Acidul sulfuric este un electrolit puternic. Acidul carbonic și sărurile sale - producție și utilizare

1. ELECTROLIȚI

1.1. disocierea electrolitică. Gradul de disociere. Puterea electroliților

Conform teoriei disocierii electrolitice, sărurile, acizii, hidroxizii, dizolvați în apă, se descompun complet sau parțial în particule independente - ioni.

Procesul de dezintegrare a moleculelor de substanțe în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar se numește disociere electrolitică. Substanțele care se disociază în ioni în soluție se numesc electroliti. Ca urmare, soluția dobândește capacitatea de a conduce un curent electric, deoarece. în ea apar purtători mobili de sarcină electrică. Conform acestei teorii, atunci când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni încărcați pozitiv și negativ. Se numesc ioni încărcați pozitiv cationi; acestea includ, de exemplu, hidrogen și ioni metalici. Se numesc ioni încărcați negativ anionii; acestea includ ioni de reziduuri acide și ioni de hidroxid.

Pentru o caracteristică cantitativă a procesului de disociere se introduce conceptul de grad de disociere. Gradul de disociere al unui electrolit (α) este raportul dintre numărul de molecule ale acestuia descompuse în ioni într-o soluție dată ( n ), la numărul total al moleculelor sale în soluție ( N), sau

α = .

Gradul de disociere electrolitică este de obicei exprimat fie în fracțiuni de unitate, fie ca procent.

Electroliții cu un grad de disociere mai mare de 0,3 (30%) sunt de obicei numiți puternici, cu un grad de disociere de la 0,03 (3%) la 0,3 (30%) - mediu, mai mic de 0,03 (3%) - electroliți slabi. Deci, pentru o soluție de 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (sau 1,3%). Prin urmare, acidul acetic este un electrolit slab. Gradul de disociere arată ce parte din moleculele dizolvate ale unei substanțe s-a descompus în ioni. Gradul de disociere electrolitică a unui electrolit în soluții apoase depinde de natura electrolitului, de concentrația acestuia și de temperatură.

Prin natura lor, electroliții pot fi împărțiți în două grupuri mari: puternic si slab. Electroliți puternici disociază aproape complet (α = 1).

Electroliții puternici includ:

1) acizi (H2S04, HCI, HNO3, HBr, HI, HCI04, HMn04);

2) baze - hidroxizi ai metalelor din primul grup al subgrupului principal (alcaline) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , precum și hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) săruri solubile în apă (vezi tabelul de solubilitate).

Electroliți slabi se disociază în ioni într-o măsură foarte mică, în soluții sunt în principal în stare nedisociată (în formă moleculară). Pentru electroliții slabi, se stabilește un echilibru între molecule și ioni nedisociați.

Electroliții slabi includ:

1) acizi anorganici ( H2C03, H2S, HNO2, H2S03, HCN, H3P04, H2Si03, HCNS, HCIO, etc.);

2) apă (H20);

3) hidroxid de amoniu ( NH4OH);

4) majoritatea acizilor organici

(de exemplu, CH3COOH acetic, HCOOH formic);

5) săruri și hidroxizi insolubile și puțin solubile ale anumitor metale (vezi tabelul de solubilitate).

Proces disociere electrolitică descrise folosind ecuații chimice. De exemplu, disocierea acidului clorhidric (HC l ) se scrie astfel:

HCl → H + + Cl - .

Bazele se disociază pentru a forma cationi metalici și ioni de hidroxid. De exemplu, disocierea KOH

KOH → K + + OH -.

Acizii polibazici, precum și bazele metalelor polivalente, se disociază în trepte. De exemplu,

H2CO3H++ + HCO3-,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Primul echilibru - disocierea de-a lungul primei etape - este caracterizat de o constantă

Pentru disociere în a doua etapă:

În cazul acidului carbonic, constantele de disociere au următoarele valori: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10–11 . Pentru disocierea treptată, întotdeauna K eu> K II > K III >... , deoarece energia care trebuie cheltuită pentru a detașa un ion este minimă atunci când acesta este desprins dintr-o moleculă neutră.

