Разъедает ли щелочь металл

Обновлено: 16.05.2024

Действие кислот и щелочей на разные металлы различно в зависимости от реакционной способности металла и концентрации кислоты или щелочи.

В разбавленных кислотах и щелочах металлы с более отрицательным потенциалом окисляются ионом водорода, вытесняя его из растворов. При этом протекают следующие реакции окисления - восстановления:

2 nH + + ne = n/2 Н₂

Эти реакции протекают с одинаковой скоростью, взаимно обуславливая друг друга, и могут быть реализованы как на одной и той же поверхности металла (и даже в одной материальной точке поверхности), так и на разных металлах, если они находятся в контакте. В последнем случае анодный процесс (реакция 1) будет протекать на металле с более отрицательным потенциалом, а катодный процесс (реакция 2) будет протекать преимущественно на металле с более положительным потенциалом.

В технических металлах и сплавах видимого разделения участков с анодными и катодными процессами не наблюдается, если поверхность однородна с точки зрения чистоты обработки, наклепа, наличия загрязнений и т.д. При погружении таких металлов в кислоту происходит выделение водорода со всей поверхности, объем которого эквивалентен количеству растворенного металла. Концентрированные кислоты (особенно горячие) являются более сильными окислителями, поэтому в них не устойчивы благородные металлы. Так, например, окисление в концентрированной серной кислоте может протекать до различной степени восстановления ее, в зависимости от реакционной способности металла, с выделением SO₂ и даже H₂S.

Азотная кислота в зависимости от концентрации и реакционной способности металла проходит следующие стадии восстановления:

Судить о количестве растворенного металла в таких кислотах по объему выделившихся газообразных продуктов трудно, так как состав газовой фазы является сложным и не остается постоянным в процессе окисления металла, поскольку некоторые газы хорошо растворяются в воде (SO₂, NO₂), а другие образуют комплексные соединения.

Для некоторых металлов концентрированные кислоты менее опасны, чем разбавленные. Например, серная кислота для железа, свинца и алюминия. Потому, что на их поверхности образуются нерастворимые соли, играющие роль защитных покрытий. В сильно разбавленных щелочах ввиду малой концентрации ионов водорода окисление происходит, главным образом, за счет кислорода по реакции (для двухвалентного металла):

Эта реакция идет с поглощением кислорода из воздуха.

Стойкость металлов в щелочах зависит от характера образующейся гидроокиси. Если гидроокись амфотерна, и может образовывать с гидроксид-ионом растворимый комплексный продукт, то металл будет неустойчив в щелочи. Такие гидроокиси образуют алюминий, цинк, олово, свинец и др.

Если гидроокиси металлов не амфотерны (гидроокиси никеля, магния), то они не растворяются в щелочных растворах, и поверхность металла пассивируется гидроокисной пленкой, предохраняющей его от окисления. В этом случае водород перестает выделяться, и коррозия не протекает.

Явление самопроизвольной пассивности наблюдается и при действии разбавленных кислот на некоторые сплавы, например, при действии серной кислоты концентрацией до 20 % на высокохромистые чугуны с добавками титана или соляной кислоты на высокохромистые чугуны с добавкой молибдена и т.п. Для этих сплавов характерным является интенсивное растворение ( и, соответственно, обильное выделение водорода). В начальные периоды испытания наблюдается замедление, и даже прекращение процесса через некоторое время. Время до наступления пассивного состояния зависит от состава сплава и концентрации раствора. Это время легко установить по прекращению выделения водорода, а также по изменению знака потенциала.

Объемный метод широко используют в лабораторной практике, когда нужно установить кинетику коррозионного разрушения металла или сплава в кислотах или щелочах, окисляющих ионом водорода. Измеряя объем водорода через равные промежутки времени, можно выяснить характер изменения скорости коррозии и установить способность металла к самопроизвольному пассивированию в данных условиях.

Количество выделившегося водорода, являющегося мерой скорости коррозии, зависит от суммарноготока, возникшего в коррозионной системе.

Предполагая, что токи, протекающее через микроэлементы, равны между собой, объём выделившегося водорода будет пропорциональным количеству микропор, имеющихся на поверхности металла, т. е. его неоднородности.

Величина тока, протекающего через каждый микроэлемент, пропорционально разности потенциалов, установившихся в процессе растворения между анодным и катодным участками.

