Άλας
 Πάρα πολλά άλατα βρίσκονται σε αφθονία στη φύση με τη μορφή ορυκτών, πετρωμάτων και μεταλλευμάτων. Υπάρχουν, επίσης, και ως συστατικά ζωντανών οργανισμών. Ενδεικτικά αναφέρονται : Αμμωνιακά άλατα (π.χ. NH4Cl, NH4NO3 κ.ά.): Προέρχονται από τη σήψη αζωτούχων οργανικών ενώσεων και παίρνουν ορυκτές μορφές όπως το γουανό. Νιτρικά άλατα : Βρίσκονται ως ορυκτά όπως το νίτρο της Χιλής (NaNO3) και το νίτρο των Ινδιών (KNO3). Φωσφορικά και ανθρακικά άλατα : Πολυάριθμα ορυκτά όπως ο απατίτης [Ca5(PO4)3F], ο φωσφορίτης [Ca3(PO4)2], ο λευκόλιθος (μαγνησίτης) (MgCO3), ο δολομίτης (MgCO3.CaCO3), ο ασβεστίτης (CaCO3), ο ψιμμυθίτης (PbCO3) κ.ά. Το ανθρακικό ασβέστιο αποτελεί το κυριότερο συστατικό των κελυφών των μαλακίων και απαντά στα οστά του σκελετού των σπονδυλωτών μαζί με το φωσφορικό ασβέστιο. Θειικά άλατα : Ορυκτά όπως ο κιζερίτης (MgSO4), η γύψος (CaSO4.2H2O) και ο βαρύτης (BaSO4). Θειούχα άλατα : Μεταλλεύματα όπως ο γαληνίτης (PbS) και ο σφαλερίτης (ZnS), ορυκτά όπως ο σιδηροπυρίτης (FeS2), ο κινναβαρίτης (HgS) και ο χαλκοπυρίτης (CuFeS2). Χλωριούχα άλατα : Σε αφθονία στο θαλασσινό νερό περιέχεται το χλωριούχο νάτριο ενώ ως ορυκτό υπάρχει το ορυκτό άλας (NaCl). Πυριτικά άλατα : Αποτελούν το μεγαλύτερο μέρος του στερεού φλοιού της γης. Έχουν ως δομική μονάδα το ιόν SiO44- όπως ο ολιβίνης. Η ταξινόμηση των αλάτων μπορεί να γίνει με διάφορα κριτήρια : Ουδέτερα άλατα. Σ' αυτά το ανιόν είναι μονοατομικό ή πολυατομικό. Π.χ. NaCl, (NH4)2CO3, KH, CaHPO3, (CH3COO)2Ca, CH3ONa κ.ά. Όξινα άλατα. Σ' αυτά το ανιόν είναι πολυατομικό και περιέχει ένα ή περισσότερα άτομα υδρογόνου που μπορούν να αποδοθούν ως πρωτόνια σε υδατικό διάλυμα. Ανάλογα με τον αριθμό αυτών των υδρογόνων διακρίνονται σε μονόξινα (π.χ. KHS, NaHSO4 κ.ά.) ή πολυόξινα άλατα (π.χ. NaH2AsO4 κ.ά.). Βασικά άλατα. Περιέχουν δύο διαφορετικά ανιόντα, από τα οποία το ένα είναι υδροξύλιο (ΟΗ-). Π.χ. Mg(OH)Cl, Pb(OH)2.2PbCO3,Bi(OH)2NO3 κ.ά. Απλά άλατα. Το κατιόν είναι μέταλλο ή ΝΗ4+ π.χ. CaSO4, Mg(OH)Cl, NH4Cl, HCOONH4 κ.ά. Μικτά άλατα. Περιέχουν δύο θετικά ιόντα π.χ. KNaCO3, NH4MgPO4 κ.ά. Διπλά άλατα. Σχηματίζονται με τη συγκρυστάλλωση μίγματος δύο απλών αλάτων σε ορισμένη αναλογία π.χ. CaCO3.MgCO3, K2SO4.Fe2(SO4)3.24H2Ο κ.ά. Όταν ένα διπλό άλας διαλύεται στο νερό, το διάλυμα περιέχει όλα τα ιόντα από τα οποία αποτελείται αυτό. Σε κατάλληλες συνθήκες, το άτομο του υδρογόνου μπορεί να προσλάβει ένα ηλεκτρόνιο και να αποκτήσει δύο ηλεκτρόνια στην 1η ηλεκτρονιακή στιβάδα (αυτό συμβολίζεται ως 1s2). Η πρόσληψη αυτή μπορεί να γίνει μόνο από άτομα που εύκολα χάνουν ηλεκτρόνιο όπως είναι τα αλκάλια ή οι αλκαλικές γαίες. Έτσι, το Η ενώνεται με στοιχεία από την 1η ή 2η ομάδα του περιοδικού πίνακα, σχηματίζοντας τα αλατοειδή υδρογονίδια. Τα υδρογονίδια αυτά, που έχουν τύπους όπως KH, NaH, CaH2, BaH2 κ.