Sărurile medii (normale), solubile în apă, se disociază cu formarea de ioni metalici încărcați pozitiv și de ioni încărcați negativ ai reziduului acid

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Săruri acide (hidrosăruri) - electroliți care conțin hidrogen în anion, capabili să se desprindă sub forma unui ion de hidrogen H +. Sărurile acide sunt considerate ca un produs obținut din acizi polibazici în care nu toți atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu un metal. Disocierea sărurilor acide are loc în etape, de exemplu:

KHCO3 → K ++ HCO 3 - (primul stagiu)

Excelenți conductori de curent electric - aur, cupru, fier, aluminiu, aliaje. Alături de acestea, există un grup mare de substanțe nemetalice, topituri și soluții apoase ale cărora au și proprietatea de conductivitate. Acestea sunt baze puternice, acizi, unele săruri, numite colectiv „electroliți”. Ce este conductivitatea ionică? Să aflăm ce relație au substanțele electrolitice cu acest fenomen comun.

Ce particule poartă sarcini?

Lumea din jur este plină de diverși conductori, precum și de izolatori. Aceste proprietăți ale corpurilor și substanțelor sunt cunoscute din cele mai vechi timpuri. Matematicianul grec Thales a efectuat un experiment cu chihlimbar (în greacă - „electron”). Frecând-o pe mătase, omul de știință a observat fenomenul de atracție a părului, a fibrelor de lână. Mai târziu a devenit cunoscut faptul că chihlimbarul este un izolator. Nu există particule în această substanță care ar putea transporta o sarcină electrică. Conductorii buni sunt metalele. Conțin atomi, ioni pozitivi și particule negative, infinit de mici, libere - electroni. Ei sunt cei care asigură transferul de taxe atunci când trec curent. Electroliții puternici în formă uscată nu conțin particule libere. Dar în timpul dizolvării și topirii, rețeaua cristalină este distrusă, precum și polarizarea legăturii covalente.

Apă, neelectroliți și electroliți. Ce este dizolvarea?

Prin dând sau câștigând electroni, atomii elementelor metalice și nemetalice se transformă în ioni. Există o legătură destul de puternică între ele în rețeaua cristalină. Dizolvarea sau topirea compușilor ionici, cum ar fi clorura de sodiu, duce la distrugerea acesteia. În moleculele polare nu există nici ioni legați, nici ioni liberi, aceștia apar atunci când interacționează cu apa. În anii 30 ai secolului al XIX-lea, M. Faraday a descoperit că soluțiile anumitor substanțe conduc curentul. Omul de știință a introdus concepte atât de importante în știință:

ioni (particule încărcate);
electroliți (conductori de al doilea fel);
catod;
anod.

Există compuși - electroliți puternici, ale căror rețele cristaline sunt complet distruse odată cu eliberarea de ioni.

Există substanțe insolubile și cele care rămân sub formă moleculară, de exemplu, zahărul, formaldehida. Astfel de compuși sunt numiți non-electroliți. Nu se caracterizează prin formarea de particule încărcate. Electroliții slabi (acidul carbonic și acetic și o serie de alte substanțe) conțin puțini ioni.

Teoria disocierii electrolitice

În lucrările sale, omul de știință suedez S. Arrhenius (1859-1927) s-a bazat pe concluziile lui Faraday. Mai târziu, cercetătorii ruși I. Kablukov și V. Kistyakovsky au clarificat prevederile teoriei sale. Ei au descoperit că atunci când sunt dizolvate și topite, nu toate substanțele formează ioni, ci doar electroliți. Ce este disocierea după S. Arrhenius? Aceasta este distrugerea moleculelor, ceea ce duce la apariția particulelor încărcate în soluții și topituri. Principalele prevederi teoretice ale lui S. Arrhenius:

Bazele, acizii și sărurile din soluții sunt în formă disociată.
Electroliții puternici se descompun reversibil în ioni.
Cei slabi formează puțini ioni.

