Tillhör kategori: vardagens kemi
Författare: Linda Larsson, Boel Öhlund
Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment
Tid för förberedelse: 10 minuter
Tid för genomförande: 80 minuter
Antal tillfällen: 1
Säkerhetsfaktor: Utföres med normal varsamhet
Svårighetsgrad: Kräver viss labvana
Detta experiment består av två delsteg, där den första är tillverkning av din egen tvål. I del två får du möjlighet att bearbeta tvålen, tillsätta färg, doft och andra tillsatser.
Experimentet utförs lämpligen som elevförsök (grupp).
Man kan tillverka tvål för skojs skull, men experimentet är också lämpligt när man läser organisk kemi.
Eftersom man arbetar med lut (NaOH) måste man vara försiktig. Man måste använda skyddsrock, handskar, glasögon och eventuellt hårnät. Läraren måste än en gång gå igenom säkerhetsföreskrifterna.
Överbliven lut kan spolas ned i avloppet. Överblivet fett kan kastas i soporna.
Inget annat än att plocka fram ingredienser och övrigt material.
Gör iordning lutlösning och fettblandning enligt nedanstående.
Var försiktig när du stjälper upp tvålen, så att du får fina bitar.
Undersök tvålen efter 24 timmar (ev. 48 timmar), använd handskar. Om olöst lut finns, är det bästa att kasta bort tvålen. Tvålen är färdig att stjälpas upp när man kan lämna fingeravtryck på ytan. Om ytan på tvålen fortfarande är mjuk, får den stå utan lock i någon dag så att den torkar.
Låt tvålen torka i några dagar, tills den går att skära. Ska du göra del 2 av tvåltillverkningen, genomför du den nu. Om inte, skär du upp bitar (använd varm kniv), och låter dem torka på nätet tills ytan är hård. Det tar ungefär två veckor och först då är den ej frätande.
Reaktionen är en förtvålning av fetter.
Triglycerider + hydroxidjoner → fettsyrajoner(tvåljoner) + glycerol
Fettsyrajoner är tvättverksamma (sänker ytspänningen och emulgerar/löser fett), och är den väsentliga delen i tvål.
Vid romarrikets fall föll även tvåltillverkningen i glömska. Konsten att tillverka tvål nådde inte England förrän på 1300-talet. På 1800-talet började man tillverka tvål kommersiellt. Innan dess var tvåltillverkning en hushållskonst.
Under mitten av 1900-talet använde sig industrierna av en process som kallas kok- eller kittelmetoden. Den innebar att man lät het ånga passera genom tvållösningen. Efter att förtvålningen hade skett tillsatte man salt, vilket bidrog till att tvålen steg till ytan och glycerinet sjönk till botten. Man kunde då även ta till vara på glycerinet, rena det och sälja det separat.
Idag används en kontinuerlig process istället, i vilken förtvålningen sker medan ingredienserna är under högt tryck i en stor tank. Det höga trycket i kombinaton med höga temperaturer, bidrar till att förvålningen sker direkt. Denna metod gör det möjligt att tillsätta ingredienserna kontinuerligt i en ände av tanken, medan man avlägsnar tvål från den andra. Efter förtvålningen behandlas ofta tvålen med väte, vilket påskyndar torkningen av tvålen.
När fett (triglycerid) reagerar med natriumhydroxid (NaOH) löst i vatten sker en hydrolys. Slutprodukterna blir glycerol + natriumfettsyrasalter. De senare tas till vara som tvål. Glycerol finns kvar i tvålen och är mjukgörande. Den bästa tvålen får man av fettsyror som innehåller 10-18 kol.
En tvålmolekyl består av en joniskt laddad del, som löser sig i vatten (hydrofil), och en lång kolkedjesvans, som ej är vattenlöslig (hydrofob). Det är tack vare denna dubbelnatur som tvålen är en så effektiv rengörare.
När tvål tillsätts till vatten vill den hydrofoba svansen bort från vattnet och strävar därför upp mot vattenytan. Dessa bryter krafterna vid ytan och leder till minskad ytspänning. Tillsätts ytterligare tvål kommer det tillslut att bli fullt med molekyler vid ytan och istället bildar molekylerna sfärer med de hydrofoba svansarna innåt (för att komma så långt bort från vattnet som möjligt) och de hydrofila huvudena utåt mot vattnet. Dessa sfärer kallas miceller.
