Sērskābe ir spēcīgs elektrolīts. Ogļskābe un tās sāļi - ražošana un izmantošana

1. ELEKTROLĪTI

1.1. elektrolītiskā disociācija. Disociācijas pakāpe. Elektrolītu stiprums

Saskaņā ar elektrolītiskās disociācijas teoriju, sāļi, skābes, hidroksīdi, izšķīdinot ūdenī, pilnībā vai daļēji sadalās neatkarīgās daļiņās - jonos.

Vielu molekulu sadalīšanās procesu jonos polāro šķīdinātāja molekulu ietekmē sauc par elektrolītisko disociāciju. Tiek sauktas vielas, kas šķīdumā sadalās jonos elektrolīti. Rezultātā risinājums iegūst spēju vadīt elektrisko strāvu, jo. tajā parādās mobilie elektriskā lādiņa nesēji. Saskaņā ar šo teoriju, izšķīdinot ūdenī, elektrolīti sadalās (disociējas) pozitīvi un negatīvi lādētos jonos. Pozitīvi lādētos jonus sauc katjoni; tajos ietilpst, piemēram, ūdeņraža un metālu joni. Negatīvi lādētos jonus sauc anjoni; tajos ietilpst skābes atlikumu joni un hidroksīda joni.

Disociācijas procesa kvantitatīvajam raksturojumam tiek ieviests disociācijas pakāpes jēdziens. Elektrolīta disociācijas pakāpe (α) ir attiecība starp tā molekulu skaitu, kas noteiktā šķīdumā sadalās jonos ( n ), uz kopējo tā molekulu skaitu šķīdumā ( N), vai

α = .

Elektrolītiskās disociācijas pakāpi parasti izsaka vai nu vienības daļās, vai procentos.

Elektrolītus, kuru disociācijas pakāpe ir lielāka par 0,3 (30%), parasti sauc par spēcīgiem elektrolītiem, ar disociācijas pakāpi no 0,03 (3%) līdz 0,3 (30%) - vidēji, mazāk par 0,03 (3%) - vājiem elektrolītiem. Tātad 0,1 M šķīdumam CH3COOH α = 0,013 (jeb 1,3%). Tāpēc etiķskābe ir vājš elektrolīts. Disociācijas pakāpe parāda, kāda daļa no vielas izšķīdušajām molekulām ir sadalījusies jonos. Elektrolīta elektrolītiskās disociācijas pakāpe ūdens šķīdumos ir atkarīga no elektrolīta rakstura, tā koncentrācijas un temperatūras.

Pēc to būtības elektrolītus var iedalīt divās lielās grupās: stiprs un vājš. Spēcīgi elektrolīti gandrīz pilnībā disociējas (α = 1).

Spēcīgi elektrolīti ietver:

1) skābes (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) bāzes - galvenās apakšgrupas pirmās grupas metālu hidroksīdi (sārmi) - LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , kā arī sārmzemju metālu hidroksīdi - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) ūdenī šķīstošie sāļi (sk. šķīdības tabulu).

Vāji elektrolīti disociējas jonos ļoti nelielā mērā, šķīdumos tie galvenokārt ir nedisociētā stāvoklī (molekulārā formā). Vājiem elektrolītiem tiek izveidots līdzsvars starp nedisociētām molekulām un joniem.

Vājie elektrolīti ietver:

1) neorganiskās skābes ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HClO utt.);

2) ūdens (H 2 O);

3) amonija hidroksīds ( NH4OH);

4) lielākā daļa organisko skābju

(piemēram, etiķskābe CH 3 COOH, skudrskābe HCOOH);

5) atsevišķu metālu nešķīstošie un slikti šķīstošie sāļi un hidroksīdi (sk. šķīdības tabulu).

Process elektrolītiskā disociācija attēlots, izmantojot ķīmiskos vienādojumus. Piemēram, sālsskābes disociācija (HC l ) ir rakstīts šādi:

HCl → H + + Cl - .

Bāzes disociējas, veidojot metālu katjonus un hidroksīda jonus. Piemēram, KOH disociācija

KOH → K + + OH -.

Polibazskābes, kā arī daudzvērtīgo metālu bāzes disociējas pakāpeniski. Piemēram,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Pirmo līdzsvaru - disociāciju pirmajā posmā - raksturo konstante

Par disociāciju otrajā posmā:

Ogļskābes gadījumā disociācijas konstantēm ir šādas vērtības: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10–11. Par pakāpenisku disociāciju, vienmēr K I> K II > K III >... , jo enerģija, kas jāiztērē, lai atdalītu jonu, ir minimāla, kad tas ir atdalīts no neitrālas molekulas.