λ.π., μοιάζουν και συμπεριφέρονται σαν άλατα. Τα αλατοειδή υδρογονίδια θα μπορούσαν να ταξινομηθούν και στα απλά ή και στα ουδέτερα άλατα. Έτσι ονομάζονται τα άλατα στα οποία το ανιόν ή το κατιόν ή και τα δύο είναι σύμπλοκα ιόντα δηλαδή ιόντα που σχηματίζονται με τη συνένωση ενός απλού ιόντος με ένα ή περισσότερα ετερώνυμα φορτισμένα ιόντα ή με μόρια ή και τα δύο. Π.χ. K4[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]Cl κ.ά. Ένυδρα άλατα. Είναι τα άλατα τα οποία συγκρατούν ορισμένο αριθμό μορίων νερού (κρυσταλλικό νερό) για το σχηματισμό του κρυσταλλικού τους πλέγματος. Το νερό αυτό συνήθως μπορεί να απομακρυνθεί εύκολα με θέρμανση και το ένυδρο άλας μετατρέπεται σε άνυδρο. Π.χ. CuSO4.5H2O, CaSO4.2H2Ο κ.ά. Άνυδρα άλατα. Είναι τα άλατα τα οποία δεν συγκρατούν μόρια νερού για να σχηματίσουν το κρυσταλλικό τους πλέγμα. Μη οξυγονούχα ουδέτερα άλατα. Αν ο τύπος του άλατος δεν περιέχει οξυγόνο τότε έχει κατάληξη "-ούχο" : NaCl = χλωριούχο νάτριο, Ag2S = θειούχος άργυρος, NH4CN = κυανιούχο αμμώνιο, Al(HS)3= όξινο θειούχο αργίλιο, FeCl2 = χλωριούχος σίδηρος (ΙΙ), FeCl3 = χλωριούχος σίδηρος (ΙΙΙ) κ.λ.π.Τα αλατοειδή υδρογονίδια ονομάζονται "υδρίδια" ή "υδρογονούχα" : ΚΗ = υδρίδιο του καλίου ή υδρογονούχο κάλιο κ.λ.π.Οξυγονούχα ουδέτερα άλατα. Αν ο τύπος του άλατος περιέχει οξυγόνο τότε το όνομά του αρχίζει με το όνομα του ανιόντος : KNO3 = νιτρικό κάλιο, Na2SO4 = θειικό νάτριο, CaSO3 = θειώδες ασβέστιο, Cu2SO4 = θειικός χαλκός (Ι), CuSO4 = θειικός χαλκός (ΙΙ), (NH4)2CO3 = ανθρακικό αμμώνιο, AgHSO3 = όξινος θειώδης άργυρος, NaH2PO4 = δισόξινο φωσφορικό νάτριο κ.λ.π. Βασικά άλατα. Στο όνομα ενός τέτοιου άλατος προτάσσεται ένα προσδιοριστικό όπως βασικός, διβασικός κ.λ.π. ανάλογα με τον αριθμό των ΟΗ- : Mg(OH)Cl = βασικό χλωριούχο μαγνήσιο, Al(OH)2Cl = διβασικό χλωριούχο αργίλιο κ.λ.π. Ένυδρα άλατα. Το όνομα ενός ένυδρου άλατος προκύπτει από το όνομα του απλού άλατος με πρόταξη της λέξης ένυδρο(ς) και σε παρένθεση τον αριθμό των μορίων νερού : MgSO4.7H2Ο = ένυδρο (7) θειικό μαγνήσιο κ.λ.π. Ονομάζονται όμως και ως εξής "υδρίτες" : CaCl2.6H2Ο = εξαϋδρίτης χλωριούχου ασβεστίου, CuSO4.5H2Ο = πενταϋδρίτης θειικού χαλκού κ.λ.π. Διπλά άλατα. Έχουν συνήθως εμπειρικά ονόματα : KCl.MgCl2.6H2Ο = καρναλίτης, AlF3.NaF = κρυόλιθος κ.λ.