Vid en tvätt sänker tvålen ytspänningen och vattnet får då lättare att transportera in miceller till smutsen. När tvålmolekylerna träffar på smuts attraheras de hydrofoba svansarna av smutsen och den stängs in i micellerna.
Natriumhydroxid, NaOH, är ett vitt, fast salt som är lättlösligt i vatten. Upplösningen sker under kraftig värmeutveckling. Om tillsatsen av fast natriumhydroxid är stor kan värmeutvecklingen bli så kraftig att det finns risk att bränna sig. Natriumhydroxid innehåller den starka basen OH– och är frätande både i vattenlösning och i fast form. Eftersom den är lättlöslig kan man få lösningar med mycket stark basisk reaktion.
Ibland kallas natriumhydroxiden för "kaustik soda" vilket betyder "frätande soda". Sodan anger att ämnet är basiskt. Benämningen "kaustik" används för att skilja natriumhydroxiden från vanlig soda som är natriumkarbonat, Na2CO3. Ytterligare ett namn på natriumhydroxid är "natronlut". Då man köper natriumhydroxid får man det ofta i formen flingor eller små pastiller.
Den starkt basiska hydroxiden denaturerar och bryter ned proteiner. Speciellt utsatt är man för stänk i ögat. Ögat är nämligen fullt med proteiner som koagulerar och bildar en vit massa, som äggvitan i ett kokt ägg. Det är därför viktigt med glasögon när du arbetar med natriumhydroxid. Om du ändå skulle få stänk i ögat måste du omedelbart spola ögat rikligt med rinnande vatten och fortsätta skölja länge. Ring läkare och be om råd när du har spolat ögat i några minuter, eller ännu bättre - be någon hjälpa ringa dig medan du fortsätter spola. Sedan måste du besöka läkare för kontroll och eventuell behandling.
Stänk på huden är visserligen frätande, men inte farliga på samma sätt. Huden är tjock och släpper inte igenom luten. Om du sköljer omgående, så klarar du dig sannolikt utan skador. Stänk på kläder, arbetsbänkar och liknande ska sköljas och torkas bort på en gång, så att det inte blir bortglömt. Annars kan någon ovetande komma i kontakt med hydroxiden och kanske gnugga sig i ögat.
Hydroxidens frätande förmåga är har direkt samband med koncentrationen. En vanlig förrådslöning med NaOH är ofta 2 molar (2 M, 2 mol/dm3). Den är kraftigt frätande och ska behandlas med stor försiktighet. En NaOH-lösning på lab som är 0,1 mol/dm3 är inte alls lika farlig, men ändå ganska stark. Om koncentrationen är 0,010 mol/dm3, så kan NaOH-lösningen betraktas som relativt ofarlig, men ändå riskabel att få stänk av i ögonen. Är den bara 1 millimolar, dvs. 0,001 mol/dm3, så är NaOH-lösningen tämligen harmlös, för då är den 2000 gånger mer utspädd än förrådslösningen som var 2 mol/dm3.
Hydroxidjonen OH– och fluoridjonen F– har samma laddning och är lika stora. Det innebär att de ofta är utbytbara.
Tandemalj innehåller ämnet hydroxidapatit, Ca5(PO4)3OH, där hydroxidjonen ingår. Hydroxidjonen som ingår i tandemaljen är en stark bas som lätt reagerar med syra som produceras av bakterier i munnen. Det leder till att tandemaljen löses upp. Men om man ersätter hydroxidjonerna med fluoridjoner så att det i stället bildas fluoridapatit, Ca5(PO4)3F, så minskar känsligheten för syra. Fluoridjonen är en mycket svagare bas än hydroxidjonen. Därför reagerar den inte lika lätt med syra och då är också tandemaljen mindre känslig för syra.
Ytterligare ett exempel på likheten är mätning med jonselektiv elektrod avsedd för bestämning av fluoridhalten. I en starkt basisk lösning är hydroxidhalten hög och på grund av likheten med fluoridjoner ger hydroxidjonerna också utslag med den fluoridselektiva elektroden. Man får en så kallad interferens från hydroxid i fluoridmätningen och resultatet blir en överskattning av fluoridhalten i lösningen.
mer material på avancerad nivå kommer
I kemiska föreningar delas elektroner mellan atomerna som ingår i föreningen. Olika grundämnen har olika förmåga att attrahera elektronerna. Denna egenskap kallas elektronegativitet. Generellt sett har metaller låg elektronegativitet och ickemetaller hög elektronegativitet. Tittar man på ickemetallerna så är elektronegativiteten högst hos kväve (N), syre (O) och fluor (F). Lägst elektronegativitet, dvs. de mest elektropositiva grundämnena, finns i grupp 1 nedtill i periodiska systemet.