Indicatorul unei substanțe (este adesea exprimat ca procent) este raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni și numărul total de particule în soluție. Electroliții sunt puternici dacă valoarea acestui indicator este peste 30%, pentru cei slabi - mai puțin de 3%.

Proprietățile electroliților

Concluziile teoretice ale lui S. Arrhenius au completat studiile ulterioare ale proceselor fizico-chimice în soluții și topituri efectuate de oamenii de știință ruși. Obțineți o explicație a proprietăților bazelor și acizilor. Primele includ compuși în ale căror soluții pot fi detectați numai ionii metalici din cationi, anionii sunt particule OH. Moleculele de acid se descompun în ioni negativi ai reziduului de acid și protoni de hidrogen (H+). Mișcarea ionilor în soluție și topire este haotică. Luați în considerare rezultatele unui experiment pentru care va trebui să asamblați un circuit, includeți un bec obișnuit cu incandescență în el. Să verificăm conductivitatea soluțiilor de diferite substanțe: clorură de sodiu, acid acetic și zahăr (primii doi sunt electroliți). Ce este un circuit electric? Aceasta este o sursă de curent și conductoare conectate între ele. Când circuitul este închis, becul va arde mai puternic în soluția de sare. Mișcarea ionilor capătă ordine. Anionii merg la electrodul pozitiv, iar cationii merg la negativ.

Un număr mic de particule încărcate sunt implicate în acest proces în acidul acetic. Zahărul nu este un electrolit și nu conduce electricitatea. Între electrozii din această soluție va exista un strat izolator, becul nu se va arde.

Interacțiuni chimice între electroliți

La scurgerea soluțiilor, puteți observa cum se comportă electroliții. Care sunt ecuațiile ionice ale unor astfel de reacții? Luați în considerare exemplul de interacțiune chimică dintre și nitrat de sodiu:

2NaNO3 + BaCl2 + = 2NaCl + Ba(NO3)2.

Scriem formulele electroliților în formă ionică:

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

Substanțele luate pentru reacție sunt electroliți puternici. În acest caz, compoziția ionilor nu se modifică. Interacțiunea chimică între este posibilă în trei cazuri:

1. Dacă unul dintre produse este o substanță insolubilă.

Ecuația moleculară: Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NaCl.

Scriem compoziția electroliților sub formă de ioni:

2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaSO 4 (precipitat alb) + 2Na + 2Cl -.

2. Una dintre substanțele formate este gazul.

3. Printre produșii de reacție există un electrolit slab.

Apa este unul dintre cei mai slabi electroliți

Chimic pur nu conduce electricitatea. Dar conține o cantitate mică de particule încărcate. Aceștia sunt protonii H + și anionii OH. Un număr neglijabil de molecule de apă suferă disociere. Există o valoare - produsul ionic al apei, care este constant la o temperatură de 25 ° C. Vă permite să aflați concentrația de H + și OH -. Ionii de hidrogen predomină în soluțiile acide, anionii de hidroxid sunt mai mult în alcalii. În neutru - cantitatea de H + și OH - coincide. Mediul soluțiilor se caracterizează și prin indicele de hidrogen (pH). Cu cât este mai mare, cu atât sunt prezenți mai mulți ioni de hidroxid. Mediul este neutru la un interval de pH apropiat de 6-7. În prezența ionilor H + și OH, substanțele indicator își schimbă culoarea: turnesol, fenolftaleină, metil portocală și altele.

Proprietățile soluțiilor de electroliți și topituri sunt utilizate pe scară largă în industrie, tehnologie, agricultură și medicină. Baza științifică se află în munca unui număr de oameni de știință proeminenți care au explicat comportamentul particulelor care alcătuiesc sărurile, acizii și bazele. În soluțiile lor au loc diferite reacții de schimb ionic. Sunt utilizate în multe procese industriale, în electrochimie, galvanizare. Procesele la ființele vii au loc și între ionii din soluții. Multe nemetale și metale care sunt toxice sub formă de atomi și molecule sunt indispensabile sub formă de particule încărcate (sodiu, potasiu, magneziu, clor, fosfor și altele).

Electroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc electricitatea. Electroliții includ acizi, baze și săruri. Substanțele care nu conduc curentul electric în stare dizolvată sau topită se numesc neelectroliți. Acestea includ multe substanțe organice, cum ar fi zaharuri, etc. Capacitatea soluțiilor de electroliți de a conduce curentul electric se explică prin faptul că moleculele de electroliți, atunci când sunt dizolvate, se descompun în particule încărcate electric pozitiv și negativ - ioni. Valoarea sarcinii unui ion este numeric egală cu valența atomului sau grupului de atomi care formează ionul. Ionii diferă de atomi și molecule nu numai prin prezența sarcinilor electrice, ci și prin alte proprietăți, de exemplu, ionii nu au nici miros, nici culoare, nici alte proprietăți ale moleculelor de clor. Ionii încărcați pozitiv se numesc cationi, anioni încărcați negativ. Cationii formează hidrogen H + , metale: K + , Na + , Ca 2+ , Fe 3+ și unele grupe de atomi, de exemplu, gruparea de amoniu NH + 4; anionii formează atomi și grupuri de atomi care sunt resturi acide, de exemplu Cl-, NO-3, SO2-4, CO2-3.

Descompunerea moleculelor de electrolit în ioni se numește disociere electrolitică sau ionizare și este un proces reversibil, adică poate apărea o stare de echilibru într-o soluție în care câte molecule de electrolit se descompun în ioni, așa că multe dintre ele sunt re-formate. din ioni. Disocierea electroliților în ioni poate fi reprezentată prin ecuația generală: unde KmAn este o moleculă nedisociată, K z + 1 este un cation care poartă z 1 sarcini pozitive, A z- 2 este un anion având z 2 sarcini negative, m și n sunt numărul de cationi și anioni formați în timpul disocierii unei molecule de electrolit. De exemplu, .

Numărul de ioni pozitivi și negativi dintr-o soluție poate fi diferit, dar sarcina totală a cationilor este întotdeauna egală cu sarcina totală a anionilor, astfel încât soluția în ansamblu este neutră din punct de vedere electric.

Electroliții puternici se disociază aproape complet în ioni la orice concentrație în soluție. Acestea includ acizi tari (vezi), baze tari și aproape toate sărurile (vezi). Electroliții slabi, care includ acizi și baze slabe și unele săruri, cum ar fi clorura mercurică HgCl2, se disociază doar parțial; gradul de disociere a acestora, adică proporția de molecule descompuse în ioni, crește odată cu scăderea concentrației soluției.

O măsură a capacității electroliților de a se descompune în ioni în soluții poate fi constanta de disociere electrolitică (constanta de ionizare), egală cu
unde parantezele pătrate arată concentrațiile particulelor corespunzătoare din soluție.

Când un curent electric constant trece prin soluția de electrolit, cationii se deplasează la electrodul încărcat negativ - catod, anionii se deplasează la electrodul pozitiv - anod, unde renunță la sarcina lor, transformându-se în atomi sau molecule neutre din punct de vedere electric ( cationii primesc electroni de la catod, iar anionii donează electroni la anod). Deoarece procesul de atașare a electronilor la o substanță este reducerea, iar procesul de donare a electronilor de către o substanță este oxidarea, atunci când un curent electric trece printr-o soluție de electrolit, cationii sunt redusi la catod, iar anionii sunt oxidați la anod. Acest proces redox se numește electroliză.

