Svavelsyra är en stark elektrolyt. Kolsyra och dess salter - produktion och användning

1. ELEKTROLYTER

1.1. elektrolytisk dissociation. Grad av dissociation. Styrkan hos elektrolyter

Enligt teorin om elektrolytisk dissociation, sönderfaller salter, syror, hydroxider, upplösning i vatten, helt eller delvis till oberoende partiklar - joner.

Processen för sönderdelning av molekyler av ämnen till joner under inverkan av polära lösningsmedelsmolekyler kallas elektrolytisk dissociation. Ämnen som dissocierar till joner i lösning kallas elektrolyter. Som ett resultat förvärvar lösningen förmågan att leda en elektrisk ström, eftersom. mobila bärare av elektrisk laddning visas i den. Enligt denna teori, när de löses i vatten, sönderdelas (dissocieras) elektrolyter till positivt och negativt laddade joner. Positivt laddade joner kallas katjoner; dessa inkluderar till exempel väte och metalljoner. Negativt laddade joner kallas anjoner; dessa inkluderar joner av syrarester och hydroxidjoner.

För en kvantitativ egenskap hos dissociationsprocessen introduceras begreppet dissociationsgrad. Graden av dissociation av en elektrolyt (α) är förhållandet mellan antalet av dess molekyler som sönderdelas till joner i en given lösning ( n ), till det totala antalet av dess molekyler i lösning ( Inte heller

α = .

Graden av elektrolytisk dissociation uttrycks vanligtvis antingen i bråkdelar av en enhet eller i procent.

Elektrolyter med en dissociationsgrad större än 0,3 (30%) brukar kallas starka elektrolyter, med en dissociationsgrad från 0,03 (3%) till 0,3 (30%) - medium, mindre än 0,03 (3%) - svaga elektrolyter. Så, för en 0,1 M lösning CH3COOH a = 0,013 (eller 1,3%). Därför är ättiksyra en svag elektrolyt. Graden av dissociation visar vilken del av de upplösta molekylerna i ett ämne som har sönderfallit till joner. Graden av elektrolytisk dissociation av en elektrolyt i vattenlösningar beror på elektrolytens natur, dess koncentration och temperatur.

Till sin natur kan elektrolyter delas in i två stora grupper: stark och svag. Starka elektrolyter dissociera nästan helt (α = 1).

Starka elektrolyter inkluderar:

1) syror (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HMnO4);

2) baser - hydroxider av metaller från den första gruppen i huvudundergruppen (alkalier) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , samt hydroxider av alkaliska jordartsmetaller - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) salter lösliga i vatten (se tabell över löslighet).

Svaga elektrolyter dissocierar till joner i mycket liten utsträckning, i lösningar är de huvudsakligen i odissocierat tillstånd (i molekylär form). För svaga elektrolyter upprättas en jämvikt mellan odissocierade molekyler och joner.

Svaga elektrolyter inkluderar:

1) oorganiska syror ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3P04, H2SiO3, HCNS, HClO, etc.);

2) vatten (H2O);

3) ammoniumhydroxid ( NH4OH);

4) de flesta organiska syror

(till exempel ättiksyra CH3COOH, myrsyra HCOOH);

5) olösliga och svårlösliga salter och hydroxider av vissa metaller (se löslighetstabell).

Bearbeta elektrolytisk dissociation avbildas med kemiska ekvationer. Till exempel dissociationen av saltsyra (HC l ) skrivs så här:

HCl → H+ + Cl-.

Baser dissocierar och bildar metallkatjoner och hydroxidjoner. Till exempel dissociationen av KOH

KOH → K+ + OH-.

Flerbasiska syror, såväl som baser av flervärda metaller, dissocierar i steg. Till exempel,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Den första jämvikten - dissociation längs det första stadiet - kännetecknas av en konstant

För dissociation i det andra steget:

När det gäller kolsyra har dissociationskonstanterna följande värden: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 x 10–11 . För stegvis dissociation, alltid K I> K II > K III >... , därför att energin som måste förbrukas för att lossa en jon är minimal när den lösgörs från en neutral molekyl.