Molekylföreningar är ämnen där ickemetaller har bundits till varandra. Bindningarna är kovalenta bindningar, så kallade elektronparbindningar. Elektronparen bildar elektronmoln som binder samman de två atomerna i bindningen. På grund av olika elektronegativitet hos de olika atomslagen, så förskjuts elektronmolnet mot det mer elektronegativa atomslaget. Om till exempel syre och väte bind till varandra, så är elektronmolnet förskjutet mot syre på grund av dess höga elektronegativitet.
![]() |
I vätefluorid (HF) är fluor den mer elektronegativa atomen till höger. |
![]() |
Elektronerna är bara förskjutna i bindningen, men flyttar inte över helt och hållet. Men förskjutningen av elektronmolnet gör att en del av molekylen kan vara mer negativ. Eftersom den totala laddningen för en molekyl är noll, så finns motsvarande positiva laddning på den atom som har lägre elektronegativitet. Man säger att bindningen är polär.
Den polära bindningen kan göra att molekylen som helhet blir polär. En sådan molekyl kallas för dipol. Exempelvis är vätefluorid en dipol där fluoret har ett negativt laddningsöverskott (rött) och vätet ett positivt (blått).
![]() |
Vatten är ett starkt polärt ämne på grund av syrets höga elektronegativitet. |
![]() |
Ett annat exempel är vattenmolekylen där syret har ett negativt laddningsöverskott och vätena ett positivt. Här är det två bindningar till syret, en till vardera väteatomen. Den negativa laddningen på syret är därför summan av de positiva laddningarna på vätena. På grund av att den är vinklad är vattenmolekylen en dipol med den negativa änden vid syret och den positiva mitt emellan väteatomerna.
![]() |
I koldioxid (CO2, O=C=O)är båda bindningarna mellan kolet i mitten och syret i änden polära, men motsatt riktade. Molekylen som helhet blir därför opolär. |
![]() |
Koldioxid innehåller bindningar mellan kol och syre. Syreatomerna i var sin ända är mer elektronegativa än kolatomen i mitten. Bindningarna är alltså polära.
Koldioxid är en rak molekyl, till skillnad från vattenmolekylen. Dessutom är den polära bindningen mellan kol och syre i den ena änden motriktad motsvarande bindning i den andra änden. De motsatt riktade bindningarna släcker ut varandras polaritet, så att molekylen som helhet blir opolär, trots att de ingående bindningarna är polära.
Detta är exempel på att man måste känna till den tredimensionella strukturen hos en molekyl för att veta om den faktiskt är polär.
![]() |
I kvävgas (N2) är båda atomerna lika elektronegativa. Bindningen mellan atomerna är därför opolär. |
![]() |
Mellan olika atomslag finns det alltid en viss skillnad i elektronegativitet. Skillnaden kan vara stor eller liten, men inga atomslag av två olika grundämnen har exakt samma egenskaper. Däremot är två atomer av samma atomslag exakt likadana. Det betyder också att bindningen mellan dem är helt opolär. Exempel på sådan molekyl är kvävgas.
![]() |
I en kristall natriumklorid är den positiva Na+-jonen (lila) omgiven av negativa Cl–-joner (grön) och vice versa. |
![]() |
I föreningar mellan metall och ickemetall är skillnaden i elektronegativitet så stor att en eller flera elektroner hoppat över helt och hållet från metallen till ickemetallen. Kvar blir då positiva metalljoner och negativa ickemetalljoner. Polär betyder ”laddad”. Det innebär att joner, som ju alltid har en laddning, alltid är polära.
Ett typiskt exempel på en jonförening är natriumklorid, dvs. vanligt koksalt. Saltkristallerna är uppbyggda av tätt sammanpackade positiva natriumjoner och negativa kloridjoner. Varannan jon är positiv och varannan negativ för att plus- och minusladdningar ska komma så nära varandra som möjligt. Positiv och negativa laddningar attraherar nämligen varandra.
