Fizičke osobine sio2. Spojevi kiseonika. Silicijum oksid (II) SiO
Silicijum oksid (II) SiO. U prirodi se ne javlja, ali se može dobiti reakcijom:
SiO 2 + Si → 2 SiO.
Pod normalnim pritiskom, sublimacija silicijum monoksida počinje na oko 1200 ° C (kada sami polazni materijali praktično još ne isparavaju). U paru, SiO je pojedinačno jedinjenje. Energija disocijacije elemenata je 789 kJ / mol. Konverzija u čvrsto stanje može se postići samo brzim hlađenjem ("gašenjem") gasne faze. Inače, dismutacija jednadžbom ima vremena da prođe:
2 SiO = SiO 2 + Si.
Silicijum monoksid se polako oksidira atmosferskim kisikom i lako se otapa u alkalijama kako bi se dobile soli silicijeve kiseline i oslobađanje vodika. Lako se elektrifikuje trenjem, dobijajući jak negativni naboj.
Silicijum oksid (IV) SiO 2.Silicijum oksid (IV) se također naziva silicijum. To je čvrsta vatrostalna supstanca. (tačka topljenja 1700 ° C)rasprostranjena u prirodi u dva oblika: 1) kristalni silicijev dioksid - u obliku minerala kvarca i njegovih sorti (kameni kristal, kalcedon, ahat, jaspis, kremen); kvarc je osnova kvarcnog peska koji se široko koristi u građevinarstvu iu industriji silikata; 2) amorfni silicijum dioksid - u obliku mineralne opalne kompozicije SiO 2 nH 2 O; zemljani oblici amorfnog silicijuma su diatomit, tripoli (infuzorijska zemlja); Primjer umjetnog amorfnog bezvodnog silicijevog dioksida je silikagel, koji se dobiva iz natrijevog metasilikata:
Silikagel ima razvijenu površinu i stoga dobro upija vlagu.
Na 1710 ° kvarc se topi. Brzim hlađenjem rastopljene mase formira se kvarcno staklo. Ima veoma nizak koeficijent ekspanzije, tako da vruće kvarcno staklo ne puca kada se voda brzo ohladi. Laboratorijsko stakleno posuđe i instrumenti za naučna istraživanja izrađeni su od kvarcnog stakla.
Struktura SiO 2 u ravnoj slici može se predstaviti na sljedeći način:
Svaki atom silicija je zatvoren u tetraedron od 4 atoma kiseonika. U ovom slučaju, atom silicija se nalazi u centru, a atomi kiseonika se nalaze u vrhovima tetraedra. Cijeli komad silike se može smatrati kristalom čija je formula (SiO2) n. Takva struktura silicijum oksida (IV) određuje njegovu visoku tvrdoću i vatrostalnost.
Kemijska svojstva silicijevog oksida (IV) SiO2 se odnosi na kisele okside. Prilikom fuzije sa čvrstim alkalijama, baznim oksidima i karbonatima, formiraju se silikatne kiseline:
Samo fluorovodična kiselina u interakciji sa silicijum oksidom (IV) (jetkanje stakla):
SiO 2 + HF → SiF 4 + H 2 O
Silikon (IV) oksid se ne otapa u vodi i ne reaguje hemijski sa njim. Stoga se silicijumska kiselina dobiva indirektno, npr. Hidrolizom:
SiS 2 + H 2 O H 2 S + H 4 SiO 4 ortosilikonska kiselina.
H 4 SiO 4 je topljiv, kada se zagreva ili stoji, u toku je proces polimerizacije:
2 H 4 SiO 4 → H 2 O + H 6 Si 2 O 7 diorthokremnievy acid.
2 H 6 Si 2 O 7 → H 2 O + H 10 Si 4 O 13 tetraorotremilinska kiselina.
Zatvara prsten:
H 10 Si 4 O 13 → H 2 O + (H 2 SiO 3) 4 tetrametilacilatna kiselina.
