Poza prostymi solami, składającymi się z jednej reszty kwasowej i kationu metalu istnieją też układy bardziej skomplikowane – hydraty (związki z wodą krystalizacyjną) wodorosole (związki, w których w reszcie kwasowej pozostała część atomów wodoru z kwasu), hydroksosole (związki, w których przy atomie metalu pozostała część jonów \(OH^{-}\) ) oraz sole mieszane – sole, które składają się z więcej niż jednego kationu metalu lub z więcej niż jednego anionu reszty kwasowej.

Związek będący hydratem zapisujemy jako: \(związek·x\ H_{2}O\) . Zapis ten oznacza, iż na poziomie molekularnym na jedną cząsteczkę związku przypada \(x\) cząsteczek wody. Hydraty najczęściej tworzą sole, ale mogą wystąpić też hydraty innych związków, również organicznych. Związki takie zbudowane są z „normalnych” kationów i anionów jak inne sole oraz dodatkowo cząsteczek wody, które umieszczone są w sieci koordynacyjnej. Związki takie nazywamy przez podanie nazwę soli, następnie napisanie myślnika i woda. W nawiasie podaje ilość cząsteczek soli i wody w jednostce powtarzalnej, tak aby były to wielkości całkowite. Przykładem jest hydrat:

\[CuF_{2}·2H_{2}O\]

Zbudowany jest on z następujących jonów:

\[Cu^{2 +}\ 2F^{-}\]

Natomiast jego nazwa to:

\[fluorek\ miedzi\ (II) - woda\ (1 - 2)\]

Analogicznie chcąc zapisać wzór azotanu (V) –amonu – woda (1 - 10) ustalam wzór soli jako \(NH_{4}NO_{3}\) , a następnie dopisuje 10 cząsteczek wody:

\[NH_{4}NO_{3}·10H_{2}O\]

\[NH_{4}NO_{3}·10H_{2}O -^{aq} \rightarrow NH_{4}^{+} + NO_{3}^{-} + 10H_{2}O\]

Hydraty po rozpuszczeniu w wadzie dysocjują na jony z których są zbudowane, natomiast cząsteczki wody w hydracie mieszają się z cząsteczkami rozpuszczalnika. Roztwór taki jest nierozróżnialny z roztworem sporządzonym przez rozpuszczenie takiej samej ilości soli bezwodnej w takiej samej ilości wody sumarycznej.

Kilka lat temu hydraty nazywane były nie przez system podawania ilości soli do wody, a przez system przedrostków, który mówił ile wody przypada na jedną cząsteczkę związku w hydracie.

I tak np. dihydrat siarczanu wapnia to \(CaSO_{4}·2H_{2}O\) , dla trzech wód przedrostek był tri, potem tetra, penta, heksa… System ten chociaż przestarzały warto kojarzyć, bo występuje w zadaniach.

Kolejną nietypową klasą są wodorosole. Jest to klasa związków, w których, w przeciwieństwie do normalnych soli nie usunęliśmy wszystkich wodorów przy reszcie kwasowej. Wartościowość tak uzyskanej reszty kwasowej jest oczywiście inna niż w przypadku normalnej reszty kwasowej, ale dalej możemy powiedzieć, że jest ona równa ilości urwanych wodorów z kwasu. Nazwę tego typu związków podajemy przez zapis reszty wodorokwasowej, a następnie podanie, jaki metal tworzy sół. Np. wodorosiarczan (VI) baru – widzimy, że reszta kwasowa pochodzi od kwasu siarkowego (VI), przy którym pozostał jeden wodór – stąd wodoro w nazwie. Anion będzie ten miał wzór \(HSO_{4}\) i będzie jednoujemny, bo usunęliśmy m jeden wodór z kwasu \(H_{2}SO_{4}\) . Kation metalu to kation baru jest on dwudodatni, z uwagi na to, że bar leży w drugiej grupie układu okresowego. Wzór soli można wyprowadzić metodą krzyżową:

\[Ba^{II}\left( HSO_{4} \right)^{I}\]

W związku, z czym wzór soli to:

\[Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\]