Några metaller är inte så elektropositiva, dvs. deras elektronegativitet är inte så låg. De finns i periodiska systemen i gränsområdet mellan metaller och ickemetaller. Halvmetallerna är sådana, men även några som betecknas som metaller är ändå inte så elektropositiva.
Ett sådant exempel är silver (Ag). När silver och klorid reagerar till silverklorid (AgCl), så är skillnaden i elektronegativitet för liten för att det ska bildas joner. Men bindningen är ändå starkt polär. Därför är bindningen i silverklorid polär kovalent. Silverklorid är visserligen ett polärt ämne, men inte så starkt polärt. Lösligheten i vatten är därför dålig.
material på avancerad nivå kommer att läggas in här
Det grekiska ordet fili betyder kärlek, vänskap och dragning till. Motsatsen i grekiskan är fobi, som betyder fruktan eller rädsla för. Även ordet hydro kommer från grekiskan och anger att något har med vatten att göra.
Inom kemin talar vi om hydrofila eller hydrofoba egenskaper hos molekylgrupper eller hela molekyler. Förklaringen till de hydrofila och hydrofoba egenskaperna ligger hos attraktionskrafterna mellan partiklarna i en vattenlösning, det vill säga de intermolekylära bindningarna.
Vi utgår från att vårt lösningsmedel är vatten.
Mellan vattenmolekylerna finns starka vätebindningar. Vätebindningarna orsakas av ett positivt laddningsöverskott på väteatomen och ett negativt på syreatomen. Vätet i en vattenmolekyl attraheras därför av syret i en angränsande vattenmolekyl. Det är den starka polariteten i vätebindningarna som är kännetecknande för vattnets egenskaper.
Det finns andra lösningsmedel som har liknande egenskaper som vatten. Ett exempel är metanol (CH3OH), som också har en OH-grupp och kan vätebinda. Ett annat exempel är ättiksyra (CH3COOH), som även den har en OH-grupp som kan vätebinda. Vatten är dock i en särställning bland lösningsmedel vad gäller styrkan hos polariteten.
I vattenlösningen binder vattenmolekyler till varandra med sina vätebindningar. En lösning förutsätter att lösningsmedlet och det lösta ämnet blandas ända ner på molekylnivå. Det lösta ämnet och lösningsmedlet är i väldigt nära kontakt med varandra. För att detta ska vara möjligt måste bindningen mellan det lösta ämnet och vattnet vara så stark att den kan konkurrera med vätebindningen mellan vattenmolekyler.
En förutsättning för en stark bindning mellan det lösta ämnet och vatten är att det lösta ämnet också är polärt, det vill säga har laddningar som kan attrahera vattenmolekylernas laddningar. Exempelvis kan metanol, med sin polära OH-grupp, vätebinda till vattenmolekyler. För vattenmolekylerna gör det därför inte så stor skillnad om de binder till en annan vattenmolekyl eller till en metanolmolekyl. Vatten och metanol kan blandas ända ner på molekylnivå.
Ett annat exempel på polärt ämne är koksalt. Polariteten finns inbyggd i saltets byggstenar, som ju är jonerna Na+ och Cl–. Polariteten hos saltet gör att det löser sig i vatten.
![]() Vatten och olja separerar i två faser eftersom vatten är polärt, men olja opolär. |
Bild: Svante Åberg |
Om det lösta ämnet är opolärt, eller bara är svagt polärt, så skapas ingen stark bindning till vatten. Vattnet binder bara till andra vattenmolekyler. Det betyder att allt vatten klumpar ihop sig till en fas.
Det ämne som skulle lösas blir över och bildar en egen fas. Det är inte så att molekylerna i det opolära ämnet attraheras till varandra. Tvärtom är bindningarna mellan de opolära molekylerna svaga. Men det är helt enkelt så att de blir över när vattenmolekylerna håller ihop.
Bildningen av faser bygger på att polära och opolära ämnen inte blandar sig med varandra. Sedan gör skillnaden i densitet att den ena fasen flyter upp och den andra sjunker. Om du försöker blanda vatten (polärt) med bensin (opolärt), så kommer den lättare bensinen att lägga sig som ett lager ovanpå vattnet. Bensinen utgör den ena fasen och vattnet den andra.