U ovom slučaju, silicijumska kiselina (u zavisnosti od koncentracije početnih rastvora soli i kiseline) može se dobiti i u obliku želatinozne mase koja sadrži vodu, i u obliku koloidnog rastvora (sol). Sastav dobivene silicijeve kiseline ovisi o početnim materijalima i uvjetima pripreme. Sve silicijske kiseline su veoma slabe (slabije od uglja).
Ako ugljendna kiselina u rastvoru oslobađa silicijumsku kiselinu iz njenih soli, tada dolazi do obrnute reakcije tokom kalcinacije. Prvi je zbog niže čvrstoće (stupnja disocijacije) silicijeve kiseline, a druga - manje hlapljivosti pri zagrijavanju.
Pri zagrevanju polisiličnih kiselina i njihovom postepenom dehidracijom može se dobiti fini SiO 2, koji se naziva silika gel . Dobro upija vodu, stavljam je u uređaje da spriječim oksidaciju skupih elemenata.
Njemačka podgrupa
Ge (+4) Sn (+2, +4) Pb(+2) - otporna oksidacijska stanja
Germanium je predvidio DI Mendeleev 1871. godine, a otkriven je 1886. godine. Kositar i olovo pripadaju elementima koji su čovječanstvu već dugo poznati: Egipćani su ih mogli topiti više od 3000 godina prije Krista. er U Indiji, olovo je postalo poznato oko 2500 godina, a do 1500 godina pre nove ere. er Topionica limova proizvedena u drevnoj Kini.
Receipt.Prirodna jedinjenja germanijuma pretvaraju se u GeO 2 i redukuju vodikom:
GeO 2 + H 2 t → Ge + H 2 O na temperaturama od oko 1000 ° C.
Kositar se dobija iz prirodnih minerala cassiterite(SnO 2):
SnO 2 + C → Sn + CO.
Najjednostavnija shema industrijske redukcije olova temelji se na dvije uzastopne reakcije:
PbS + O2 → SO2 + PbO Galena(PbS) se spaljuje i zatim smanjuje ugljenom:
PbO + S → SO + Pb.
Application.Sva tri elementa su veoma važna za modernu tehnologiju. Neka jedinjenja kalaja i olova su takođe od velike koristi. Derivati olova su visoko toksični.
Germanium je tipičan poluvodič (n-tip sa širinom zona razmaka od 0,75 eV) i pronalazi razne namjene u elektrotehnici. Najviše se koristi za proizvodnju AC ispravljača.. Ova aplikacija se zasniva na unipolarnoj provodljivosti koja nastaje iz kontakta između čistog germanijuma i legure germanijuma sa indijem. Struja (tok struje) prolazi u takvoj instalaciji praktično samo od germanijuma do legure, ali ne i obrnuto. Germanium ispravljači se odlikuju izuzetno visokom (oko 98%) efikasnosti i vrlo velikim (uz pravilan rad) vijekom trajanja. Glavni nedostatak takvih ispravljača je njihova osjetljivost na zagrijavanje - iznad 70 ° C, njihova efikasnost brzo opada.
Važno područje korištenja njemačka je infracrvena optika, budući da zrake sa talasnom dužinom većom od 2 mikrona, praktično ne odlažu. Naprotiv, u rasponu svjetlosti i blizu njega (0.2? 2 mikrona), germanijum intenzivno apsorbuje energiju. Ako je sjajna metalna površina (koja dobro skladišti toplinu, ali se ne zagrijava dobro) prekrivena germanijumskim filmom, onda se površina zagrijava mnogo više nego bez filma. Prijavljeno je da se u buretu pripremljenom na ovaj način pod djelovanjem sunčeve svjetlosti može dobiti vrela voda.
Kala se uglavnom koristi za kalajisanje željeza kako bi se zaštitila od hrđanja. (pločica za industriju konzerviranja). Debljina takvih premaza kositra je vrlo mala - reda veličine mikrona. U obliku tankih listova (tzv. Stannioles) konzervira se za proizvodnju kondenzatora u elektroindustriji . Olovo se koristi za proizvodnju baterijskih ploča, ploča električnih kablova, metaka i metaka, za zaštitu od rendgenskih zraka i g-zraka, kao iu hemijskoj industriji (cjevovodi, itd.). Veoma velike količine kalaja i olova troše se na proizvodnju brojnih tehnički važnih legura.