π. Μικτά άλατα. KNaSO4 = θειικό καλιονάτριο , Ca(OCl)Cl = χλώριο-υποχλωριώδες ασβέστιο (χλωράσβεστος) Σύμπλοκα άλατα. Έχουν συνήθως ειδικές ονομασίες. Προτάσσεται το όνομα του συμπλόκου ανιόντος : K4[Fe(CN)6] = εξακυανοσιδηρικό (ΙΙ) κάλιο, K3[Fe(CN)6] = εξακυανοσιδηρικό (ΙΙΙ) κάλιο , [Ag(NH3)2]Cl = χλωριούχος διαμμινοάργυρος κ.λ.π. Τα οργανικά άλατα ακολουθούν τους κανόνες ονοματολογίας της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (I.U.P.A.C.). Γενικά το όνομα ενός άλατος καρβοξυλικού, ιμιδικού, υδραζονικού ή υδροξαμικού οξέος, σχηματίζεται με την αντικατάσταση της λέξης "οξύ" του αντίστοιχου οξέος, από το όνομα του κατιόντος : CH3-CH2-COONa = προπανικό νάτριο, CH3COONH4 = αιθανικό αμμώνιο, (COO)2Ca = οξαλικό ασβέστιο κ.λ.π. Πολλά άλατα παρασκευάζονται με ειδικές μεθόδους όπως π.χ. το Na2CO3 με τη μέθοδο Leblanc και τη μέθοδο Solvay. Άλατα παρασκευάζονται και με βιομηχανικές κατεργασίες των ορυκτών. Οι γενικές, κυρίως εργαστηριακές, παρασκευές των αλάτων είναι : Με αντίδραση της μορφής "οξύ + βάση→ άλας + νερό".Έτσι παρασκευάζονται ουδέτερα άλατα π.χ. Ba(OH)2 + H2SO4→ BaSO4↘ + H2O. Με αντίδραση του σχήματος "όξινο οξείδιο + βασικό οξείδιο→ άλας" π.χ. CaO + CO2→ CaCO3 Με αντίδραση του σχήματος "όξινο οξείδιο + βάση→ άλας + νερό" εφόσον σχηματίζεται ίζημα π.χ. CO2 + Ca(OH)2→ CaCO3↘ + H2O. Με αντίδραση του τύπου "βασικό οξείδιο + οξύ→ άλας + νερό" π.χ. MgO + H2SO4→ MgSO4 + H2O. Έτσι σχηματίζονται και τα μικτά άλατα : 2Pb(OH)2 + CO2→ Pb(OH)2.PbCO3 + H2O. Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + άλας2→ άλας3 + άλας4", εφόσον σχηματίζεται ίζημα π.χ. AgNO3 + KCN→ KNO3 + AgCN↘, Hg2(NO3)2 + 2NaCl→ 2NaNO3 + Hg2Cl2↘. Έτσι σχηματίζονται και σύμπλοκα άλατα : AgCN + KCN→ K[Ag(CN)2]. Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + βάση1→ άλας2 + βάση2" εφόσον σχηματίζεται ίζημα ή εκλύεται αέριο π.χ. CuSO4 + 2NaOH→ Na2SO4 + Cu(OH)2↘. Έτσι σχηματίζονται και διπλά άλατα : 2CuSO4 + 2NH3 + 2H2O→ Cu(OH)2.CuCO4↘ + (NH4)2SO4. Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + οξύ1→ άλας2 + οξύ2" εφόσον σχηματίζεται ίζημα ή εκλύεται αέριο. π.χ. 2NH4Cl + H2PtCl6→ (NH4)2PtCl6↘ + 2HCl Με αντίδραση "μέταλλο + αμέταλλο→ άλας" π.χ. Zn + Cl2→ ZnCl2. Έτσι σχηματίζονται και τα υδρίδια στους 700 °C : Ca + H2→ CaH2. Με αντίδραση του τύπου "μέταλλο + οξύ→ άλας + ..." π.χ. Zn + Cl2→ ZnCl2, 3Ag + HNO3→ 3AgNO3 + NO + 2H2O. Επίδραση NaOH, KOH, Ca(OH)2 σε αμέταλλο ή σε Al, Zn, Sn : Ca(OH)2 + Cl2→ H2Ο + CaOCl2, Zn + 2NaOH→ Na2ZnO2 + H2↗. Με συνδυασμό ηλεκτρόλυσης και άλλης αντίδρασης όπως π.