalul acid. De exemplu, în loc de carbonat acid de sodiu se mai spune bicarbonat de sodiu. După nomenclatura internațională numele unei sări ce conține hidrogen acidic, adică o sare acidă, se formează cu ajutorul cuvântului hidrogen (care indică hidrogenul prezent în moleculă ce poate fi înlocuit) notat imedait după numele anionului. De exemplu, NaHSO₄ - sulfat de hidrogen și sodiu. 

Când acizii de la care derivă sarea sunt tribazici, pentru a deosebi între ei sărurile acide, cuvântul acid intercalat între numele radicalului acid și al metalului este completat cu prefixul mono și di, după cum sarea conține unul sau doi atomi de hidrogen. De exemplu: NaH₂PO₄ - fosfat diacid de sodiu; Na₂HPO₄ - fosfat monoacid de sodiu. 

Diferența dintre mai multe săruri ale aceluiași acid se mai exprimă ținând seamă de numărul atomilor de metal care intră în compoziția sării prin prefixele mono, di, tri, adăugate la numele metalului. De exemplu, NaH₂PO₄ - fosfat monosodic, Na₂HPO₄ - fosfat disodic, Na₃PO₄ - fosfat trisodic. 

Pentru a indica o sare bazică se intercalează cuvântul bazic între numele radicalului acid și numele metalului sării respective. De exemplu, Cu₂(OH)₂CO₃ - carbonat bazic de cupru, Pb₂(OH)₂(CO₃)₂ - carbonat bazic de plumb. 

Sistemul prezent de nomenclatură a sărurilor bazice folosește prefixele hidroxi, respectiv oxi la anion. De exemplu, Mg(OH)Cl - hidroxiclorură de magneziu, BiOCl - oxiclorură de bismut. 

Proprietăți
Sărurile sunt substanțe solide, de cele mai multe ori cristalizate. Unele dintre ele sunt colorate, de exemplu sărurile de cupru, fier, mangan, cobalt, nichel, etc. Solubilitatea sărurilor în apă este diferită - unele dintre ele sunt foarte solubile, iar altele au solubilitate atât de redusă, încât practic pot fi considerate insolubile. În soluție, sărurile sunt disociate în ioni. 

a) Reacția dintre săruri și metale. În unele cazuri, metalele pot reacționa cu săruri formând o altă sare și punând în libertate metalul sării inițiale. De exemplu, zincul înlocuiește cuprul din sulfatul de cupru; cuprul se depune în stare metalică, iar zincul trece sub formă de sulfat de zinc:

• reacția dintre o anhidridă acidă și o bază; de exemplu, reacția dintre dioxidul de carbon și hidroxidul de calciu, când se obține carbonatul de calciu și apă:

• reacția dintre un acid și o anhidridă bazică; de exemplu, reacția dintre acidul sulfuric și oxidul de cupru, când se obține sulfatul de cupru și apă:

• reacția dintre o anhidridă acidă și o anhidridă bazică; de exemplu, la încălzirea, din dioxidul de siliciu și oxidul de calciu se obține silicatul de calciu:

Neutralizarea
Neutralizarea este procesul chimic prin care un acid reacționează cantitativ cu o bază iar soluția obținută este neutră, adică nu are nici caracter acid, nici caracter bazic; produșii de reacție sunt o sare și apă.

O soluție se numește neutră dacă nu are nici caracter acid nici caracter bazic. De aceea, pentru neutralizarea unei soluții diluate de acid tare trebuie introdusă în soluție o bază tare pentru ca ionii OH^- ai bazei să neutralizeze reacția acidă produsă de prezența ionilor H⁺ (adică H₃O⁺) ai acidului din soluție. În mod similar, pentru a neutraliza o soluție diluată de bază tare trebuie introdus în soluție un acid tare. Ca exemplu, se consideră neutralizarea acidului clorhidric cu hidroxid de sodiu. Acidul clorhidric, cum și hidroxidul de sodiu sunt electroliți tari, deci, practic, complet disociați în soluție:
Prin formarea moleculelor de apă dispar proprietățile acide, produse de prezența în exces a ionilor H₃O⁺, și cele bazice, cauzate de prezența în exces a ionilor OH^-, iar soluția capătă un caracter neutru, determinat de egalitatea în concentrație a ionilor H₃O⁺ și OH^-. Momentul când toți ionii H₃O⁺ și OH^- existenți în soluție se combină pentru a forma apă reprezintă momentul de neutralizare. 

Dovadă că reacția fundamentală, când se tratează o soluție diluată de acid tare cu o soluție diluată de bază tare, constă în formarea moleculelor de apă din ioni H₃O⁺ și OH^-, este că variația entalpiei, \(\Delta H\), care însoțește neutralizarea unui acid tare cu o bază tare în soluție diluată, are o valoare constantă de 13,69 kcal, la 20^oC, indiferent de acidul tare și baza tare care reacționează:  Prin urmare, căldura de neutralizare este, practic, independentă de natura acidului și a bazei existente în soluție diluată. 

Dacă se tratează, însă, un acid tare cu o bază slabă, pe lângă procesul de formare a moleculelor de apă, mai are loc și procesul de ionizare a electrolitului slab. Ca exemplu, când se amestecă o soluție de acid clorhidric cu o soluție de hidroxid de amoniu rezultă o soluție care, în primul moment, conține un număr mare de ioni H₃O⁺ și Cl^-: Ionii H₃O⁺ și OH^- se combină formând moleculele de apă, practic nedisociate, ceea ce are drept urmare disociația unei alte cantități de molecule NH₄OH, și așa mai departe. În modul acesta, aproape toate moleculele de NH₄OH disociază. 

Deci, în reacția dintre un acid tare și o bază slabă, moleculele de apă se formează pe măsura desfășurării reacției. Deoarece ionii H₃O⁺ proveniți de la acid reacționează cu ionii OH^- proveniți de la bază, pentru ca echilibrul să se mențină, disociația bazei continuă cât timp se pot forma ioni OH^-. Prin urmare, neutralizarea unei baze slabe cu un acid tare este reprezentată în întregime prin reacția:  Cum disociația bazei slabe este însoțită de o absorbție de căldură, variația entalpiei acestei reacții este mai mică decât la reacția de neutralizare între un acid tare și o bază tare:
Similar, dacă se tratează un acid slab cu o bază tare, prin faptul că ionii OH^- proveniți de la bază reacționează cu ionii H₃O⁺ proveniți de la acid, pentru ca echilibrul să se mențină, disociația acidului continuă cât timp se pot forma ioni H₃O⁺. De exemplu, neutralizarea acidului acetic cu o bază tare este reprezentată prin reacția: Pentru că și disociația acidului slab este însoțită de o absorbție de căldură, variația entalpiei unei asemenea reacții este mai mică decât la reacția de neutralizare între un acid tare și o bază tare.

Prin urmare, efectul termic al reacției de neutralizare a unui acid tare cu o bază slabă sau a unui acid slab cu o bază tare depinde de natura combinațiilor. 

La neutralizarea acizilor slabi cu baze slabe se stabilesc echilibre care depind de tăria acidului și a bazei. 

Determinarea punctului la care se produce saturarea acizilor cu bazele, adică a punctului de echivalență, se face prin titrări; în acest scop se folosesc indicatori acido-bazici.