Соляная кислота электролит или нет

Как ни странно и такой случай в моей практике был.

Раньше делали аккумуляторы в основном эбонитовые корпуса, разборные. Легко было разобрать, отремонтировать или заменить вышедшую из строя аккумуляторную банку. Пластиковые АКБ стали делать чуть позже начиная с середины 90-х( могу ошибаться, поправте если не так) и уже с 2000-х разборных аккумуляторов почти было не найти. Только старые — вышедшие из строя или отжившие своё. Которые можно было разобрать, выкинуть все внутренности( пластины, сепараторы, обвалившуюся активную массу), промыть набрать новые пластины и дать новую жизнь такому аккумулятору. Либо сделать из двух старых один новый, получался не супер долговечный

в 1.5_2 раза меньше ходил, но зато практически бесплатно! Об этом в другой статье.;)

Раньше все аккумуляторы в магазине или на складах были сухо — заряженные. Пользователь — автомобилист сам или отдавал аккумуляторщику для заливки электролита и приведения АКБ в состояние готовности. Кроме аккумулятора надо было покупать либо готовый электролит, либо готовить его самому: приобретать серную (H2SO4) и дистиллированную воду. Да ещё и ареометр.

Соляная кислота электролит или нет

Проще было отдать специалисту — аккумуляторщику, у которого всё это было в наличии.

Соляная кислота электролит или нет

Но не все так рассуждали. Однажды принесли такой сухо — заряженный аккумулятор мне, и говорят: » Начали заливать, а он шипит весь и воняет. Залили все банки, вот блин, ну начали заливать в одну, воняет, что — то не то, остановись! Так ведь нет все залили. Открываю пробки, вонь на всю аккумуляторную и вентиляция не спасает, воняет чистым хлором, поверьте очень неприятный удушливый запах.

Занимался в школе любимым предметом — химией, очень плотно, очень здорово разбирался. Один из опытов производил: электролиз поваренной соли (NaCl), выделялся тот самых лор, угораздило его нюхнуть дураку, да хорошенько нюхнуть. Так потом часа два никакие запахи не воспринимал вообще, думал всё никогда уже обоняние не вернётся.

Соляная кислота электролит или нет

Я АКБ под самое сопло вытяжного шкафа ставлю, на полную включаю. Спрашиваю: «А что вы залил в аккумулятор, какой электролит, покажите.»

Принесли бутылки с желтоватой жидкостью. «Где же вы их приобрели?» Отвечают: «Да в магазине промтовары, где краски и т.п. продают, продавалась как кислота, вот и подумали, значит для аккумуляторов».

Соляная кислота электролит или нет

На бутылке написано: кислота соляная! Говорю: «Ужас, можно аккумулятор выкинуть на помойку!» » Как же так, он же новый, вообще не эксплуатировался». «Загубили вы его соляной кислотой, теперь хоть промывай, хоть заливай нормальный правильный электролит, ничего не поможет.» «Давай попробуем, что — то сделать, мы заплатим!» Отказываюсь, пытаюсь на пальцах объяснить, что всё, в утиль АКБ. Не верят. Беру бумажку пишу: в АКБ положительные пластины состоят из свинцовой решётки заполненной двуокисью свинца( PbO2 ) отрицательные та же решётка, но уже заполнена губчатым очень мелко — дисперсной смесью. между ними сепаратор -это изолятор электрическо — механический, пластины не соприкоснуться не замкнут, но он может пропускать электролит. Надо заливать в АКБ только разведённую серную кислоту с концентрацией по ареометру 1.25_1.30 для разных районов страны.

Соляная кислота электролит или нет

Залив в аккумулятор соляную кислоту пошла такая реакция: PbO2+4Hl=PbCl4 +2H2O сам же PbCl4 тут же разлагается на PbCl4-PbCl2+Cl2 Хлор выделяется и воняет, а PbCl2 это малорастворимая соль свинца, которая оседает во всей положительной пластине и врядле удастся её от туда вымыть, даже если вода будет горячая, эта соль лучше в горячей растворяется, вы убили всю активную массу PbO2. Да ещё и губчатый свинец пострадал, реакция более сложная с соляной кислотой, но я её запишу проще: Pb+2HCl=PbCl2+H2 образуется тот же хлорид свинца, который не очень мало растворим в воде. Не верят. «Давай вскроем, посмотрим» «Платите, вскроем» Вскрываем, дело дрянь, пластины в беловатом лучше сказать как стекло полу — прозрачном налёте.