Najznačajnije od njih su razne bronze (Cu i Sn legure), legure za ležajeve (babbiti, obično napravljeni na bazi Pb ili Sn i koji sadrže Sb i Cu), tipografske legure (5-30% Sn, 10-20% Sb, ostalo je Pb) i uobičajeni “meki” lem (30-70% Sn, 70-30% Pb). Često se može zamijeniti jeftinijom legurom od 90% Pb, 6% Sn, 4% Sb. Od velikog značaja su legure za ležajeve sa približnim sastavom od 98% Pb, 1% Ca, 1% Na.
Silicijum (silicijum, silicijum dioksid) je supstanca koja se sastoji od bezbojnih kristala visoke čvrstoće, tvrdoće i vatrostalnosti. Silicijum dioksid je otporan na kiseline i ne reaguje sa vodom. Sa porastom temperature reakcije, supstanca reaguje sa alkalijama, rastvara se u fluorovodoničnoj kiselini, odličan je dielektrik.
U prirodi, silicijum dioksid je široko rasprostranjen: kristalni oksid silicija je predstavljen mineralima kao što su jaspis, agat (kristalni silicijum dioksid), kameni kristal (veliki kristali materije), kvarc (slobodni silicijum dioksid), kalcedon, ametist, morion, topaz (obojeni kristali) silica).
U normalnim uslovima (pri prirodnoj temperaturi okoline i pritisku) postoje tri kristalne modifikacije silicij-dioksida - tridimita, kvarca i kristobalita. Kada temperatura raste, silicijum dioksid se prvo pretvara u kojezit, a zatim u stišovit (mineral pronađen 1962. u krateru meteorita). Prema studijama, to je stišovit, derivat silicijum dioksida, koji povezuje veliki dio Zemljinog plašta.
Hemijska formula supstance - SiO 2
Priprema silike
Silicijum dioksid se industrijski proizvodi na kvarcnim postrojenjima za proizvodnju čistog kvarcnog koncentrata, koja se zatim koristi u hemijskoj i elektroničkoj industriji, u proizvodnji optike, guma i lakova, izradi nakita, itd. Prirodni silicijum dioksid, koji se inače naziva silicijum, široko se koristi u građevinarstvu (beton, pesak, materijali za zvučnu i toplotnu izolaciju).
Sinteza silicijevog dioksida sintetičkom metodom provodi se djelovanjem kiselina na natrijev silikat, u nekim slučajevima i na drugim topljivim silikatima ili metodom koagulacije koloidnog silicija pod utjecajem iona. Pored toga, silicijum dioksid se proizvodi oksidacijom silicija kiseonikom na temperaturi od oko 500 stepeni Celzijusa.
Nanošenje silicij dioksida
Materijali koji sadrže silicijume široko se koriste i na polju visokih tehnologija iu svakodnevnom životu. Silicijum dioksid se koristi u proizvodnji stakla, keramike, betonskih proizvoda, abrazivnih materijala, kao iu radio-inženjerstvu, ultrazvučnim instalacijama, upaljačima, itd. U kombinaciji sa nizom sastojaka, silicijum dioksid se koristi u proizvodnji optičkih kablova.
Neporozni amorfni silicijum dioksid se također koristi u prehrambenoj industriji kao aditiv, registriran pod brojem E551, koji sprečava sljepljivanje i slaganje glavnog proizvoda. Dioksid 
silikonska hrana se koristi u farmaceutskoj industriji kao lijek enterosorbent, u proizvodnji pasta za zube. Supstanca se nalazi u čipsu, krekerima, kukuruznim štapićima, instant kafi, itd.
