Сильним електролітом є вугільна сірчана кислота. Вугільна кислота та її солі - отримання та застосування

1. ЕЛЕКТРОЛІТИ

1.1. Електролітична дисоціація. Ступінь дисоціації. Сила електролітів

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, солі, кислоти, гідроксиди, розчиняючись у питній воді, повністю чи частково розпадаються на самостійні частки – іони.

Процес розпаду молекул речовин на іони під дією полярних молекул розчинника називають електролітичною дисоціацією. Речовини, що дисоціюють на іони в розчинах, називають електролітами.В результаті розчин набуває здатності проводити електричний струм, т.к. у ньому виникають рухливі носії електричного заряду. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами; до них відносяться, наприклад, іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишків та гідроксид-іони.

Для кількісної характеристики процесу дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації. Ступенем дисоціації електроліту (α) називається відношення числа його молекул, що розпалися в даному розчині на іони ( n ), до загального числа його молекул у розчині ( N), або

α = .

Ступінь електролітичної дисоціації прийнято виражати або у частках одиниці, або у відсотках.

Електроліти зі ступенем дисоціації більше 0,3 (30%) зазвичай називають сильними, зі ступенем дисоціації від 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-середніми, менше 0,03 (3%)-слабкими електролітами. Так, для 0,1 M розчину CH 3 COOH α = 0,013 (або 1,3%). Отже, оцтова кислота є слабким електролітом. Ступінь дисоціації вказує, яка частина розчинених молекул речовини розпалася на іони. Ступінь електролітичної дисоціації електроліту у водних розчинах залежить від природи електроліту, його концентрації та температури.

За своєю природою електроліти можна умовно розділити на великі групи: сильні та слабкі. Сильні електролітидисоціюють практично повністю (α = 1).

До сильних електролітів відносяться:

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

2) основи – гідроксиди металів першої групи головної підгрупи (луги) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , а також гідроксиди лужноземельних металів – Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2;.

3) солі, розчинні у воді (див. таблицю розчинності).

Слабкі електроліти дисоціюють на іони дуже мало, в розчинах вони знаходяться, в основному в недисоційованому стані (у молекулярній формі). Для слабких електролітів встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами та іонами.

До слабких електролітів відносяться:

1) неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO та ін);

2) вода (H 2 O);

3) гідроксид амонію ( NH 4 OH);

4) більшість органічних кислот

(наприклад, оцтова CH 3 COOH, мурашина HCOOH);

5) нерозчинні та малорозчинні солі та гідроксиди деяких металів (див. таблицю розчинності).

Процес електролітичної дисоціаціїзображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація соляної кислоти (НС l ) записується наступним чином:

HCl → H + + Cl – .

Підстави дисоціюють з утворенням катіонів металу та гідроксид-іонів. Наприклад, дисоціація КОН

КОН → К + + ВІН -.

Багатоосновні кислоти, а також основи багатовалентних металів дисоціюють східчасто. Наприклад,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 - H + + CO 3 2-.

Перша рівновага - дисоціація по першому ступені - характеризується константою

Для дисоціації по другому ступені:

У разі вугільної кислоти константи дисоціації мають такі значення: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10 -11. Для ступінчастої дисоціації завжди K I > K II > K III >... , т.к. енергія, яку необхідно витратити на відрив іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули.

Середні (нормальні) солі, розчинні у воді, дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів кислотного залишку

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислі солі (гідросолі) - електроліти, що містять в аніоні водень, здатний відщеплюватися у вигляді іона водню Н +. Кислі солі розглядають як продукт, що виходить із багатоосновних кислот, у яких не всі атоми водню заміщені на метал. Дисоціація кислих солей відбувається за ступенями, наприклад:

KHCO 3 → K++ HCO 3 – (перший ступінь)

Відмінні провідники електричного струму – золото, мідь, залізо, алюміній, сплави. Поряд з ними існує велика група речовин-неметалів, розплави і водні розчини яких теж мають властивість провідності. Це сильні основи, кислоти, деякі солі, що отримали загальну назву "електроліти". Що таке іонна провідність? З'ясуємо, яке відношення мають речовини-електроліти до цього поширеного явища.