Electroliții sunt o componentă indispensabilă a lichidelor și a țesuturilor dense ale organismelor. În procesele fiziologice și biochimice, ioni anorganici precum H +, Na +, K +, Ca 2+, Mg 2+, OH -, Cl -, HCO - 3, H 2 PO - 4, SO 2- 4 (vezi Minerale) schimb valutar). Ionii H + și OH - în corpul uman sunt în concentrații foarte scăzute, dar rolul lor în procesele vieții este enorm (vezi Echilibrul acido-bazic). Concentrația ionilor de Na + și Cl - o depășește semnificativ pe cea a tuturor celorlalți ioni anorganici combinați. Vezi și Soluții tampon, Schimbătoare de ioni.

Electroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric. Electroliții tipici sunt sărurile, acizii și bazele.

Conform teoriei Arrhenius a disocierii electrolitice, moleculele de electroliți din soluții se descompun spontan în particule încărcate pozitiv și negativ - ioni. Ionii încărcați pozitiv se numesc cationi, anioni încărcați negativ. Valoarea sarcinii unui ion este determinată de valența (vezi) atomului sau grupului de atomi care formează acest ion. Cationii formează de obicei atomi de metal, de exemplu, K+, Na+, Ca2+, Mg3+, Fe3+ și unele grupe de alți atomi (de exemplu, gruparea de amoniu NH4); anionii, de regulă, sunt formați din atomi și grupuri de atomi care sunt reziduuri acide, de exemplu Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Fiecare moleculă este neutră din punct de vedere electric, astfel încât numărul sarcinilor pozitive elementare ale cationilor este egal cu numărul sarcinilor negative elementare ale anionilor formați în timpul disocierii moleculei. Prezența ionilor explică capacitatea soluțiilor de electroliți de a conduce curentul electric. Prin urmare, soluțiile de electroliți sunt numite conductori ionici sau conductori de al doilea fel.

Disocierea moleculelor de electrolit în ioni poate fi reprezentată prin următoarea ecuație generală:

unde este o moleculă nedisociată, este un cation cu n1 sarcini pozitive, este un anion cu n2 sarcini negative, p și q sunt numărul de cationi și anioni care formează molecula de electrolit. Deci, de exemplu, disocierea acidului sulfuric și a hidroxidului de amoniu este exprimată prin ecuațiile:

Numărul de ioni conținuti într-o soluție este de obicei măsurat în ioni gram per 1 litru de soluție. Gram-ion - masa ionilor de un anumit tip, exprimată în grame și numeric egală cu formula de greutate a ionului. Greutatea formulei se găsește prin însumarea greutăților atomice ale atomilor care formează un ion dat. Deci, de exemplu, greutatea formulei ionilor de SO 4 este egală cu: 32,06+4-16,00=96,06.

Electroliții sunt împărțiți în greutate moleculară mică, greutate moleculară mare (polielectroliți) și coloidale. Exemple de electroliți cu greutate moleculară mică, sau pur și simplu electroliți, sunt acizii, bazele și sărurile obișnuite cu greutate moleculară mică, care la rândul lor sunt de obicei împărțiți în electroliți slabi și puternici. Electroliții slabi nu se disociază complet în ioni, în urma căruia se stabilește un echilibru dinamic în soluția dintre ioni și moleculele de electrolit nedisociate (ecuația 1). Electroliții slabi includ acizi slabi, baze slabe și unele săruri, cum ar fi clorura mercurică HgCl 2 . Cantitativ, procesul de disociere poate fi caracterizat prin gradul de disociere electrolitică (gradul de ionizare) α, coeficientul izotonic i și constanta de disociere electrolitică (constanta de ionizare) K. Gradul de disociere electrolitică α este fracția de molecule de electrolit care se descompune în ioni într-o soluție dată. Valoarea lui a, măsurată în fracții de unitate sau în%, depinde de natura electrolitului și a solventului: scade odată cu creșterea concentrației soluției și de obicei se modifică ușor (crește sau scade) odată cu creșterea temperaturii; scade, de asemenea, atunci când în soluția unui electrolit dat se introduce un electrolit mai puternic, formând aceleași none (de exemplu, gradul de disociere electrolitică a acidului acetic CH 3 COOH scade atunci când se adaugă acid clorhidric HCl sau acetat de sodiu CH 3 COONa). soluția sa).