W reszcie kwasowej może być pozostawiony więcej niż jeden atom wodoru. Uwzględniamy to przedrostkami diwodoro tzn. dwa pozostawione wodory, triwodoro – trzy pozostawione wodory, ewentualnie jeżeli chce podkreślić, iż został pozostawiony jeden wodór może stosować przedrostek mono

Np. triwodorodifosforan(V) chromu (III) znaczy, iż w reszcie kwasowej kwasu difosfororowego \(H_{4}P_{2}O_{7}\) pozostawiliśmy trzy wodory, a więc mamy anion \(H_{3}PO_{4}^{-}\) . Anion ten jest jednoujemny bo tyle wodorów pozostawiliśmy. Chrom w tym wypadku jest trójwartościowy, co znaczy, że wzór soli to:

\[Cr^{III}\left( H_{3}P_{2}O_{7} \right)^{I}\]

Czyli stosując metodę krzyżową mamy:

\[Cr\left( H_{3}P_{2}O_{7} \right)_{3}\]

Rozpoznawanie wodorosoli jest w sumie bardzo proste, bo mamy dodatkowe wodory przy reszcie kwasowej:

\[NaH_{2}AsO_{4}\]

Widzimy, iż metal tworząc to sód. Reszta kwasowa pochodzi od kwasu arsenowego \(H_{3}AsO_{4}\) . Reszta ta ma dodatkowo dwa wodory, więc związek nazywamy jako diwodoroarsenian sodu.

Otrzymywanie wodorosoli jest w sumie banalnie proste gdyż używamy tych samych metod, co dla soli, tylko zmieniamy proporcje reagentów tak, aby uzyskać zbilansowanie reagentów.

Rozpatrzmy otrzymywanie wodorosiarczanu baru, \(Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\) . Związek ten można otrzymać jako

Metal+kwas

\[Ba + 2H_{2}SO_{4} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2} + H_{2}\]

Wodorek metalu + kwas

\[BaH_{2} + 2H_{2}SO_{4} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2} + 2H_{2}\]

Tlenek metalu + kwas

\[BaO + 2H_{2}SO_{4} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2} + H_{2}O\]

Wodorotlenek metalu + kwas

\[Ba(OH)_{2} + H_{2}SO_{4} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2} + 2H_{2}O\]

W przypadku reakcji z użyciem tlenków czasem woda może pojawić się z nieoczekiwanej stronie, albo w ogóle się nie pojawić:

\[BaO + 2SO_{3} + H_{2}O \rightarrow \ Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\]

\[Ba(OH)_{2} + 2SO_{3} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\]

Dodatkową metodą otrzymywania jest użycie reakcji kwasu (lub tlenku kwasowego odpowiedniego i wody) + sól

\[BaSO_{4} + H_{2}SO_{4} \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\]

\[BaSO_{4} + SO_{3} + H_{2}O \rightarrow Ba\left( HSO_{4} \right)_{2}\]

Wodorosole również mogą wystąpić jako hydraty:

\[NaHCO_{3}·10H_{2}O\]

Wodorowęglan sodu –woda (1-10)

Analogicznie do wodorosoli może wystąpić sytuacja, w której po reakcji pozostały grupy \(OH\) pochodzące od wodorotlenku metalu. Takie związki nazywamy hydroksosolami; nomenklatura polega na podaniu ilości grup wodorotlenkowych oraz ilości reszt kwasowych. Kolejność podawani anionów jest alfabetyczna (wodorotlenek na końcu) a więc przedrostki liczbowe nie mają wpływu na kolejność.

Poniżej przedstawiono kilka przykładów:

\[Mg_{2}(OH)PO_{4}\]

Fosforan (V) wodorotlenek magnezu

\[Al(OH)_{2}Cl\]

Chlorek diwodorotlenek glinu

\[Al(OH)Br_{2}\]

Dibromek wodorotlenek glinu.

\[\left( Fe(OH)_{2} \right)_{2}SO_{4}\]

Siarczan (VI) dihydroksożelaza (III)

Siarczan (VI) diwodorotlenek żelaza(III)

Otrzywanie hydroksoli jest analogiczne do otrzymywania normalnych soli, tabelka otrzymywania soli również działa, jednak analogicznie jak w przypadku wodorosoli, reakcje różnią się stechiometrią oraz woda może być po stronie substratów – należy ją zbilansować na końcu. Nie ma zastosowania metoda metal + kwas, natomiast metodę wodorek metalu + kwas można użyć, o ile jest wodorek danego metalu występuje