Соляная кислота электролит или нет

Сам потом читал и удивлялся, как не взорвался АКБ, ведь если верить источникам: PbCl4 желтоватая маслянистая жидкость, взрывающаяся при температуре 100 и выше градусов, да ещё чуток водорода выделялось. Ну на практике видимо всё не так и ребятам «повезло». Забрали они батарею, что они потом с нею делали мне неизвестно.

Не лейте всякую дрянь в свой или чужой аккумулятор.

Соляная кислота электролит или нет

Да и был случай ещё, когда четыре аккумуляторные батареи ёмкостью по 190А/ч с закрытыми пробками утонули в морской воде, катер затонул, достали принесли мне и что с ними дальше было читайте в следующей статье.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или проводниками не являются.

С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально, исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора, изображённого на рисунке

Соляная кислота электролит или нет

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы ( Na + , Mg 2+ , А l 3+ и т.д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы ( N О3 — , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).

2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.

Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицатель­но заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

Соляная кислота электролит или нет

Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток

Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток

Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания

Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной химической связью

В растворах и расплавах образуются ионы

В растворах и расплавах не образуются ионы

3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита К A на катион К + и анион А — в общем виде записывается так:

КА ↔ K + + A

Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде

В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.

Рис. 1. Молекула воды полярна и представляет собой диполь

Растворение в воде веществ с ионной химической связью

(на примере хлорида натрия – поваренной соли)

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na + и Сl – из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.

Соляная кислота электролит или нет

Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na + ; б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na + и Сl –

Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью

(на примере соляной кислоты)

При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.3).

Соляная кислота электролит или нет

Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе

Основные положения:

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.

Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам

Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.

Сильнейшим окислительно — восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Соляная кислота электролит или нет

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Соляная кислота электролит или нет

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Соляная кислота электролит или нет

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

  • Катодный процесс: K + + e — → K 0

Анионы Cl движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

  • Анодный процесс: 2Cl — — 2e — → Cl2 0 ↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S — , J — , Br — , Cl — , OH — и молекулы H2O:

  • 2J — => J2 0 + 2e;
  • 4OH — => O2 + 2H2O + 4e;
  • 2H2O => O2 + 4H + + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

  • NaCl → Na + + Cl —
  • Катод: Cu 2+ + 2e — → Cu 0
  • Анод: Cu 02e — → Cu 2+

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.

Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0 ,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.

Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.

Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется водород, тем сильнее будет диссоциировать кислота.

Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме NH4OH) и почти все соли.

Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению

Отщепление второго иона водорода по уравнению

идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4», который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO4»

Фосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени:

Молекулы Н3РO4 сильно диссоциируют на ионы Н • и Н2РО4‘. Ионы H2PO4 ‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H • и HPO4 » в меньшей степени. Ионы же НРО4» диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н •

Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:

Что касается солей, то нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:

Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:

Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.

В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0 ,1 н. растворах.

С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для

Степень диссоциации кислот , оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°

Электролит Формула Степень диссоциаци и в %
Кислоты
Соляная HCl 92
Бромистоводородная НВr 92
Йодистоводородная HJ . 92
Азотная HNO3 92
Серная H 2SO4 58
Сернистая H 2SO3 34
Фосфорная H 3PO4 27
Фтористоводородная HF 8,5
Уксусная CH3COOH 1 ,3
Уголная H2 CO3 0 ,17
Сероводородная H2S 0,07
Синильная HCN 0,01
Борная H 3BO3 0,01
Основания
Гидроксид бария Ва (OH)2 92
Едкое кали кон 89
Едкий натр NaON 84
Гидроксид аммония NH4OH 1 ,3
Соли
Хлористый калий КСl 86
Хлористый аммоний NH4Cl 85
Хлористый натрий NaCl 84
Азотнокислый калий KNO3 83
Азотнокислое серебро AgNO3 81
Уксуснокислый натрий NaCH3COO 79
Хлористый цинк ZnCl2 73
Сернокислый натрий Na2 SO4 69
Сернокислый цинк ZnSO4 40
Сернокислая медь CuSO4 40

примера приводим значения степени диссоциации обы чно употребляемых в лаборатории концентрированных кисло:

Вы читаете, статья на тему Сильные и слабые электролиты

Сильный электролит представляет собой раствор / растворенное вещество , которое полностью или почти полностью, ионизирует или диссоциирует в растворе. Эти ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе.

