توجیه ویژگی های امینو اسیدها

در مورد آمینو اسیدها با ساختار یون دوقطبی خواصشان قابل توجیه هست. امینو اسیدها را ترکیبات inner ionic می گویند یعنی داخلی یونی یا درون یونی. این ویژگی مثل جامدات یونی مورد نظر همه نمی تواند خیلی نقطه ذوب را بالا ببرد ولی چون نیروهای یون دو قطبی و هیدروژنی هم به کمک ان میاید دمای ذوب گلیسین نسبتا بالاست ولی نمی توانید امینو اسیدها را ترکیبات مولکولی نامید زیرا در اب بیشتر به فرم مولکولی وجود دارند. به خاطر پیوند یونی انتظار است که نقطه ذوب بالا برود ولی با شکستن پیوند های کووالانسی تجزیه می شوند. البته نکته دیگری که باید در نظر گرفت میزان پیشرفت واکنش اسیدی وبازی درون مولکولی انست و میزان بار منفی یون کربوکسیلات و یون مثبت سرالکیل امونیوم ان است و چون بارها کامل نیست جاذبه یونی هم کامل نیست

در اب از هر دو طرف پیوند هیدروژنی می دهد چون سر منفی کربوکسیلات اکسیژنها خیلی منفی هستند با هیدروژن اب پیوند هیدروژنی داده و از سمت امونیوم هیدروژن مثبت ترو با اکسیژن اب پیوند هیدروژنی می دهد. نکته مهم اینست که در حالت جامد فرمهای یونی در مواضع منظم قرار دارند وجاذبه قوی دارند ولی پس از انحلال در اب تعادلات محلول ابی به سمت تشکیل فرم های مولکولی در حالت تعادل با فرم های یونیزه شده است. اگر چه غالبا آمینو اسیدها را طوری نشان می دهند که یک گروه امینی و یک گروه کربوکسیل دارند ولی برخی خواص انها با این ساختار توافق ندارد در واقع امینو اسیدها در شکل خالص به صورت زوج یون یا یون های دو قطبی هستند یعنی باید هیدروژن اسیدی کربوکسیلیک را به قسمت امینی منتقل نمایید یعنی در یک قسمت کربوکسیلات منفی و در قسمت دیگه امونیم مثبت خواهیم داشت این ساختار تمامی ویژگی های امینواسیدها را در جدول کتاب پیش توجیه می کند

از ترکیباتی که دارای نیروهای جاذبه از نوع یونی هستند انتظار دماهای ذوب و جوش بالا میرود انتظار نداریم در محلول های آلی مثل الکل و دی اتیل اتر حل شوند. البته یکی ازدلایل دیگه ای هم که بر این ساختار تاکید می کند این است که ثابت های اسیدی و بازی ان ها خیلی کمتر از کربوکسیلیک اسیدها و امین هاست و خاصیت بازی ان در حدود استات ها و خاصیت اسیدی ان در حدود امونیم است همچنین محلول های انها گشتاور دو قطبی بالایی دارند و مشابه نمک ها می باشد وقتی این ترکیبات در اب حل می شوند بسته بهpH محلول اشکال مختلفی می توانند داشته باشند و در نقطه ایزو الکتریک شکل کتاب را خواهند داشت

علت تفاوت قدرت اسیدی فسفریک اسید،نیترو اسیدو سولفیدریک اسید و.....چیست؟

این سه اسید هر سه ضعیف هستند ولی ترتیب قدرت انها در حلال ابی از فسفریک اسید به نیترو اسید و ئیدروسولفیدریک ضعیفتر می شود زیرا اندازه باز مزدوج از بزرگ به کوچک تبدیل می شود و هر چه بار منفی باز مزدوج بیشتر پخش شود پایداری باز بیشتر یعنی باز مزدوج ضعیف تر واسید بوجود اورنده ان قویتر است .