Wodorek +kwas

\[CaH_{2} + H_{2}SO_{4} + H_{2}O \rightarrow Ca(OH)HSO_{4} + 2H_{2}\]

Tlenek+ kwas

\[Fe_{2}O_{3} + 4HCl \rightarrow 2Fe(OH)Cl_{2} + H_{2}O\]

Wodorotlenek +kwas

\[2Al(OH)_{3} + H_{2}SO_{4} \rightarrow \left( Al(OH)_{2} \right)_{2}SO_{4} + 2H_{2}O\]

Tlenek metalu + tlenek niemetalu

\[2MgO + SO_{3} + H_{2}O \rightarrow (MgOH)_{2}SO_{4}\]

Wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu

\[2Zn(OH)_{2} + SO_{3} \rightarrow (ZnOH)_{2}SO_{4} + H_{2}O\]

I analogicznie do wodorosoli mogę również otrzymać hydroksosole przez reakcje odpowiednich wodorotlenków (lub zasadowych tlenków metali i wody) z solami metali

\[Ba(OH)_{2} + BaCl_{2} \rightarrow 2Ba(OH)Cl\]

\[2Al(OH)_{3} + AlCl_{3} \rightarrow 3Al(OH)_{2}Cl\]

\[Al(OH)_{3} + 2AlCl_{3} \rightarrow 3Al(OH)Cl_{2}\]

Kolejnymi związkami, które mogą wystąpić są tzw. sole mieszane, czyli sole, które zbudowane są z kationów dwóch różnych metali i jednej reszty kwasowej lub na odwrót – jednego kationu metalu i dwóch różnych reszt kwasowych.

Dla tych związków dobrze jest przytoczyć prawo elektroobojętności, czyli, że ładunek dodatni jonów musi równoważyć ładunek ujemny.

Nazywając te sole wymieniamy w kolejności alfabetycznej najpierw reszty kwasowe tworzące związek, a następnie kationy metalu. Liczebniki określające ilość danych jonów (di, tri, tetra…) nie mają znaczenia dla ustalania kolejności alfabetycznej. Dla soli, w których mamy jeden rodzaj kationu lub anionu nie musimy podawać jego ilości, bo ilość ta wprost wynika z bilansu ładunku. Poniżej kilka przykładów soli, wraz z jonami z jakich są zbudowane oraz nazwami

\[FeCl_{2}NO_{3}\]

\[Fe^{3 +} + 2Cl^{-} + NO_{3}^{-}\]

azotan(V) dichlorek żelaza (III)

\[NaAl\left( SO_{4} \right)_{2}\]

\[Na^{+}\ \ Al^{3 +}\ \ 2SO_{4}^{2 -}\]

(di) Siarczan(VI) glinu sodu

\[\ \left\lbrack Cu(OH) \right\rbrack_{2}CO_{3}.\]

\[2Cu^{2 +}\ 2OH^{-}\ CO_{3}^{2 -}\]

Weglan diwodorotlenek miedzi (II)

Sole te otrzymujemy tak jak normalne sole, ale używamy dwóch różnych kwasów, albo dwóch różnych związków metali.

\[PbO + HCl + HF \rightarrow PbClF + H_{2}O\]

Przykładem często występującymi w przyrodzie są ałuny czyli związki zawierające kation glinu, kation metalu pierwszej grupy i aniony siarczanowe

\[KAl\left( SO_{4} \right)_{2}\]

Siarczan(VI) glinu potasu

Siarczan triamonu potasu

\[\left( NH_{4} \right)_{3}K\ \left( SO_{4} \right)_{2}\]

Sole mieszane również mogą tworzyć hydraty.

Siarczan triamonu potasu - woda 1/12

\[\left( NH_{4} \right)_{3}K\ \left( SO_{4} \right)_{2}·12\ H_{2}O\]

Natomiast stare nazewnictwo hydratu (sprzed dwoch –trzech lat)

Monohydrat Siarczanu triamonu potasu \(\left( NH_{4} \right)_{3}K\ \left( SO_{4} \right)_{2}·1\ H_{2}O\)

Dihydart

Trihydrat