Vidēji (normāli) sāļi, šķīst ūdenī, disociējas, veidojot pozitīvi lādētus metāla jonus un negatīvi lādētus skābes atlikuma jonus

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Skābie sāļi (hidrosāļi) - elektrolīti, kas anjonā satur ūdeņradi, kas spēj atdalīties ūdeņraža jona H + formā. Skābes sāļus uzskata par produktu, ko iegūst no daudzbāziskām skābēm, kurās ne visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar metālu. Skābju sāļu disociācija notiek posmos, piemēram:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (pirmais posms)

Lieliski elektriskās strāvas vadītāji - zelts, varš, dzelzs, alumīnijs, sakausējumi. Kopā ar tiem ir liela nemetālu vielu grupa, kuru kausējumiem un ūdens šķīdumiem ir arī vadītspēja. Tās ir spēcīgas bāzes, skābes, daži sāļi, ko kopā sauc par "elektrolītiem". Kas ir jonu vadītspēja? Noskaidrosim, kāda saistība elektrolītu vielām ir ar šo izplatīto parādību.

Kurām daļiņām ir lādiņi?

Apkārtējā pasaule ir pilna ar dažādiem vadītājiem, kā arī izolatoriem. Šīs ķermeņu un vielu īpašības ir zināmas kopš seniem laikiem. Grieķu matemātiķis Thales veica eksperimentu ar dzintaru (grieķu valodā - "elektrons"). Berzējot to uz zīda, zinātnieks novēroja matu, vilnas šķiedru pievilcības fenomenu. Vēlāk kļuva zināms, ka dzintars ir izolators. Šajā vielā nav daļiņu, kas varētu pārvadāt elektrisko lādiņu. Labi vadītāji ir metāli. Tie satur atomus, pozitīvos jonus un brīvas, bezgala mazas negatīvas daļiņas – elektronus. Tieši viņi nodrošina lādiņu pārsūtīšanu, kad tie iziet strāvu. Spēcīgi elektrolīti sausā veidā nesatur brīvas daļiņas. Bet šķīšanas un kušanas laikā tiek iznīcināts kristāliskais režģis, kā arī kovalentās saites polarizācija.

Ūdens, neelektrolīti un elektrolīti. Kas ir izšķīšana?

Dodot vai iegūstot elektronus, metālisku un nemetālu elementu atomi pārvēršas jonos. Starp tiem kristāla režģī ir diezgan spēcīga saikne. Jonu savienojumu, piemēram, nātrija hlorīda, šķīdināšana vai kušana noved pie tā iznīcināšanas. Polārajās molekulās nav ne saistītu, ne brīvu jonu, tie rodas, mijiedarbojoties ar ūdeni. 19. gadsimta 30. gados M. Faradejs atklāja, ka noteiktu vielu šķīdumi vada strāvu. Zinātnieks zinātnē ieviesa šādus svarīgus jēdzienus:

joni (lādētas daļiņas);
elektrolīti (otrā veida vadītāji);
katods;
anods.

Ir savienojumi - spēcīgi elektrolīti, kuru kristāliskie režģi tiek pilnībā iznīcināti, atbrīvojoties joniem.

Ir nešķīstošās vielas un tās, kas paliek molekulārā formā, piemēram, cukurs, formaldehīds. Šādus savienojumus sauc par neelektrolītiem. Tiem nav raksturīga lādētu daļiņu veidošanās. Vāji elektrolīti (ogļskābe un etiķskābe un vairākas citas vielas) satur maz jonu.

Elektrolītiskās disociācijas teorija

Savos darbos zviedru zinātnieks S. Arheniuss (1859-1927) balstījās uz Faradeja secinājumiem. Vēlāk krievu pētnieki I. Kablukovs un V. Kistjakovskis precizēja viņa teorijas nosacījumus. Viņi atklāja, ka, izšķīdinot un izkausējot, ne visas vielas veido jonus, bet tikai elektrolītus. Kas ir disociācija pēc S. Arrēnija domām? Tā ir molekulu iznīcināšana, kas noved pie uzlādētu daļiņu parādīšanās šķīdumos un kausējumos. S. Arrhenius galvenie teorētiskie nosacījumi:

Bāzes, skābes un sāļi šķīdumos ir disociētā formā.
Spēcīgi elektrolīti atgriezeniski sadalās jonos.
Vāji veido maz jonu.