Coeficientul izotonic, sau coeficientul van't Hoff, i este egal cu raportul dintre suma numărului de ioni și molecule de electrolit nedisociate și numărul de molecule luate pentru prepararea soluției. Experimental, i este determinat prin măsurarea presiunii osmotice, scăderea punctului de îngheț al unei soluții (vezi Criometrie) și alte proprietăți fizice ale soluțiilor. Valorile i și α sunt interconectate prin ecuație

unde n este numărul de ioni formați în timpul disocierii unei molecule a unui electrolit dat.

Constanta de disociere electrolitică K este constanta de echilibru. Dacă electrolitul se disociază în ioni conform ecuației (1), atunci

Unde, şi - concentraţiile în soluţie de cationi şi anioni (în g-ion/l) şi respectiv molecule nedisociate (în mol/l). Ecuația (3) este o expresie matematică a legii acțiunii masei aplicată procesului de disociere electrolitică. Cu cât mai mult K, cu atât electrolitul se descompune mai bine în ioni. Pentru un electrolit dat, K depinde de temperatură (de obicei crește odată cu creșterea temperaturii) și, spre deosebire de a, nu depinde de concentrația soluției.

Dacă o moleculă slabă de electrolit se poate disocia nu în doi, ci într-un număr mai mare de ioni, atunci disocierea se desfășoară în etape (disocierea în trepte). De exemplu, acidul carbonic slab H2CO3 în soluții apoase se disociază în două etape:

În acest caz, constanta de disociere a etapei 1 o depășește semnificativ pe cea a etapei a 2-a.

Electroliții puternici, conform teoriei Debye-Hückel, în soluții sunt complet disociați în ioni. Exemple de acești electroliți sunt acizii tari, bazele tari și aproape toate sărurile solubile în apă. Datorită disocierii complete a electroliților puternici, soluțiile lor conțin un număr foarte mare de ioni, distanțele dintre care sunt astfel încât forțele de atracție electrostatică apar între ionii încărcați opus, datorită cărora fiecare ion este înconjurat de ioni de sarcină opusă (atmosfera ionică). ). Prezența unei atmosfere ionice reduce activitatea chimică și fiziologică a ionilor, mobilitatea acestora într-un câmp electric și alte proprietăți ale ionilor. Atracția electrostatică dintre ionii încărcați opus crește odată cu creșterea forței ionice a soluției, care este egală cu jumătate din suma produselor concentrației C a fiecărui ion și pătratul valenței sale Z:

Deci, de exemplu, puterea ionică a unei soluții de 0,01 molare de MgSO4 este

Soluțiile de electroliți puternici, indiferent de natura lor, cu aceeași putere ionică (cu toate acestea, nu depășește 0,1) au aceeași activitate ionică. Forța ionică a sângelui uman nu depășește 0,15. Pentru o descriere cantitativă a proprietăților soluțiilor de electroliți puternici, a fost introdusă o cantitate numită activitate a, care înlocuiește în mod formal concentrația în ecuații care decurg din legea acțiunii masei, de exemplu, în ecuația (1). Activitatea a, care are dimensiunea concentrației, este legată de concentrare prin ecuație

unde f este coeficientul de activitate, care arată ce proporție din concentrația reală a acestor ioni în soluție este concentrația sau activitatea lor efectivă. Pe măsură ce concentrația soluției scade, f crește și în soluții foarte diluate devine egal cu 1; în ultimul caz, a = C.

Electroliții cu greutate moleculară mică sunt o componentă indispensabilă a lichidelor și a țesuturilor dense ale organismelor. Dintre ionii electroliților cu greutate moleculară mică, cationii și anionii H+, Na+, Mg2+, Ca2+ OH-, Cl-, HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 , SO 4 joacă un rol important în procesele fiziologice și biochimice (vezi Minerale). metabolism). Ionii H + și OH- din organisme, inclusiv din corpul uman, sunt în concentrații foarte scăzute, dar rolul lor în procesele vieții este enorm (vezi Echilibrul acido-bazic). Concentrațiile de Na+ și Cl- depășesc cu mult concentrația tuturor celorlalți ioni combinați.

Pentru organismele vii, așa-numitul antagonism al ionilor este foarte caracteristic - capacitatea ionilor în soluție de a reduce reciproc acțiunea inerentă fiecăruia dintre ei. S-a stabilit, de exemplu, că ionii de Na + în concentrația în care se găsesc în sânge sunt otrăvitori pentru multe organe izolate ale animalelor. Cu toate acestea, toxicitatea Na + este suprimată atunci când ionii K + și Ca 2 + sunt adăugați la soluția care îi conține în concentrații adecvate. Astfel, ionii K+ și Ca2+ sunt antagonişti ai ionilor Na+. Soluțiile în care efectul nociv al oricăror ioni este eliminat prin acțiunea ionilor antagoniști se numesc soluții echilibrate. Antagonismul ionilor a fost descoperit atunci când aceștia acționează asupra unei varietăți de procese fiziologice și biochimice.

Polielectroliții sunt numiți electroliți cu molecul mare; exemple sunt proteinele, acizii nucleici și mulți alți biopolimeri (vezi Compuși macromoleculari), precum și o serie de polimeri sintetici. Ca urmare a disocierii macromoleculelor de polielectroliți, se formează ioni cu greutate moleculară mică (contraioni), de regulă, de altă natură și un ion macromolecular cu încărcare multiplă. Unii dintre contraioni sunt legați ferm de ionul macromolecular prin forțe electrostatice; restul sunt in solutie in stare libera.

Săpunurile, taninurile și anumiți coloranți sunt exemple de electroliți coloidali. Soluțiile acestor substanțe se caracterizează prin echilibru:
micelii (particule coloidale) → molecule → ioni.

Când soluția este diluată, echilibrul se schimbă de la stânga la dreapta.

Vezi și Amfoliți.

Acidul carbonic apare ca urmare a descompunerii dioxidului de carbon în mediul acvatic. Apele minerale sunt saturate artificial cu această substanță. Formula acidului carbonic este H2CO3. Prin urmare, atunci când deschideți o sticlă de apă carbogazoasă, puteți vedea bule active. Principala producție de acid carbonic are loc în apă.

Ecuația

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

În sine, acidul carbonic este un compus slab, fragil, care nu poate fi izolat în stare liberă din apă.

Dar este de remarcat faptul că în timpul descompunerii bicarbonatului de amoniu se formează compuși stabili ai acidului carbonic. Astfel de legături chimice puternice se formează numai în perioada în care bicarbonatul de amoniu intră în faza gazoasă a reacției.

Substanța este un obiect interesant de studiu. A fost studiat de oamenii de știință australieni de mai bine de 6 ani. În stare anhidră, acest acid seamănă cu cristalele transparente, care sunt foarte rezistente la temperaturi scăzute, dar când sunt încălzite, cristalele de acid carbonic încep să se descompună.

Această substanță este considerată slabă în structura sa, dar, în același timp, acidul carbonic este mai puternic decât acidul boric. Întregul secret constă în numărul de atomi de hidrogen. Acidul carbonic conține doi atomi de hidrogen, deci este considerat dibazic, iar acidul boric este monobazic.

Caracteristicile sărurilor acidului carbonic

Acest acid este considerat dibazic, prin urmare poate crea săruri de două tipuri:

. carbonați de acid carbonic - săruri medii,
. bicarbonații sunt săruri acide.

Carbonații acidului carbonic pot acționa în compuși: Na2CO3, (NH4)2CO3. Nu se pot dizolva în mediul acvatic. Sărurile acide ale acestei substanțe includ: NaHCO3, Ca(HCO3)2 bicarbonați. Pentru obținerea hidrocarbonaților se realizează o reacție în care substanțele principale sunt: acidul carbonic și sodiu.

Sărurile acidului carbonic au ajutat omenirea în construcție, medicină și chiar gătit. Pentru ca se gasesc in:

. cretă,
. alimente, sifon și sifon cristalin,
. stâncă de calcar,
. piatra de marmura,
. potasă.

Bicarbonații și carbonații acidului pot reacționa cu acizii, în timpul acestor reacții poate fi eliberat dioxid de carbon. De asemenea, aceste substanțe pot fi interschimbabile, ele fiind capabile să se descompună sub influența temperaturii.

Reacții ale acidului carbonic:

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

Proprietăți chimice

Acest acid din structura sa este capabil să reacționeze cu multe substanțe.

Proprietățile acidului carbonic sunt relevate în reacțiile:

. disociere,
. cu metale
. cu terenul
. cu oxizi bazici.

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

Acidul carbonic este un electrolit slab, deoarece un acid volatil slab nu poate acționa ca un electrolit puternic, spre deosebire, de exemplu, de acidul clorhidric. Acest fapt poate fi văzut ca urmare a adăugării de turnesol la o soluție de acid carbonic. Schimbarea culorii va fi minoră. Prin urmare, se poate susține că acidul carbonic poate menține 1 nivel de disociere.

Aplicație

Această substanță poate fi observată în compoziția apelor carbogazoase. Dar sărurile acidului carbonic sunt utilizate pe scară largă:

. pentru industria constructiilor,
. în procesul de producție a sticlei,
. în producția de detergenți și produse de curățare,
. producția de hârtie,
. pentru unele pansamente de top și îngrășăminte pentru plante,
. în medicină.

Piața internă și mondială oferă spre vânzare diverse preparate și substanțe chimice, care includ acid carbonic:

. uree sau carbamidă,
. sare de litiu a acidului carbonic,
. carbonat de calciu (cretă),
. carbon de sodiu (carbonat de sodiu), etc.

Carbamida este folosită ca îngrășământ pentru plante fructifere și ornamentale. Prețul său mediu este de 30-40 de ruble pe 1 kg. Produsele finite sunt ambalate în pungi și pungi de plastic, cântărind 1, 5, 25, 50 kg.

Sarea de litiu a acidului carbonic este utilizată în compoziția produselor ceramice, vitro-ceramice. Acest material este folosit la producerea camerelor de ardere pentru motoarele cu reacție, se adaugă la glazuri, emailuri, grunduri pentru diferite metale. Sarea de litiu este adăugată la grunduri pentru prelucrarea aluminiului, fontei și oțelului.

Această substanță chimică este adăugată în timpul procesului de fabricare a sticlei. Ochelarii, la care s-a adăugat o sare de litiu, au o permeabilitate crescută la fluxul luminos. Uneori, sarea de litiu a acidului carbonic este utilizată în procesul de fabricație a pirotehnicii.

Producătorii

Prețul mediu pentru 1 kg dintr-o astfel de substanță în Rusia este de 3900-4000 de ruble. Principalul producător al acestei substanțe este fabrica din Moscova OOO Component-Reaktiv. De asemenea, sarea de litiu a acidului carbonic este produsă în următoarele companii: KurskKhimProm LLC, VitaChem LLC, Ruskhim LLC, Khimpek CJSC.

Creta este produsă în scopuri tehnice și alimentare. Prețul mediu al cretei furajere este de 1800 de ruble pe 1 tonă. Ambalat în principal în 50 kg, 32 kg. Producători: Melovik LLC, MT Resource LLC, Zoovetsnab LLC, Agrokhiminvest LLC.

Soda se folosește pentru spălat rufe, îndepărtarea petelor și albire. Prețul mediu pentru acest produs pe piața cu amănuntul variază între 16-30 de ruble per 1 kg. Producători: Novera LLC, KhimReaktiv CJSC, HimPlus LLC, SpecBurTechnology LLC, SpetsKomplekt LLC etc.