Medium (normala) salter, lösliga i vatten, dissocierar med bildning av positivt laddade metalljoner och negativt laddade joner av syraresten

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Syrasalter (hydrosalter) - elektrolyter som innehåller väte i anjonen, som kan delas av i form av en vätejon H +. Syrasalter betraktas som en produkt erhållen från flerbasiska syror där inte alla väteatomer är ersatta av en metall. Dissociationen av sura salter sker i steg, till exempel:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (första stadiet)

Utmärkta ledare av elektrisk ström - guld, koppar, järn, aluminium, legeringar. Tillsammans med dem finns det en stor grupp icke-metalliska ämnen, smältor och vattenlösningar av vilka också har egenskapen ledningsförmåga. Dessa är starka baser, syror, vissa salter, gemensamt kallade "elektrolyter". Vad är jonledningsförmåga? Låt oss ta reda på vilken relation elektrolytämnen har till detta vanliga fenomen.

Vilka partiklar bär laddningar?

Världen runt är full av olika ledare, såväl som isolatorer. Dessa egenskaper hos kroppar och ämnen har varit kända sedan urminnes tider. Den grekiske matematikern Thales genomförde ett experiment med bärnsten (på grekiska - "elektron"). Gnugga det på siden, forskaren observerade fenomenet med attraktion av hår, ullfibrer. Senare blev det känt att bärnsten är en isolator. Det finns inga partiklar i detta ämne som kan bära en elektrisk laddning. Bra ledare är metaller. De innehåller atomer, positiva joner och fria, oändligt små negativa partiklar - elektroner. Det är de som tillhandahåller överföringen av laddningar när de passerar ström. Starka elektrolyter i torr form innehåller inga fria partiklar. Men under upplösning och smältning förstörs kristallgittret, liksom polariseringen av den kovalenta bindningen.

Vatten, icke-elektrolyter och elektrolyter. Vad är upplösning?

Genom att ge eller få elektroner förvandlas atomer av metalliska och icke-metalliska grundämnen till joner. Det finns ett ganska starkt band mellan dem i kristallgittret. Upplösning eller smältning av joniska föreningar, såsom natriumklorid, leder till dess förstörelse. I polära molekyler finns varken bundna eller fria joner, de uppstår när de interagerar med vatten. På 30-talet av 1800-talet upptäckte M. Faraday att lösningar av vissa ämnen leder ström. Forskaren introducerade sådana viktiga begrepp i vetenskapen:

joner (laddade partiklar);
elektrolyter (ledare av det andra slaget);
katod;
anod.

Det finns föreningar - starka elektrolyter, vars kristallgitter förstörs helt med frigörandet av joner.

Det finns olösliga ämnen och de som finns kvar i molekylär form, till exempel socker, formaldehyd. Sådana föreningar kallas icke-elektrolyter. De kännetecknas inte av bildandet av laddade partiklar. Svaga elektrolyter (kol- och ättiksyra och en rad andra ämnen) innehåller få joner.

Teori om elektrolytisk dissociation

I sina arbeten förlitade sig den svenske vetenskapsmannen S. Arrhenius (1859-1927) på Faradays slutsatser. Senare klargjorde de ryska forskarna I. Kablukov och V. Kistyakovsky bestämmelserna i hans teori. De fann att när de är upplösta och smälta bildar inte alla ämnen joner, utan bara elektrolyter. Vad är dissociation enligt S. Arrhenius? Detta är förstörelsen av molekyler, vilket leder till uppkomsten av laddade partiklar i lösningar och smältor. De viktigaste teoretiska bestämmelserna i S. Arrhenius:

Baser, syror och salter i lösningar finns i dissocierad form.
Starka elektrolyter sönderfaller reversibelt till joner.
Svaga bildar få joner.

Indikatorn för ett ämne (det uttrycks ofta i procent) är förhållandet mellan antalet molekyler som har sönderfallit till joner och det totala antalet partiklar i lösning. Elektrolyter är starka om värdet på denna indikator är över 30%, för svaga - mindre än 3%.

Egenskaper hos elektrolyter

De teoretiska slutsatserna av S. Arrhenius kompletterade de senare studierna av fysikalisk-kemiska processer i lösningar och smältor utförda av ryska vetenskapsmän. Få en förklaring av egenskaperna hos baser och syror. De förra inkluderar föreningar i vars lösningar endast metalljoner kan detekteras från katjoner, anjonerna är OH - partiklar. Syramolekyler bryts ner till negativa joner av syraresten och väteprotoner (H+). Rörelsen av joner i lösning och smälta är kaotisk. Tänk på resultaten av ett experiment för vilket du kommer att behöva montera en krets, inkludera en vanlig glödlampa i den. Låt oss kontrollera ledningsförmågan hos lösningar av olika ämnen: natriumklorid, ättiksyra och socker (de två första är elektrolyter). Vad är en elektrisk krets? Detta är en strömkälla och ledare anslutna till varandra. När kretsen är sluten kommer glödlampan att brinna ljusare i saltlösningen. Rörelsen av joner får ordning. Anjoner går till den positiva elektroden och katjoner går till den negativa.

Ett litet antal laddade partiklar är involverade i denna process i ättiksyra. Socker är inte en elektrolyt och leder inte elektricitet. Mellan elektroderna i denna lösning kommer det att finnas ett isolerande lager, glödlampan kommer inte att brinna.

Kemiska interaktioner mellan elektrolyter

När man dränerar lösningarna kan man observera hur elektrolyterna beter sig. Vilka är joniska ekvationer för sådana reaktioner? Betrakta exemplet på den kemiska interaktionen mellan och natriumnitrat:

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

Vi skriver formlerna för elektrolyter i jonform:

2Na + + 2NO3- + Ba2+ + 2Cl- = 2Na + + 2Cl- + Ba2+ + 2NO3-.

Ämnen som tas för reaktionen är starka elektrolyter. I det här fallet ändras inte jonernas sammansättning. Kemisk interaktion mellan är möjlig i tre fall:

1. Om en av produkterna är ett olösligt ämne.

Molekylära ekvation: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl.

Vi skriver sammansättningen av elektrolyter i form av joner:

2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaSO 4 (vit fällning) + 2Na + 2Cl -.

2. Ett av de bildade ämnena är gas.

3. Bland reaktionsprodukterna finns en svag elektrolyt.

Vatten är en av de svagaste elektrolyterna

Kemiskt ren leder inte elektricitet. Men den innehåller en liten mängd laddade partiklar. Dessa är H + protoner och OH - anjoner. Ett försumbart antal vattenmolekyler genomgår dissociation. Det finns ett värde - den joniska produkten av vatten, som är konstant vid en temperatur på 25 ° C. Det låter dig ta reda på koncentrationen av H + och OH -. Vätejoner dominerar i sura lösningar, hydroxidanjoner är mer i alkalier. I neutral - mängden H + och OH - sammanfaller. Lösningsmediet kännetecknas också av väteindex (pH). Ju högre den är, desto fler hydroxidjoner är närvarande. Mediet är neutralt vid ett pH-område nära 6-7. I närvaro av H + och OH-joner ändrar indikatorämnen sin färg: lackmus, fenolftalein, metylorange och andra.

Egenskaperna hos elektrolytlösningar och smältor används i stor utsträckning inom industri, teknik, jordbruk och medicin. Den vetenskapliga grunden ligger i ett antal framstående vetenskapsmäns arbete som förklarade beteendet hos de partiklar som utgör salter, syror och baser. Olika jonbytesreaktioner äger rum i deras lösningar. De används i många industriella processer, inom elektrokemi, galvanisering. Processer i levande varelser sker också mellan joner i lösningar. Många icke-metaller och metaller som är giftiga i form av atomer och molekyler är oumbärliga i form av laddade partiklar (natrium, kalium, magnesium, klor, fosfor och andra).

Elektrolyter är ämnen vars lösningar eller smältor leder elektricitet. Elektrolyter inkluderar syror, baser och salter. Ämnen som inte leder elektrisk ström i löst eller smält tillstånd kallas icke-elektrolyter. Dessa inkluderar många organiska ämnen, såsom socker, etc. Elektrolytlösningarnas förmåga att leda elektrisk ström förklaras av det faktum att elektrolytmolekyler, när de löses upp, sönderdelas till elektriskt positivt och negativt laddade partiklar - joner. Värdet på laddningen av en jon är numeriskt lika med valensen för atomen eller gruppen av atomer som bildar jonen. Joner skiljer sig från atomer och molekyler inte bara i närvaro av elektriska laddningar, utan också i andra egenskaper, till exempel har joner varken lukt eller färg eller andra egenskaper hos klormolekyler. Positivt laddade joner kallas katjoner, negativt laddade anjoner. Katjoner bildar väte H+, metaller: K+, Na+, Ca 2+, Fe 3+ och några grupper av atomer, till exempel ammoniumgruppen NH+ 4; anjoner bildar atomer och grupper av atomer som är sura rester, till exempel Cl-, NO-3, SO 2-4, CO 2-3.

Nedbrytningen av elektrolytmolekyler till joner kallas elektrolytisk dissociation, eller jonisering, och är en reversibel process, det vill säga ett jämviktstillstånd kan inträffa i en lösning där hur många elektrolytmolekyler bryts ner till joner, så många av dem ombildas från joner. Dissociationen av elektrolyter till joner kan representeras av den allmänna ekvationen: där KmAn är en odissocierad molekyl, Kz + 1 är en katjon som bär z 1 positiva laddningar, A z-2 är en anjon med z 2 negativa laddningar, m och n är antalet katjoner och anjoner som bildas under dissociationen av en elektrolytmolekyl. Till exempel, .

Antalet positiva och negativa joner i en lösning kan vara olika, men den totala laddningen av katjonerna är alltid lika med den totala laddningen av anjonerna, så lösningen som helhet är elektriskt neutral.

Starka elektrolyter dissocierar nästan fullständigt till joner vid vilken koncentration som helst i lösning. Dessa inkluderar starka syror (se), starka baser och nästan alla salter (se). Svaga elektrolyter, som inkluderar svaga syror och baser och vissa salter, såsom kvicksilverklorid HgCl2, dissocierar endast delvis; graden av deras dissociation, d.v.s. andelen molekyler som sönderdelas till joner, ökar med minskande lösningskoncentration.

Ett mått på elektrolyternas förmåga att sönderfalla till joner i lösningar kan vara den elektrolytiska dissociationskonstanten (joniseringskonstanten), lika med
där hakparenteser visar koncentrationerna av motsvarande partiklar i lösningen.

När en konstant elektrisk ström passerar genom elektrolytlösningen, flyttar katjonerna till den negativt laddade elektroden - katoden, anjonerna till den positiva elektroden - anoden, där de ger upp sina laddningar och förvandlas till elektriskt neutrala atomer eller molekyler ( katjoner tar emot elektroner från katoden och anjoner donerar elektroner vid anoden). Eftersom processen att fästa elektroner till ett ämne är reduktion, och processen att donera elektroner av ett ämne är oxidation, när en elektrisk ström passerar genom en elektrolytlösning reduceras katjoner vid katoden och anjoner oxideras vid anoden. Denna redoxprocess kallas elektrolys.

Elektrolyter är en oumbärlig komponent i vätskor och täta vävnader hos organismer. I fysiologiska och biokemiska processer, sådana oorganiska joner som H +, Na +, K +, Ca 2+, Mg 2+, OH -, Cl -, HCO - 3, H 2 PO - 4, SO 2- 4 (se Mineral utbyta). Jonerna H + och OH - i människokroppen är i mycket låga koncentrationer, men deras roll i livsprocesser är enorm (se Syra-basbalans). Koncentrationen av Na + och Cl - joner överstiger betydligt koncentrationen av alla andra oorganiska joner tillsammans. Se även Buffertlösningar, Jonbytare.

Elektrolyter är ämnen vars lösningar eller smälta leder elektrisk ström. Typiska elektrolyter är salter, syror och baser.

Enligt Arrhenius-teorin om elektrolytisk dissociation sönderdelas elektrolytmolekyler i lösningar spontant till positivt och negativt laddade partiklar - joner. Positivt laddade joner kallas katjoner, negativt laddade anjoner. Värdet på laddningen av en jon bestäms av valensen (se) för atomen eller gruppen av atomer som bildar denna jon. Katjoner bildar vanligtvis metallatomer, till exempel K+, Na+, Ca2+, Mg3+, Fe3+, och vissa grupper av andra atomer (till exempel ammoniumgruppen NH4); anjoner, som regel, bildas av atomer och grupper av atomer som är sura rester, till exempel Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3-, CO 3 , SO 4 , PO 4 . Varje molekyl är elektriskt neutral, så antalet elementära positiva laddningar av katjoner är lika med antalet elementära negativa laddningar av anjoner som bildas under dissociationen av molekylen. Närvaron av joner förklarar elektrolytlösningarnas förmåga att leda elektrisk ström. Därför kallas elektrolytlösningar jonledare, eller ledare av det andra slaget.

Dissociationen av elektrolytmolekyler till joner kan representeras av följande allmänna ekvation:

där är en odissocierad molekyl, är en katjon med n1 positiva laddningar, är en anjon med n2 negativa laddningar, p och q är antalet katjoner och anjoner som utgör elektrolytmolekylen. Så, till exempel, dissociationen av svavelsyra och ammoniumhydroxid uttrycks av ekvationerna:

Antalet joner i en lösning mäts vanligtvis i gramjoner per 1 liter lösning. Gram-jon - massan av joner av en given typ, uttryckt i gram och numeriskt lika med jonens formelvikt. Formelvikten hittas genom att summera atomvikterna för de atomer som bildar en given jon. Så till exempel är formelvikten för SO 4-joner lika med: 32,06+4-16,00=96,06.

Elektrolyter delas in i lågmolekylär vikt, hög molekylvikt (polyelektrolyter) och kolloidal. Exempel på lågmolekylära elektrolyter, eller helt enkelt elektrolyter, är vanliga lågmolekylära syror, baser och salter, som i sin tur vanligtvis delas in i svaga och starka elektrolyter. Svaga elektrolyter dissocierar inte helt till joner, vilket gör att en dynamisk jämvikt etableras i lösningen mellan joner och odissocierade elektrolytmolekyler (ekvation 1). Svaga elektrolyter inkluderar svaga syror, svaga baser och vissa salter, såsom kvicksilverklorid HgCl2. Kvantitativt kan dissociationsprocessen karakteriseras av graden av elektrolytisk dissociation (joniseringsgrad) α, den isotoniska koefficienten i och den elektrolytiska dissociationskonstanten (joniseringskonstanten) K. Graden av elektrolytisk dissociation α är den del av elektrolytmolekyler som sönderfaller till joner i en given lösning. Värdet av a, mätt i bråkdelar av en enhet eller i %, beror på typen av elektrolyten och lösningsmedlet: det minskar med ökande lösningskoncentration och ändras vanligtvis något (ökar eller minskar) med ökande temperatur; den minskar också när en starkare elektrolyt införs i lösningen av en given elektrolyt och bildar samma noner (till exempel minskar graden av elektrolytisk dissociation av ättiksyra CH 3 COOH när saltsyra HCl eller natriumacetat CH 3 COONa tillsätts till dess lösning).

Den isotoniska koefficienten, eller van't Hoff-koefficienten, i är lika med förhållandet mellan summan av antalet joner och odissocierade elektrolytmolekyler och antalet dess molekyler som tas för att framställa lösningen. Experimentellt bestäms i genom att mäta det osmotiska trycket, sänka fryspunkten för en lösning (se Kryometri) och några andra fysikaliska egenskaper hos lösningar. Värdena i och α är sammankopplade av ekvationen

där n är antalet joner som bildas under dissociationen av en molekyl av en given elektrolyt.

Den elektrolytiska dissociationskonstanten K är jämviktskonstanten. Om elektrolyten dissocierar till joner enligt ekvation (1), då

var, och - koncentrationer i lösning av katjoner och anjoner (i g-jon/l) respektive odissocierade molekyler (i mol/l). Ekvation (3) är ett matematiskt uttryck för lagen om massverkan som tillämpas på processen för elektrolytisk dissociation. Ju mer K, desto bättre sönderfaller elektrolyten till joner. För en given elektrolyt beror K på temperaturen (vanligtvis ökar den med ökande temperatur) och, till skillnad från a, beror inte på koncentrationen av lösningen.

Om en svag elektrolytmolekyl inte kan dissociera i två, utan till ett större antal joner, så fortsätter dissociationen i steg (stegvis dissociation). Till exempel dissocierar svag kolsyra H 2 CO 3 i vattenlösningar i två steg:

I detta fall överstiger dissociationskonstanten för det första steget betydligt den för det andra steget.

Starka elektrolyter, enligt Debye-Hückel-teorin, är helt dissocierade i lösningar till joner. Exempel på dessa elektrolyter är starka syror, starka baser och nästan alla vattenlösliga salter. På grund av den fullständiga dissociationen av starka elektrolyter innehåller deras lösningar ett stort antal joner, vars avstånd är sådana att elektrostatiska attraktionskrafter uppstår mellan motsatt laddade joner, på grund av vilka varje jon är omgiven av joner med motsatt laddning (jonisk atmosfär). ). Närvaron av en jonisk atmosfär minskar jonernas kemiska och fysiologiska aktivitet, deras rörlighet i ett elektriskt fält och andra egenskaper hos joner. Den elektrostatiska attraktionen mellan motsatt laddade joner ökar med en ökning av lösningens jonstyrka, vilket är lika med halva summan av produkterna av koncentrationen C för varje jon och kvadraten på dess valens Z:

Så till exempel är jonstyrkan för en 0,01 molar lösning av MgS04

Lösningar av starka elektrolyter, oavsett deras natur, med samma jonstyrka (dock inte överstigande 0,1) har samma jonaktivitet. Jonstyrkan hos mänskligt blod överstiger inte 0,15. För en kvantitativ beskrivning av egenskaperna hos lösningar av starka elektrolyter infördes en kvantitet som kallas aktivitet a, som formellt ersätter koncentrationen i ekvationer som härrör från massverkan, till exempel i ekvation (1). Aktivitet a, som har dimensionen koncentration, relateras till koncentration genom ekvationen

där f är aktivitetskoefficienten, vilket visar hur stor andel av den faktiska koncentrationen av dessa joner i lösningen som är deras effektiva koncentration eller aktivitet. När koncentrationen av lösningen minskar, ökar f och blir i mycket utspädda lösningar lika med 1; i det senare fallet, a = C.

Elektrolyter med låg molekylvikt är en oumbärlig komponent i vätskor och täta vävnader hos organismer. Av jonerna av elektrolyter med låg molekylvikt spelar H+, Na+, Mg2+, Ca2+ katjoner och anjoner OH-, Cl-, HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 , SO 4 en viktig roll i fysiologiska och biokemiska processer (se Mineral ämnesomsättning). Jonerna H + och OH- i organismer, inklusive människokroppen, är i mycket låga koncentrationer, men deras roll i livsprocesser är enorm (se Syra-basbalans). Koncentrationerna av Na+ och Cl- överstiger avsevärt koncentrationen av alla andra joner tillsammans.

För levande organismer är den så kallade antagonismen av joner mycket karakteristisk - förmågan hos joner i lösning att ömsesidigt minska verkan som är inneboende i var och en av dem. Det har till exempel fastställts att Na+-joner i den koncentration som de finns i blodet är giftiga för många isolerade organ hos djur. Toxiciteten hos Na+ undertrycks dock när K+- och Ca2+-joner tillsätts till lösningen som innehåller dem i lämpliga koncentrationer. Sålunda är K+- och Ca2+-joner antagonister till Na+-joner. Lösningar där den skadliga effekten av alla joner elimineras genom inverkan av antagonistjoner kallas ekvilibrerade lösningar. Antagonism av joner upptäcktes när de verkar på en mängd olika fysiologiska och biokemiska processer.

Polyelektrolyter kallas högmolekylära elektrolyter; exempel är proteiner, nukleinsyror och många andra biopolymerer (se Makromolekylära föreningar), såväl som ett antal syntetiska polymerer. Som ett resultat av dissociationen av makromolekyler av polyelektrolyter bildas joner med låg molekylvikt (motjoner) som regel av en annan natur och en multipelladdad makromolekylär jon. Vissa av motjonerna är fast bundna till den makromolekylära jonen av elektrostatiska krafter; resten är i lösning i ett fritt tillstånd.

Tvål, tanniner och vissa färgämnen är exempel på kolloidala elektrolyter. Lösningar av dessa ämnen kännetecknas av jämvikt:
miceller (kolloidala partiklar) → molekyler → joner.

När lösningen späds skiftar jämvikten från vänster till höger.

Se även Ampholytes.

Kolsyra uppstår som ett resultat av nedbrytningen av koldioxid i vattenmiljön. Mineralvatten är artificiellt mättat med detta ämne. Formeln för kolsyra är H2CO3. När du öppnar en flaska kolsyrat vatten kan du därför se aktiva bubblor. Den huvudsakliga produktionen av kolsyra sker i vatten.

Ekvationen

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

I sig är kolsyra en svag, ömtålig förening som inte kan isoleras i fritt tillstånd från vatten.

Men det är värt att notera det faktum att under sönderdelningen av ammoniumbikarbonat bildas stabila föreningar av kolsyra. Sådana starka kemiska bindningar bildas endast under den period då ammoniumbikarbonat går in i reaktionens gasfas.

Ämnet är ett intressant objekt att studera. Det har studerats av australiska forskare i mer än 6 år. I ett vattenfritt tillstånd påminner denna syra om genomskinliga kristaller, som är mycket resistenta mot låga temperaturer, men vid upphettning börjar kolsyrakristaller sönderdelas.

Detta ämne anses vara svagt i sin struktur, men samtidigt är kolsyra starkare än borsyra. Hela hemligheten ligger i antalet väteatomer. Kolsyra innehåller två väteatomer, så den anses vara dibasisk, och borsyra är monobasisk.

Funktioner av salter av kolsyra

Denna syra anses vara dibasisk, därför kan den skapa salter av två typer:

. karbonater av kolsyra - medelstora salter,
. bikarbonater är sura salter.

Karbonater av kolsyra kan verka i föreningar: Na2CO3, (NH4)2CO3. De kan inte lösas upp i vattenmiljön. Syra salter av detta ämne inkluderar: NaHCO3, Ca(HCO3)2 bikarbonater. För att få bikarbonater utförs en reaktion där huvudämnena är: kolsyra och natrium.

Salter av kolsyra har hjälpt mänskligheten i konstruktion, medicin och till och med matlagning. Eftersom de finns i:

. krita,
. mat, soda och kristallin soda,
. kalksten,
. marmor sten,
. kali.

Bikarbonater och karbonater av en syra kan reagera med syror, under dessa reaktioner kan koldioxid frigöras. Dessa ämnen kan också vara utbytbara, de kan sönderdelas under påverkan av temperatur.

Reaktioner av kolsyra:

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

Kemiska egenskaper

Denna syra i sin struktur kan reagera med många ämnen.

Egenskaperna hos kolsyra avslöjas i reaktionerna:

. dissociation,
. med metaller
. med grunderna
. med basiska oxider.

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

Kolsyra är en svag elektrolyt, eftersom en svag flyktig syra inte kan fungera som en kraftfull elektrolyt, till skillnad från till exempel saltsyra. Detta faktum kan ses som ett resultat av tillsats av lackmus till en lösning av kolsyra. Färgförändringen kommer att vara mindre. Därför kan det hävdas att kolsyra kan upprätthålla 1 nivå av dissociation.

Ansökan

Detta ämne kan ses i sammansättningen av kolsyrat vatten. Men salter av kolsyra används ofta:

. för byggbranschen,
. i glasproduktionsprocessen,
. vid tillverkning av tvätt- och rengöringsprodukter,
. pappersproduktion,
. för några toppdressingar och gödningsmedel för växter,
. inom medicin.

Den inhemska och världsmarknaden erbjuder olika preparat och kemikalier till försäljning, som inkluderar kolsyra:

. karbamid eller karbamid,
. litiumsalt av kolsyra,
. kalciumkarbonat (krita),
. soda (natriumkarbonat) etc.

Karbamid används som gödningsmedel för frukt och prydnadsväxter. Dess genomsnittliga pris är 30-40 rubel per 1 kg. Färdiga produkter förpackas i plastpåsar och påsar som väger 1, 5, 25, 50 kg.

Litiumsaltet av kolsyra används i sammansättningen av keramiska produkter, glaskeramik. Detta material används för att producera förbränningskammare för jetmotorer, det läggs till glasyrer, emaljer, primers för olika metaller. Litiumsalt tillsätts till primers för bearbetning av aluminium, gjutjärn och stål.

Denna kemikalie tillsätts under glastillverkningsprocessen. Glas, till vilka ett litiumsalt tillsatts, har en ökad ljusflödespermeabilitet. Ibland används litiumsaltet av kolsyra i den pyrotekniska tillverkningsprocessen.

Tillverkare

Det genomsnittliga priset på 1 kg av ett sådant ämne i Ryssland är 3900-4000 rubel. Huvudtillverkaren av detta ämne är Moskva-anläggningen OOO Component-Reaktiv. Dessutom produceras litiumsalt av kolsyra i följande företag: KurskKhimProm LLC, VitaChem LLC, Ruskhim LLC, Khimpek CJSC.

Krita produceras för tekniska och foderändamål. Det genomsnittliga priset på foderkrita är 1800 rubel per 1 ton. Förpackad huvudsakligen i 50 kg, 32 kg. Tillverkare: Melovik LLC, MT Resource LLC, Zoovetsnab LLC, Agrokhiminvest LLC.

Soda används för tvätt, fläckborttagning och blekning. Det genomsnittliga priset för denna produkt på detaljhandelsmarknaden varierar mellan 16-30 rubel per 1 kg. Producenter: Novera LLC, KhimReaktiv CJSC, HimPlus LLC, SpecBurTechnology LLC, SpetsKomplekt LLC, etc.