χ. για την παρασκευή Na2CO3 : Μετά την ηλεκτρόλυση διαλύματος NaCl και το σχηματισμό NaOH, διαβιβάζεται CO2 οπότε : 2NaOH + CO2→ Na2CO3 + H2O. Από θερμική διάσπαση : 2NaHCO3→ Na2CO3 + CO2 + H2O. Τα ουδέτερα, τα όξινα και τα βασικά άλατα αντιδρούν με άλλα άλατα, με οξέα, με βάσεις αλλά και με ανυδρίτες σύμφωνα με τα γενικά σχήματα : "Ουδέτερο άλας1 + οξύ1→ Ουδέτερο άλας2 + οξύ2" : CaF2 + H2SO4→ CaSO4↘ + 2HF↗ "Ουδέτερο άλας1 + βάση1→ Ουδέτερο άλας2 + βάση2" : NH4Cl + NaOH→ NaCl + NH3↗ + H2O "Ουδέτερο άλας1 + Ουδέτερο άλας2→ Ουδέτερο άλας3 + Ουδέτερο άλας4" : AgNO3 + CaCl2→ 2AgCl↘ + Ca(NO3)2 "Όξινο άλας + βάση (ή ο ανυδρίτης της) με κοινό κατιόν→ Ουδέτερο άλας + νερό" : NaHSO4 + NaOH→ Na2SO4 + H2O, Ba(HCO3)2 + BaO→ 2BaCO3 + H2O. "Όξινο άλας + βάση (ή ανυδρίτης) με διαφορετικό κατιόν→ μικτό άλας (ή δύο ουδέτερα) + νερό" : NaHCO3 + KOH→ KNaCO3 + H2O, Mg(HCO3)2 + CaO→ MgCO3↘ + CaCO3↘ + H2O "Βασικό άλας + οξύ (ή ο ανυδρίτης του) με κοινό ανιόν→ Ουδέτερο άλας + νερό" : Mg(OH)Cl + HCl→ MgCl2 + H2OΤα άλατα μπορούν να δράσουν τόσο ως αναγωγικά όσο και ως οξειδωτικά σώματα : Ως αναγωγικά συμπεριφέρονται όταν περιέχουν στοιχείο με μεταβλητό αριθμό οξείδωσης και αυτός αυξάνεται στα προϊόντα π.χ. Fe2+ —> Fe3+, Sn2+ —> Sn4+, ΚΝ+3Ο2 —> ΚΝ+5Ο3 κ.λ.π. Π.χ. : FeBr2 + 1/2Br2→ FeBr3. Τα υδρίδια είναι ισχυρές αναγωγικέ ενώσεις, ιδιαίτερα το LiH και το CaH2. Ως οξειδωτικά συμπεριφέρονται όταν περιέχουν στοιχείο με μεταβλητό αριθμό οξείδωσης και αυτός μειώνεται στα προϊόντα π.χ. Fe3+ —> Fe2+, Sn4+ —> Sn2+, KMn+7O4 + H+ —> Mn2+, K2Cr2+6O7 + H+ —> Cr3+ κ.λ.π. Π.χ. KMnO4 + 8HBr→ MnBr2 + KBr + 5/2Br2 + 4H2O,K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4→ Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O.Τα άλατα διασπώνται με θέρμανση δίνοντας διάφορα προϊόντα : Τα νιτρικά, θειικά, ανθρακικά και βασικά ανθρακικά άλατα δίνουν με θερμική διάσπαση οξείδιο του μετάλλου. Τα όξινα ανθρακικά άλατα με θέρμανση δίνουν ουδέτερα ανθρακικά. Τα αμμωνιακά άλατα δίνουν αμμωνία ή άζωτο ανάλογα με το είδος του ανιόντος του άλατος. Τα χλωρικά άλατα δίνουν υπερχλωρικά και χλωριούχα και τα υποχλωριώδη δίνουν χλωρικά και χλωριούχα. Τα ένυδρα άλατα με θέρμανση χάνουν το κρυσταλλικό τους νερό και μετατρέπονται σε άνυδρα. Τέλος, με θέρμανση του αρσενοπυρίτη παρασκευάζεται το αρσενικό : FeAsS→ FeS + As↗.Όταν τα άλατα διαλυθούν στο νερό, τότε τα μόρια αυτού ως δίπολα που είναι, ασκούν ελκτικές δυνάμεις στα ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος του άλατος. Το αποτέλεσμα είναι τα ιόντα να απομακρύνονται μεταξύ τους και τα μόρια του Η2Ο να διεισδύουν ανάμεσα στα κενά. Αυτό έχει ως συνέπεια οι δυνάμεις Coulomb που συγκρατούν τα ιόντα να γίνονται πολύ μικρότερες και τελικά το κρυσταλλικό πλέγμα να χαλαρώνει οπότε το άλας διίσταται πλήρως π.χ. NH4Cl→ NH4+ + Cl-, K2CO3→ K+ + CO32- κ.λ.π. Στην πραγματικότητα τα ιόντα μέσα στο διάλυμα είναι εφυδατωμένα δηλαδή κάθε ιόν περιβάλλεται από ορισμένο αριθμό πολικών μορίων νερού. Έτσι π.χ. για το NaCl θα έχουμε :Na+Cl−(s)⟶ Na+(H2O)x + Cl−(H2O)y που γράφεται απλούστερα : Na+Cl−(s)→ Na+(aq) + Cl−(aq) ή και NaCl→ Na+ + Cl−. Τα υδρίδια δε διίστανται αλλά αντιδρούν βίαια με το νερό : KH + H2Ο → KOH + H2Το νερό σε μερικές περιπτώσεις αντιδρά με το ένα ή και με τα δύο ιόντα που δημιουργούνται από τη διάσταση του άλατος και το φαινόμενο αυτό λέγεται υδρόλυση άλατος. Με το νερό αντιδρούν όλα τα κατιόντα εκτός από τα K+, Na+, Ca2+, Ba2+, και από τα ανιόντα αντιδρούν όλα εκτός από Cl-, Br-, I-, NO3-, ClO4-, SO42-.Τα υδατικά διαλύματα των αλάτων όταν ηλεκτρολύονται με αδρανή ηλεκτρόδια, δίνουν στην κάθοδο(-) Η2 ή μέταλλο και στην άνοδο(+) Ο2 ή αμέταλλο. Όταν ηλεκτρολύονται τήγματα χλωριούχων (κυρίως) αλάτων, παράγεται μέταλλο στην κάθοδο και αμέταλλο στην άνοδο. Αν τα ηλεκτρόδια δεν είναι αδρανή αλλά συμμετέχουν στις αντιδράσεις που πραγματοποούνται στο διάλυμα, τότε, αν είναι από υδράργυρο, σχηματίζεται στην κάθοδο αμάλγαμα και στην άνοδο Ο2 ή αμέταλλο. Αν τα ηλεκτρόδια είναι κατασκευασμένα από το μέταλλο του άλατος που περιέχεται στο υδατικό διάλυμα, τότε παρατηρείται μεταφορά μετάλλου από την άνοδο στην κάθοδο. Στις συνηθισμένες συνθήκες (περιβάλλοντος), τα άλατα είναι κρυσταλλικά στερεά. Δεν υπάρχει άλας σε υγρή ή αέρια κατάσταση.Τα τήγματα και τα διαλύματά τους άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα, δηλαδή είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού (ηλεκτρολύτες). Τα άλατα θεωρούνται ιονοφόροι ηλεκτρολύτες αφού τα ιόντα προϋπάρχουν στο κρυσταλλικό τους πλέγμα και ελευθερώνονται με τη διάλυση ή την τήξη τους. Τα αλατοειδή υδρογονίδια είναι λευκές κρυσταλλικές ουσίες των οποίων το τήγμα όταν ηλεκτρολυθεί, δίνει στην άνοδο υδρογόνο.Η κρυσταλλική δομή των αλάτων παρουσιάζει μεγάλη ποικιλία. Υπάρχουν άλατα που κρυσταλλώνονται στο κυβικό σύστημα (NaCl), στο τρικλινές (KAlSi3O8), στο μονοκλινές (CaSO4.2H2O), στο ορθορομβικό (MgSO4·7H2O), στο τετραγωνικό (PbMoO4), στο εξαγωνικό (CdS) κ.λ.π.Έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Το μικρότερο σημείο τήξης άλατος είναι πάνω από 550 °C και το μεγαλύτερο ξεπερνά τους 1700 °C. Π.χ. το μαγειρικό αλάτι (χλωριούχο νάτριο, NaCl) λιώνει στους 801 °C και βράζει στους 1413 °C.Το χρώμα των αλάτων ποικίλλει ευρύτατα. Υπάρχουν άλατα διαφανή και αδιαφανή, ενώ το χρώμα καλύπτει όλες τις διαβαθμίσεις του ορατού φάσματος. Πολλά ένυδρα άλατα είναι έγχρωμα και όταν θερμανθούν χάνουν το νερό από το κρυσταλλικό τους πλέγμα και αποχρωματίζονται.Η γεύση των διαφόρων αλάτων ποικίλλει π.χ. το χλωριούχο νάτριο έχει αλμυρή γεύση, ο οξικός μόλυβδος είναι γλυκός (γεγονός που προκαλεί δηλητηρίαση από μόλυβδο, εφόσον καταποθεί), το τρυγικό κάλιο είναι ξινό κ.λ.π.Άλατα που προέρχονται από την αντίδραση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση είναι μη πτητικά και άοσμα, ενώ τα άλατα που προέρχονται από την εξουδετέρωση ασθενών οξέων ή βάσεων μπορεί να έχουν οσμή. Έτσι τα οξικά άλατα (που προέρχονται από αντίδραση του οξικού οξέος έχουν οσμή ξιδιού και τα κυανιούχα άλατα (που προέρχονται από αντίδραση του υδροκυανίου) έχουν οσμή πικραμύγδαλου. Τα άλατα του αμμωνίου (που προέρχονται από την αμμωνία) έχουν ερεθιστική και πολύ επικίνδυνη οσμή.Ανάλογα με τη διαλυτότητα που εμφανίζουν στο νερό τα άλατα χαρακτηρίζονται ως ευδιάλυτα (διαλύονται εύκολα στο νερό, π.χ. χλωριούχο νάτριο), σε δυσδιάλυτα (διαλύονται σε πολύ μικρές ποσότητες στο νερό, π.χ. θειικός σίδηρος) ή αδιάλυτα (δεν διαλύονται παρά σε ελάχιστες ποσότητες ή και καθόλου στο νερό, π.χ. θειούχος σίδηρος). Η διαλυτότητα στο νερό των κυριοτέρων αλάτων φαίνεται στον παρακάτω πίνακα :<center;'>
Άλας ονομάζεται κάθε χημική ένωση που αποτελείται από ιόντα και προκύπτει από την αντίδραση ενός οξέος με μία βάση. Τα άλατα είναι ετεροπολικές (ιοντικές) ενώσεις και σ' αυτά το κατιόν μπορεί να είναι μέταλλο (π.χ. ασβέστιο Ca2+ εκτός από το κατιόν Η+ που μπορεί να αποδοθεί ως πρωτόνιο) ή θετικό πολυατομικό ιόν (π.χ. αμμώνιο ΝΗ4+) ενώ το ανιόν είναι αμέταλλο (εκτός του Ο2- και του Ο22-) ή πολυατομικό αρνητικό ιόν (όπως π.χ. το θειικό ανιόν SO42- ή το νιτρικό ανιόν NO3-) εκτός του ΟΗ-. Οι χημικοί τύποι που χρησιμοποιούνται για τα άλατα δείχνουν την απλούστερη ακέραιη αναλογία (1:1, 2:1, 1:3 κ.λ.π.) που υπάρχει μεταξύ των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα. Τα άλατα ανήκουν στην κατηγορία των ηλεκτρολυτών και σύμφωνα με τις απόψεις του Αρρένιους μπορούν να προκύψουν από την εξουδετέρωση ενός οξέος από μια βάση εφόσον αυτά βρίσκονται σε υδατικό διάλυμα ή τους ανυδρίτες τους. Η άποψη αυτή εξυπηρετεί πολύ τη μελέτη των αλάτων αφού οι αντιδράσεις τους γράφονται ευκολότερα με μοριακή μορφή. Σύμφωνα με τις απόψεις των Μπρένστεντ-Λόουρυ αλλά και του Λιούις, τα άλατα (είτε σε διάλυμα, είτε στη στερεή, είτε στην αέρια φάση) είναι απλά ενώσεις που περιέχουν κατιόντα και ανιόντα τα οποία μπορούν να δράσουν ως οξέα ή βάσεις.