Які частки переносять заряди?

Світ навколо сповнений різноманітними провідниками, а також ізоляторами. Про ці властивості тіл і речовин відомо з давніх-давен. Грецький математик Фалес провів досвід із бурштином (грецькою — «електрон»). Втративши його об шовк, учений спостерігав явище тяжіння волосся, волокон вовни. Пізніше стало відомо, що янтар є ізолятором. У цьому речовині немає частинок, які б переносити електричний заряд. Хороші провідники – метали. У їхньому складі присутні атоми, позитивні іони та вільні, нескінченно малі негативні частинки – електрони. Саме вони забезпечують перенесення зарядів, коли пропускають струм. Сильні електроліти у сухому вигляді не містять вільних частинок. Але при розчиненні та розплавленні відбувається руйнування кристалічних ґрат, а також поляризація ковалентного зв'язку.

Вода, неелектроліти та електроліти. Що таке розчинення?

Віддаючи або приєднуючи електрони, атоми металевих та неметалічних елементів перетворюються на іони. Між ними у кристалічній решітці існує досить міцний зв'язок. Розчинення або розплавлення іонних сполук, наприклад, натрію хлориду, призводить до її руйнування. У полярних молекулах немає пов'язаних, ні вільних іонів, вони виникають при взаємодії з водою. У 30-х роках ХІХ століття М. Фарадей виявив, що розчини деяких речовин проводять струм. Вчений увів у науку такі найважливіші поняття:

іони (заряджені частки);
електроліти (провідники другого роду);
катод;
анод.

Є з'єднання - сильні електроліти, кристалічні ґрати яких повністю руйнуються зі звільненням іонів.

Існують нерозчинні речовини і ті, що зберігаються у молекулярному вигляді, наприклад, цукор, формальдегід. Такі сполуки називаються неелектролітами. Для них не характерне утворення заряджених частинок. Слабкі електроліти (вугільна та оцтова кислота, та низка інших речовин) містять мало іонів.

Теорія електролітичної дисоціації

У своїх роботах шведський учений С. Арреніус (1859-1927) спирався на висновки Фарадея. Надалі уточнили положення його теорії російські дослідники І. Каблуков та В. Кістяковський. Вони з'ясували, що з розчиненні і розплавленні утворюють іони в повному обсязі речовини, лише електроліти. Що таке дисоціація за С. Арреніус? Це і є руйнування молекул, що призводить до появи заряджених частинок у розчинах та розплавах. Основні теоретичні положення С. Арреніуса:

Підстави, кислоти та солі в розчинах знаходяться у дисоційованому вигляді.
Оборотно розпадаються на іони сильні електроліти.
Слабкі утворюють мало іонів.

Показником речовини (її часто виражають у відсотках) є співвідношення числа молекул, що розпалися на іони, та загальної кількості частинок у розчині. Електроліти є сильними, якщо значення цього показника понад 30%, слабкі — менше 3%.

Властивості електролітів

Теоретичні висновки С. Арреніуса доповнили пізніші дослідження фізико-хімічних процесів у розчинах і розплавах, проведені російськими вченими. Отримали пояснення властивості основ та кислот. До перших відносять з'єднання, в розчинах яких з катіонів можна виявити тільки іони металу, аніонами є частинки OH -. Молекули кислот розпадаються на негативні іони кислотного залишку та протони водню (H+). Рух іонів у розчині та розплаві — хаотичний. Розглянемо результати досвіду, для якого потрібно зібрати ланцюг, включити в нього і звичайну лампочку розжарювання. Перевіримо провідність розчинів різних речовин: кухонної солі, оцтової кислоти та цукру (перші два – електроліти). Що таке електричний ланцюг? Це джерело струму та провідники, з'єднані між собою. При замиканні ланцюга лампочка горітиме яскравіше в розчині кухонної солі. Рух іонів набуває впорядкованості. Аніони прямують до позитивного електрода, а катіони - до негативного.