Vielas rādītājs (to bieži izsaka procentos) ir jonos sadalījušos molekulu skaita attiecība pret kopējo šķīdumā esošo daļiņu skaitu. Elektrolīti ir spēcīgi, ja šī rādītāja vērtība ir virs 30%, vājiem - mazāk par 3%.

Elektrolītu īpašības

S. Arrheniusa teorētiskie secinājumi papildināja krievu zinātnieku vēlākos pētījumus par fizikāli ķīmiskajiem procesiem šķīdumos un kausējumos. Iegūstiet skaidrojumu par bāzu un skābju īpašībām. Pie pirmajiem pieder savienojumi, kuru šķīdumos no katjoniem var noteikt tikai metālu jonus, anjoni ir OH – daļiņas. Skābes molekulas sadalās skābes atlikuma negatīvajos jonos un ūdeņraža protonos (H+). Jonu kustība šķīdumā un kausējumā ir haotiska. Apsveriet eksperimenta rezultātus, kuram jums būs jāsamontē ķēde, iekļaujiet tajā parasto kvēlspuldzi. Pārbaudīsim dažādu vielu šķīdumu vadītspēju: nātrija hlorīdu, etiķskābi un cukuru (pirmie divi ir elektrolīti). Kas ir elektriskā ķēde? Šis ir strāvas avots un vadītāji, kas savienoti viens ar otru. Kad ķēde ir aizvērta, spuldze sāls šķīdumā degs spožāk. Jonu kustība iegūst kārtību. Anjoni nonāk pozitīvā elektrodā, bet katjoni - uz negatīvo.

Šajā procesā etiķskābē ir iesaistīts neliels skaits lādētu daļiņu. Cukurs nav elektrolīts un nevada elektrību. Starp elektrodiem šajā šķīdumā būs izolācijas slānis, spuldze nedeg.

Ķīmiskā mijiedarbība starp elektrolītiem

Iztukšojot šķīdumus, varat novērot elektrolītu darbību. Kādi ir šādu reakciju jonu vienādojumi? Apsveriet ķīmiskās mijiedarbības piemēru starp nātrija nitrātu:

2NaNO 3 + BaCl 2 + = 2NaCl + Ba(NO 3) 2.

Mēs rakstām elektrolītu formulas jonu formā:

2Na + + 2NO 3- + Ba 2+ + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + Ba 2+ + 2NO 3-.

Reakcijā ņemtās vielas ir spēcīgi elektrolīti. Šajā gadījumā jonu sastāvs nemainās. Ķīmiskā mijiedarbība starp ir iespējama trīs gadījumos:

1. Ja viens no produktiem ir nešķīstoša viela.

Molekulārais vienādojums: Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NaCl.

Mēs rakstām elektrolītu sastāvu jonu veidā:

2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaSO 4 (baltas nogulsnes) + 2Na + 2Cl -.

2. Viena no izveidotajām vielām ir gāze.

3. Starp reakcijas produktiem ir vājš elektrolīts.

Ūdens ir viens no vājākajiem elektrolītiem

Ķīmiski tīrs nevada elektrību. Bet tajā ir neliels daudzums lādētu daļiņu. Tie ir H + protoni un OH - anjoni. Neliels ūdens molekulu skaits tiek disociēts. Ir vērtība - ūdens jonu produkts, kas ir nemainīgs 25 ° C temperatūrā. Tas ļauj noskaidrot H + un OH - koncentrāciju. Skābju šķīdumos dominē ūdeņraža joni, sārmos vairāk ir hidroksīda anjoni. Neitrālā stāvoklī H + un OH daudzums sakrīt. Šķīdumu vidi raksturo arī ūdeņraža indekss (pH). Jo augstāks tas ir, jo vairāk ir hidroksīda jonu. Barotne ir neitrāla pH diapazonā tuvu 6-7. H + un OH jonu klātbūtnē indikatorvielas maina savu krāsu: lakmuss, fenolftaleīns, metiloranžs un citi.

Elektrolītu šķīdumu un kausējumu īpašības tiek plaši izmantotas rūpniecībā, tehnoloģijā, lauksaimniecībā un medicīnā. Zinātniskais pamatojums ir vairāku ievērojamu zinātnieku darbā, kuri ir izskaidrojuši sāļus, skābes un bāzes veidojošo daļiņu uzvedību. To šķīdumos notiek dažādas jonu apmaiņas reakcijas. Tos izmanto daudzos rūpnieciskos procesos, elektroķīmijā, galvanizēšanā. Procesi dzīvās būtnēs notiek arī starp joniem šķīdumos. Daudzi nemetāli un metāli, kas ir toksiski atomu un molekulu veidā, ir neaizstājami lādētu daļiņu veidā (nātrijs, kālijs, magnijs, hlors, fosfors un citi).

Elektrolīti ir vielas, kuru šķīdumi vai kausējumi vada elektrību. Elektrolītos ietilpst skābes, bāzes un sāļi. Vielas, kas nevada elektrisko strāvu izšķīdinātā vai kausētā stāvoklī, sauc par neelektrolītiem. Tajos ietilpst daudzas organiskas vielas, piemēram, cukuri u.c.. Elektrolītu šķīdumu spēja vadīt elektrisko strāvu izskaidrojama ar to, ka elektrolītu molekulas, izšķīdinot, sadalās elektriski pozitīvi un negatīvi lādētās daļiņās – jonos. Jona lādiņa vērtība ir skaitliski vienāda ar jonu veidojošā atoma vai atomu grupas valenci. Joni atšķiras no atomiem un molekulām ne tikai ar elektrisko lādiņu klātbūtni, bet arī ar citām īpašībām, piemēram, joniem nav ne smaržas, ne krāsas, ne arī citu hlora molekulu īpašību. Pozitīvi lādētos jonus sauc par katjoniem, negatīvi lādētiem anjoniem. Katjoni veido ūdeņradi H +, metālus: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ un dažas atomu grupas, piemēram, amonija grupu NH + 4; anjoni veido atomus un atomu grupas, kas ir skābes atlikumi, piemēram, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .

Elektrolītu molekulu sadalīšanos jonos sauc par elektrolītisko disociāciju jeb jonizāciju, un tas ir atgriezenisks process, proti, šķīdumā var rasties līdzsvara stāvoklis, kurā cik elektrolītu molekulu sadalās jonos, tāpēc daudzas no tām veidojas no jauna. no joniem. Elektrolītu disociāciju jonos var attēlot ar vispārīgo vienādojumu: kur KmAn ir nedisociēta molekula, K z + 1 ir katjons ar z 1 pozitīvu lādiņu, A z- 2 ir anjons ar z 2 negatīviem lādiņiem, m un n ir katjonu un anjonu skaits, kas veidojas vienas elektrolīta molekulas disociācijas laikā. Piemēram, .

Pozitīvo un negatīvo jonu skaits šķīdumā var būt atšķirīgs, taču katjonu kopējais lādiņš vienmēr ir vienāds ar anjonu kopējo lādiņu, tāpēc šķīdums kopumā ir elektriski neitrāls.

Spēcīgi elektrolīti gandrīz pilnībā sadalās jonos jebkurā šķīduma koncentrācijā. Tie ietver stipras skābes (sk.), stipras bāzes un gandrīz visus sāļus (sk.). Vāji elektrolīti, kas ietver vājas skābes un bāzes, un daži sāļi, piemēram, dzīvsudraba hlorīds HgCl 2, disociējas tikai daļēji; to disociācijas pakāpe, t.i., jonos sadalīto molekulu īpatsvars, palielinās līdz ar šķīduma koncentrācijas samazināšanos.

Elektrolītu spējas sadalīties jonos šķīdumos mērs var būt elektrolītiskās disociācijas konstante (jonizācijas konstante), kas vienāda ar
kur kvadrātiekavās norādītas atbilstošo daļiņu koncentrācijas šķīdumā.

Kad caur elektrolīta šķīdumu tiek izlaista pastāvīga elektriskā strāva, katjoni pāriet uz negatīvi lādētu elektrodu - katodu, anjoni pāriet uz pozitīvo elektrodu - anodu, kur tie atdod savus lādiņus, pārvēršoties elektriski neitrālos atomos vai molekulās ( katjoni saņem elektronus no katoda, un anjoni nodod elektronus pie anoda). Tā kā elektronu pievienošanās vielai process ir reducēšana, bet elektronu nodošanas process vielai ir oksidēšana, tad, kad elektriskā strāva tiek izlaista caur elektrolīta šķīdumu, katoda reducē katjoni, bet pie anoda tiek oksidēti anjoni. Šo redoksprocesu sauc par elektrolīzi.

Elektrolīti ir neaizstājama šķidrumu un blīvu organismu audu sastāvdaļa. Fizioloģiskos un bioķīmiskos procesos tādi neorganiskie joni kā H +, Na +, K +, Ca 2+, Mg 2+, OH -, Cl -, HCO - 3, H 2 PO - 4, SO 2- 4 (skat. Minerāl. apmaiņa). Joni H + un OH - cilvēka organismā ir ļoti zemā koncentrācijā, bet to loma dzīvības procesos ir milzīga (skat. Skābju-bāzes līdzsvars). Na + un Cl - jonu koncentrācija ievērojami pārsniedz visu pārējo neorganisko jonu koncentrāciju kopā. Skatiet arī Buferšķīdumi, Jonu apmaiņas ierīces.

Elektrolīti ir vielas, kuru šķīdumi vai kausējumi vada elektrisko strāvu. Tipiski elektrolīti ir sāļi, skābes un bāzes.

Saskaņā ar Arrēnija elektrolītiskās disociācijas teoriju elektrolītu molekulas šķīdumos spontāni sadalās pozitīvi un negatīvi lādētās daļiņās - jonos. Pozitīvi lādētos jonus sauc par katjoniem, negatīvi lādētiem anjoniem. Jona lādiņa vērtību nosaka atoma vai atomu grupas, kas veido šo jonu, valence (sk.). Katjoni parasti veido metālu atomus, piemēram, K+, Na+, Ca2+, Mg3+, Fe3+ un dažas citu atomu grupas (piemēram, amonija grupa NH 4); anjonus, kā likums, veido atomi un atomu grupas, kas ir skābie atlikumi, piemēram, Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3-, CO 3, SO 4, PO 4 . Katra molekula ir elektriski neitrāla, tāpēc katjonu elementāri pozitīvo lādiņu skaits ir vienāds ar anjonu elementāro negatīvo lādiņu skaitu, kas veidojas molekulas disociācijas laikā. Jonu klātbūtne izskaidro elektrolītu šķīdumu spēju vadīt elektrisko strāvu. Tāpēc elektrolītu šķīdumus sauc par jonu vadītājiem vai otrā veida vadītājiem.

Elektrolītu molekulu disociāciju jonos var attēlot ar šādu vispārīgu vienādojumu:

kur ir nedisociēta molekula, ir katjons ar n1 pozitīviem lādiņiem, ir anjons ar n2 negatīviem lādiņiem, p un q ir katjonu un anjonu skaits, kas veido elektrolīta molekulu. Tā, piemēram, sērskābes un amonija hidroksīda disociāciju izsaka ar vienādojumiem:

Šķīdumā esošo jonu skaitu parasti mēra gramos jonu uz 1 litru šķīduma. Gramjons - noteikta veida jonu masa, kas izteikta gramos un skaitliski vienāda ar jona formulu. Formulas svaru nosaka, summējot atomu svarus, kas veido doto jonu. Tā, piemēram, SO 4 jonu formulas svars ir vienāds ar: 32,06+4-16,00=96,06.

Elektrolītus iedala zemas molekulmasas, augstas molekulmasas (polielektrolītu) un koloidālajos. Zemas molekulmasas elektrolītu vai vienkārši elektrolītu piemēri ir parastās zemas molekulmasas skābes, bāzes un sāļi, kurus savukārt parasti iedala vājos un stipros elektrolītos. Vāji elektrolīti pilnībā neizdalās jonos, kā rezultātā šķīdumā tiek izveidots dinamisks līdzsvars starp joniem un nedisociētām elektrolīta molekulām (1. vienādojums). Vājie elektrolīti ir vājas skābes, vājas bāzes un daži sāļi, piemēram, dzīvsudraba hlorīds HgCl 2. Kvantitatīvi disociācijas procesu var raksturot ar elektrolītiskās disociācijas pakāpi (jonizācijas pakāpi) α, izotonisko koeficientu i un elektrolītiskās disociācijas konstanti (jonizācijas konstanti) K. Elektrolītiskās disociācijas pakāpe α ir elektrolīta molekulu daļa, kas sadalās joni noteiktā šķīdumā. A vērtība, ko mēra vienības daļās vai procentos, ir atkarīga no elektrolīta un šķīdinātāja rakstura: tā samazinās, palielinoties šķīduma koncentrācijai, un parasti nedaudz mainās (palielinās vai samazinās), palielinoties temperatūrai; tas samazinās arī, ja noteiktā elektrolīta šķīdumā tiek ievadīts spēcīgāks elektrolīts, veidojot tos pašus (piemēram, etiķskābes CH 3 COOH elektrolītiskās disociācijas pakāpe samazinās, pievienojot sālsskābi HCl vai nātrija acetātu CH 3 COONa tā risinājums).

Izotoniskais koeficients jeb van't Hoff koeficients i ir vienāds ar jonu un nedisociēto elektrolītu molekulu summas attiecību pret tā molekulu skaitu, kas ņemtas šķīduma pagatavošanai. Eksperimentāli i nosaka, mērot osmotisko spiedienu, pazeminot šķīduma sasalšanas punktu (sk. Kriometrija) un dažas citas šķīdumu fizikālās īpašības. Vērtības i un α ir savstarpēji saistītas ar vienādojumu

kur n ir jonu skaits, kas veidojas vienas dotā elektrolīta molekulas disociācijas laikā.

Elektrolītiskās disociācijas konstante K ir līdzsvara konstante. Ja elektrolīts sadalās jonos saskaņā ar (1) vienādojumu, tad

kur, un - attiecīgi katjonu un anjonu (g-jonu/l) un nedisociēto molekulu (mol/l) koncentrācijas šķīdumā. (3) vienādojums ir masas iedarbības likuma matemātiska izteiksme, ko piemēro elektrolītiskās disociācijas procesam. Jo vairāk K, jo labāk elektrolīts sadalās jonos. Konkrētam elektrolītam K ir atkarīgs no temperatūras (parasti tas palielinās, palielinoties temperatūrai) un atšķirībā no a nav atkarīgs no šķīduma koncentrācijas.

Ja vāja elektrolīta molekula var sadalīties nevis divos, bet lielākā skaitā jonu, tad disociācija notiek pakāpeniski (pakāpeniska disociācija). Piemēram, vāja ogļskābe H 2 CO 3 ūdens šķīdumos sadalās divos posmos:

Šajā gadījumā 1. posma disociācijas konstante ievērojami pārsniedz 2. posma disociācijas konstante.

Spēcīgi elektrolīti, saskaņā ar Debye-Hückel teoriju, šķīdumos pilnībā sadalās jonos. Šo elektrolītu piemēri ir stipras skābes, spēcīgas bāzes un gandrīz visi ūdenī šķīstošie sāļi. Spēcīgo elektrolītu pilnīgas disociācijas dēļ to šķīdumi satur milzīgu skaitu jonu, kuru attālumi ir tādi, ka starp pretēji lādētiem joniem parādās elektrostatiskie pievilkšanās spēki, kuru dēļ katru jonu ieskauj pretējā lādiņa joni (jonu atmosfēra). ). Jonu atmosfēras klātbūtne samazina jonu ķīmisko un fizioloģisko aktivitāti, to mobilitāti elektriskajā laukā un citas jonu īpašības. Elektrostatiskā pievilcība starp pretēji lādētiem joniem palielinās, palielinoties šķīduma jonu stiprumam, kas ir vienāds ar pusi no katra jona koncentrācijas C produktu summas un tā valences Z kvadrāta:

Tā, piemēram, 0,01 molārā MgSO 4 šķīduma jonu stiprums ir

Spēcīgu elektrolītu šķīdumiem, neatkarīgi no to rakstura, ar vienādu jonu stiprumu (tomēr nepārsniedzot 0,1) ir vienāda jonu aktivitāte. Cilvēka asiņu jonu stiprums nepārsniedz 0,15. Spēcīgu elektrolītu šķīdumu īpašību kvantitatīvam aprakstam tika ieviests lielums, ko sauc par aktivitāti a, kas formāli aizstāj koncentrāciju vienādojumos, kas izriet no masas darbības likuma, piemēram, vienādojumā (1). Aktivitāte a, kurai ir koncentrācijas dimensija, ir saistīta ar koncentrāciju ar vienādojumu

kur f ir aktivitātes koeficients, kas parāda, kāda daļa no šo jonu faktiskās koncentrācijas šķīdumā ir to efektīvā koncentrācija vai aktivitāte. Samazinoties šķīduma koncentrācijai, f palielinās un ļoti atšķaidītos šķīdumos kļūst vienāds ar 1; pēdējā gadījumā a = C.

Zemas molekulmasas elektrolīti ir neaizstājama šķidrumu un blīvu organismu audu sastāvdaļa. No mazmolekulāro elektrolītu joniem fizioloģiskos un bioķīmiskos procesos svarīga loma ir H+, Na+, Mg2+, Ca2+ katjoniem un anjoniem OH-, Cl-, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4, SO 4 (skat. Minerāl. vielmaiņa). Joni H + un OH- organismos, arī cilvēka organismā, ir ļoti zemā koncentrācijā, bet to nozīme dzīvības procesos ir milzīga (sk. Skābju-bāzes līdzsvars). Na+ un Cl- koncentrācijas ievērojami pārsniedz visu pārējo jonu koncentrāciju kopā.

Dzīviem organismiem ļoti raksturīgs tā sauktais jonu antagonisms - jonu spēja šķīdumā savstarpēji samazināt katram no tiem raksturīgo darbību. Konstatēts, piemēram, ka Na+ joni tādā koncentrācijā, kādā tie atrodas asinīs, ir indīgi daudziem izolētiem dzīvnieku orgāniem. Tomēr Na + toksicitāte tiek nomākta, ja šķīdumam, kas tos satur atbilstošā koncentrācijā, pievieno K + un Ca 2 + jonus. Tādējādi K+ un Ca2+ joni ir Na+ jonu antagonisti. Šķīdumus, kuros jebkuru jonu kaitīgo ietekmi novērš antagonistu jonu iedarbība, sauc par līdzsvarotiem šķīdumiem. Jonu antagonisms tika atklāts, kad tie iedarbojas uz dažādiem fizioloģiskiem un bioķīmiskiem procesiem.

Polielektrolītus sauc par lielmolekulārajiem elektrolītiem; piemēri ir olbaltumvielas, nukleīnskābes un daudzi citi biopolimēri (sk. Makromolekulārie savienojumi), kā arī vairāki sintētiskie polimēri. Polielektrolītu makromolekulu disociācijas rezultātā veidojas zemas molekulmasas joni (pretjoni), kā likums, dažāda rakstura un daudzkārt lādēts makromolekulārais jons. Daži no pretjoniem ir stingri saistīti ar lielmolekulāro jonu ar elektrostatisko spēku palīdzību; pārējie ir šķīdumā brīvā stāvoklī.

Ziepes, tanīni un noteiktas krāsvielas ir koloidālo elektrolītu piemēri. Šo vielu šķīdumus raksturo līdzsvars:
micellas (koloidālās daļiņas) → molekulas → joni.

Kad šķīdums ir atšķaidīts, līdzsvars mainās no kreisās puses uz labo.

Skatīt arī Ampholytes.

Ogļskābe parādās oglekļa dioksīda sadalīšanās rezultātā ūdens vidē. Minerālūdeņi ir mākslīgi piesātināti ar šo vielu. Ogļskābes formula ir H2CO3. Tāpēc, atverot gāzētā ūdens pudeli, var redzēt aktīvus burbuļus. Galvenā ogļskābes ražošana notiek ūdenī.

Vienādojums

CO2 (g) + H2O CO2. H2O (šķīdums) H2CO3 H+ + HCO3- 2H+ + CO32-.

Ogļskābe pati par sevi ir vājš, trausls savienojums, ko nevar izdalīt brīvā stāvoklī no ūdens.

Bet ir vērts atzīmēt faktu, ka amonija bikarbonāta sadalīšanās laikā veidojas stabili ogļskābes savienojumi. Šādas spēcīgas ķīmiskās saites veidojas tikai laikā, kad amonija bikarbonāts nonāk reakcijas gāzes fāzē.

Viela ir interesants izpētes objekts. Austrālijas zinātnieki to pētījuši vairāk nekā 6 gadus. Bezūdens stāvoklī šī skābe atgādina caurspīdīgus kristālus, kas ir ļoti izturīgi pret zemām temperatūrām, bet karsējot, ogļskābes kristāli sāk sadalīties.

Šī viela tiek uzskatīta par vāju savā struktūrā, bet tajā pašā laikā ogļskābe ir spēcīgāka par borskābi. Viss noslēpums slēpjas ūdeņraža atomu skaitā. Ogļskābe satur divus ūdeņraža atomus, tāpēc to uzskata par divbāzisku, un borskābi par vienbāzisku.

Ogļskābes sāļu īpašības

Šo skābi uzskata par divbāzisku, tāpēc tā var radīt divu veidu sāļus:

. ogļskābes karbonāti - vidēji sāļi,
. bikarbonāti ir skābie sāļi.

Ogļskābes karbonāti var darboties savienojumos: Na2CO3, (NH4)2CO3. Tie nespēj izšķīst ūdens vidē. Šīs vielas skābie sāļi ir: NaHCO3, Ca(HCO3)2 bikarbonāti. Lai iegūtu bikarbonātus, tiek veikta reakcija, kurā galvenās vielas ir: ogļskābe un nātrijs.

Ogļskābes sāļi ir palīdzējuši cilvēcei celtniecībā, medicīnā un pat ēdiena gatavošanā. Jo tie ir atrodami:

. krīts,
. pārtika, sodas pelni un kristāliskā soda,
. kaļķakmens klints,
. marmora akmens,
. potašs.

Skābes bikarbonāti un karbonāti var reaģēt ar skābēm, šo reakciju laikā var izdalīties oglekļa dioksīds. Tāpat šīs vielas var būt savstarpēji aizvietojamas, tās spēj sadalīties temperatūras ietekmē.

Ogļskābes reakcijas:

2NaHCO3 → Na2CO3 +H2O +CO2
Na2CO3 + H2O + CO2 →2NaHCO3

Ķīmiskās īpašības

Šī skābe savā struktūrā spēj reaģēt ar daudzām vielām.

Ogļskābes īpašības atklājas reakcijās:

. disociācija,
. ar metāliem
. ar pamatojumu
. ar bāzes oksīdiem.

Na2O + CO2 → Na2CO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3

Ogļskābe ir vājš elektrolīts, jo vāja gaistoša skābe atšķirībā no, piemēram, sālsskābes nevar darboties kā spēcīgs elektrolīts. Šo faktu var redzēt, pievienojot lakmusu ogļskābes šķīdumam. Krāsas izmaiņas būs nelielas. Tāpēc var apgalvot, ka ogļskābe var uzturēt 1 disociācijas līmeni.

Pieteikums

Šo vielu var redzēt gāzēto ūdeņu sastāvā. Bet ogļskābes sāļus plaši izmanto:

. būvniecības nozarei,
. stikla ražošanas procesā,
. mazgāšanas un tīrīšanas līdzekļu ražošanā,
. papīra ražošana,
. dažiem augu pārsējiem un mēslošanas līdzekļiem,
. medicīnā.

Vietējā un pasaules tirgū tiek piedāvāti dažādi preparāti un ķimikālijas, kas ietver ogļskābi:

. urīnviela vai karbamīds,
. ogļskābes litija sāls,
. kalcija karbonāts (krīts),
. sodas pelni (nātrija karbonāts) utt.

Karbamīdu izmanto kā augļu un dekoratīvo augu mēslojumu. Tās vidējā cena ir 30-40 rubļi par 1 kg. Gatavā produkcija tiek fasēta plastmasas maisiņos un maisos, kuru svars ir 1, 5, 25, 50 kg.

Ogļskābes litija sāli izmanto keramikas izstrādājumu, stikla keramikas sastāvā. Šo materiālu izmanto reaktīvo dzinēju sadegšanas kameru ražošanai, to pievieno glazūrām, emaljām, gruntskrāsām dažādiem metāliem. Litija sāli pievieno gruntskrāsām alumīnija, čuguna un tērauda apstrādei.

Šo ķīmisko vielu pievieno stikla ražošanas procesā. Glzēm, kurām pievienota litija sāls, ir palielināta gaismas plūsmas caurlaidība. Dažreiz ogļskābes litija sāli izmanto pirotehnikas ražošanas procesā.

Ražotāji

Vidējā cena par 1 kg šādas vielas Krievijā ir 3900-4000 rubļu. Galvenais šīs vielas ražotājs ir Maskavas rūpnīca OOO Component-Reaktiv. Ogļskābes litija sāli ražo arī šādos uzņēmumos: KurskKhimProm LLC, VitaChem LLC, Ruskhim LLC, Khimpek CJSC.

Krītu ražo tehniskām un barības vajadzībām. Vidējā lopbarības krīta cena ir 1800 rubļu par 1 tonnu. Iepakots galvenokārt 50 kg, 32 kg. Ražotāji: Melovik LLC, MT Resource LLC, Zoovetsnab LLC, Agrokhiminvest LLC.

Sodu izmanto veļas mazgāšanai, traipu noņemšanai un balināšanai. Šī produkta vidējā cena mazumtirdzniecības tirgū svārstās no 16-30 rubļiem par 1 kg. Ražotāji: Novera LLC, KhimReaktiv CJSC, HimPlus LLC, SpecBurTechnology LLC, SpetsKomplekt LLC utt.