För att lättare förstå hur detta fungerar kan du tänka dig att du har en kulpåse med stenkulor och små runda magneter. Om du skakar på påsen ett tag, så kommer magneterna att klumpa ihop sig. Över blir stenkulorna, som ligger för sig själva. Magneterna motsvarar vattenmolekyler och stenkulorna opolära molekyler i denna liknelse.
När lösningsmedlet är opolärt, som till exempel bensin, så finns inga starka bindningar mellan molekylerna i lösningsmedlet. Det gör det lätt för andra molekyler att konkurrera med bindningarna mellan lösningsmedelsmolekylerna. Till exempel kan opolära jodmolekyler lösa sig i bensin. Bindningen mellan jod och bensin är visserligen svag, men det gör inget eftersom bindningen mellan två bensinmolekyler också är svag. Det lösta ämnet och lösningsmedlet blandar sig ner på molekylnivå.
Detta exempel kan illustreras med en kulpåse där man har stenkulor och glaskulor. Även om det är olika sorters kulor, så blandas de med varandra om påsen skakas, eftersom inga kulor attraherar varandra.
![]() Fosfolipider kan bilda olika strukturer som bygger på den hydrfoba effekten där den opolära delen av molekylen undviker kontakt med vattnet. |
"Phospholipids aqueous solution structures" av Mariana Ruiz Villarreal, LadyofHats" ![]() |
Hydrofob effekt är tendensen hos opolära ämnen att klumpa sig samman i vattenlösningar och utestänga vattenmolekyler.
Exempel är bildningen av cellmembran där fosfolipider vänder sin opolära (hydrofoba) ände in mot membranets mitt och den polära (hydrofila) delen ut mot vattenlösningen. Cellmembranet är ett bilager där dess inre hydrofoba del är gömd från kontakt med vattnet.
Ett annat exempel är hydrofoba områden på proteiner. Sådana områden har en förmåga att binda till sig opolära molekyler. Ofta är enzymers funktion kopplade till sådan hydrofob effekt hos den aktiva ytan på enzymet.
Veckningen av de långa aminosyrakedjorna till proteiner med en mycket bestämd form styrs till stor del av den hydrofoba effekten. Fel på en enda aminosyra i den långa sekvensen kan göra att proteinet inte får rätt form och därför inte fungerar som det ska i kroppen.
Den vanliga tvättmekanismen hos tvål, tvättmedel eller diskmedel är också ett resultat av den hydrofoba effekten. Fettpartiklar bakas in av de detergentmolekylerna vars opolära svansar löser sig i fettet med de polära huvudena pekande utåt mot vattenlösningen. Fettpartiklarna blir helt täckta av detergenten så att det liknar en ryamatta.
Inom termodynamiken finns två drivkrafter för kemiska förändringar. Det ena är strävan mot lägsta energi, det andra strävan mot högsta entropi.
Ett system går mot lägre energi när starka bindningar skapas. Exempel är vätebindningarna mellan vattenmolekylerna. Om bindningarna mellan vattenmolekylerna bryts, till exempel genom att andra molekyler lägger sig i vägen, så ökar systemets energi. Det krävs nämligen energi att sära på vattenmolekylerna. Detta går dock tvärtemot systemets tendens att minimera sin energi. Strävan mot minimering av energin gynnar den hydrofoba effekten.
Dock är det så att entropin, som kan beskrivas som graden av oordning, ökar när olika molekyler blandas. Den normala tendensen för system är att gå mot större oordning (högre entropi). Strävan mot ökad entropi motverkar därför den hydrofoba effekten.
Temperaturen är också en faktor som har betydelse. Ju varmare det är, desto häftigare är molekylrörelserna. Ju kraftigare molekylrörelserna är, desto större tendens är det att molekylerna ska blandas med varandra. Ökad temperatur medför därför minskad hydrofob effekt. Det går också att förklara med att när tillgången på energi är hög, så drivs systemet mot en högre energi.
Drivkraften bakom de kemiska reaktionerna kan sammanfattas med Gibbs energi, som också benämns fri entalpi:
ΔG = ΔH - T·ΔS, där
G = Gibbs energi (J)
H = entalpi (systemets inre energi + produkten p·V) (J)
S = entropi (J K–1)
T = absolut temperatur (K)
Δ anger en förändring av ...
Den spontana reaktionsriktningen är när ΔG < 0. Negativa värden på ΔH och positiva värden på ΔS garanterar spontan reaktionsriktning. Ökande temperatur T förstärker effekten av ΔS.
Smuts innehåller ofta feta ämnen, var sig det är matrester på tallriken eller fläckar på kläderna. Fetter har mycket låg löslighet i vatten. Det är därför svårt att få rent genom att bara tvätta i vatten.
Men om man tillsätter disk- eller tvättmedel, så blir det stor skillnad. Det finns flera namn för denna typ av ämnen:
amfifil = ämne med en hydrofil och en hydrofob del
detergent = ämne som rengör
tensid = ämne som sänker ytspänningen
ytaktivt ämne eller surfaktant = ämne som lägger sig i fasgränsytor
![]() Detergentmolekylerna bäddar in fettpartiklar så att de får en hydrofil yta. Då blir de "vattenlösliga" och kan sköljas bort. |
Bild: Svante Åberg |
Gemensamt för sådana molekyler är att de dels har en hydrofob (vattenskyende) del, ofta i form av en kolvätekedja, dels en hydrofil (vattenälskande) grupp i andra änden. Den hydrofoba svansen är fettlöslig samtidigt om det hydrofila huvudet är vattenlösligt.
Detergenten sätter sig spontant i gränsskiktet mellan fett och vatten. Då hamnar den fettlösliga delen i det opolära fettet samtidigt om den vattenlösliga delen har kontakt med det polära vattnet.
Det leder till att fettpartiklar bäddas in i ett lager av amfifilen där molekylernas polära huvuden pekar ut mot vattenlösningen.
![]() En dispersion (emulsion) av fettpartiklar i vatten stabiliseras av emulgeringsmedlet, som är ett ytaktivt ämne. |
Bild: Svante Åberg |
Inbäddade fettpartiklar med en hydrofil yta kan börja sväva i vattenlösningen. Det handlar inte om äkta löslighet eftersom blandningen inte är på molekylnivå, utan med större partiklar. Varje fettpartikel utgör en egen fas skild från vattenfasen.
En sådan blandning av olösliga partiklar i en vätska kallas dispersion. Ett annat namn är emulsion. Vid tvättprocessen är fettpartiklarna små droppar medan vattenlösningen är en kontinuerlig fas som omger fettpartiklarna.
Det krävs att fettpartiklarna är små för att man ska få en dispersion. Mekanisk bearbetning slår sönder fettet i mindre delar. Då kommer amfifilmolekylerna åt att bädda in fettpartiklarna.
Detergenter är amfifiler med en opolär del och en polär.
Den opolära "svansen" är alltid ett kolväte, eller möjligen ett par kolvätekedjor. Kolväten är typiskt opolära ämnen som skyr vatten. Ju längre kolvätet är, desto mer opolära egenskaper får molekylen som helhet. Vanligtvis är kolvätekedjan ganska lång.
![]() Klasser av ytaktiva ämnen: icke-joniska, anjoniska, katjoniska och zwitterjoniska |
"Tenside haben hyrophile und hydrophobe Enden" av Roland.chem" (CC BY-SA 3.0) |
Det polära "huvudet" kan vara av olika typer. På tvättmedels- eller diskmedelsförpackningen brukar den ungefärliga sammansättningen av de olika typerna vara angiven.
Icke-joniska detergenter har en polär grupp som inte är en jon.
Ett vanligt exempel är PEG, polyetylenglykol, som har formeln H−(O−CH2−CH2)n−OH. OH-gruppen är oladdad, men starkt polär på grund av att den höga elektronegativiteten hos syreatomen attraherar elektronmolnet från väteatomen så att syreatomen får en negativ och väteatomen för en positiv nettoladdning.
Anjoniska detergenternas polära grupp är en negativ jon. Typiska detergenter är alkylbensensulfonater med den allmänna formeln R–C6H4–SO3–, där R är en kolvätekedja.
Exempel är natriumsaltet av dodekylbensensulfonat, C12H25-C6H4-SO3Na.
Katjoniska detergenter liknar anjoniska sådana, men den polära gruppen utgörs i stället av en positiv jon. Jonen kan vara ett ammoniumsalt (R-NH4+) eller ett kvarternärt ammoniumsalt (R4N+).
En zwitterjon är en positiv och en negativ jon på samma molekyl. Den katjoniska delen är en primär, sekundär eller tertiär amin eller en kvaternär ammonium-katjon. Den anjoniska delen är ofta sulfonat eller ammonium-karboxylat, men det finns många varianter.