Silica Harm
Zvanično je potvrđeno da supstanca silicijum dioksida prolazi kroz gastrointestinalni trakt nepromijenjena, nakon čega se potpuno uklanja iz tijela. Prema petnaestogodišnjoj studiji francuskih stručnjaka, pijenje vode za piće visoke gustine smanjuje rizik od razvoja Alzheimerove bolesti za 10%.
Prema tome, informacije o opasnostima silicijum dioksida, koji je hemijski inertna supstanca, su lažne: E551 dijetetski suplement, unesen oralno, potpuno je bezbedan za zdravlje.
Silicijum oksid SiO 2 je čvrsta, vrlo vatrostalna supstanca (tačka topljenja preko 1700 ° C), široko rasprostranjena u prirodi, gdje se nalazi uglavnom u obliku kvarcnog minerala, kao i kristobalita i tridimita.
Na uobičajenim temperaturama, kvarc je stabilna modifikacija, sa povećanjem temperaturnih polimorfnih transformacija:
Silicijum dioksida svih modifikacija u obliku monomera ne postoji; ona je uvek polimerna i “izgrađena” od tetraedra formirajući vrlo jaku atomsku rešetku
Svaki atom silicija u (SiO2) n kristalima je tetraedralno okružen sa četiri atoma kiseonika, od kojih je svaki premošten. Preko zajedničkog atoma kiseonika, tetraedre se pod različitim uglovima vezuju jedna za drugu, formirajući neprekidnu trodimenzionalnu rešetku; međusobnim rasporedom tetraedara u prostoru određuje se jedna ili druga modifikacija silicijum dioksida.
U različitim modifikacijama silika čvrstoća veze varira. To utiče na veličinu uglova Si-O-Si i udaljenosti Si-O, na primer, ugao veze Si-O-Si u različitim modifikacijama silike varira od 120 do 180 °. Kvarc-tridimit-kristobalitni prijelazi praćeni su lomljenjem i transformacijom veza, koje se mogu pojaviti samo na visokim temperaturama.
Kvarc Često se nalaze u prirodi u obliku izrazito dobro oblikovanih kristala, ponekad značajnih veličina. Kristali su formirani od tetraedara raspoređenih spiralnim oblikom oko središnje osi, u obliku spirale. U istom kristalu, pravac spirale može biti suprotan. Takvi kristali su optički izomeri. Oni rotiraju ravan polarizacije svetlosti i mogu biti i desna i leva. Ti i drugi kristali se razlikuju kao subjekt od svoje zrcalne slike.
Kvarc se koristi u raznim oblastima nauke i tehnologije, a njegovi kristali se često uzgajaju umjetno. Neke vrste kvarca su posebna imena. Prozirni bezbojni kristali nazivaju se rock kristal. Tu su i obojene sorte kvarca: ružičasti kvarc, ljubičica (ametist), tamno braon (dimi topaz), zelena (hrizopraz), itd. Kristalna modifikacija kvarca sa dodatcima drugih supstanci naziva se kalcedon. Sorte kalcedona su ahat, jaspis i dr. Kameni kristali i obojene sorte kvarca koriste se kao dragoceno i poludrago kamenje.
Tridimit se javlja u vulkanskim stijenama, ali u vrlo malim količinama. Poznato je tridimitsko i meteoritsko porijeklo.
Kristobalit u prirodi se ponekad nalazi u obliku malih kristala ugrađenih u lavu, poput tridimita. Tridimit i kristobalit imaju više "labavu" strukturu od kvarca. Dakle, gustina kristobalita, tridimita i kvarca je 2.32; 2,26 i 2,65 g / cm3.
Taljenje silikagela sa sporim hlađenjem lako formira amorfno kvarcno staklo. U prirodi se nalazi i silicij u obliku stakla. Gustina amorfnog stakla je 2,20 g / cm3 - niža od svih kristalnih modifikacija. Kvarcno staklo ima blagi temperaturni koeficijent ekspanzije, pa se koristi za pripremu laboratorijskog stakla otpornog na nagle promjene temperature.