Первоначально «сильный электролит» определялся как химическое вещество, которое в водном растворе является хорошим проводником электричества. С более глубоким пониманием свойств ионов в растворе его определение было заменено настоящим.

Концентрированный раствор этого сильного электролита имеет более низкое давление пара, чем у чистой воды при той же температуре. Сильные кислоты, сильные основания и растворимые ионные соли, которые не являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, являются сильными электролитами.

Вещество, водный раствор или расплавленное состояние которого разлагается на ионы под действием электричества, известно как электролиты.

Содержание

  • 1 Написание реакций
  • 2 Примеры
  • 3 См. Также
  • 4 ссылки

Написание реакций

Для сильных электролитов единственная стрелка реакции показывает, что реакция полностью протекает в одном направлении, в отличие от диссоциации слабых электролитов, которые в значительных количествах ионизируются и повторно связываются.

Сильный электролит (водн.) → Катион + (водн.) + Анион — (водн.)

Сильные электролиты проводят электричество только в расплавленном состоянии или в водных растворах. Сильные электролиты полностью распадаются на ионы.

Чем сильнее электролит, тем большее напряжение вырабатывается при использовании в гальваническом элементе.

#1 Tim_

  • Соляная кислота электролит или нет
  • Пользователи
  • 146 сообщений
  • Продолжаем цикл статей бытовой химии 😉

    По традиции начну с краткого описания приготовляемого вещества:

    Соляная кислота, иначе раствор хлороводорода HCI в воде. Едкая бесцветная жидкость с резким неприятным запахом, относительно безопасна при попадании на кожу, при условии что быстро смоете большим количеством воды. Дымит во влажном воздухе. Сам хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким запахом, легко растворимый в холодной воде и плохо — в горячей. Отсюда делаем вывод — чтобы получить соляную кислоту нужно получить хлороводород и растворить его в холодной воде, чем холоднее вода тем более концентрированная кислота получится, максимально

    Ингредиенты для получения:
    1. Серная кислота H2SO4 . Если нет концентрированной, можно использовать электролит для свинцовых аккумуляторов плотностью 1,28 или 1,40 (корректирующий).
    2. Хлорид натрия (поваренная соль) лучше каменную соль, не очищенную, без каких либо добавок (йод и т.д.) В общем самую дешевую.

    Получение:
    1. Упаривание электролита если нет концентрированной серной кислоты. Берем электролит, наливаем в любую подходящую колбу, лучше плоскодонную коническую Эрленмеера, бросаем пару – тройку кусочков неглазурованного фарфора или просто кусочки битого красного кирпича (для спокойного кипения без выбросов пара). Колбы ставим в сковороду с речным песком и упариваем на обычной газовой плите. При этом за процессом желательно следить, как только пар, выходящий из колбы станет едким и вонючим, процесс прекращаем. Охлаждаем, переливаем в емкость для хранения. Теперь у нас есть серная кислота концентрацией 75-85%.
    2. Собираем прибор для перегонки как на рисунке ниже, для этого нам понадобится колба Вюрца и большая воронка, чем больше тем лучше, желательно прозрачную, чтобы через нее было видно уровень жидкости в которую воронка погружена. Так же как и с серной кислотой колбу ставим в сковороду с песком, немного закапываем ее, но чтобы между дном сковороды и дном колбы оставалась прослойка песка, иначе лопнет. Отвод колбы соединяем с воронкой резиновым или ПВХ шлангом. Воронку опускаем в широкий плоский сосуд вверх носиком, к которому подсоединена трубка от колбы, сосуд желательно стеклянный, пройдитесь по магазинам и купите что-нибудь подходящее. Почему должен быть именно стеклянный? — Стекло хорошо проводит тепло и не разъедается кислотами. Этот сосуд ставим в таз с холодной водой и добавляем снег или лед для охлаждения первого сосуда — приемника. Помните — чем холоднее вода для кислоты тем лучше растворяется в ней хлороводород.
    3. Загружаем в колбу Вюрца поваренную соль и заливаем кислотой (кислоту лучше вливать не сразу, а по частям), закрываем пробкой, наливаем в приемник воды, при том столько, что бы при засасывании ее в воронку при растворении хлороводорода она не переплеснулась в колбу Вюрца, т.е. меньше объема воронки. Нагреваем. Сначала из вод воронки будут выходить пузыри, это воздух расширяется, но потом если сильно греете может пойти и не успевший раствориться хлороводород, так что за температурой лучше следить. По этой же причине нельзя вливать всю серную кислоту сразу. Смотря как собран прибор, если герметично — можно дома, если воняет, лучше на улице или в мастерской. В результате выделяющийся хлороводород растворяется в воде в приемнике, получается кислота. Все просто.

    Как видите процесс еще доступнее, чем с азотной кислотой, единственное что понадобится — колба Вюрца, но как вы уже наверное догадались можно воспользоваться способом для жадных и использовать обычную бутылку с пробкой и трубкой для отвода хлороводорода.
    Рисунок не могу найти, самому рисовать некогда да и не в чем, выложу как откопаю.

    #2 Korobtsov

  • Пользователи
  • 1 196 сообщений
    • Пол: Мужчина
    • Город: Костанай

    Соляная кислота, иначе раствор хлороводорода HCI в воде.
    2NaCI + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCI[/center

    Как видите процесс еще доступнее, чем с азотной кислотой, единственное что понадобится — колба Вюрца, но как вы уже наверное догадались можно воспользоваться способом для жадных и использовать обычную бутылку с пробкой и трубкой для отвода хлороводорода.
    Рисунок не могу найти, самому рисовать некогда да и не в чем, выложу как откопаю.

    Насколько концентрированную кислоту можно получить таким способом?

    #3 Tim_

  • Соляная кислота электролит или нет
  • Пользователи
  • 146 сообщений
  • При должном усердии и аккуратности вплоть до такой, которую даже не сможете купить. Только зачем? 28-30% достаточно для любых нужд.

    #4 С ВИКТОР С

  • Пользователи
  • 133 сообщений
    • Пол: Мужчина
    • Город: Планета Земля

    1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

    1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

    Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

    Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

    Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

    α = .

    Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

    Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

    По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

    К сильным электролитам относятся:

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

    2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba ( OH )2 , Ca ( OH )2, Sr ( OH )2;.

    3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

    Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

    К слабым электролитам относятся:

    1) неорганические кислоты ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

    3) гидроксид аммония ( NH 4 OH );

    4) большинство органических кислот

    (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH);

    5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

    Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

    Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

    Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

    H2CO3H + + HCO3 – ,

    HCO3 – H + + CO3 2– .

    Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

    .

    Для диссоциации по второй ступени:

    .

    В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: KI = 4,3 × 10 –7 , KII = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда KI>KII>KIII> . , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

    Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

    Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

    KHCO 3 K + + HCO 3 – (первая ступень)

    HCO 3 – H + + CO 3 2– (вторая ступень).

    Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

    Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH – . Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

    FeOHCl 2 FeOH 2+ + 2 Cl – (первая ступень);

    FeOH 2+ Fe 3+ + OH – (вторая ступень);

    ( ZnOH )2 SO 4 2 ZnOH + + SO 4 2– (первая ступень);

    ZnOH + Zn 2+ + OH – (вторая ступень).

    Кислотами называют сложные вещества, молекулы которого состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

    Вспомним, что мы уже знаем о кислотах и их классификации.

    Мы выяснили, что классификаций кислот несколько, как и признаков классификации. Но какими бы разными они не были, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, которые и обуславливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (демонстрационный эксперимент кислота + индикаторы), взаимодействие с другими веществами. На прошлых уроках мы познакомились с вами с ТЭД, поэтому давайте запишем определение кислот с позиции этой теории.

    Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

    Самостоятельная работа с учебником: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 73. – рассмотреть классификацию кислот.

    Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

    Основные химические свойства рассматриваются в виде схемы представленной в учебнике:

    1. Кислота + металл → соль + водород

    Данные реакции идут при выполнении нескольких условий:

    если металлы стоят в ряду активности металлов до водорода;

    в результате реакции должна получаться растворимая соль, если образуется нерастворимая соль то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к металлу;

    нерастворимая кремниевая кислота не взаимодействует с металлами;

    особо взаимодействуют с металлами азотная и концентрированная серная кислоты, но об этом мы будем говорить в 9 классе.

    Al 0 + 6H + + 3SO4 2- = 2Al 3+ + 3SO4 2- + H2

    2. Кислота + основание → соль + вода (реакция нейтрализации)

    Эта реакция универсальна и протекает между любой кислотой и между любым основанием.

    НCl + NaOH = NaCl + Н2О

    H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + Н2О

    Реакцию между нерастворимым основанием и кислотой предлагается написать ребятам самостоятельно (молекулярное, полное и сокращённое ионное) первый составивший получает оценку:

    3. Кислота + оксид металла → соль + вода

    При составлении данного уравнения обратить внимание обучающихся на то, что оксиды металлов не являются электролитами, поэтому в ионном уравнении его записывают в молекулярном виде (мультимедийное учебное пособие “Химия.8 класс” №5, 6).

    CuO + 2H + = Cu 2+ + 2H2O

    Данный тип реакций идёт в случае образования растворимой соли, если образуется нерастворимая соль, то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к оксиду.

    4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль

    Взаимодействие кислот с солями типичная реакция обмена и протекает по тем же закономерностям, т.е. в случае образования осадка, газа или слабого электролита.

    Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами.

    Самостоятельная работа с учебником: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 74.

    Основные способы получения кислоты.

    — бескислородные кислоты получают взаимодействием водорода с неметаллами (с последующим растворением в воде):

    — — взаимодействие кислотных оксидов с водой:

    N2O5 + H2O = 2HNO3;

    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4;

    — — взаимодействие солей с кислотами (действием сильной или менее летучей кислоты на соль более слабой кислоты или более летучей кислоты):

    H2SO4 + NaCl(ТВ) = HCl + NaHSO4;

    Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl;

    — — окисление простых веществ:

    2P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;

    Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl.

    Вопросы для самоконтроля

    ¾ Дайте определение классу кислот.

    ¾ Кислот достаточно много, а можно ли их классифицировать.

    ¾ Какие вы знаете классификации.

    ¾ На какие группы делятся кислоты по составу, по основности, по силе (приведите примеры).

    ¾ Перечислите основные физические свойства, присущие практические всем неорганическим кислотам.

    ¾ Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

    а) CuO + HCl = …;
    б) Cu + HCl = …;
    в) CuSO4 + HCl = …;
    г) CuCO3 + HCl = …

    ¾ Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

    ¾ Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

    ¾ Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

    ¾ Отвечать на вопросы учебника: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 77.

    ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 14

    Дисциплина: Химия.

    Тема:Основания.

    Цель занятия: закрепить знания обучающихся о свойствах, способах получения и классификации оснований.

    Предметные: сформированность представлений о месте химии в современной научной картине мира; владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой;

    Метапредметные: использование различных источников для получения химической информации, умение оценить ее достоверность для достижения хороших результатов в профессиональной сфере;

    Личностные: готовность к продолжению образования и повышения квалификации в из­бранной профессиональной деятельности и объективное осознание роли хи­мических компетенций в этом;

    Норма времени:2 часа

    Вид занятия:Лекция.

    План занятия:

    1. Основания как электролиты, их классификация по различным признакам.

    2. Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Разложение нерастворимых в воде оснований.

    3. Основные способы получения оснований.

    Оснащение:Учебник.

    Литература:

    1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

    2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 — изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

    Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

    Тема 14. Основания.

    1. Основания как электролиты, их классификация по различным признакам.

    2. Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Разложение нерастворимых в воде оснований.

    Презентация по химии на тему «Сильные и слабые электролиты»

    Просмотр содержимого документа
    «Сильные и слабые электролиты»

    Соляная кислота электролит или нет

    Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации

    Соляная кислота электролит или нет

    Степень электролитической диссоциации

    Это отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу исходных молекул, введенных в раствор (или расплав).

    Соляная кислота электролит или нет Соляная кислота электролит или нет

    сильный электролит

    неэлектролит

    слабый электролит

    Соляная кислота электролит или нет

    Сильные электролиты

    • кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HМnO4);
    • основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba(OH)2 , Ca(OH)2, Sr(OH)2
    • соли, растворимые в воде

    Соляная кислота электролит или нетСоляная кислота электролит или нетСоляная кислота электролит или нет

    Слабые электролиты

    • неорганические кислоты (H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3 , HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HСlO и др.);
    • вода (H2O);
    • гидроксид аммония (NH4OH);
    • большинство органических кислот
    • (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH);
    • нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов

    Соляная кислота электролит или нетСоляная кислота электролит или нет

    Константа диссоциации

    Характеризует способность слабого электролита распадаться на ионы

    Соляная кислота электролит или нет

    При увеличении температуры степень диссоциации электролита увеличивается

    При увеличении концентрации электролита степень его диссоциации уменьшается

    Соляная кислота электролит или нет

    Закон разбавления Оствальда

    K = α 2 C/ 1- α

    α 1

    α 2 C

    Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора

    Вильгельм Оствальд (2.IX.1853 — 4.IV.1932)

    Соляная кислота электролит или нет

    Водородный показатель (рН) раствора

    Вода – очень слабый электролит. Из каждого миллиарда молекул воды только две распадаются на ионы:

    Н2О Н + ОН

    Произведение концентраций ионов водорода и гидрокисд-ионов в воде называют ионным произведением воды (Кв). При температуре 22˚С Кв – величина постоянная, численно равна 10ˉ¹⁴

    Кв = [Н]*[ОН]= 10ˉ¹⁴

    Соляная кислота электролит или нет

    Водородный показатель (рН) раствора

    Водородный показатель рН – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

    Существуют различные способы определения рН раствора. Для более точного определения рН служат электронные приборы, которые называют иономерами или рН-метрами. А примерную оценку кислотности водных растворов электролитов модно провести с помощью особых веществ – индикаторов (лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого, универсального индикатора).

    Соляная кислота электролит или нет

    Проверь себя

    Впишите недостающие слова:

    • Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах делятся на ______________ и ________________ .

    Процесс распада электролита на ионы называется __________________ ______________.

    В растворах электролиты диссоциируют на _______________ и ______________ ионы.

    2) Все соли – электролиты, CuSO4 – ___________ .

    Все растворимые основания – сильные электролиты,

    электролиты

    неэлектролиты

    электролитической диссоциацией

    положительные

    отрицательные

    сильный электролит

    Соляная кислота электролит или нет

    Проверь себя

    Покажите выигрышный путь, состоящий из названий веществ или растворов, которые:

    а) проводят электрический ток

    Хлорид натрия

    Раствор сахара

    Вода, насыщенная O 2

    Сульфат натрия

    Серная кислота

    Дисциллированная вода

    Азотная кислота

    Гидроксид натрия

    б) не проводят электрический ток

    Дисциллированная вода

    Минеральная вода

    Известковая вода

    Соляная кислота

    Раствор сахара

    Нитрат натрия (р-р)

    Гидроксид калия

    Карбонат кальция (тв.)

    Соляная кислота электролит или нет

    Проверь себя

    в) являются сильными электролитами

    Раствор аммиака в воде

    Гидроксид калия

    Серная кислота

    Соляная кислота

    Угольная кислота

    Дисциллированная вода

    Нитрат натрия (р-р)

    Карбонат кальция (тв.)

    Соляная кислота электролит или нет

    Проверь себя

    1. А) Электролиты 1) Кислоты

    Б) Неэлектролиты 2) Оксиды

    3) Простые вещества

    5) Основания

    2. А) Сильные электролиты 1) Азотная кислот

    Б) Слабые электролиты 2) Вода

    3) Гидроксид натрия

    4) Соляная кислота

    5) Гидроксид алюминия

    3. Электролиты: Ионы в растворе электролита:

    Ссылка на основную публикацию
    Adblock
    detector