Введение в сплав легирующих элементов, вызывающих пассивацию сплава должно вызвать увеличение перенапряжения выделение водорода на микрокатодах и уменьшение скорости коррозии.

Увеличение структурной неоднородности и образование ликокатодов с малым перенапряжение выделяющего водорода должно вызвать увеличение количества выделившегося водорода, т. е. скорость коррозии.

Этот метод позволяет непрерывно следить за изменением скорости коррозии.

Выполнение работы

Пред проведением работ необходимо ознакомится:

1. с влиянием примесей и присадок на коррозионную устойчивость металлов в кислотах;

2. с объёмны методом определения скорости коррозии;

3. с оценкой коррозионной стойкости металлов.

1-й вариант. Наблюдения за объемом выделяющегося водорода можно производить с помощью бюретки, опущенной в стакан. В первом случае нижняя часть бюретки соединяется с воронкой, под которую помещаем испытуемый образец. Раствор наливаем в стакан с помощью водоструйного насоса, засасываем его в бюретку до метки. Затем бюретку отключаем от насоса и производим запись показаний уровня жидкости в ней через 10 минут.

Опыт производят на двух образцах. Желательно иметь сплавы с различной способностью к самопроизвольному пассивированию. Взвешенные на аналитических весах образцы помещают в стакан, куда наливают раствор.

Можно начинать опыт, отсчитывая объем выделяющегося водорода. Длительность испытания - 1,5 часа. По окончании испытания образцы необходимо взвесить на тех же аналитических весах и с той же точностью. Потерю в весе выразить в г/(м 2 ч), произвести оценку стойкости металла по 10-бальной шкале. В том случае если сплав перешел в пассивное состояние в процессе испытания, необходимо определить время коррозии, а весовые потери разделить не на все время испытания, а на то, в течение которого происходило растворение.

По данным наблюдений построить графики:

1. Объем водорода, отнесенный к единице поверхности S - время в мин.

2. Изменения относительного объема водорода во времени V - время в мин. Для построения первого графика необходимо объем водорода, полученный за каждый отсчет, разделить на поверхность образца.

Для построения второго графика необходимо найти разницу показаний относительно объема водорода между ближайшими отсчетами и разделить на время между отсчетами (10 мин).

По общему объему водорода, выделившегося за время опыта, можно вычислить весовые потери в граммах, пользуясь уравнением:

где М – атомная масса металла

n- валентность металла

V –объем выделившегося водорода, мл

V_H₂ – измеренный объем водорода, мл

t – температура раствора, о С.

Задание:

1. Опишите процессы, которые вы наблюдали.

2 Оцените стойкость металла в данной агрессивной среде

3 Сделайте заключение о целесообразности использования сплава в данной среде.

2-й вариант. Для определения скорости коррозии по выделению водорода широко применяется метод, при котором водород вытесняет раствор, объём которого измеряется.

Выделяющийся водород вытесняет из герметически закрытой бутылки кислоту, которая капает в бюретку; объём вытесненной жидкости соответствует объёму выделившегося водорода.

Образцами для испытаний служат:

- серый чугун – феррит + перлит + зеерлит ;

- сталь 0,4% - феррит + перлит

- хромистая сталь с 12% Cr – твёрдый раствор + карбиды;

- хромоникелевая сталь с 8% Ni + 18% Cr – аустенит;

Образцы с измеренной поверхностью должны быть зачищены наждачной бумагой, тщательно обезжирены содой, промыты в проточной воде и вытерты фильтровальной бумагой. Опыт проводят в установке, изображенной на рисунке

Подготовленные образцы М помещают в стеклянные держатели, которые подвешивают на стеклянные крючки, укреплённые в пробке Б.

. В склянки с тубусом наливают 5% - ную Н₂SO₄, пробку Б и кран А плотно закрывают, после чего открывают зажим Е, из которого при этом вытекает в бюретку небольшое количество раствора. Зажим Е в дальнейшем при работе оставляют открытым.

Загрузив образец, записывают уровень жидкости в бюретке – этот момент и является началом опыта.

В дальнейшем в течение 100 мин такую запись повторяют каждые 20 мин.

После окончания опыта закрывают зажимы Е и вынимают образцы с пробками.

. Образцы хорошо ополаскивают водой и вытирают

Результаты опытов записывают по форме.

Результаты опытов т. е. объём выделившегося водорода в см 3 относят к единице поверхности образцов и выражают в см 3 /см 2 .