Sve modifikacije silicijum dioksida u vodi su praktično nerastvorljive (na temperaturi od 25 ° C, topivost kvarca je 7, kristobalit - 12, tridimit - 16, kvarcno staklo - 83 mg / l). Stoga, pod normalnim uslovima, na njih djeluju samo alkalne otopine i fluorovodična kiselina:
SiO 2 + 2KO = K 2 SiO 3 + H 2 O, (1)
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O. (2)
Potonja reakcija se koristi u "jetkanju" stakla.
Dodani silicijum reagira s osnovnim oksidima, lužinama (reakcija (1)) i karbonatima u obliku silikata:
SiO 2 + CaO = SaSiO 3, (3)
SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2 SiO 3 + CO 2. (4) \\ t
Reakcije (3) i (4) su osnova industrijske proizvodnje različitih stakala, kao i cementa. Dakle, sastav običnog stakla (na primjer, prozor, za proizvodnju posuđa) izražava se formulom Na 2 O. CaO. 6SiO 2. Takvo staklo se proizvodi spajanjem smjese sode, pijeska i vapnenca. Proces se provodi na temperaturi od ~ 1400 ° C do potpunog uklanjanja plinova:
Na 2 CO 3 + CaCO 3 + 6 SiO 2 = Na 2 O. CaO. 6SiO 2 + 2CO 2.
Za posebne vrste stakla - vatrostalne, "neraskidive" - prilikom kuhanja dodajte okside barijuma, olova, bora. Da bi se dobile obojene naočare, uvode se i različiti aditivi, na primer, dodavanje kobalt oksida Co 2 O 3 daje plavu boju, hrom oksid Cr 2 O 3 - zeleni, mangan dioksid MnO 2 - ružičasti.
SiO2 oksid je anhidrid određenog broja silicijumskih kiselina, čiji se sastav može izraziti općom formulom xSiO 2 H yH 2 O, gdje su x i y cijeli brojevi: 1) x = 1, y = 1: SiO2. H 2 Oh, tj. H 2 SiO 3 - meta-silikonska kiselina; 1) x = 1, y = 2: SiO2. 2H 2 O, tj. ortosilikatna kiselina; 1) x = 2, y = 1: 2SiO 2. H 2 Oh, tj. H 2 Si 2 O 5 - bimeta silicic acid.
Kiseline čiji molekuli sadrže više od jedne molekule SiO 2 pripadaju polisilikonu.
Najjednostavnije od silicijumske kiseline je H 2 SiO 3, koji se često naziva silicijum, a njegove soli su silikati. Od silikata, samo natrijum i kalijum silikati su rastvorljivi u vodi, preostali silikati su vatrostalne supstance nerastvorne u vodi.
Otopine silikata rastu mutno pri stajanju u zraku, jer CO 2 sadržan u njemu zamjenjuje silicijumsku kiselinu iz njenih soli (H 2 SiO 3 je slabija od ugljične kiseline; konstanta disocijacije H 2 SiO 3 u prvoj fazi je K 1 = 2.2. 10 -10 ).
H 2 SiO 3 je praktički nerastvorljiv u vodi - ovo svojstvo se koristi kao kvalitativna reakcija za detekciju silikatnih jona:
Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3.
Silikati se dobijaju fuzijom SiO 2 sa alkalijama ili karbonatima.
Koncentrisani rastvori natrijumovog i kalijumovog silikata se nazivaju tečno staklo, imaju jaku alkalnu reakciju zbog činjenice da su visoko hidrolizovani:
K 2 SiO 3 + H 2 O 2KON + H 2 SiO 3.
Tečno staklo se koristi, na primjer, za proizvodnju ljepila, vodootpornih tkanina.
Cement se vrlo široko koristi u građevinarstvu kao vezivo koje se, kada se miješa s vodom, stvrdnjava. Obično se cement proizvodi u velikim rotacionim pećima u kojima se peku i melju razne silikate (na temperaturi od -1000 ° C).