У цьому процесі в оцтовій кислоті бере участь невелика кількість заряджених частинок. Цукор не є електролітом, не проводить струму. Між електродами в цьому розчині виявиться ізолюючий шар, лампочка не горітиме.

Хімічні взаємодії між електролітами

При зливанні розчинів можна спостерігати, як поводяться електроліти. Що таке іонні рівняння таких реакцій? Розглянемо на прикладі хімічної взаємодії між і нітратом натрію:

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

Формули електролітів запишемо в іонному вигляді:

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

Взяті для реакції речовини – сильні електроліти. І тут склад іонів не змінюється. Хімічна взаємодія між можливими у трьох випадках:

1. Якщо один із продуктів є нерозчинною речовиною.

Молекулярне рівняння: Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NaCl.

Запишемо склад електролітів у вигляді іонів:

2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - = BaSO 4(білий осад) + 2Na + 2Cl - .

2. Одна з речовин, що утворилися - газ.

3. Серед продуктів реакції є слабкий електроліт.

Вода — один із найслабших електролітів

Хімічно чиста не проводить електричного струму. Але у її складі є невелика кількість заряджених частинок. Це протони Н+ та аніони ВІН-. Дисоціації піддається мізерно мало молекул води. Існує величина - іонний добуток води, яка є постійною при температурі 25 °C. Вона дозволяє дізнатися концентрації Н + і ОН -. Переважають іони водню у розчинах кислот, гідроксид-аніонів більше у лугах. У нейтральних - збігається кількість Н + і ОН -. Середовище розчинів також характеризує водневий показник (рН). Чим він вище, тим більше є гідроксид-іонів. Середовище є нейтральним при інтервалі рН близькому до 6-7. У присутності іонів Н+ та ОН – змінюють свій колір речовини-індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метилоранж та інші.

Властивості розчинів та розплавів електролітів знаходять широке застосування у промисловості, техніці, сільському господарстві та медицині. Наукове обґрунтування закладено у роботах низки видатних учених, які пояснили поведінку частинок, у тому числі складаються солі, кислоти і основи. У тому розчинах протікають різноманітні реакції іонного обміну. Вони використовують у багатьох виробничих процесах, в електрохімії, гальваніці. Процеси у живих істотах також відбуваються між іонами у розчинах. Багато неметалів і металів, токсичні як атомів і молекул, незамінні як заряджених частинок (натрій, калій, магній, хлор, фосфор та інші).

Електроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм. До електролітів відносяться кислоти, основи та солі. Речовини, які не проводять електричного струму в розчиненому або розплавленому стані, називають неелектролітами. До них відносяться багато органічних речовин, наприклад цукру, та ін. Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм пояснюють тим, що молекули електролітів при розчиненні розпадаються на електрично позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Величина заряду іона чисельно дорівнює валентності атома чи групи атомів, що утворюють іон. Іони відрізняються від атомів і молекул як наявністю електричних зарядів, а й іншими властивостями, наприклад іони немає ні запаху, ні кольору, ні інших властивостей молекул хлору. Позитивно заряджені іони називають катіонами, що негативно заряджені-аніонами. Катіони утворюють водню Н + металів: К + Na + Са 2+ Fe 3+ і деякі групи атомів, наприклад група амонію NH + 4 ; аніони утворюють атоми та групи атомів, що є кислотними залишками, наприклад Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .

Розпад молекул електролітів на іони називається електролітичною дисоціацією, або іонізацією, і є оборотним процесом, тобто в розчині може наступати стан рівноваги, при якому скільки молекул електролітів розпадається на іони, стільки їх знову утворюється з іонів. Дисоціація електролітів на іони може бути представлена загальним рівнянням: , де KmAn - недисоційована молекула, Z + 1 - катіон, що несе z 1 позитивних зарядів, А z- 2 - аніон, що має z 2 негативних зарядів, m і n - число катіонів і аніонів , що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту Наприклад, .

Число позитивних і негативних іонів у розчині може бути різним, але сумарний заряд катіонів завжди дорівнює сумарному заряду аніонів, тому розчин електронейтральний в цілому.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони за будь-яких концентрацій їх у розчині. До них відносяться сильні кислоти, сильні основи і майже всі солі. Слабкі електроліти, до яких відносяться слабкі кислоти та основи та деякі солі, наприклад сулема HgCl 2 , дисоціюють лише частково; ступінь їх дисоціації, тобто частка молекул, що розпалися на іони, зростає із зменшенням концентрації розчину.

Мірою здатності електролітів розпадатися на іони в розчинах може бути константа електролітичної дисоціації (константа іонізації), рівна
де у квадратних дужках показані концентрації відповідних частинок у розчині.

При пропущенні через розчин електроліту постійного електричного струму катіони переміщуються до негативно зарядженого електроду - катода, аніони пересуваються до позитивного електрода - анода, де віддають свої заряди, перетворюючись на електронейтральні атоми або молекули (катіони отримують електрони від катода, а аніони віддають електрони . Оскільки процес приєднання електронів до речовини є відновленням, а процес віддачі електронів речовиною - окисленням, то за пропущення електричного струму через розчин електроліту на катоді відбувається відновлення катіонів, але в аноді-окислення аніонів. Цей окисно-відновний процес називають електролізом.

Електроліти є неодмінною складовою рідин і щільних тканин організмів. У фізіологічних та біохімічних процесах велику роль відіграють такі неорганічні іони, як Н + , Na + , К + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН - , Cl - , НСО - 3 , H 2 РО - 4 , SO 2-4 (Див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ВІН - в організмі людини знаходяться в дуже малих концентраціях, але їхня роль у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужна рівновага). Концентрація іонів Na + і Cl - істотно перевищує таку всіх інших неорганічних іонів разом узятих. також Буферні розчини, Іоніти.

Електроліти – речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Типовими електролітами є солі, кислоти та основи.

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації Арреніуса молекули електролітів у розчинах мимовільно розпадаються на позитивно та негативно заряджені частинки – іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, негативно заряджені – аніонами. Величина заряду іона визначається валентністю атома або групи атомів, що утворюють даний іон. Катіони утворюють зазвичай атоми металів, наприклад, К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, та деякі групи інших атомів (наприклад, група амонію NH 4); аніони, як правило, утворюються атомами та групами атомів, що є кислотними залишками, наприклад Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3 , SO 4 , PO 4 . Кожна молекула електронейтральна, тому число елементарних позитивних зарядів катіонів дорівнює кількості елементарних негативних зарядів аніонів, що утворюються при дисоціації молекули. Наявністю іонів пояснюється здатність розчинів електролітів проводити електричний струм. Тому розчини електролітів називають іонними провідниками або провідниками другого роду.

Дисоціація молекул електролітів на іони може бути представлена наступним загальним рівнянням:

де - недисоційована молекула, - катіон, що несе n1 позитивних зарядів, - аніон, що має n2 негативних зарядів, р і q - число катіонів та аніонів, що входять до складу молекули електроліту. Так, наприклад, дисоціація сірчаної кислоти та гідрату окису амонію виражається рівняннями:

Кількість іонів, які у розчині, прийнято вимірювати в грам-іонах на 1 л розчину. Грам-іон - маса іонів даного виду, виражена в грамах і чисельно дорівнює формулі ваги іона. Формульна вага знаходять підсумовування атомних ваг атомів, що утворюють даний іон. Так, наприклад, формульна вага іонів SO 4 дорівнює: 32,06 +4-16,00 = 96,06.

Електроліти поділяють на низькомолекулярні, високомолекулярні (поліелектроліти) та колоїдні. Прикладами низькомолекулярних електролітів, або просто електролітів, можуть бути звичайні низькомолекулярні кислоти, основи та солі, які у свою чергу прийнято ділити на слабкі та сильні електроліти. Слабкі електроліти не повністю дисоціюють на іони, внаслідок чого в розчині встановлюється динамічна рівновага між іонами та недисоційованими молекулами електролітів (рівняння 1). До слабких електролітів відносяться слабкі кислоти, слабкі основи і деякі солі, наприклад сулема HgCl 2 . Кількісно процес дисоціації може бути охарактеризований ступенем електролітичної дисоціації (ступенем іонізації) α, ізотонічним коефіцієнтом i та константою електролітичної дисоціації (константою іонізації) К. Ступенем електролітичної дисоціації α називають ту частку молекул електролітів, яка розпадається на іони в даному розчині. Величина а, що вимірюється в частках одиниці або %, залежить від природи електроліту і розчинника: вона зменшується зі збільшенням концентрації розчину і зазвичай злегка змінюється (зростає або зменшується) зі збільшенням температури; вона також зменшується при введенні в розчин даного електроліту сильнішого електроліту, що утворює однойменні нони (наприклад, ступінь електролітичної дисоціації оцтової кислоти СН 3 СООН зменшується при додаванні до розчину соляної кислоти HCl або ацетату натрію CH 3 COONa).

Ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа, i дорівнює відношенню суми числа іонів і непродисоціювальних молекул електроліту до його молекул, взятих для приготування розчину. Експериментально i визначається шляхом вимірювання осмотичного тиску, зниження температури замерзання розчину (див. Кріометрія) та деяких інших фізичних властивостей розчинів. Величини i та α взаємопов'язані рівнянням

де n - Число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули даного електроліту.

Константа електролітичної дисоціації До є константою рівноваги. Якщо електроліт дисоціює на іони за рівнянням (1), то

де, і - концентрації в розчині катіонів і аніонів (г-іон/л) і недисоційованих молекул (моль/л) відповідно. Рівняння (3) є математичним виразом закону мас, що діють, у застосуванні до процесу електролітичної дисоціації. Що більше К, то електроліт краще розпадається на іони. Для даного електроліту залежить від температури (зазвичай зі збільшенням температури зростає) і, на відміну від а, не залежить від концентрації розчину.

Якщо молекула слабкого електроліту може дисоціювати не так на два, але в більшу кількість іонів, то дисоціація протікає по стадіям (ступінчаста дисоціація). Наприклад, слабка вугільна кислота H 2 СO 3 у водних розчинах дисоціює у два щаблі:

При цьому константа дисоціації 1-го ступеня значно перевищує таку 2-й щаблі.

Сильні електроліти згідно з теорією Дебая - Хюккеля в розчинах повністю дисоційовані на іони. Прикладами цих електролітів можуть служити сильні кислоти, сильні основи та майже всі розчинні у воді солі. Внаслідок повної дисоціації сильних електролітів у тому розчинах міститься величезна кількість іонів, відстані між якими такі, що між різноіменно зарядженими іонами виявляються сили електростатичного тяжіння, завдяки чому кожен іон оточений іонами протилежного заряду (іонна атмосфера). Наявність іонної атмосфери знижує хімічну та фізіологічну активність іонів, їх рухливість в електричному полі та інші властивості іонів. Електростатичне тяжіння між різноіменно зарядженими іонами зростає зі збільшенням іонної сили розчину, що дорівнює півсумі творів концентрації кожного іона на квадрат його валентності Z:

Так, наприклад, іонна сила 0,01 молярного розчину MgSO 4 дорівнює

Розчини сильних електролітів незалежно від їхньої природи при однаковій іонній силі (що не перевищує, однак, 0,1) мають однакову іонну активність. Іонна сила крові людини не перевищує 0,15. Для кількісного опису властивостей розчинів сильних електролітів була введена величина, звана активністю а, що формально замінює концентрацію в рівняннях, що випливають із закону мас, що діють, наприклад в рівнянні (1). Активність а, що має розмірність концентрації, пов'язана з концентрацією рівнянням

де f - коефіцієнт активності, що показує, яку частку дійсної концентрації даних іонів у розчині становить ефективна концентрація або активність. З зменшенням концентрації розчину f зростає і дуже розбавлених розчинах стає рівною 1; у разі а=С.

Низькомолекулярні електроліти є неодмінною складовою рідин і щільних тканин організмів. З іонів низькомолекулярних електролітів у фізіологічних та біохімічних процесах велику роль відіграють катіони Н+, Na+, Mg2+, Са2+ та аніони ОН-, Cl-, НСO 3 , H 2 РO 4 , НРO 4 , SO 4 (див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ОН- в організмах, у тому числі і в організмі людини, знаходяться в дуже малих концентраціях, але роль їх у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужна рівновага). Концентрації Na+ і Cl- значно перевищують концентрацію й інших іонів, разом узятих.

Для живих організмів дуже характерний так називає антагонізм іонів - здатність іонів, що знаходяться в розчині, взаємно знижувати властиве кожному з них дію. Встановлено, наприклад, що іони Na+ у тій концентрації, в якій вони знаходяться в крові, є отруйними для багатьох ізольованих органів тварин. Однак отруйність Na+ пригнічується при додаванні до розчину, що містить їх у відповідних концентраціях іонів К+ і Са2 + . Таким чином, іони К+ та Са2+ є антагоністами іонів Na+. Розчини, у яких шкідливу дію будь-яких іонів усунуто дією іонів антагоністів, називаються еквіліброваними розчинами. Антагонізм іонів виявлений при дії їх на різні фізіологічні і біохімічні процеси.

Поліелектролітами називають високомолекулярні електроліти; прикладами їх є білки, нуклеїнові кислоти та багато інших біополімерів (див. Високомолекулярні сполуки), а також ряд синтетичних полімерів. В результаті дисоціації макромолекул поліелектролітів утворюються низькомолекулярні іони (протиіони), як правило, різної природи та багатозарядний макромолекулярний іон. Частина протиіонів міцно пов'язана з макромолекулярним іоном електростатичними силами; інші знаходяться у розчині у вільному стані.

Прикладами колоїдних електролітів можуть бути мила, дубильні речовини і деякі барвники. Для розчинів цих речовин характерна рівновага:
міцели (колоїдні частинки) → молекули → іони.

При розведенні розчину рівновага зміщується зліва направо.

також Амфоліти.

Вугільна кислота утворюється в результаті розкладання вуглекислого газу у водному середовищі. Цією речовиною штучно насичують мінеральні води. Формула вугільної кислоти Н2СО3. Тому при відкритті пляшки з газованою водою можна побачити активні бульбашки. Основне одержання вугільної кислоти відбувається у воді.

Рівняння

СО2 (г) + Н2О СО2. Н2О (розчин) Н2СО3 Н+ + HCO3-2H+ + CO32-.

Сама по собі вугільна кислота є слабкою неміцною сполукою, яку неможливо виділити у вільному стані з води.

Але варто відзначити той факт, що під час розкладання гідрокарбонату амонію формуються стійкі сполуки вугільної кислоти. Такі міцні хімічні зв'язки утворюються лише у період, коли гідрокарбонат амонію входить у газову фазу реакції.

Речовина є цікавим об'єктом вивчення. Його вивчають австралійські вчені вже понад 6 років. У безводному стані ця кислота нагадує прозорі кристали, які мають високу стійкість до низьких температур, але при нагріванні кристали вугільної кислоти починають розкладатися.

Дана речовина вважається слабкою за своєю структурою, але в той же час, вугільна кислота є сильнішою за борну. Весь секрет полягає у кількості атомів водню. У складі вугільної кислоти є два атоми водню, тому вона вважається двоосновною, а борна кислота – одноосновна.

Особливості солей вугільної кислоти

Ця кислота вважається двоосновною, тому може створювати солі двох видів:

. карбонати вугільної кислоти - середні солі,
. гідрокарбонати – кислі солі.

Карбонатами вугільної кислоти можуть виступати в сполуки: Na2CO3, (NH4)2CO3. Вони не здатні розчиняються у водному середовищі. Кислі солі цієї речовини включають: бікарбонати NaHCO3 , Ca(HCO3)2. Для отримання гідрокарбонатів роблять реакцію, в якій основними речовинами є: вугільна кислота та натрій.

Солі вугільної кислоти допомогли людству у будівництві, медицині та навіть кулінарії. Тому що вони зустрічаються у складі:

. крейди,
. харчової, кальцинованої та кристалічної соди,
. вапнякової породи,
. мармурового каменю,
. поташа.

Гідрокарбонати та карбонати кислоти можуть вступати в реакції з кислотами, під час цих реакцій можливе виділення вуглекислого газу. Також ці речовини можуть бути взаємозамінними, вони можуть розкладатися під впливом температури.

Реакції вугільної кислоти:

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

Хімічні властивості

Ця кислота за своєю структурою здатна входити у реакції з багатьма речовинами.

Властивості вугільної кислоти розкриваються у реакціях:

. дисоціації,
. з металами,
. з підставами,
. із основними оксидами.

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

Вугільна кислота є слабкий електроліт, так як слабка летюча кислота не може виступати в ролі потужного електроліту на відміну, наприклад, соляної кислоти. Цей факт можна побачити в результаті додавання лакмусу до розчину вугільної кислоти. Зміна кольору буде незначною. Тому можна стверджувати, що вугільна кислота може підтримувати рівень дисоціації.

Застосування

Дану речовину можна побачити у складі газованих вод. Але солі вугільної кислоти широко застосовують:

. для будівельної сфери,
. у процесі виробництва скла,
. у процесі виробництва миючих та засобів для чищення,
. виробництва паперу,
. для деяких підживлень та добрив для рослин,
. в медицині.

Вітчизняний та світовий ринок пропонує у продажу різні препарати та хімічні речовини, до складу яких входить вугільна кислота:

. сечовина або карбамід,
. літієва сіль вугільної кислоти,
. вуглекислий кальцій (крейда),
. кальцинована сода (вуглекислий натрій) і т.д.

Карбамід використовують як добрива для плодових і декоративних рослин. Його середня вартість становить 30-40 рублів за 1 кг. Фасують готову продукцію в поліетиленові пакети та мішки, вагою 1, 5,25,50 кг.

Літійову сіль вугільної кислоти використовують у складі керамічних виробів, ситалів. Цей матеріал використовується для виробництва камер згоряння для реактивних двигунів, його додають у глазурі, емалі, ґрунтовки для різних металів. Літійову сіль додають у ґрунтовки для обробки алюмінію, чавуну та сталі.

Цю хімічну речовину додають у процесі скловаріння. Скло, до складу яких було додано літієву сіль, мають підвищену проникність світлового потоку. Іноді літієву сіль вугільної кислоти використовують у процесі виробництва піротехніки.

Виробники

Середня ціна 1 кг такої речовини у Росії становить 3900-4000 рублів. Головним заводом-виробником цієї речовини вважається московський завод ТОВ Компонент-Реактив. Також літієву сіль вугільної кислоти виробляють у компаніях: ТОВ КурськХімПром, ТОВ Вітахім, ТОВ Русхім, ЗАТ Хімпек.

Крейда виробляється для технічних та кормових цілей. Середня вартість кормової крейди становить 1800 рублів за 1 тонну. Фасується переважно по 50 кг, 32 кг. Виробники: ТОВ Меловік, ТОВ МТ Ресурс, ТОВ Зооветпостач, ТОВ Агрохімінвест.

Кальцинована сода застосовується для прання, видалення плям та відбілювання. Середня вартість цього товару на роздрібному ринку варіюється в межах 16-30 рублів за 1 кг. Виробники: ТОВ Новера, ЗАТ ХімРеактив, ТОВ ХімПлюс, ТОВ СпецБурТехнології, ТОВ СпецКомплект та ін.