Кроме того, результаты опытов оформляются в виде диаграмм, показывающие зависимость количества выделившегося водорода с единицы поверхности образца ΔV ( см 3 /см 2 ) от продолжительности испытания для каждого образца τ.мин.

Зная объём водорода, выделившегося за время опыта, можно вычислить весовые потери корродировавших образцов.

При вычислении исходят из того, что при растворении одного грамм-эквивалента металла выделившегося при нормальных условиях 11,2л. водорода.

Условно принимаем, что во всех взятых для испытания образцах происходит растворение железа.

Характеризую коррозионную устойчивость испытанных образцов по шкале коррозионной стойкости ( таблица 3).

Действие кислот и щелочей на металлы и сплавы

Химические свойства щелочных металлов

При обычных условиях s-металлы находятся в кристаллическом состоянии. Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).Щелочные металлы обладают высокой теплопроводностью и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки. Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.

Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней.

В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.

Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов - твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды - твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Химические свойства щелочных металлов

Все щелочные металлы взаимодействуют:

- с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий.

Уравнение реакции в общем виде:

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду

-взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):

-при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.).

- способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:

- с солями, происходит по следующему принципу – вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов, выше) из их солей:

3Na + AlCl₃ = 3NaCl + Al

- с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.

- с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:

Название	Ат. №	Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	изотопы (%)
Li	Литий Lithium [от греч. Lithos — камень]	6,941	2s	Li+ 78,	6Li (7,5) 7Li* (92,5)
Na	Натрий Sodium [англ. Soda; лат. Natrium	22,9898	3s	Na+ 98,	23Na* (100)
К	Калий Potassium [англ. Potash; лат. Kalium]	39,0983	4s	K+ 133,	39K* (93,26) 40К (0,012) 41 К* (6,73)
Rb	Рубидий Rubidium [от лат. rubidius — глубокого красного цвета]	37	85,4678	5s	Rb+ 1,49,	185Rb* (72,17) 87Rb* (27,83)
Cs	Цезий Cesium [от лат. Caesius — небесно-голубой]	55	132,905	6s	Cs+ 165,	133Сз* (100)
Fr	Франций Francium [в честь Франции]	7s	Fr+ 180	223Fr* (следы)

Литий (Li) имеет среди всех металлов самую низкую плотность — 0,53 г/см3, с небольшой активностью реагирует с кислородом и водой. Является стратегическим металлом оборонной промышленности. Применяется в виде сплавов с Аl и Mg в производстве водородных бомб, в составе смазочных масел, эмалей, аккумуляторов, стекла; используется в медицине. Литий из щелочных металлов наиболее токсичен. Препарат Li2СO3 используют в медицине для лечения маниакально-депрессивного психоза. При длительном воздействии препарат нарушает функции почек и ЦНС. Поэтому повышенное содержание Li в крови и моче считают признаком нарушения функции почек.

Натрий (Na) — мягкий металл, серебристо-белого цвета, на срезе быстро окисляющийся. Бурно реагирует с водой. В больших количествах используется в промышленности, в частности, в теплообменниках ядерных реакторов; в составе NaCl широко применяется в пищевой и химической индустрии. Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия, из них 30% — в костях. Неорганические соли натрия растворимы в воде с образованием соответствующих ионов. Некоторые соли натрия с органическими кислотами, например, соли мочевой и винной кислот (ураты и тартраты) растворимы слабо. Na+ является основным межклеточным катионом, регулирующим электролитный гомеостаз, деятельность натриевых насосов, перенос через биомембраны аминокислот, Сахаров, анионов разной природы; поддерживающим осмотическое давление и рН среды, перенос в крови СO2 (в виде бикарбоната), гидратацию белков, растворимость (солюбилизацию) органических кислот. Избыток натрия в пище вызывает перегрузку систем электролитного гомеостаза и обезвоживание тканей организма.

Калий (К) — мягкий металл белого цвета, активно реагирующий с кислородом и водой. Используется в производстве удобрений, в химической промышленности, для варки стекла. Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 140 г калия, 98% — внутри клеток. К+ является важнейшим внутриклеточным катионом. Он необходим для поддержания нервно-мышечной возбудимости, внутриклеточного осмотического давления и рН, обеспечения сокращения мышц и проницаемости мембран клеток. Внеклеточный К+ стимулирует работу натриевого насоса. В натрий-калиевом насосе при некоторых физиологических процессах ионы К+ могут замещаться Rb+ и Cs+. Значительные количества последнего элемента могут появляться в организме после радиоактивного облучения.