Postoji nekoliko vrsta cementa, međutim, uslovno je moguće razlikovati dva tipa cementa po principu njihove „koagulacije“ - običnog cementa i portland cementa. Proces "postavljanja" konvencionalnog cementa koji se sastoji od kalcijum silikata nastaje usled stvaranja kalcijum karbonata usled ugljen dioksida u vazduhu:
Cao. SiO 2 + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + H 2 SiO 3 ↓.
Prilikom postavljanja portland cementa ugljični dioksid nije uključen u proces, a hidroliza silikata nastaje s naknadnim formiranjem netopljivih kristalnih hidrata:
Ca 3 SiO 5 + H 2 O = Ca 2 SiO 4 + Ca (OH) 2,
Ca 2 SiO 4 + 4H 2 O = Ca 2 SiO 4. 4H 2 O ↓.
· Karbidi i silicidi
• Ugljenična i silicijumska jedinjenja sa metalima - karbidima i silicidima, pored razmatranih reakcija, dobijaju se i interakcijom silicija sa metalnim hidridima, na primer:
· 2CaH 2 + Si = Ca 2 Si + 2H 2.
· Sve ove reakcije se odvijaju na visokim temperaturama. Među karbidima se emituju takozvani "metanidi" i "acetilen". Prvi se smatraju derivatima metana koji sadrže ugljik u oksidacijskom stanju -4 (Be 2 C, Al 4 C 3), a drugi - derivate acetilena sa stupnjem oksidacije ugljika -1 (Li 2 C 2, Ag 2 C 2, Cu 2 C 2). , CAC 2). Acetilidi srebra i bakra (I) se lako mogu dobiti prolaskom acetilena kroz otopinu amonijaka srebrnog oksida ili bakar (I) klorida. Većina metanida i acetilida aktivno reagira s vodom (posebno s kiselinama), oslobađajući odgovarajuće ugljikovodike:
· SAS 2 + 2N 2 O = Sa (ON) 2 + S 2 N 2,
· Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 AL (OH) 3 + 3CH 4,
· Ag 2 C 2 + 2HCl = 2AgCl C + C 2 H 2.
· Za razliku od karbida, samo silikidi alkalnih ili zemnoalkalnih metala međusobno djeluju s vodom i kiselinama, proizvodeći najjednostavniji vodikov spoj silicij monosilan, koji se često naziva silan SiN 4:
· Ca 2 Si + 4HCl = 2CaCl 2 + SiH 4.
· Silan je bezbojni plin koji ima miris plijesni, spontano zapaljiv na zraku, gori do SiO 2 i vode:
· SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
· Alkalije se vrlo lako razgrađuju silanom jednadžbom:
· SiH 4 + 2KON + H 2 O = K 2 SiO 3 + 4 H 2,
· Voda također hidrolizira silan, ali mnogo sporije:
· SiH 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 4H 2.
· Kada se zagreva iznad 400 ° C bez pristupa vazduhu, silan se razlaže u silicij i vodonik (jedan od metoda za proizvodnju silicija):
· SiH 4 = Si + 2H 2.
Osim monosilana, poznati su i disilan Si 2 H 6, trisilan Si 3 H 8, tetrasilan Si 4 H 10 itd. U pojedinačnom stanju, jedinjenja su izolovana samo do Si 6 H 14 uključivo. Sva ova jedinjenja pripadaju homolognoj seriji silana, kojoj odgovara opšta formula Si n H 2 n + 2. Kao i alkani, silani su bezbojni, prvi članovi homolognih serija su u normalnim uslovima gasoviti, sledeći su tečnosti. Kemijska aktivnost silana i ugljikovodika je različita: za razliku od dovoljno inertnih alkana, silan je sve reaktivan. To je zbog nižeg afiniteta silikona za vodonik u odnosu na ugljik i vrlo visokog afiniteta silikona za kisik. Štaviše, Si-Si veze su manje izdržljive od S-S veza. Za razliku od veze C - H, veza Si - H ima više ionski karakter.
· Energija Si-E i CE veza.
· Mala jačina Si-Si veze nastaje zbog ograničenosti homologne serije silana.
• Među karbidima i silicidima posebno mjesto zauzima karborundum SiC, koji se može nazvati i silicijum karbid i ugljični silicid. Karborund ima visoku tačku topljenja zbog svoje dijamantne strukture; njegova tvrdoća je slična onoj dijamanta. Kemijski, SiC je vrlo stabilan.
· Koncept koloidnih rastvora
U prirodi i tehnologiji često se nalaze raspršeni sistemi u kojima je jedna supstanca ravnomerno raspoređena kao čestice unutar druge supstance.
U disperznim sistemima postoji raspršena faza - fino podeljena supstanca i disperziona sredina - homogena supstanca u kojoj se distribuira disperzovana faza. Disperzivni sistemi uključuju obične (istinske) otopine, koloidne otopine, kao i suspenzije i emulzije. One se međusobno razlikuju prvenstveno veličinama čestica, tj. Stupnjem disperzije (fragmentacija).
Sistemi sa veličinom čestica manjim od 1 nm su pravi rastvori koji se sastoje od molekula ili jona rastvorenih materija. Treba ih smatrati kao jednofazni sistem. Sistemi sa veličinama čestica većim od 100 nm su krupno raspršeni sistemi - suspenzije i emulzije.
Suspenzije su disperzirani sistemi u kojima je disperzovana faza čvrsta, a disperziona sredina je tečnost, a čvrsta tvar je praktično nerastvorljiva u tečnosti.
Emulzije su disperzirani sistemi u kojima su i disperzovana faza i disperzioni medij tekućine koje se međusobno ne miješaju. Primjer emulzije je mlijeko u kojem male tekuće masti plivaju u tekućini.
Suspenzije i emulzije su dvofazni sistemi.
Koloidni rastvori su visoko dispergovani dvofazni sistemi koji se sastoje od disperzionog medija i disperzne faze, a linearne dimenzije čestica potonjih leže u opsegu od 1 do 100 nm. Kao što se može vidjeti, koloidne otopine po veličini čestica su posredne između pravih otopina i suspenzija i emulzija. Koloidne čestice obično se sastoje od velikog broja molekula ili iona.
Koloidne otopine se nazivaju i solima. Dobijaju se metodama disperzije i kondenzacije. Disperzija se najčešće izvodi pomoću specijalnih „koloidnih mlinova“. U metodi kondenzacije, koloidne čestice nastaju spajanjem atoma ili molekula u agregate. Tokom mnogih hemijskih reakcija dolazi do kondenzacije i formiraju se visoko disperzirani sistemi (taloženje, hidroliza, oksidacijsko-redukcijske reakcije, itd.).
1 nm - nanometar (1 nm = 10 -9 m).
Nasuprot pravim rešenjima, karakteriše ih Tyndall efekat, tj. Rasipanje svetlosti koloidnim česticama. Kada se svetlosni snop pojavi kroz snop svetlosti, on se pojavljuje u zamračenoj sobi. 
. Tako možete prepoznati da li je ovo rješenje koloidno ili istinito.
Jedno od važnih svojstava sola je da njihove čestice imaju električne naboje istog znaka. Zbog toga se ne stapaju u veće čestice i ne precipitiraju. U isto vreme, čestice nekih sola, na primer, metali, sulfidi, silicijumske i kositarske kiseline, imaju negativan naboj, dok drugi, na primer hidroksidi, metalni oksidi, imaju pozitivan naboj. Pojava naboja se objašnjava adsorpcijom iona iz otopine koloidnim česticama.
Da bi se taložio sol, neophodno je da se njegove čestice spoje u veće agregate. Kombinacija čestica u veće agregate naziva se koagulacija, a njihovo taloženje pod utjecajem gravitacije naziva se sedimentacija.
Obično dolazi do koagulacije kada se dodaju solima: 1) elektrolit, 2) drugi sol čije čestice imaju suprotan naboj, i 3) kada se zagreva.