مقایسه قدرت اسیدی اسیدها

در مقایسه قدرت اسیدی اسیدهای معدنی علاوه بر الکترونگاتیوی( مانند یدیک اسید وبرمیک اسید ) ،شعاع اتم (در هیدروهالیک اسیدها)و بار آنیون (در اسیدهای چند پروتون دار)و تعداد پیوند داتیو(در اسیدهای اکسیژن دار)  ،پایداری آنیون ایجاد شده(باز مزدوج) وجود فرم های رزونانسی، پخش بار بر روی آنیون ایجاد شده را می توان گفت. به طور کلی  عوامل الکترونی سبب می شوند که بار مثبت بر روی هیدروژن اسیدی بیشتر شده و آماده خارج شدن می شود. ولی بعدش پایداری آنیون حاصل و عوامل فضایی خودشان را نشان می دهند

اسیدها را می توان به دو دسته اکسی اسیدها و اسیدهای هیدروژن دار تقسیم کرد در این اسیدها قدرت اسیدی در تناوب افزایش می یابد یعنی

CH4 <NH3 <H2O <HF

و در گروه هاقدرت اسیدی افزایش می یابد

 HF <HCl <HBr <HI

در مورد توضیح در تناوب به افزایش قطبیت پیوند و افزایش قدرت اسیدی یعنی راحت تر جدا شدن یون هیدرونیم اشاره میکنیم ولی در گروه به افزایش پایداری آنیون بعد از جداشدن یون هیدرونیم تاکید می کنیم .اما در مورد اکسی اسیدها مطابق کتاب مورتیمر قاعده

(HO) mXO n اشاره کرده اگر n برابر 3 باشد اسید خیلی قوی است مثل پرکلریک اسید (HO) 1ClO3  اگر n برابر 2 باشد اسید قوی مثل سولفوریک اسید نیتریک اسید و اگر nبرابر1 باشد اسید ضعیف است مثل کربنیک اسید . در مورد علت هم مثل تعداد پیوندهای داتیو با اکسیژن یا عدد اکسایش الکترونگاتیوی رزونانس چگالی بار منفی و..  در مورد هیدرواسیدها در یک گروه می توان به انرژی پیوند هم علاوه بر پایداری آنیون به عنوان یک عامل مهم اشاره کرد

هیدرید هایی که اتم مرکزی بزرگ تری دارد طول پیوند بیشتر بوده انرژی ان کم تر است و ابر الکترونی آن پراکنده تر از هیدریدی می شود که اتم کوچک تری دارد بنابر این راحت تر شکسته شده و هاش مثبت بیش تری آزاد می کند. در رابطه با قدرت اسیدی اکسی اسیدها روال معمول این بوده است که با افزایش تعداد اکسیژنها وبالا رفتن عدد اکسایش قدرت اسیدی افزایش یابد مثل عدد اکسایش اکسی اسیدهای کلر از مثبت یک تا مثبت هفت زیاد می شود و قدرت اسیدی هم زیاد می شود ولی در مورد اکسی اسیدهای فسفر با افزایش عدد اکسایش فسفر از مثبت یک در هیپوفسفرو تا مثبت سه در فسفرو اسید و مثبت پنج در فسفریک اسید قدرت اسیدی تقریبا تغییر چندانی نکرده حتی ضعیف تر هم می شود .علت این امر اینست که در این اکسی اسیدها بار قرار دادی فسفر برای هر سه برابر است و عدد ان در ساختارهای لوئیسی که پیوند داتیو نشان می دهیم مثبت یک است و چون هر سه مثبت یک هستند قدرت اسیدی تغییر چندانی نمی کند در حالیکه بار قرار دادی در اکسی اسیدهای کلر از صفر در مورد هیپوکلرو اسید به مثبت سه در مورد پر کلریک اسید افزایش می یابد .

حال سوال اینست که چرا هیپوفسفرو اسید کمی اسیدی تر از فسفرو اسید و فسفریک اسید است علت در تعداد گروههای OH متصل به فسفر نهفته است در هیپو فسفرو اسید فقط یک عامل OH ولی در فسفریک اسید سه عامل OH به فسفر و اکسیژن داتیو الکترون میدهند پس یک عامل OH قطبیت بیشتری خواهد داشت تا سه عامل از این رو هیدروژن هیپو فسفرو کمی اسیدی تر است

چرا متانول و اتانول به هر نسبتی در آب حل می شوند ولی نمک ها تا حد سیر شدن حل می شوند؟

رسیدن به حداکثر بی نظمی و حداقل انرژی (گرمازا بودن) در مورد متانول و اتانول در حالی که فرآیند حل شدن نمک طعام گرما گیر است.در این نوع سوالات  باید هم پیوندها را در نظر بگیریم و هم عوامل مساعد. درکل پاسخ به این نوع سوالات آسان نیست وباید شرایطی راحتما درنظر گرفت مثلا نمیتوان بطورمطلق بیان کنیم که پیوندهیدروژنی قویتر ازنیروی لاندن است زیرا ید را داریم که درحالت عادی جامد  است اما آب مایع وآمونیاک گاز است. وتوضیح می دهیم درصورتی که جرم مولکولی نزدیک یا برابرباشد پیوند هیدروژنی قویترازلاندن است. اما نیروهای یون-دوقطبی ذاتا نیروهای الکتروستاتیکی قویترازهیدروژنی هستند و تجربه ومحاسبات ترمودینامیکی آن را به اثبات رسانده است.

در مورد اکثر نمک ها هم هر دو عامل انتالپی و آنتروپی می تواند مساعد باشد. در مورد اتانول و متانول ضمن تشکیل پیوندهای هیدروژنی قوی ما بین مولکول ها با افزایش مقدار این حل شدن ها در آب بعد از مقداری مشخص نقش ها عوض شده وابسته حل شونده می شود لذا بحث سیرشدگی دیگر مطرح نیست. متانول و اتانول گروه آلکیل کوچک دارند و در OH با آب مشترک هستند و ساختارها به هم نزدیک هستند. گروههای آلکیل دهنده الکترون هستند پس با بزرگتر شدن این گروه ها قطبیت پیوند اکسیژن با هیدروژن کاهش میابد وممکن است این مطلب در انحلال تاثیر داشته باشد. گروه های آلکیل وقتی بزرگتر باشند آب گریزی بیشتر شده و پیوندهای هیدروژنی را ضعیف تر می کنند. برای مولکولی مانند بوتانول یک سر مولکول تمایل به پیوند هیدروژنی و حلالیت در آب دارد و قسمت آلکیلی تمایل به آب گریزی دارد, پس بین این دو نیرو رقابت پیش میاد و تقویت یکی دیگری را تضعیف می کند. عوامل الکترونی هم تاثیر دارند ولی به نظرم اینجا خیلی سبب تفاوت نمی شوند

 چند نکته را در مورد انحلال ترکیبات یونی

1. انتالپی انحلال مربوط به انحلال نمک در مقدار زیادی حلال است و برای محلول های سیر شده نیست در گذشته بحث مفصلی برای انحلال سود و پتاس شد این فرایندها با افزایش دما همراه هستند اما به هنگام سیر شدن این فرایندها گرماگیر هستند.

2. انحلال تمامی نمک ها در اب همراه با افزایش انتروپی نیستند یونهایی که چگالی بار بالایی دارند گاهی باعث افزایش نظم در اب می شوند و کاهش انتروپی در اب را همراه دارند.

 در مورد اتانول و متانول علاوه بر تشکیل پیوند هیدروژنی که تمام مباحث شکستن و تشکیل پیوندهای هیدروژنی در انتالپی مطرح است و حالا ما بحث انتروپی را هم به آن اضافه می کنیم، در کتاب شیمی عمومی سیلبربرگ نوشته شده در غالب ترکیبات مولکولی نقش انتالپی زیاد نیست و در سال پیش مقاله ای درمجله رشد دیدم که توجه زیادی به انتروپی در انحلال شده بود و حتی حل نشدن برخی ترکیبات را به انتروپی ارتباط داده بود. در مورد انحلال اتانول و متانول در کتاب سیلبربرگ اینگونه نوشته شده است:

برای محلولهای مولکولی افزایش انتروپی پس از حل شدن به طور معمول کوچکتر از محلولهای یونی است واضح است که جامد گلوکز به یون تفکیک نمی شود و یا متانول و اتانول تفکیک شدنی نیست و ساختار بلورین نیز شکسته نمی شود در این الکل های کوچک و در اب خالص پیوندهای هیدروژنی زیادی با یکدیگر برقرار می کنند بنابراین پس از مخلوط اب و الکل ازادی حرکت انها تغییر چندانی نمی کند. افزایش جزیی انتروپی پس از حل کردن متانول یا اتانول در اب به دلیل جدایی مولکولهای یکسان از یکدیگر است.

در انحلال پذیری بین N2و متان چرا حجم نسبت به جرم ارجحتر است؟ چه وقت حجم و چه موقع جرم اهمیت دارد؟

 اگر منظور انحلال پذیری در آب است  قطبش پذیری نیتروژن و متان با هم متفاوتند چون وجود حجم کم و پیوند سه گانه بین دو اتم نیتروژن قطبش پذیری آنرا کم می کند و انحلال پذیری ان را کاهش می دهد. هر چه نقطه جوش گازی بالاتر باشد نیروی بین مولکولی آن از لحاظ بزرگی به نیروی بین مولکولی آب نزدیکتر خواهد بود . بنابراین گازی که نقطه جوش بالاتری دارد بهتر در آب حل می‌شود .  به عنوان مثال در مورد گازهای نجیب ترتیب نقطه جوش و انحلال پذیری بصورت زیر می‌باشد

 

Rn > Xe > Kr > Ar > We > Ne :

البته این قاعده ممکن است در بعضی موارد صادق نباشد به عنوان مثال اگرانحلال گازی با یونش همراه باشد حتی اگر نقطه جوش آن کم‌تر و نیروی بین مولکولی آن ضعیف‌تر باشد می تواند انحلال‌پذیری بیش‌تری داشته باشد . به عنوان مثال نقطه جوش آمونیاک (Bp = -33/25oc) از نقطه جوشHCl (Bp = -85oc) بیش‌تر و نیروی بین مولکولی آن قوی‌تر می‌باشد . اما به علت این که گاز HCl در آب کاملاً یونیده می‌شود و محلول آن در آب اسید قوی می‌باشد انحلال پذیری آن بر حسب (g/100gH2o) از انحلال‌پذیری NH3 بیش‌تر می‌باشد . عوامل دیگر در انحلا‌ل‌پذیری گاز در آب عامل انتروپی می‌باشد . به عنوان مثال گاز HCl بیش از 1000 مرتبه بیش از گاز HF در آب حل می‌شود . اندازه کوچک F باعث می‌شود که مولکول‌های حلال در اطراف آن نظم بیش‌تری پیدا کنند و محلولی با نظم فوق‌العاده بوجود آورد . HCl اسیدی است قوی و بیش از 10 mol/L در اب حل می‌شود . »

اگر دو گاز به مقدار ناچیزی یونیده شوند گازی که نیروی بین مولکولی و نقطه جوش بیش‌تری دارد انحلال‌پذیری بیش‌تری درآب دارد .  مثلاً گاز H2S و Cl2 هر دو در آب به مقدار کم پونیده می‌شوند .

 

Cl2 + H2O → HCl + HOCl K =4.2X10-4

H2S + H2O → HS- + H30+ K = 1X10-7

 

بین این دو گاز، گاز کلر (Bp = - 34oC) از گاز (Bp = -60oC) H2S انحلال‌پذیری بیش‌تری دارد . چون نیروی بین مولکولی آن به نیروی بین مولکولی آب نزدیک‌تر می‌باشد .و نقطه جوش آن بیش تر است . Cl2 > H2S: => افزایش نقطه جوش و افزایش انحلال

در مورد سوال میزان انحلال پذیری به صورت زیر می باشد:

نیتروژن<اکسیژن<متان

متان از همه بزرگتر است پس نیروهای واندروالسی آن از دو تای دیگر بیشتر است و بنابراین به نیروهای بین مولکولی آب نزدیکتر می باشد. نقطه ی جوش و نیروهای بین مولکولی اکسیژن بیشتر از نیتروژن می باشد، زیرا در مقایسه نقطه جوش -183ºC = O2 و N2 = -186ºC نیروی بین مولکولی بیشتر O2 تحت تاثیر جرم بیشتر مولکول اکسیژن می باشد.

گاز کلراگر خشک باشد در دمای کمتر از 100 درجه سانتی گراد بر روی آهن و برنج تاثیر زیادی ندارد ، بنابر این جهت نگهداری و انتقال آن از مخازن و لوله های فولادی و اتصالات فشار قوی برنجی استفاده می شود. اما در صورتی که گاز مرطوب باشد به شدت بر آهن و اکثر فلزات اثر کرده، خورندگی به وجود می آورد و باعث پوسیدگی و سوراخ شدن مخازن و خطوط لوله می گردد.

بی نظمی گاز نیتروژن ۱۹۱/۶۱ ژول بر کالری بر مول و بی نظمی گاز متان ۱۸۶/۲۵ ژول بر کالری بر مول است .هنگامی که این دو در آب حل شوند بی نظمی هر دو کاهش میابد در مولکول های گاز متان مرکز بارهای مثبت بیشتر از گاز نیتروژن هست پس آسانتر قطبش پذیر می شود و نیروی های قویتری با مولکول های آب تشکیل میدهد.

در شکل برقکافت محلول غلیظ سدیم کلرید باقرار دادن تیغه ی آهنی در اطراف آن تیغه چه اتفاقی میافتد؟‌

در این شکل میتوان گفت در ابتدا اتمهای آهن اکسایش انجام میدهند وبه صورت یون دو مثبت وارد محلول میشوند .در محلول یونهای کلرید وهیدروکسید وجود دارد چون قبلا در سلول الکترولیتی اب در کاتد پلاتینی کاهش یافته و گاز هیدروژن خارج و یون هیدروکسید محیط راقلیایی کرده است .از انجایی که آنتالپی تشکیل آهن (ll)هیدر کسید منفی ۱۳۵/۹ و مال آهن (ll) کلرید برابر منفی ۸۱/۸۷۰ کیلو کالری برمول است پس در ابتدا آهن(ll) هیدرکسید تشکیل میشود و این نمک در PHبزرگتر از ۵/۴رسوب میکند. دوالکترون آهن را یونهای Hمثبت که از آب در محلول آزادشده میگیرند وبصورت گاز هیدروژن از اطراف تیغه ی آهن خارج می شوند. و در واقع اهن در این محیط اکسایش یافته و خورده می شود .

تولید قلع را در برقکافت قلع (II)کلرید چگونه توجیه می کنید؟

آنچه از شکل کتاب شیمی دو میبینیم اینست که قلع در کاتد کاهش یافته و گاز کلر در آند اکسایش می یابد . ولی با توجه به مقادیر پتانسیل الکترودی انتظار اینست که چون E⁰  قلع منفی تر از یون H ⁺  است  پس باید اول گاز هیدروژن آزاد شود . پس چرا چنین نیست ؟

در این خصوص باید بگوییم که اولا هیدروژن زمانی پتانسیل استاندارد آن صفر است که محلول اسیدی با غلظت یک مولار باشد در حالیکه در محلول های آبی نمک طعام معمولا PH=7   و در محلول هایی مثل قلع (II) کلرید که بر اثر آبکافت محیط اسیدی میشود PH به عددی در حدود 5 میرسد و با توجه به اینکه پتانسیل کاهشی آب با تغییر PH  محلول تغییر میکندو هر چه محلول اسیدی تر شوداین پتانسیل به سمت صفر میل میکند در نتیجه حدود PH=5 هنوز E⁰ آب از قلع مثبت تر نشده است و قلع کاهش میابد. در ضمن از آن طرف هرچه غلظت یون قلع بیشتر شود پتانسیل الکترودی آن بزرگ تر شده و توانایی کاهش بیشتری دارد

واکنش پذیری فلزات واسطه از چپ به راست چه تغییری می کند؟

شیمی عناصر واسطه بسیار پیچیده است و نمی‌توان یک قانون کلی ارائه نمود که میزان فعالیت و واکنش‌پذیری عناصر فلزات واسطه را در گروه و دوره نشان دهد. فلزهای واسطه به دو دسته‌ی فلزات واسطه‌ دسته‌ی d و فلزات واسطه دسته‌ی f طبقه‌بندی می‌شوند. گروه اول شامل فلزات واسطه سری اول و دوم و گروه دوم شامل فلزات واسطه‌ سری سوم و چهارم، لانتانیدها و اکتینیدها است. بجز عناصر واسطه‌ی گروه 12B یعنی روی، کادمیم و جیوه، فلزهای واسطه‌ی دیگر دماهای ذوب و جوش، گرمای نهان تبخیر، چگالی، سختی، انرژی پیوستگی … نسبتاْْ بالایی دارند ( در بین آنها تنها جیوه در شرایط معمولی مایع است). شدت این خواص در عنصرهای واسطه‌ی میانی هر سری چشمگیرتر می‌شود و در عنصرهای گروه 6B ، گروه کروم، به بالاترین حد خود می‌رسد.

به عنوان مثال در سری اول عناصر واسطه، منگنز و آهن به سهولت واکنش‌پذیرند ولی بقیه عموماْْ در دمای عادی غیرفعالند.

کلیه‌ی فلزات واسطه در گرما با هالوژنها، گوگرد و دیگر نافلزات ترکیب می‌شوند. از نظر خواص مکانیکی، فلزات واسطه عموماْْ انعطاف‌پذیرند و قابلیت تغییر شکل دارند و خصلت چکش‌خواری، صیقل‌پذیری، تورق و مفتول شدن آنها بسیار زیاد است.

اما همانطور که گفتیم در مورد فعالیت شیمیایی و واکنش‌پذیری، در فلزات واسطه یک روند کلی مشاهده نمی‌شود. به عنوان مثال تمام فلزات واسطه سری اول به غیر از مس و وانادیم، با اسید سولفوریک رقیق و اسید هیدروکلریک وارد واکنش می‌شوند و نمک سولفات یا کلرید و گاز هیدروژن تولید می‌کنند. همچنین تمام فلزات واسطه به غیر از طلا و پلاتین، با محلول غلیظ اسید سولفوریک و نیز اسید نیتریک وارد واکنش می‌شوند.

عنصرهای واسطه‌’ سنگین نسبت به عنصرهای واسطه‌ی اول هم‌گروه خود، تمایل بیشتری به تشکیل کاتیونهایی با اعداد اکسایش بالاتر دارند. حالتهای اکسایش 2+ و 3+ که بیشتر در عنصرهای واسطه‌ی سری اول اهمیت دارند، در عنصرهای واسطه‌ی سنگین کمتر متداولند. مثلاْْ برای کروم، پایدارترین و متداولترین حالت اکسایش آن 3+ است، درحالیکه برای تنگستن و مولیبدن این حالت متداول نبوده و حالت پایدارتر برای آنها، حالت اکسایش 6+ است. به طور کلی، در گروههای واسطه هر چه از بالا به پائین برویم، عدد اکسایش بالاتر پایداری بیشتری پیدا می‌کند.

به طور کلی می توان گفت اگر واکنش پذیری فلزات واسطه را برای دانش اموز میخواهیم بگیم بهتر است بگوییم از روند منظمی تبعیت نمی کند وبیشتر شرایط فردی انها راباید ملاک عمل قرار داد مثلا سه فلز نجیب طلا پلاتین و پالادیم وکمی هم نقره در گروه ۱۰ و ۱۱ قرار دارند در حالی که عناصر گروه ۳ چه واسطه و چه واسطه داخلی همگی فعالند وبا اب واکنش داده به ارایش گاز نجیب می رسند

واکنش N2 +O2 جز واکنش های سوختن هست یا ترکیب؟همین طور واکنش. P4+ O2?

واکنش نیتروژن واکسیژن ترکیبی است نه سوختن و واکنش فسفر با اکسیژن چنانچه منجر به دود سفید وشعله شود سوختن است نیتروژن چنان پایدار است که در هیچ واکنشی سریع شرکت نمی کند ومعمولا در واکنشهای انفجاری گاز نیتروژن تولید می شود.

 آنتالپی تشکیل نیتروژن اکسید برابر با ۹۱/۲۹. کیلوژول بر مول است. گاز نیتروژن با اکسیژن در دماهای بسیار بالا ویا در اثر قوس الکتریکی واکنش می دهد پس این واکنش سوختن نمی تواند باشد اولا گرماگیر است ثانیا برای انجامش یا دماهای بسیار بالا می خواهد یا توسط قوس الکتریکی انجام می گیرد .

حتی واکنش نیتروژن با هیدروژن هم که گرماده است نیز سریع نیست چون انرژی فعالسازی شکستن پیوند سه گانه نیتروژن خیلی بالاست. واکنش N2 با O2 با هدف حذف اکسیژن و محصول گاز NO به واکنش deoxygenation معروف است

این واکنش شبیه معادله سوختن هم هست ولی این واکنش نه نور تولید می کند ونه گرما بلکه گرماگیر است پس سوختن نیست. در واکنشهای ترکیبی اولا مجموع مول های سمت راست کمتر از سمت چپ است ودوما یکی از فراورده ها از پیچیدگی وتعداد عنصر و اتم بیشتری درست شده است واگر یک ماده عنصری درست شد مهم نیست برای مثال گلوکز پیچیده تر از مواد اولیه است

معمولا ً ظاهر هیدراتها با ترکیبات بی ‌آب آنها کاملا ً تفاوت دارد. به طور معمول، هیدراتها بلورهای نسبتا ً بزرگ و غالبا ً شفاف تشکیل می ‌دهند. هیدراتها بر اثر گرم شدن تجزیه می ‌شوند و آب تبلور خود را به صورت بخار آب از دست می ‌دهند.

                                                                                               BaCl2, 2H2O(s) à BaCl2 (s) + 2H2O(g)

از بین رفتن آب تبلور یک هیدرات را شکوفا شدن می ‌نامند. رنگ برخی از نمک های آب پوشیده با رنگ نمک بی آب آنها متفاوت است

کاربردهای نشادر و کاربرد آهک سده

نشادر نمکی سفید و بلوری است که سریع در آب حل می شود. دباغی، تولید کود، ساخت باتری های خشک، برای مخلوط های انجمادی،در داروسازی و تصفیه الکتریکی روی از مهمترین کاربردهای آمونیوم کلرید می باشند.

برای تهیه متان از سدیم استات از اهک سده استفاده می شود و مخلوط را حرارت می دهند متان بدست می آید. اولین بار برتلو متان را از این راه بدست اورد. از مخلوط آهک با سدیم هیدروکسید ، آهک سُده (آهک سود دار)تولید می‌شود که جاذب گازهایی نظیر CO2 ، SO2 است و به جای سدیم هیدروکسید در تهیه بسیاری از واکنش‌ها مثلا تهیه متان بکار می‌ رود.

در روش مان هایم سولفوریک اسید غلیظ را روی پتاسیم کلرید می ریزند و یک پروتون سولفوریک اسید با پتاسیم جانشین شده وگاز هیدروژن کلرید خارج می شود البته در دمای محیط ولی برای جانشینی دومین پروتون با پتاسیم باید در دمای ۱۶۰ تا ۲۵۰ درجه این کار را انجام داد تا پتاسیم سولفات به عنوان کود شیمیایی بدست اید.