По реакционной способности калий сходен с Na+. Na и К —2 основных металла, обеспечивающие электролитный гомеостаз. Оба элемента в живых организмах определяют осмотическое давление по обе стороны мембраны клеток и являются положительными противоионами для отрицательных анионов (Сl–, НРО42–, HCO3– и органических). В норме у человека соотношение ионов Na+/K+ в крови колеблется около значения 1,5. Снижение концентрации К+ в цельной крови и повышение в плазме связаны с нарушением проницаемости внешней мембраны клеток, обычно непроницаемой для К+, либо с нарушениями деятельности Na+/K+ - обменивающего насоса па внутренней мембране митохондрий. В нервных клетках такое нарушение работы этого насоса сопровождается нарушением мембранного потенциала нейронов и проведения по ним нервных импульсов. Изменения содержания ионов щелочных металлов отмечаются при многих неврологических заболеваниях. Однако К полезен лишь в умеренных дозах; его избыток в крови особенно часто наблюдается при заболеваниях почек. Длительное нарушение нормального соотношения Na+/K+ приводит к сердечнососудистым заболеваниям.

Рубидий (Kb) — примесный микроэлемент. В организме человека содержится около 0,3 мг рубидия, как правило, внутри клеток (аналогично К+). Может образовывать координационные соединения. Поскольку кинетика и механизм поглощения и участия в обмене сходны с К, изотоп 86Rb используют в исследованиях обмена К+. При дефиците К+ прием рубидия восстанавливает кислотно-щелочной баланс. Rb быстро выводится из организма через почки.

Цезий (Cs) — по биологическим свойствам сходен с К+. В организме человека может содержаться до 1,5 мг цезия. В медицине используют в качестве радиоактивной метки изотоп 137Cs (период полураспада t1/2 = 30 лет), а также стабильный изотоп 133Cs при магнитно-резонансной томографии. Считается нетоксичным.

Франций (Fr) — в природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах. Образуется в результате радиоактивного распада актиния (вместе с гелием). Из-за небольшого времени полураспада всех изотопов элемент изучен слабо. Должен быть токсичным из-за радиоактивности, хотя в организме человека не обнаружен.

IIК щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg). На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns 2 . Кроме Ве 1s2 2s2. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон. Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.

С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.

Бериллий (Be) — очень легкий, его сплав с медью сходен со сталью. В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий. На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.В эпоху нанотехнологии он необходим для атомной, электронной, электротехнической, авиационной и нефтегазовой промышленности. Be обладает некомпенсированным спином и высокой латентной токсичностью, хотя его атомная масса среди прочих металлов наименьшая. Он связан диагональным соотношением с Аl, и имеет с ним много общих свойств. Контакт с солями Be вызывает поражение кожи. Ион Ве2+ имеет малые размеры, но высокую плотность заряда. В организме он ингибирует фосфатазы, особенно щелочную, участвующую в процессах образования костей, а также ферменты, активируемые Mg2+ и К+, нарушает репликацию ДНК. Ионы Ве2+ образуют комплексы с тетраэдрическим расположением лигандов (КЧ = 4) с различной стереохимической конфигурацией.

Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be₃ Al₂ (SiO₃ )₆ , хризоберилл- Be(AlO₂ )₂ и фенакит- Be₂ SiO₄ .

Магний (Mg) в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная. Магний— по свойствам связан диагональным соотношением с Li. Абсолютно необходим для нормальной жизнедеятельности в виде иона Mg2+. Mg2+ необходим для нервно-мышечной передачи и мышечного сокращения. Наиболее часто недостаток магния (в норме содержащегося в плазме крови в концентрации 0,9 мМ) наблюдается при алкоголизме, сопровождаясь также накоплением Са2+. При избытке магния развиваются слабовыраженные токсические реакции. Прием больших количеств солей Mg2+ вызывает рвоту.

Название	Ат. №	Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
Be	Бериллий Beryllium [от греч. Beryllos — берилл]	9,012	2s2	Be2+ 34	9Be*(100)
Mg	Магний Magnesium [от Магнезия — полуостров в Греции]	24,305	3s2	Mg2+ 78	24Mg (78,99) 25Mg* (10) 26Mg (11,01)

Химические свойства

-Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:

Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.

Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:

2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca₂SiO₄ + Mg

- Взаимодействие с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)₂

Химические свойства металлов

Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s-элементов, d-элементов, f-элементов и частично – р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а) Взаимодействие металлов с водородом.

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды.

Например:

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б) Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха.

Пример:

в) Взаимодействие металлов с галогенами.

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

Пример:

В основном это ионные соединения: MeHal_n

г) Взаимодействие металлов с азотом.

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

д) Взаимодействие металлов с углеродом.

Соединения металлов и углерода – карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

Металлы – d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

1 Zn 0 + 4OH – – 2e = [Zn(OH)₄] 2– окисление

Zn 0 – восстановитель

1 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH – восстановление

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа – кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H₂SO_4(разб.), H₃PO₄, H₂S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H₂↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H₂SO_4(конц.), HNO_3(разб.), HNO_3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

H₂S↑ – c активными металлами

H₂SO₄ +6е S 0 ↓ – с металлами средней активности

SO₂↑ – c малоактивными металлами

HNO₃ +4,5e N₂O, N₂ – с металлами средней активности

NO – c малоактивными металлами

HNO_3(конц.) – NO₂↑ – c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаимодействии с кислотами II группы – степень окисления +3: Fe → Fe 3+ , Cr → Cr 3+ , при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

что такое щелочь?

Щёлочи — гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов. Все щелочи являются основаниями и потому иногда не совсем правильно щелочью или щелочным веществом называются любые основания.
Гидроксиды щелочных металлов (едкие щёлочи) представляют собой твердые, белые, очень гигроскопичные вещества. Щёлочи - сильные основания, очень хорошо растворимые в воде, причём реакция сопровождается значительным тепловыделением. Сила основания и расворимость в воде возрастает с увеличением радиуса катиона в каждой группе периодической системы. Кроме того, едкие щёлочи растворимы в этаноле и метаноле.
К щелочам относятся гидроксиды металлов подгрупп Iа и IIа периодической системы, например NaOH(едкий натр) , KOH (едкое кали) , Ba(OH)2 (едкий барит) . Едкие щелочи — тривиальное название гидроксидов лития LiOH, натрия NaOH, калия КОН, рубидия RbOH, и цезия CsOH.
Поглощают H2O и CO2 из воздуха. Щёлочи широко применяются в промышленности. Важное химическое свойство щелочей — способность образовывать соли в реакции с кислотами.
Получают путём электролиза хлоридов щелочных металлов или действием воды на оксиды щелочных металлов.
Примеры реакций: NaOH + HCl = NaCl +H2O

Щёлочь - вещестово, состоящее из металла и группы OH (гидроксогруппы) .
Щёлочь нейтрализет кистолу с получением воды и соли.

Гидроксид натрия (лат. Natrii hydroxidum; другие названия — каустическая сода, каустик, едкий натр, едкая щёлочь) — самая распространённая щёлочь, химическая формула NaOH. В год в мире производится и потребляется около 1860 миллионов тонн едкого натра.

Интересна история тривиальных названий как гидроксида натрия, так и других щелочей, название «едкая щёлочь» обусловлено свойством разъедать кожу, бумагу, и другие органические вещества, вызывая сильные ожоги. До XVII века щёлочью (фр. alkali) называли также карбонаты натрия и калия. В 1736 г. французский учёный А. Л. Дюамель дю Монсо впервые различил эти вещества: гидроксид натрия стали называть каустической содой, карбонат натрия — кальцинированной содой (по растению Salsola Soda из рода Солянка, из золы которого её добывали), а карбонат калия — поташем. В настоящее время содой принято называть натриевые соли угольной кислоты. В английском и французском языках слово sodium означает натрий, potassium — калий.

щелочью называется гидроксид, образованный ЩЕЛОЧНЫМ металлом и остатком -OH. ЩМе + OH. щелочные металлы находятся в первой группе главной подруппы ПСХЭ ( просто все вещества, стоящие в ряд ниже римской цифры 1 в периодической системе химических элементов Д. Менделеева)

Щёлочи — гидроксиды щелочных, щёлочноземельных металлов. К щелочам относят хорошо растворимые в воде основания. При диссоциации щёлочи образуют анионы OH− и катион металла.

Щёлочи (в русском языке происходит от слова «щёлок», возможно, производное от того же корня, что и др. -исл. «skola» — «стирать») — гидроксиды щелочных, щёлочноземельных металлов и некоторых других элементов, например, таллия

Читайте также: