Ինչու են աղերը լուծվում ջրի մեջ: Աղերի լուծելիությունը ջրի մեջ սենյակային ջերմաստիճանում Թթուների լուծելիության ամբողջական աղյուսակ.

Քիմիական տարրերի լուծելիության աղյուսակը ջրում լուծվող ամենահայտնի անօրգանական թթուների, հիմքերի և աղերի աղյուսակ է:

Սահմանում 1

Քիմիայի լուծելիության աղյուսակը ցույց է տալիս լուծելիությունը 20 °C ջերմաստիճանում, ջերմաստիճանի բարձրացման հետ լուծելիությունը մեծանում է:

Նյութը լուծելի է ջրում, եթե դրա լուծելիությունը 1 գ-ից մեծ է 100 գ ջրում և անլուծելի է, եթե 0,1 գ/100 գ-ից պակաս է: Օրինակ, քիմիայի լուծելիության աղյուսակում լիթիում գտնելով, կարող եք համոզվել, որ գրեթե բոլորը դրա աղերը կազմում են լուծույթներ։

Նկ. 1 և նկ. 2-ում ներկայացված է քիմիայում լուծելիության ամբողջական աղյուսակի լուսանկարը՝ թթվային մնացորդների անուններով:

Նկար 1. Լուծելիության ֆոտոաղյուսակ քիմիայում 2018-2019 թթ.

Նկար 2. Քիմիայի աղյուսակ թթուներով և թթվային մնացորդներով

Աղի անվանումը կազմելու համար դուք պետք է օգտագործեք պարբերական աղյուսակը և լուծելիությունը: Պարբերական աղյուսակից մետաղի անվանումը ավելացվում է թթվային մնացորդի անվանմանը, օրինակ.

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - ցինկ ֆոսֆատ; $\mathrm(FeSO_4)$ - երկաթ (II) սուլֆատ:

Տեքստային անվանումով փակագծերում անհրաժեշտ է նշել մետաղի վալենտությունը, եթե դրանցից մի քանիսը կան։ Երկաթի դեպքում կա նաև $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ աղ - երկաթ(III) սուլֆատ։

Ի՞նչ կարելի է սովորել քիմիայի մեջ լուծելիության աղյուսակից

Քիմիայում նյութերի լուծելիության աղյուսակը տեղումներով օգտագործվում է որոշելու ռեակցիայի առաջացման հնարավորությունը, քանի որ նստվածքի կամ գազի առաջացումը անհրաժեշտ է ռեակցիայի անշրջելի ընթացքի համար։

Աղերի, թթուների և հիմքերի լուծելիության աղյուսակը հիմքն է, առանց որի անհնար է լիովին տիրապետել քիմիական գիտելիքներին։ Հիմքերի և աղերի լուծելիությունն օգնում է դասավանդել ոչ միայն դպրոցականներին, այլև պրոֆեսիոնալ մարդկանց։ Բազմաթիվ կենսագործունեության ապրանքների ստեղծումը չի կարող անել առանց այս գիտելիքի:

Ջրում թթուների, աղերի և հիմքերի լուծելիության աղյուսակ

Ջրում աղերի և հիմքերի լուծելիության աղյուսակը ձեռնարկ է, որն օգնում է տիրապետել քիմիայի հիմունքներին: Հետևյալ նշումները կօգնեն ձեզ հասկանալ ստորև բերված աղյուսակը:

• P - ցույց է տալիս լուծելի նյութ;
• H-ն չլուծվող նյութ է;
• M - նյութը փոքր-ինչ լուծելի է ջրային միջավայրում.
• RK - նյութը կարող է լուծարվել միայն ուժեղ օրգանական թթուների ազդեցության դեպքում.
• Կտրուկը կասի, որ այդպիսի արարած գոյություն չունի բնության մեջ.
• NK - չի լուծվում ոչ թթուների, ոչ էլ ջրի մեջ;
• ? - հարցական նշանը ցույց է տալիս, որ այսօր նյութի լուծարման մասին ստույգ տեղեկություն չկա։

Հաճախ աղյուսակը օգտագործվում է քիմիկոսների և դպրոցականների, ուսանողների կողմից լաբորատոր հետազոտությունների համար, որի ընթացքում անհրաժեշտ է ստեղծել որոշակի ռեակցիաների առաջացման պայմաններ: Ըստ աղյուսակի՝ պարզվում է, թե ինչպես է իրեն պահում նյութը հիդրոքլորային կամ թթվային միջավայրում, հնարավո՞ր է նստվածք։ Հետազոտությունների և փորձերի ընթացքում նստվածքը ցույց է տալիս ռեակցիայի անշրջելիությունը: Սա նշանակալի կետ է, որը կարող է ազդել ամբողջ լաբորատոր աշխատանքի ընթացքի վրա։

Ջուրը մեր մոլորակի հիմնական քիմիական միացություններից մեկն է։ Նրա ամենահետաքրքիր հատկություններից է ջրային լուծույթներ առաջացնելու ունակությունը։ Իսկ գիտության և տեխնիկայի շատ ոլորտներում ջրի մեջ աղի լուծելիությունը կարևոր դեր է խաղում:

Լուծելիությունը հասկացվում է որպես տարբեր նյութերի՝ հեղուկների՝ լուծիչների հետ համասեռ (միատարր) խառնուրդներ ստեղծելու ունակություն։ Այն նյութի ծավալն է, որն օգտագործվում է լուծարելու և հագեցած լուծույթ ձևավորելու համար, որը որոշում է դրա լուծելիությունը, որը համեմատելի է այս նյութի զանգվածային մասի կամ դրա քանակի հետ խտացված լուծույթում:

Ըստ լուծարման ունակության՝ աղերը դասակարգվում են հետևյալ կերպ.

• լուծվող նյութերը ներառում են նյութեր, որոնք կարող են լուծվել 100 գ ջրի մեջ ավելի քան 10 գ.
• քիչ լուծվող են նրանք, որոնց քանակությունը լուծիչում չի գերազանցում 1 գ-ը.
• 100 գ ջրի մեջ չլուծվողի կոնցենտրացիան 0,01-ից պակաս է։

Այն դեպքում, երբ տարրալուծման համար օգտագործվող նյութի բևեռականությունը նման է լուծիչի բևեռականությանը, այն լուծելի է։ Տարբեր բևեռություններում, ամենայն հավանականությամբ, հնարավոր չէ նոսրացնել նյութը:

Ինչպես է տեղի ունենում տարրալուծումը

Եթե ​​խոսենք այն մասին, թե արդյոք աղը լուծվում է ջրի մեջ, ապա աղերի մեծ մասի համար սա արդարացի հայտարարություն է: Գոյություն ունի հատուկ աղյուսակ, ըստ որի կարելի է ճշգրիտ որոշել լուծելիության չափը։ Քանի որ ջուրը ունիվերսալ լուծիչ է, այն լավ խառնվում է այլ հեղուկների, գազերի, թթուների և աղերի հետ։

Ջրի մեջ պինդ նյութի լուծարման ամենավառ օրինակներից մեկը կարելի է դիտարկել գրեթե ամեն օր խոհանոցում՝ ճաշատեսակներ պատրաստելիս՝ օգտագործելով կերակրի աղ: Այսպիսով, ինչու է աղը լուծվում ջրի մեջ:

Դպրոցական քիմիայի դասընթացից շատերը հիշում են, որ ջրի և աղի մոլեկուլները բևեռային են։ Սա նշանակում է, որ նրանց էլեկտրական բևեռները հակառակ են, ինչը հանգեցնում է բարձր դիէլեկտրական հաստատունի: Ջրի մոլեկուլները շրջապատում են մեկ այլ նյութի իոնները, օրինակ, ինչպես մեր դեպքում՝ NaCl: Այս դեպքում ձևավորվում է հեղուկ, որն իր հետևողականությամբ միատարր է։

Ջերմաստիճանի ազդեցություն

Կան մի քանի գործոններ, որոնք ազդում են աղերի լուծելիության վրա: Առաջին հերթին սա լուծիչի ջերմաստիճանն է։ Որքան բարձր է այն, այնքան մեծ է հեղուկի մեջ մասնիկների դիֆուզիայի գործակիցը, և զանգվածի փոխանցումն ավելի արագ է տեղի ունենում:

Թեև, օրինակ, ջրի մեջ սովորական աղի (NaCl) լուծելիությունը գործնականում կախված չէ ջերմաստիճանից, քանի որ դրա լուծելիության գործակիցը 35,8 է t 20 ° C-ում և 38,0 78 ° C-ում: Բայց պղնձի սուլֆատը (CaSO4) ջերմաստիճանի բարձրացումով ավելի քիչ է: ջրում լուծվող.

Այլ գործոններ, որոնք ազդում են լուծելիության վրա, ներառում են.

1. Լուծված մասնիկների չափը `փուլային տարանջատման ավելի մեծ տարածքով, լուծարումը տեղի է ունենում ավելի արագ:
2. Խառնման գործընթաց, որը ինտենսիվորեն իրականացնելիս նպաստում է զանգվածի ավելի արդյունավետ փոխանցմանը:
3. Կեղտերի առկայությունը. ոմանք արագացնում են տարրալուծման գործընթացը, իսկ մյուսները, խոչընդոտելով դիֆուզիային, նվազեցնում են գործընթացի արագությունը:

Տեսանյութ աղի լուծարման մեխանիզմի մասին

Կատիոններ	Անիոններ
Զ-	Cl-	բր-	Ես-	S2-	NO 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ
K+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ
NH4+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ
Mg2+	ՌՔ	Ռ	Ռ	Ռ	Մ	Ռ	Հ	ՌՔ	Ռ	ՌՔ
Ca2+	ԼՂ	Ռ	Ռ	Ռ	Մ	Ռ	Հ	ՌՔ	Մ	ՌՔ
Sr2+	ԼՂ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Հ	ՌՔ	ՌՔ	ՌՔ
Ba 2+	ՌՔ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Հ	ՌՔ	ԼՂ	ՌՔ
sn 2+	Ռ	Ռ	Ռ	Մ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Pb 2+	Հ	Մ	Մ	Մ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Հ	Հ
Ալ 3+	Մ	Ռ	Ռ	Ռ	Գ	Ռ	Գ	ԼՂ	Ռ	ՌՔ
Cr3+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Գ	Ռ	Գ	Հ	Ռ	ՌՔ
Mn2+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	Հ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Fe2+	Մ	Ռ	Ռ	Ռ	Հ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Fe3+	Ռ	Ռ	Ռ	-	-	Ռ	Գ	Հ	Ռ	ՌՔ
Co2+	Մ	Ռ	Ռ	Ռ	Հ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Ni2+	Մ	Ռ	Ռ	Ռ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Cu2+	Մ	Ռ	Ռ	-	Հ	Ռ	Գ	Հ	Ռ	Հ
Zn2+	Մ	Ռ	Ռ	Ռ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
CD 2+	Ռ	Ռ	Ռ	Ռ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Hg2+	Ռ	Ռ	Մ	ԼՂ	ԼՂ	Ռ	Հ	Հ	Ռ	Հ
Hg 2 2+	Ռ	ԼՂ	ԼՂ	ԼՂ	ՌՔ	Ռ	Հ	Հ	Մ	Հ
Ag+	Ռ	ԼՂ	ԼՂ	ԼՂ	ԼՂ	Ռ	Հ	Հ	Մ	Հ

Լեգենդ.

P - նյութը շատ լուծելի է ջրի մեջ; M - մի փոքր լուծելի; H - գործնականում չի լուծվում ջրի մեջ, բայց հեշտությամբ լուծվում է թույլ կամ նոսր թթուներում; RK - ջրի մեջ չլուծվող և լուծվող միայն ուժեղ անօրգանական թթուներում; NK - անլուծելի է ոչ ջրում, ոչ թթուներում; G - ամբողջությամբ հիդրոլիզվում է լուծարվելուց և գոյություն չունի ջրի հետ շփման մեջ: Նկարը նշանակում է, որ նման նյութ ընդհանրապես գոյություն չունի։

Ջրային լուծույթներում աղերը ամբողջությամբ կամ մասամբ տարանջատվում են իոնների։ Թույլ թթուների և/կամ թույլ հիմքերի աղերը ենթարկվում են հիդրոլիզի։ Աղի ջրային լուծույթները պարունակում են հիդրատացված իոններ, իոնային զույգեր և ավելի բարդ քիմիական ձևեր, ներառյալ հիդրոլիզի արտադրանքները և այլն: Մի շարք աղեր լուծելի են նաև սպիրտներում, ացետոնում, թթվային ամիդներում և այլ օրգանական լուծիչներում:

Ջրային լուծույթներից աղերը կարող են բյուրեղանալ բյուրեղային հիդրատների տեսքով, ոչ ջրային լուծույթներից՝ բյուրեղային սոլվատների տեսքով, օրինակ՝ CaBr 2 3C 2 H 5 OH։

Ջուր-աղ համակարգերում տեղի ունեցող տարբեր պրոցեսների, դրանց համատեղ առկայության դեպքում աղերի լուծելիության մասին՝ կախված ջերմաստիճանից, ճնշումից և կոնցենտրացիայից, պինդ և հեղուկ փուլերի բաղադրության վերաբերյալ տվյալները կարելի է ստանալ՝ ուսումնասիրելով ջրաաղ համակարգերի լուծելիության դիագրամները:

Աղերի սինթեզի ընդհանուր մեթոդներ.

1. Միջին աղերի ստացում.

1) մետաղ ոչ մետաղի հետ՝ 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) թթվով մետաղ՝ Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) մետաղ ավելի քիչ ակտիվ մետաղի աղի լուծույթով Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) հիմնական օքսիդը թթվային օքսիդով` MgO + CO 2 = MgCO 3

5) հիմնային օքսիդ CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O թթուով

6) հիմքեր թթվային օքսիդով Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O.

7) թթվով հիմքեր՝ Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) թթվային աղեր՝ MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

9) հիմքային լուծույթ աղի լուծույթով. Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) երկու աղերի լուծույթներ 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl.

2. Թթվային աղերի ստացում.

1. Թթվի փոխազդեցությունը հիմքի բացակայության հետ: KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Հիմքի փոխազդեցությունը թթվային օքսիդի ավելցուկի հետ

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca (HCO 3) 2

3. Միջին աղի փոխազդեցությունը թթվի հետ Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Հիմնական աղերի ստացում.

1. Թույլ հիմքից և ուժեղ թթվից առաջացած աղերի հիդրոլիզ

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Փոքր քանակությամբ ալկալիների ավելացում (կաթիլ առ կաթիլ) միջին մետաղական աղերի AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl լուծույթներին.

3. Թույլ թթուների աղերի փոխազդեցությունը միջին աղերի հետ

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl

4. Բարդ աղերի ստացում.

1. Աղերի ռեակցիաները լիգանդների հետ՝ AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl

5. Կրկնակի աղեր ստանալը.

1. Երկու աղերի համատեղ բյուրեղացում.

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl

4. Կատիոնի կամ անիոնի հատկություններով պայմանավորված ռեդոքսային ռեակցիաներ: 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Թթվային աղերի քիմիական հատկությունները.

1. Ջերմային տարրալուծում միջին աղի առաջացմամբ

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Փոխազդեցություն ալկալիների հետ. Միջին աղի ստացում.

Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O

3. Հիմնական աղերի քիմիական հատկությունները.

1. Ջերմային տարրալուծում. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Փոխազդեցություն թթվի հետ՝ միջին աղի առաջացում։

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O

4. Բարդ աղերի քիմիական հատկությունները.

1. Կոմպլեքսների ոչնչացում՝ վատ լուծվող միացությունների առաջացման պատճառով.

2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Լիգանդների փոխանակում արտաքին և ներքին ոլորտների միջև:

K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl

5. Կրկնակի աղերի քիմիական հատկությունները.

1. Փոխազդեցություն ալկալային լուծույթների հետ՝ KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Վերականգնում՝ KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, նոսրացված H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Մի շարք քլորիդային աղերի, սուլֆատների, կարբոնատների, Na, K, Ca, Mg բորատների արդյունաբերական արտադրության համար հումք են հանդիսանում ծովի և օվկիանոսի ջուրը, դրա գոլորշիացման ժամանակ առաջացած բնական աղը և աղերի պինդ հանքավայրերը։ Մի խումբ օգտակար հանածոների համար, որոնք կազմում են նստվածքային աղերի հանքավայրեր (Na, K և Mg-ի սուլֆատներ և քլորիդներ), օգտագործվում է «բնական աղեր» ծածկանունը։ Կալիումի աղերի ամենամեծ հանքավայրերը գտնվում են Ռուսաստանում (Սոլիկամսկ), Կանադայում և Գերմանիայում, ֆոսֆատային հանքաքարերի հզոր հանքավայրերը՝ Հյուսիսային Աֆրիկայում, Ռուսաստանում և Ղազախստանում, NaNO3-ը՝ Չիլիում։

Աղերն օգտագործվում են սննդի, քիմիական, մետալուրգիական, ապակու, կաշվի, տեքստիլ արդյունաբերության, գյուղատնտեսության, բժշկության և այլնի մեջ։

Աղերի հիմնական տեսակները

1. Բորատներ (օքսոբորատներ), բորային թթուների աղեր՝ մետաբորային HBO 2, օրթոբորային H 3 BO 3 և ազատ վիճակում չմեկուսացված պոլիբորային թթուներ։ Ըստ մոլեկուլում բորի ատոմների քանակի՝ դրանք բաժանվում են մոնո-, դի, տետրա-, հեքսաբորատների և այլն: Բորատները կոչվում են նաև ըստ դրանք կազմող թթուների և ըստ B 2 O 3 մոլերի քանակի. հիմնական օքսիդի 1 մոլի դիմաց: Այսպիսով, տարբեր մետաբորատներ կարելի է անվանել մոնոբորատներ, եթե դրանք պարունակում են անիոն B (OH) 4 կամ շղթայական անիոն (BO 2): n n -դիբորատներ - եթե դրանք պարունակում են շղթայական կրկնակի անիոն (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n-տրիբորատներ - եթե դրանք պարունակում են օղակային անիոն (B 3 O 6) 3-.

Բորատների կառուցվածքները ներառում են բոր-թթվածնային խմբեր՝ «բլոկներ», որոնք պարունակում են 1-ից 6, իսկ երբեմն նաև 9 բորի ատոմ, օրինակ.

Բորի ատոմների կոորդինացիոն թիվը 3 է (բոր-թթվածին եռանկյուն խմբեր) կամ 4 (չորսանկյուն խմբեր)։ Բոր-թթվածնային խմբերը ոչ միայն կղզու, այլև ավելի բարդ կառուցվածքների հիմքն են՝ շղթայական, շերտավոր և շրջանակային պոլիմերացված։ Վերջիններս առաջանում են հիդրատացված բորատների մոլեկուլներում ջրի վերացման և թթվածնի ատոմների միջոցով կամրջող կապերի առաջացման արդյունքում; գործընթացը երբեմն ուղեկցվում է պոլիանիոնների ներսում B-O կապի խզմամբ: Պոլիանիոնները կարող են կցել կողային խմբեր՝ բոր-թթվածին քառաեզրեր կամ եռանկյուններ, դրանց դիմերներ կամ կողմնակի անիոններ։

Ամոնիումը, ալկալին, ինչպես նաև +1 օքսիդացման վիճակում գտնվող այլ մետաղները առավել հաճախ ձևավորում են MBO 2 տիպի հիդրացված և անջուր մետաբորատներ, M 2 B 4 O 7 տետրաբորատներ, MB 5 O 8 պենտաբորատներ, ինչպես նաև M 4 B 10 O 17: decaborates n H 2 O. Ալկալային հողը և + 2 օքսիդացման վիճակում գտնվող այլ մետաղները սովորաբար տալիս են հիդրատացված մետաբորատներ, M 2 B 6 O 11 տրիբորատներ և MB 6 O 10 հեքսաբորատներ: ինչպես նաև անջուր մետա-, օրթո- և տետրաբորատներ: + 3 օքսիդացման վիճակում գտնվող մետաղները բնութագրվում են հիդրատացված և անջուր MBO 3 օրթոբորատներով։

Բորատները անգույն ամորֆ նյութեր կամ բյուրեղներ են (հիմնականում ցածր սիմետրիկ կառուցվածքով՝ մոնոկլինիկ կամ ռոմբիկ)։ Անջուր բորատների դեպքում հալման կետերը գտնվում են 500-ից մինչև 2000 °C միջակայքում; առավել բարձր հալեցման մետաբորատներն են հողալկալիական մետաղների ալկալիները և օրթո- և մետաբորատները: Բորատների մեծ մասը հեշտությամբ ձևավորում է ապակիներ, երբ դրանց հալոցքը սառչում է: Հիդրատացված բորատների կարծրությունը Մոհսի սանդղակով 2-5 է, անջուրը՝ մինչև 9։

Հիդրատացված մոնոբորատները կորցնում են բյուրեղացման ջուրը մինչև ~180°C, պոլիբորատները՝ 300-500°C ջերմաստիճանում; OH խմբերի պատճառով ջրի վերացում , Բորի ատոմների շուրջ կոորդինացված է մինչև ~750°C: Ամբողջական ջրազրկմամբ ձևավորվում են ամորֆ նյութեր, որոնք 500-800 ° C ջերմաստիճանում շատ դեպքերում ենթարկվում են «բորատի վերադասավորում»՝ բյուրեղացում, որն ուղեկցվում է (պոլիբորատների համար) մասնակի տարրալուծմամբ՝ B 2 O 3-ի արտազատմամբ:

Ալկալիական մետաղի, ամոնիումի և T1(I) բորատները լուծելի են ջրում (հատկապես մետա– և պենտաբորատները), հիդրոլիզվում են ջրային լուծույթներում (լուծույթներն ունեն ալկալային ռեակցիա)։ Բորատների մեծ մասը հեշտությամբ քայքայվում է թթուներով, որոշ դեպքերում CO 2-ի ազդեցությամբ; և SO2;. Հողալկալիական և ծանր մետաղների բորատները փոխազդում են ալկալիների, կարբոնատների և ալկալիական մետաղների բիկարբոնատների լուծույթների հետ։ Անջուր բորատները քիմիապես ավելի կայուն են, քան հիդրատացվածները։ Որոշ սպիրտների, մասնավորապես գլիցերինի հետ, բորատները կազմում են ջրում լուծվող բարդույթներ։ Ուժեղ օքսիդացնող նյութերի, մասնավորապես՝ H 2 O 2, կամ էլեկտրաքիմիական օքսիդացման ժամանակ բորատները վերածվում են պերոքսոբորատների. .

Հայտնի են մոտ 100 բնական բորատներ, որոնք հիմնականում Na, Mg, Ca, Fe աղեր են։

Հիդրատացված բորատները ստացվում են. ալկալիական մետաղների բորատների, առավել հաճախ Na, փոխանակման ռեակցիաները այլ մետաղների աղերի հետ. քիչ լուծվող բորատների փոխադարձ փոխակերպման ռեակցիան ալկալիական մետաղների բորատների ջրային լուծույթներով. հիդրոթերմալ պրոցեսներ՝ օգտագործելով ալկալիական մետաղների հալոգենիդներ՝ որպես հանքայնացնող հավելումներ: Անջուր բորատները ստացվում են B 2 O 3 մետաղների օքսիդների կամ կարբոնատների հետ միաձուլման կամ սինթրման կամ հիդրատների ջրազրկման միջոցով. միայնակ բյուրեղները աճեցվում են հալված օքսիդներում բորատների լուծույթներում, օրինակ՝ Bi 2 O 3:

Բորատները օգտագործվում են. բորի այլ միացություններ ստանալու համար. որպես լիցքավորման բաղադրիչներ ակնոցների, ջնարակների, էմալների, կերամիկայի արտադրության մեջ. հրակայուն ծածկույթների և ներծծման համար; որպես մետաղի զտման, եռակցման և զոդման հոսքերի բաղադրիչներ»; որպես ներկերի և լաքերի գունանյութեր և լցոնիչներ; Որպես ներկանյութեր, կոռոզիայի արգելիչներ, էլեկտրոլիտների բաղադրիչներ, ֆոսֆորներ և այլն: Առավել լայնորեն օգտագործվում են բորակը և կալցիումի բորատները:

2. Հալոգեններ, հալոգենների քիմիական միացություններ այլ տարրերի հետ։ Հալիդները սովորաբար ներառում են միացություններ, որոնցում հալոգենի ատոմներն ունեն ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն, քան մեկ այլ տարր։ Հալիդները չեն կազմում He, Ne և Ar: Պարզ կամ երկուական հալոգենիդներ EX n (n- ամենից հաճախ ամբողջ թիվ 1-ից մոնոհալիդների համար մինչև 7-ը՝ IF ​​7-ի և ReF 7-ի համար, բայց կարող է նաև լինել կոտորակային, օրինակ՝ 7/6 Bi 6 Cl 7-ի համար) ներառում է, մասնավորապես, հիդրոհալաթթուների և միջհալոգեն միացությունների աղերը (համար օրինակ՝ հալոֆտորիդներ): Կան նաև խառը հալոգենիդներ, պոլիհալիդներ, հիդրոհալիդներ, օքսոհալիդներ, օքսիհալիդներ, հիդրոքսոհալիդներ, թիոհալիդներ և բարդ հալոգենիդներ։ Հալոգենների օքսիդացման վիճակը հալոգեններում սովորաբար -1 է։

Ըստ տարր-հալոգեն կապի բնույթի՝ պարզ հալոգենիդները բաժանվում են իոնային և կովալենտային։ Իրականում հարաբերությունները խառը բնույթ են կրում՝ այս կամ այն ​​բաղադրիչի ներդրման գերակշռությամբ։ Ալկալիների և հողալկալիական մետաղների հալոգենիդները, ինչպես նաև այլ մետաղների բազմաթիվ մոնո- և դիհալիդներ, բնորոշ աղեր են, որոնցում գերակշռում է կապի իոնային բնույթը։ Դրանց մեծ մասը համեմատաբար հրակայուն է, ցածր ցնդող, ջրի մեջ շատ լուծելի; ջրային լուծույթներում դրանք գրեթե ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների։ Աղերի հատկությունները օժտված են նաև հազվագյուտ հողային տարրերի տրիհալիդներով։ Իոնային հալոգենիդների ջրի լուծելիությունը սովորաբար նվազում է յոդիդներից ֆտորիդների: Քլորիդները, բրոմիդները և յոդիդները Ag + , Сu + , Hg + և Pb 2+ վատ են լուծվում ջրում։

Մետաղների հալոգեններում հալոգենի ատոմների քանակի ավելացումը կամ մետաղի լիցքի հարաբերակցությունը նրա իոնի շառավղին հանգեցնում է կապի կովալենտային բաղադրիչի ավելացման, ջրում լուծելիության նվազման և հալոգենիդների ջերմային կայունության, աճի։ անկայունության մեջ, օքսիդացման, հիդրոլիզի ընդունակության և հակման բարձրացում: Այս կախվածությունները դիտվում են նույն ժամանակաշրջանի մետաղների հալոգենիդների և նույն մետաղի հալոգենիդների շարքում։ Դրանք հեշտ է հետևել ջերմային հատկությունների օրինակով: Օրինակ, 4-րդ շրջանի մետաղների հալոգենիդների համար հալման և եռման կետերը համապատասխանաբար 771 և 1430°C են KC1-ի համար, 772 և 1960°C՝ CaCl 2-ի համար, 967 և 975°C՝ ScCl 3-ի, -24.1 և 136°C-ի համար։ TiCl 4-ի համար: UF 3-ի համար հալման կետը ~ 1500 ° C է, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64.0 ° C: ԵԿ միացությունների շարքում nնույնի հետ nկապի կովալենտությունը սովորաբար մեծանում է ֆտորիդներից քլորիդների անցնելիս և նվազում է վերջիններից բրոմիդներին և յոդիդներին անցնելիս: Այսպիսով, AlF 3-ի համար սուբլիմացիայի ջերմաստիճանը 1280 ° C է, A1C1 3 180 ° C, A1Br 3-ի եռման կետը 254,8 ° C է, AlI 3 407 ° C: ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 շարքերում սուբլիմացիայի ջերմաստիճանը համապատասխանաբար 906, 334, 355 և 418°C է։ MF շարքերում nև MS1 nորտեղ M-ը մեկ ենթախմբի մետաղ է, կապի կովալենտությունը նվազում է մետաղի ատոմային զանգվածի մեծացման հետ: Մետաղների ֆտորիդներն ու քլորիդները քիչ են, որոնք ունեն իոնային և կովալենտ կապի բաղադրիչների մոտավորապես նույն ներդրումը:

Տարր-հալոգեն կապի միջին էներգիան նվազում է, երբ ֆտորիդներից դեպի յոդիդներ են անցնում և ավելանում են n(տես աղյուսակը):

Բազմաթիվ մետաղների հալոգենիդներ, որոնք պարունակում են մեկուսացված կամ կամրջող O ատոմներ (համապատասխանաբար՝ օքսո- և օքսիհալիդներ), օրինակ՝ վանադիումի օքսոտրիֆտորիդ VOF 3, նիոբիումի դիօքսիֆտորիդ NbO 2 F, վոլֆրամի դիօքսոդիոդիդ WO 2 I 2։

Բարդ հալոգենիդները (halogenometallates) պարունակում են բարդ անիոններ, որոնցում հալոգենի ատոմները լիգանդներ են, օրինակ՝ կալիումի հեքսաքլորպլատինատ (IV) K2, նատրիումի հեպտաֆտորոտանտալատ (V) Na, լիթիումի հեքսաֆտորարսենատ (V) Li։ Ֆտոր-, օքսոֆտոր- և քլորոմետալատներն ունեն ամենաբարձր ջերմային կայունությունը: Կապերի բնույթով իոնային միացությունները NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + և այլ կատիոններով մոտ են բարդ հալոգենիդներին։

Շատ հալոգենիդներ բնութագրվում են հեղուկ և գազային փուլերում ասոցացմամբ և պոլիմերացումով կամրջային կապերի ձևավորման հետ: Դրան առավել հակված են I և II խմբերի մետաղների հալոգենիդները, AlCl 3, Sb-ի պենտաֆտորիդները և անցումային մետաղները, MOF 4 բաղադրության օքսոֆտորիդները: Հայտնի հալոգենիդներ՝ մետաղ-մետաղ կապով, օրինակ. Cl-Hg-Hg-Cl.

Ֆտորիդներն իրենց հատկություններով զգալիորեն տարբերվում են այլ հալոգենիդներից։ Սակայն պարզ հալոգենիդներում այդ տարբերություններն ավելի քիչ են արտահայտված, քան բուն հալոգեններում, իսկ բարդ հալոգեններում՝ ավելի քիչ արտահայտված, քան պարզների մոտ։

Շատ կովալենտ հալոգենիդներ (հատկապես ֆտորիդներ) ուժեղ Լյուիս թթուներ են, օրինակ. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3: Ֆտորիդները սուպերթթուների մի մասն են։ Ավելի բարձր հալոգենիդները կրճատվում են մետաղներով և ջրածնով, օրինակ.

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2 Mg \u003d Ti + 2 MgCl 2

UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF

V-VIII խմբերի մետաղների հալոգենիդները, բացառությամբ Cr-ի և Mn-ի, կրճատվում են H 2-ով և վերածվում մետաղների, օրինակ.

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Շատ կովալենտ և իոնային մետաղների հալոգենիդներ փոխազդում են միմյանց հետ՝ ձևավորելով բարդ հալոգենիդներ, օրինակ.

KC1 + TaCl 5 = K

Ավելի թեթև հալոգենները կարող են ավելի ծանր հալոգենները հեռացնել հալոգեններից: Թթվածինը կարող է օքսիդացնել հալոգենիդները C1 2, Br 2 և I 2 արտազատմամբ: Կովալենտ հալոգենիդների բնորոշ ռեակցիաներից մեկը ջրի հետ փոխազդեցությունն է (հիդրոլիզ) կամ դրա գոլորշիները տաքացնելիս (պիրոհիդրոլիզ), ինչը հանգեցնում է օքսիդների, օքսի- կամ օքսո հալոգենիդների, հիդրօքսիդների և ջրածնի հալոգենիդների առաջացմանը:

Հալոգենիդները ստացվում են անմիջապես տարրերից՝ ջրածնի հալոգենիդների կամ հիդրոհալաթթուների տարրերի, օքսիդների, հիդրօքսիդների կամ աղերի փոխազդեցությամբ, ինչպես նաև փոխանակման ռեակցիաներով։

Հալիդները լայնորեն օգտագործվում են ճարտարագիտության մեջ որպես սկզբնական նյութեր հալոգենների, ալկալային և հողալկալիական մետաղների արտադրության համար և որպես ապակիների և այլ անօրգանական նյութերի բաղադրիչներ. դրանք միջանկյալ արտադրանք են հազվագյուտ և որոշ գունավոր մետաղների՝ U, Si, Ge և այլն արտադրության մեջ։

Բնության մեջ հալոգենիդները կազմում են միներալների առանձին դասեր, որոնք ներառում են ֆտորիդներ (օրինակ՝ միներալներ ֆտորիտ, կրիոլիտ) և քլորիդներ (սիլվիտ, կարնալիտ)։ Բրոմը և յոդը որոշ հանքանյութերում առկա են որպես իզոմորֆ կեղտեր: Զգալի քանակությամբ հալոգենիդներ հանդիպում են ծովերի և օվկիանոսների ջրերում, աղի և ստորգետնյա աղի մեջ։ Որոշ հալոգենիդներ, ինչպիսիք են NaCl, KC1, CaCl 2, կենդանի օրգանիզմների մի մասն են։

3. Կարբոնատներ (լատ. carbo, genus case carbonis ածուխ), կարբոնաթթվի աղեր։ Կան միջին կարբոնատներ՝ CO 3 2- անիոնով և թթվային, կամ բիկարբոնատներ (հնացած բիկարբոնատներ), HCO 3 - անիոններով: Կարբոնատները բյուրեղային նյութեր են։ Օքսիդացման + 2 վիճակում գտնվող միջին մետաղական աղերի մեծ մասը բյուրեղանում է վեցանկյունի մեջ։ կալցիտի վանդակավոր կամ արագոնիտի ռոմբիկ տեսակ։

Միջին կարբոնատներից ջրի մեջ լուծվում են միայն ալկալիական մետաղների, ամոնիումի և Tl (I) աղերը։ Զգալի հիդրոլիզի արդյունքում դրանց լուծույթներն ունենում են ալկալային ռեակցիա։ Ամենադժվար լուծվող մետաղական կարբոնատները օքսիդացման վիճակում + 2. Ընդհակառակը, բոլոր բիկարբոնատները շատ լուծելի են ջրում։ Մետաղների աղերի և Na 2 CO 3-ի միջև ջրային լուծույթներում փոխանակման ռեակցիաների ընթացքում ձևավորվում են միջին կարբոնատների նստվածքներ, երբ դրանց լուծելիությունը շատ ավելի ցածր է, քան համապատասխան հիդրօքսիդները: Սա վերաբերում է Ca, Sr-ին և նրանց անալոգներին՝ լանտանիդներին, Ag(I), Mn(II), Pb(II) և Cd(II): Մնացած կատիոնները հիդրոլիզի արդյունքում լուծված կարբոնատների հետ փոխազդելիս կարող են տալ ոչ թե միջին, այլ հիմնական կարբոնատներ կամ նույնիսկ հիդրօքսիդներ։ Բազմապատկված լիցքավորված կատիոններ պարունակող միջին կարբոնատները երբեմն կարող են նստել ջրային լուծույթներից CO2-ի մեծ ավելցուկի առկայության դեպքում:

Կարբոնատների քիմիական հատկությունները պայմանավորված են թույլ թթուների անօրգանական աղերի դասին պատկանելությամբ։ Կարբոնատների բնորոշ առանձնահատկությունները կապված են նրանց վատ լուծելիության, ինչպես նաև ինչպես իրենց կրաբոնատների, այնպես էլ H 2 CO 3 ջերմային անկայունության հետ: Այս հատկությունները օգտագործվում են կրաբոնատների վերլուծության մեջ՝ հիմնված կա՛մ ուժեղ թթուներով դրանց տարրալուծման և այս դեպքում ալկալային լուծույթով արտազատվող CO 2-ի քանակական կլանման վրա, կա՛մ լուծույթից CO 3 2-իոնի նստեցման վրա: ձեւը ВаСО 3 . Լուծույթում միջին կարբոնատի նստվածքի վրա CO 2-ի ավելցուկի ազդեցության տակ ձևավորվում է բիկարբոնատ, օրինակ՝ CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2: Բնական ջրի մեջ բիկարբոնատների առկայությունը որոշում է դրա ժամանակավոր կարծրությունը: Հիդրոկարբոնատները թեթևակի տաքացման դեպքում արդեն ցածր ջերմաստիճանում կրկին վերածվում են միջին կարբոնատների, որոնք տաքացնելիս քայքայվում են օքսիդի և CO 2-ի: Որքան ակտիվ է մետաղը, այնքան բարձր է նրա կարբոնատի տարրալուծման ջերմաստիճանը։ Այսպիսով, Na 2 CO 3-ը հալվում է առանց տարրալուծման 857 °C-ում, իսկ Ca, Mg և Al կարբոնատների դեպքում հավասարակշռության քայքայման ճնշումը հասնում է 0,1 ՄՊա-ի՝ համապատասխանաբար 820, 350 և 100 °C ջերմաստիճաններում։

Բնության մեջ կարբոնատները շատ տարածված են, ինչը պայմանավորված է միներալների առաջացման գործընթացներին CO 2 և H 2 O մասնակցությամբ։ կարբոնատները մեծ դեր են խաղում մթնոլորտում գազային CO 2-ի և լուծված CO 2-ի գլոբալ հավասարակշռության մեջ.

և HCO 3 - և CO 3 2- իոններ հիդրոսֆերայում և պինդ աղեր լիթոսֆերայում: Ամենակարևոր հանքանյութերն են CaCO 3 կալցիտը, MgCO 3 մագնեզիտը, FeCO 3 սիդերիտը, ZnCO 3 սմիթսոնիտը և մի քանի այլ հանքանյութեր, կրաքարը հիմնականում բաղկացած է օրգանիզմների կալցիտի կամ կալցիտի կմախքի մնացորդներից, հազվադեպ՝ արագոնիտից։ Հայտնի են նաև ալկալային մետաղների և Mg բնական հիդրատացված կարբոնատներ (օրինակ՝ MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), կրկնակի կարբոնատներ [օրինակ՝ դոլոմիտ CaMg (CO 3) 2, թախտ Na 2 CO 3 NaHCO։ 3 2H 2 O] և հիմնական [մալաքիտ CuCO 3 Cu(OH) 2, հիդրոցերուսիտ 2РbСО 3 Pb(OH) 2]:

Առավել կարևոր են կալիումի կարբոնատը, կալցիումի կարբոնատը և նատրիումի կարբոնատը։ Շատ բնական կարբոնատներ շատ արժեքավոր մետաղական հանքաքարեր են (օրինակ՝ Zn, Fe, Mn, Pb, Cu) կարբոնատներ։ Բիկարբոնատները կարևոր ֆիզիոլոգիական դեր են խաղում՝ լինելով բուֆերային նյութեր, որոնք կարգավորում են արյան pH-ի կայունությունը։

4. Նիտրատներ, ազոտական ​​թթվի HNO 3 աղեր։ Հայտնի է գրեթե բոլոր մետաղներով; գոյություն ունեն երկուսն էլ անջուր աղերի M (NO 3) տեսքով n (n- մետաղի M օքսիդացման աստիճանը) և M բյուրեղային հիդրատների տեսքով (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9): Սենյակային ջերմաստիճանին մոտ ջերմաստիճանի ջրային լուծույթներից միայն ալկալիական մետաղների նիտրատները բյուրեղանում են անջուր, մնացածը` բյուրեղային հիդրատների տեսքով: Նույն մետաղի անջուր և հիդրատացված նիտրատի ֆիզիկաքիմիական հատկությունները կարող են շատ տարբեր լինել:

Գունավոր են d-տարրերի նիտրատների անջուր բյուրեղային միացությունները։ Պայմանականորեն, նիտրատները կարելի է բաժանել միացությունների՝ հիմնականում կովալենտային կապի (Be, Cr, Zn, Fe և այլ անցումային մետաղների աղեր) և գերակշռող իոնային կապի (ալկալիական և հողալկալային մետաղների աղեր): Իոնային նիտրատները բնութագրվում են ավելի բարձր ջերմային կայունությամբ, ավելի բարձր համաչափության բյուրեղային կառուցվածքների գերակշռությամբ (խորանարդ) և IR սպեկտրում նիտրատ իոնային շերտերի պառակտման բացակայությամբ: Կովալենտ նիտրատներն ունեն ավելի բարձր լուծելիություն օրգանական լուծիչներում, ցածր ջերմային կայունություն, նրանց IR սպեկտրները ավելի բարդ են. որոշ կովալենտ նիտրատներ ցնդող են սենյակային ջերմաստիճանում, և երբ լուծվում են ջրի մեջ, դրանք մասամբ քայքայվում են ազոտի օքսիդների արտազատմամբ:

Բոլոր անջուր նիտրատները ցույց են տալիս ուժեղ օքսիդացնող հատկություններ NO 3 - իոնի առկայության պատճառով, մինչդեռ դրանց օքսիդացման ունակությունը մեծանում է իոնայինից կովալենտ նիտրատների անցնելու ժամանակ: Վերջիններս քայքայվում են 100-300°C-ի սահմաններում, իոնային՝ 400-600°C-ում (NaNO 3 , KNO 3 և մի քանիսը հալչում են տաքացնելիս)։ Քայքայման արտադրանքները պինդ և հեղուկ փուլերում: հաջորդաբար նիտրիտներ են, օքսոնիտրատներ և օքսիդներ, երբեմն՝ ազատ մետաղներ (երբ օքսիդն անկայուն է, օրինակ՝ Ag 2 O), իսկ գազային փուլում՝ NO, NO 2, O 2 և N 2։ Քայքայման արտադրանքի կազմը կախված է մետաղի բնույթից և օքսիդացման աստիճանից, տաքացման արագությունից, ջերմաստիճանից, գազային միջավայրի բաղադրությունից և այլ պայմաններից։ NH 4 NO 3-ը պայթում է, և արագ տաքանալիս կարող է պայթյունով քայքայվել, այս դեպքում առաջանում են N 2 , O 2 և H 2 O; դանդաղ տաքացնելիս քայքայվում է N 2 O և H 2 O:

Ազատ NO 3 - իոնը գազային փուլում ունի հավասարակողմ եռանկյան երկրաչափական կառուցվածք, որի կենտրոնում N ատոմն է, ONO անկյունները ~ 120° և N-O կապի երկարությունը 0,121 նմ: Բյուրեղային և գազային նիտրատներում NO 3 իոնը հիմնականում պահպանում է իր ձևն ու չափը, ինչը որոշում է նիտրատների տարածությունն ու կառուցվածքը: Ion NO 3 - կարող է հանդես գալ որպես մոնո-, երկ-, եռյակ կամ կամրջող լիգանդ, ուստի նիտրատները բնութագրվում են բյուրեղային կառուցվածքների բազմազան տեսակներով:

Անցումային մետաղներ բարձր օքսիդացման վիճակներում՝ ստերիկության պատճառով: դժվարությունները չեն կարող առաջացնել անջուր նիտրատներ, և դրանք բնութագրվում են օքսոնիտրատներով, օրինակ՝ UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3: Նիտրատները ներքին ոլորտում NO 3 իոնով առաջացնում են մեծ թվով կրկնակի և բարդ աղեր: Ջրային միջավայրում հիդրոլիզի արդյունքում անցումային մետաղների կատիոնները առաջացնում են փոփոխական բաղադրության հիդրոքսոնիտրատներ (հիմնական նիտրատներ), որոնք կարող են մեկուսացվել նաև պինդ վիճակում։

Հիդրատացված նիտրատները տարբերվում են անջուրից նրանով, որ իրենց բյուրեղային կառուցվածքով մետաղի իոնը շատ դեպքերում կապված է ջրի մոլեկուլների, այլ ոչ NO 3 իոնի հետ։ Հետևաբար, դրանք ավելի լավ են լուծվում, քան անջուր նիտրատները ջրում, բայց ավելի վատ՝ օրգանական լուծիչներում, ավելի թույլ օքսիդացնող նյութերը անհամապատասխանորեն հալչում են բյուրեղացման ջրի մեջ 25-100°C-ի սահմաններում: Հիդրատացված նիտրատները տաքացնելիս, որպես կանոն, անջուր նիտրատներ չեն առաջանում, բայց ջերմոլիզը տեղի է ունենում հիդրոքսոնիտրատների, ապա օքսոնիտրատների և մետաղների օքսիդների առաջացմամբ։

Իրենց շատ քիմիական հատկություններով նիտրատները նման են այլ անօրգանական աղերի: Նիտրատների բնորոշ առանձնահատկությունները պայմանավորված են ջրի մեջ նրանց շատ բարձր լուծելիությամբ, ցածր ջերմային կայունությամբ և օրգանական և անօրգանական միացություններ օքսիդացնելու ունակությամբ: Նիտրատների կրճատման ժամանակ առաջանում է NO 2, NO, N 2 O, N 2 կամ NH 3 ազոտ պարունակող արտադրանքների խառնուրդ՝ դրանցից մեկի գերակշռությամբ՝ կախված վերականգնող նյութի տեսակից, ջերմաստիճանից, միջավայրի ռեակցիայից։ , և այլ գործոններ:

Նիտրատների ստացման արդյունաբերական մեթոդները հիմնված են NH 3-ի կլանման վրա HNO 3 լուծույթներով (NH 4 NO 3-ի համար) կամ ազոտային գազերի (NO + NO 2) կլանման վրա ալկալային կամ կարբոնատային լուծույթներով (ալկալիական մետաղների նիտրատների համար՝ Ca, Mg, Ba), ինչպես նաև մետաղական աղերի փոխանակման տարբեր ռեակցիաների վրա HNO 3 կամ ալկալիական մետաղների նիտրատներով: Լաբորատորիայում անջուր նիտրատներ ստանալու համար օգտագործվում են անցումային մետաղների կամ դրանց միացությունների ռեակցիաները հեղուկ N 2 O 4-ի և դրա խառնուրդների օրգանական լուծիչների հետ կամ ռեակցիաները N 2 O 5-ով:

Նիտրատները Na, K (նատրիումի և կալիումի նիտրատ) հանդիպում են բնական նստվածքների տեսքով։

Նիտրատները օգտագործվում են բազմաթիվ ոլորտներում: Ամոնիումի նիտրիտ (ամոնիումի նիտրատ) - հիմնական ազոտ պարունակող պարարտանյութ; Որպես պարարտանյութ օգտագործվում են նաև ալկալիական մետաղների նիտրատները և Ca-ն։ Նիտրատներ - հրթիռային վառելիքի բաղադրիչներ, պիրոտեխնիկական կոմպոզիցիաներ, գործվածքներ ներկելու համար թթու լուծույթներ. դրանք օգտագործվում են մետաղների կարծրացման, սննդամթերքի պահպանման, որպես դեղամիջոցների, մետաղների օքսիդների արտադրության համար։

Նիտրատները թունավոր են: Դրանք առաջացնում են թոքային այտուց, հազ, փսխում, սրտանոթային սուր անբավարարություն և այլն: Նիտրատների մահացու չափաբաժինը մարդկանց համար 8-15 գ է, օրական թույլատրելի չափաբաժինը 5 մգ/կգ: Na, K, Ca, NH3 նիտրատների MPC գումարի համար՝ ջրում 45 մգ/լ, հողում՝ 130 մգ/կգ (վտանգի դաս 3), բանջարեղենում և մրգերում (մգ/կգ)՝ կարտոֆիլ 250, ուշ սպիտակ կաղամբ։ 500, ուշ գազար 250, ճակնդեղ 1400, սոխ 80, ցուկկինի 400, սեխ 90, ձմերուկ, խաղող, խնձոր, տանձ 60։ Ագրոտեխնիկական առաջարկություններին չհամապատասխանելը, չափից շատ պարարտացումը կտրուկ մեծացնում է գյուղատնտեսական մթերքների մակերևույթի նիտրատների պարունակությունը։ (40-5500 մգ/լ), ստորերկրյա ջրեր։

5. Նիտրիտներ, ազոտային թթվի HNO 2 աղեր։ Առաջին հերթին օգտագործվում են ալկալիական մետաղների նիտրիտներ և ամոնիում, ավելի քիչ՝ հողալկալիական և Զ. դ-մետաղներ, Pb և Ag. Այլ մետաղների նիտրիտների մասին միայն հատվածական տեղեկություններ կան։

Մետաղական նիտրիտները +2 օքսիդացման վիճակում կազմում են բյուրեղային հիդրատներ մեկ, երկու կամ չորս ջրի մոլեկուլներով։ Նիտրիտները, օրինակ, առաջացնում են կրկնակի և եռակի աղեր: CsNO 2 AgNO 2 կամ Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, ինչպես նաև բարդ միացություններ, ինչպիսիք են Na 3:

Բյուրեղային կառուցվածքները հայտնի են միայն մի քանի անջուր նիտրիտներով: NO 2 անիոնն ունի ոչ գծային կոնֆիգուրացիա; ONO անկյուն 115°, H-O կապի երկարությունը 0,115 նմ; M-NO 2 կապի տեսակը իոնային-կովալենտ է:

K, Na, Ba նիտրիտները լավ են լուծվում ջրում, Ag, Hg, Cu նիտրիտները՝ վատ լուծվող։ Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ նիտրիտների լուծելիությունը մեծանում է։ Գրեթե բոլոր նիտրիտները վատ են լուծվում սպիրտներում, եթերներում և ցածր բևեռական լուծիչներում։

Նիտրիտները ջերմային առումով անկայուն են. առանց տարրալուծման հալեցնում են միայն ալկալային մետաղների նիտրիտները, այլ մետաղների նիտրիտները քայքայվում են 25-300 °C ջերմաստիճանում։ Նիտրիտների տարրալուծման մեխանիզմը բարդ է և ներառում է մի շարք զուգահեռ-հաջորդական ռեակցիաներ։ Գազային տարրալուծման հիմնական արգասիքներն են՝ NO, NO 2, N 2 և O 2, պինդները՝ մետաղի օքսիդը կամ տարրական մետաղը։ Մեծ քանակությամբ գազերի արտազատումը առաջացնում է որոշ նիտրիտների պայթուցիկ տարրալուծում, օրինակ՝ NH 4 NO 2, որը քայքայվում է N 2 և H 2 O։

Նիտրիտների բնորոշ հատկանիշները կապված են դրանց ջերմային անկայունության և նիտրիտային իոնի և՛ օքսիդացնող, և՛ վերականգնող նյութ լինելու ունակության հետ՝ կախված ռեակտիվների միջավայրից և բնույթից: Չեզոք միջավայրում նիտրիտները սովորաբար վերածվում են NO-ի, թթվային միջավայրում՝ օքսիդացված՝ դառնալով նիտրատներ։ Թթվածինը և CO 2-ը չեն փոխազդում պինդ նիտրիտների և դրանց ջրային լուծույթների հետ: Նիտրիտները նպաստում են ազոտ պարունակող օրգանական նյութերի, մասնավորապես ամինների, ամիդների և այլն քայքայմանը: Օրգանական հալոգենիդներով RXH: արձագանքում են՝ առաջացնելով և՛ RONO նիտրիտներ, և՛ RNO 2 նիտրոմիացություններ:

Նիտրիտների արդյունաբերական արտադրությունը հիմնված է ազոտային գազի կլանման վրա (NO + NO 2 խառնուրդ) Na 2 CO 3 կամ NaOH լուծույթներով NaNO 2-ի հաջորդական բյուրեղացումով; Արդյունաբերության և լաբորատորիաներում այլ մետաղների նիտրիտները ստացվում են մետաղների աղերի փոխանակման ռեակցիայի միջոցով NaNO 2-ով կամ այդ մետաղների նիտրատների վերականգնմամբ:

Նիտրիտներն օգտագործվում են ազո ներկերի սինթեզի համար, կապրոլակտամի արտադրության մեջ, որպես օքսիդացնող և վերականգնող նյութեր կաուչուկի, տեքստիլ և մետաղամշակման արդյունաբերության մեջ, որպես սննդի կոնսերվանտներ։ Նիտրիտները, ինչպիսիք են NaNO 2-ը և KNO 2-ը, թունավոր են՝ առաջացնելով գլխացավ, փսխում, շնչառական դեպրեսիա և այլն: Երբ NaNO 2-ը թունավորվում է, արյան մեջ առաջանում է մետեմոգլոբին, վնասվում են էրիթրոցիտների թաղանթները։ Թերևս NaNO 2-ից նիտրոզամինների և ամինների առաջացումը ուղղակիորեն ստամոքս-աղիքային տրակտում:

6. Սուլֆատներ, ծծմբաթթվի աղեր։ Հայտնի են SO 4 2- անիոնով միջին սուլֆատները, թթվային կամ հիդրոսուլֆատներ, որոնց անիոնը HSO 4 - հիմնային է, որը պարունակում է SO 4 2 - OH անիոնի խմբեր, օրինակ՝ Zn 2 (OH) 2 SO 4: Կան նաև կրկնակի սուլֆատներ, որոնք ներառում են երկու տարբեր կատիոններ։ Դրանք ներառում են սուլֆատների երկու մեծ խմբեր - շիբ , ինչպես նաև խենիտներ M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , որտեղ M-ը միայնակ լիցքավորված կատիոն է, E-ն՝ Mg, Zn և այլ կրկնակի լիցքավորված կատիոններ: Հայտնի եռակի սուլֆատ K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (հանքային պոլիգալիտ), կրկնակի հիմնական սուլֆատներ, օրինակ՝ ալունիտ և յարոզիտ խմբերի հանքանյութեր M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 և M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, որտեղ M-ը միայնակ լիցքավորված կատիոն է։ Սուլֆատները կարող են լինել խառը աղերի մի մասը, օրինակ՝ 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (հանքային բերկիտ), MgSO 4 KCl։ 3H 2 O (կաինիտ) .

Սուլֆատները բյուրեղային նյութեր են՝ միջին և թթվային, շատ դեպքերում դրանք շատ լուծելի են ջրում։ Կալցիումի, ստրոնցիումի, կապարի և մի քանի այլ սուլֆատներ, որոնք գործնականում չեն լուծվում BaSO 4, RaSO 4: Հիմնական սուլֆատները սովորաբար քիչ են լուծվում կամ գործնականում չեն լուծվում կամ հիդրոլիզվում են ջրով: Սուլֆատները կարող են բյուրեղանալ ջրային լուծույթներից բյուրեղային հիդրատների տեսքով: Որոշ ծանր մետաղների բյուրեղային հիդրատները կոչվում են վիտրիոլ; պղնձի սուլֆատ СuSO 4 5H 2 O, երկաթի սուլֆատ FeSO 4 7H 2 O:

Միջին ալկալիական մետաղների սուլֆատները ջերմային կայուն են, մինչդեռ թթվային սուլֆատները տաքացնելիս քայքայվում են՝ վերածվելով պիրոսուլֆատների՝ 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7: Այլ մետաղների միջին սուլֆատները, ինչպես նաև հիմնական սուլֆատները, բավականաչափ բարձր ջերմաստիճանների տաքացնելիս, որպես կանոն, քայքայվում են մետաղների օքսիդների ձևավորման և SO 3 արտազատման հետ:

Բնության մեջ սուլֆատները լայնորեն տարածված են։ Դրանք հանդիպում են միներալների տեսքով, ինչպիսիք են գիպսը CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, ինչպես նաև ծովի և գետի ջրի մաս են կազմում։

Շատ սուլֆատներ կարելի է ձեռք բերել H 2 SO 4-ի մետաղների, դրանց օքսիդների և հիդրօքսիդների փոխազդեցությամբ, ինչպես նաև ցնդող թթուների աղերի տարրալուծմամբ ծծմբաթթվի հետ։

Լայնորեն կիրառվում են անօրգանական սուլֆատները։ Օրինակ՝ ամոնիումի սուլֆատը ազոտային պարարտանյութ է, նատրիումի սուլֆատն օգտագործվում է ապակու, թղթի արդյունաբերության, վիսկոզայի արտադրության մեջ և այլն։ Բնական սուլֆատային հանքանյութերը հումք են տարբեր մետաղների միացությունների, շինանյութերի և այլնի արդյունաբերական արտադրության համար։

7.սուլֆիտներ, H 2 SO 3 ծծմբաթթվի աղեր . Կան միջին սուլֆիտներ SO 3 2- անիոնով և թթվային (հիդրոսուլֆիտներ) HSO 3 - անիոնով: . Միջին սուլֆիտները բյուրեղային նյութեր են։ Ամոնիումի և ալկալիական մետաղների սուլֆիտները ջրի մեջ շատ լուծելի են. լուծելիություն (գ 100 գ-ում). (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C): Ջրային լուծույթներում առաջացնում են հիդրոսուլֆիտներ։ Երկրի ալկալային և որոշ այլ մետաղների սուլֆիտները գործնականում չեն լուծվում ջրում. MgSO 3 1 գ լուծելիությունը 100 գ-ում (40°C): Հայտնի բյուրեղային հիդրատներ (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O և այլն:

Անջուր սուլֆիտները, երբ տաքացվում են առանց օդի հասանելիության փակ անոթներում, անհամաչափ են սուլֆիդների և սուլֆատների մեջ, N 2 հոսքի մեջ տաքացնելիս կորցնում են SO 2, իսկ օդում տաքացնելիս հեշտությամբ օքսիդանում են սուլֆատների: Ջրային միջավայրում SO 2-ով միջին սուլֆիտները առաջացնում են հիդրոսուլֆիտներ: Սուլֆիտները համեմատաբար ուժեղ վերականգնող նյութեր են, դրանք քլորի, բրոմի, H 2 O 2 և այլնի հետ լուծույթներում օքսիդացվում են սուլֆատների։ Դրանք քայքայվում են ուժեղ թթուներով (օրինակ՝ HC1) SO 2-ի արտազատմամբ։

Բյուրեղային հիդրոսուլֆիտները հայտնի են K, Rb, Cs, NH 4 +, անկայուն են։ Այլ հիդրոսուլֆիտներ գոյություն ունեն միայն ջրային լուծույթներում: Խտությունը NH 4 HSO 3 2.03 գ / սմ 3; լուծելիությունը ջրում (գ 100 գ-ում)՝ NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C):

Երբ Na կամ K բյուրեղային հիդրոսուլֆիտները տաքացվում են, կամ երբ M 2 SO 3 միջուկի ցեխոտ լուծույթը հագեցած է SO 2-ով, ձևավորվում են պիրոսուլֆիտներ (հնացած՝ մետաբիսուլֆիտներ) M 2 S 2 O 5՝ պիրոսուլֆուրային թթվի աղեր, որոնք անհայտ են ազատում։ վիճակը H 2 S 2 O 5; բյուրեղներ, անկայուն; խտություն (գ / սմ 3): Na 2 S 2 O 5 1.48, K 2 S 2 O 5 2.34; ~ 160 °С-ից բարձր նրանք քայքայվում են SO 2-ի արտազատմամբ; լուծել ջրի մեջ (քայքայվելով մինչև HSO 3 -), լուծելիություն (գ 100 գ-ում)՝ Na 2 S 2 O 5 64.4, K 2 S 2 O 5 44.7; ձևավորել հիդրատներ Na 2 S 2 O 5 7H 2 O և ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; նվազեցնող նյութեր.

Միջին ալկալիական մետաղների սուլֆիտները ստացվում են M 2 CO 3 (կամ MOH) ջրային լուծույթը SO 2-ի և MSO 3-ի հետ փոխազդելու միջոցով՝ SO 2-ը MCO 3-ի ջրային կախույթի միջով անցնելու միջոցով; հիմնականում SO 2-ն օգտագործվում է կոնտակտային ծծմբաթթվի արտադրության անջատված գազերից: Սուլֆիտներն օգտագործվում են գործվածքների, մանրաթելերի, հացահատիկի պահպանման համար նախատեսված կաշվի, կանաչ կերերի, արդյունաբերական կերերի թափոնների սպիտակեցման, ներկման և տպագրության մեջ (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5): CaSO 3 և Ca(HSO 3) 2 - ախտահանիչներ գինեգործության և շաքարի արդյունաբերության մեջ: NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - սուլֆիտային լիկյորի բաղադրիչները pulping-ի ժամանակ; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 կլանող; NaHSO 3-ը H2S կլանիչ է արտադրական թափոնների գազերից, ծծմբային ներկերի արտադրության մեջ նվազեցնող նյութ: K 2 S 2 O 5 - լուսանկարչության մեջ թթու ամրացնողների բաղադրիչ, հակաօքսիդիչ, հակասեպտիկ:

Խառնուրդների տարանջատման մեթոդներ

Զտում, անհամասեռ համակարգերի տարանջատում հեղուկ-պինդ մասնիկներ (կասեցումներ) և գազ-պինդ մասնիկներ՝ օգտագործելով ծակոտկեն ֆիլտրի միջնապատերը (FP), որոնք թույլ են տալիս հեղուկի կամ գազի միջով անցնել, բայց պահպանում են պինդ մասնիկները: Գործընթացի շարժիչ ուժը ճնշման տարբերությունն է FP-ի երկու կողմերում:

Կախոցները բաժանելիս պինդ մասնիկները սովորաբար FP-ի վրա ստեղծում են թաց նստվածքի շերտ, որը, անհրաժեշտության դեպքում, լվանում է ջրով կամ այլ հեղուկով, ինչպես նաև ջրազրկվում՝ օդ կամ այլ գազ փչելով դրա միջով: Զտումն իրականացվում է մշտական ​​ճնշման տարբերությամբ կամ պրոցեսի մշտական ​​արագությամբ w(ֆիլտրատի քանակությունը մ 3-ում, որն անցնում է FP մակերեսի 1 մ 2-ով մեկ միավոր ժամանակում): Մշտական ​​ճնշման տարբերության դեպքում կախոցը սնվում է ֆիլտրին վակուումի կամ գերճնշման տակ, ինչպես նաև մխոցային պոմպով. Կենտրոնախույս պոմպ օգտագործելիս ճնշման տարբերությունը մեծանում է, և գործընթացի արագությունը նվազում է:

Կախված կախոցների կոնցենտրացիայից, առանձնանում են ֆիլտրման մի քանի տեսակներ. 1%-ից ավելի կոնցենտրացիայի դեպքում զտումը տեղի է ունենում նստվածքի առաջացմամբ, իսկ 0,1%-ից պակաս կոնցենտրացիայի դեպքում՝ FP-ի ծակոտիների խցանմամբ (հեղուկների պարզաբանում)։ Եթե ​​FP-ի վրա բավականաչափ խիտ նստվածքային շերտ չի ձևավորվում, և պինդ մասնիկները մտնում են ֆիլտրատ, այն զտվում է մանր ցրված օժանդակ նյութերի միջոցով (դիատոմիտ, պեռլիտ), որոնք նախկինում քսվել են FP-ի վրա կամ ավելացվել են կախոցի մեջ: 10%-ից պակաս նախնական կոնցենտրացիայի դեպքում հնարավոր է կախոցների մասնակի բաժանում և խտացում:

Տարբերակվում է շարունակական և ընդհատվող ֆիլտրերը: Վերջիններիս համար աշխատանքի հիմնական փուլերն են ֆիլտրացումը, նստվածքի լվացումը, դրա ջրազրկումն ու բեռնաթափումը։ Միևնույն ժամանակ, օպտիմալացումը կիրառելի է ըստ ամենաբարձր արտադրողականության և նվազագույն ծախսերի չափանիշների: Եթե ​​լվացումը և ջրազրկումը չեն կատարվում, և միջնորմի հիդրավլիկ դիմադրությունը կարող է անտեսվել, ապա ամենաբարձր արտադրողականությունը ձեռք է բերվում, երբ ֆիլտրման ժամանակը հավասար է օժանդակ գործողությունների տևողությանը:

Կիրառելի ճկուն FP՝ պատրաստված բամբակյա, բրդյա, սինթետիկ և ապակյա գործվածքներից, ինչպես նաև բնական և սինթետիկ մանրաթելերից և ոչ ճկուն FP՝ պատրաստված կերամիկական, կերամիկական և փրփուր պլաստիկից: Ֆիլտրատի շարժման ուղղությունները և ծանրության ուժը կարող են լինել հակադիր, համընկնող կամ փոխադարձ ուղղահայաց։

Ֆիլտրերի դիզայնը բազմազան է: Ամենատարածվածներից մեկը պտտվող թմբուկի վակուումային ֆիլտրն է: (սմ.Նկ.) շարունակական գործողության, որի դեպքում ֆիլտրատի շարժման ուղղությունները և ծանրության ուժը հակադիր են։ Անջատիչ սարքերի հատվածը միացնում է I և II գոտիները վակուումային աղբյուրին, իսկ III և IV գոտիները՝ սեղմված օդի աղբյուրին: I և II գոտիների ֆիլտրատը և լվացքի հեղուկը մտնում են առանձին ընդունիչներ: Լայն տարածում է գտել նաև հորիզոնական խցիկներով ավտոմատ ընդհատվող ֆիլտրային մամլիչը, անվերջանալի գոտու տեսքով ֆիլտրի կտորը և տիղմը սեղմելով ջրազրկելու համար առաձգական թաղանթները։ Կատարում է խցիկները կախոցով լցնելու, նստվածքի զտման, լվացման և ջրազրկման, հարակից խցիկները առանձնացնելու և նստվածքի հեռացման փոփոխական գործողություններ։

Դինամիկ կտրվածքային լարվածության, արդյունավետ և պլաստիկ մածուցիկության որոշում նորմալ ջերմաստիճանում

Դինամիկ կտրվածքային սթրեսի, արդյունավետ և պլաստիկ մածուցիկության որոշում բարձր ջերմաստիճանում

Փորձ 2. Ֆոսֆորաթթվի աղերի հատկությունների ստացում և ուսումնասիրություն.

Աղը կարող է սահմանվել որպես միացություն, որը ձևավորվում է թթվի և հիմքի միջև ռեակցիայի արդյունքում, բայց ջուր չէ: Այս բաժնում կքննարկվեն աղերի այն հատկությունները, որոնք կապված են իոնային հավասարակշռության հետ:

աղի ռեակցիաներ ջրի մեջ

Որոշ ժամանակ անց ցույց կտա, որ լուծելիությունը հարաբերական հասկացություն է։ Այնուամենայնիվ, հաջորդ քննարկման նպատակների համար մենք կարող ենք մոտավորապես դասակարգել բոլոր աղերը ջրում լուծվող և ջրում չլուծվող աղերի:

Որոշ աղեր, երբ լուծվում են ջրի մեջ, առաջացնում են չեզոք լուծույթներ։ Այլ աղերը առաջացնում են թթվային կամ ալկալային լուծույթներ։ Դա պայմանավորված է աղի իոնների և ջրի միջև շրջելի ռեակցիայի առաջացմամբ, որի արդյունքում առաջանում են զուգակցված թթուներ կամ հիմքեր։ Արդյոք աղի լուծույթը չեզոք է, թթվային կամ ալկալային, կախված է աղի տեսակից: Այս առումով աղերի չորս տեսակ կա.

Ուժեղ թթուներով և թույլ հիմքերով առաջացած աղեր: Այս տեսակի աղերը ջրի մեջ լուծելիս թթվային լուծույթ են առաջացնում։ Որպես օրինակ վերցնենք ամոնիումի քլորիդ NH4Cl: Երբ այս աղը լուծվում է ջրի մեջ, ամոնիումի իոնը գործում է որպես

Այս գործընթացում առաջացած H3O+ իոնների ավելցուկային քանակությունը որոշում է լուծույթի թթվային հատկությունները։

Թույլ թթվով և ուժեղ հիմքով առաջացած աղեր։ Այս տեսակի աղերը ջրի մեջ լուծվելիս առաջանում են ալկալային լուծույթ։ Որպես օրինակ՝ վերցնենք նատրիումի ացետատ CH3COONa1 Ացետատ իոնը գործում է որպես հիմք՝ ընդունելով ջրից պրոտոն, որն այս դեպքում գործում է որպես թթու.

Այս գործընթացում ձևավորված OH- իոնների ավելցուկը որոշում է լուծույթի ալկալային հատկությունները:

Աղեր, որոնք ձևավորվում են ուժեղ թթուներով և ամուր հիմքերով: Երբ այս տեսակի աղերը լուծվում են ջրի մեջ, առաջանում է չեզոք լուծույթ։ Որպես օրինակ վերցնենք նատրիումի քլորիդ NaCl: Ջրում լուծվելիս այս աղը ամբողջությամբ իոնացվում է, և, հետևաբար, Na+ իոնների կոնցենտրացիան հավասար է Cl-ի իոնների կոնցենտրացիան։ Քանի որ ոչ մի իոն ջրի հետ չի մտնում թթու-բազային ռեակցիաների մեջ, լուծույթում H3O + կամ OH իոնների ավելցուկային քանակություն չի առաջանում: Հետեւաբար, լուծումը չեզոք է:

Թույլ թթուներով և թույլ հիմքերով առաջացած աղեր: Այս տեսակի աղերի օրինակ է ամոնիումի ացետատը: Ջրի մեջ լուծվելիս ամոնիումի իոնը փոխազդում է ջրի հետ որպես թթու, իսկ ացետատ իոնը ջրի հետ՝ որպես հիմք։ Այս երկու ռեակցիաները նկարագրված են վերևում: Թույլ թթվից և թույլ հիմքից առաջացած աղի ջրային լուծույթը կարող է լինել թույլ թթվային, թեթևակի ալկալային կամ չեզոք՝ կախված H3O+ և OH- իոնների հարաբերական կոնցենտրացիաներից, որոնք ձևավորվել են կատիոնների և անիոնների ռեակցիաների արդյունքում։ աղ ջրով. Դա կախված է կատիոնի և անիոնի դիսոցման հաստատունների արժեքների հարաբերակցությունից: