Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen. Allgemeine physikalische und chemische Eigenschaften von Metallen. Metalle der Hauptuntergruppen der Gruppen I-III des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev

Morphologische Analyse eines Adjektivs

(6. KLASSE)

Ziele: - Kenntnisse über lexikalische, morphologische und syntaktische Merkmale Adjektivname; die Fähigkeit zur Vollendung entwickeln Morphologische Analyse Adjektiv nach Plan;

Entwickeln Kreative Fähigkeiten Studenten;

Fördern Sie Liebe und Respekt für die russische Sprache.

Während des Unterrichts.

1. Organisatorischer Moment. Der Lehrer gibt das Unterrichtsthema bekannt und legt Ziele fest.

2. Hausaufgaben überprüfen.

1) Briefdiktat.

Die Schüler schreiben Zahlen von 1 bis 20 auf, der Lehrer liest Sätze vor, die Schüler bestimmen die Kategorie des Adjektivs und bezeichnen es unter der entsprechenden Zahl mit einem Buchstaben (o – relativ, k – qualitativ, p – Possessiv).

1) Hasencharakter;

2) blauer Lampenschirm;

3) Holzgesims;

4) Steinobjekt;

5) toller Charakter;

6) die Zeitung von gestern;

7) Bärenhöhle;

8) unersättlicher Appetit;

9) trauriger Blick;

10) gefährlicher Wettbewerb;

11) Gänsefutter;

12) Goldring;

13) wundervoller Abend;

14) schlechtes Wetter;

15) klarer Himmel;

16) Lieblingsheld;

17) talentierter Künstler;

19) Wintermorgen;

20) Neuschnee.

2) Die Aufgabe ist differenzierter Natur (▲ – Reproduktionsebene, ● – Produktivitätsebene, ☺ – kreative Ebene).

A) ▲ Füllen Sie die Tabelle mit Ihren eigenen Beispielen aus:

Die Rolle von Adjektiven in einem Satz

Mitglieder des Satzes

B) ● Sätze aufschreiben, Schreibweisen angeben, die Kategorie der Adjektive bestimmen, produzieren Parsing erster Satz.

Geschnüffelter (H, h)Ficker

Der obdachlose Hund hat Hunger

Und irgendwie habe ich mich verlaufen

Vor der Hunde(?)-Mode.

(S. Michalkow)

In (R, r) Russland ist es frostig

Ra...stieß die Bäume

Und sie zeichnen auf Glas

Schwanenfedern.

(A. Tschepurow)

C) ☺ Wörter und Sätze werden an die Tafel geschrieben, mit denen die Schüler ein kurzes Gedicht „Heute im Unterricht“ schreiben müssen, dann die Adjektive finden und ihre Kategorie bestimmen müssen.

Referenzmaterialien: Februar, guter Tag, Unterrichtsstunde, schlechte Note, Hausaufgaben.

2. Neues Material.

1) Die Schüler schreiben Beispiele auf, erledigen eine Aufgabe und finden dadurch ein neues Wort.

A) Schreiben Sie den Satz auf, finden Sie die Definition und markieren Sie das Präfix darin:

Er war ein ruheloser Mann.

B) Schreiben Sie einen Satz auf und finden Sie die Wurzel im Prädikat:

Segler haben keine Angst vor Stürmen.

B) Fügen Sie ein Adjektivsuffix hinzu charmant.

D) Fügen Sie das Ende der Definition hinzu:

Ein riesiger Ball stieg in die Luft.

D) Mit dem empfangenen Wort furchtlos einen Satz bilden.

2) Die Schüler lesen ihre Sätze, der Lehrer schreibt einen davon an die Tafel und analysiert gemeinsam mit den Schülern das Adjektiv furchtlos.

3) Die Schüler bestätigen ihre Schlussfolgerungen, indem sie den Absatz lesen.

3. Konsolidierung.

1) Der Lehrer liest ein Gedicht des georgischen Dichters I. Grishashvili. Die Schüler schreiben kommentierend den ersten Vierzeiler des Gedichts auf und führen eine morphologische Analyse der Adjektive durch (1 Schüler arbeitet an der Tafel).

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2) Schriftliche Durchführung von Lehrbuchübungen.

4. Hausaufgaben .

Einen Absatz aus einem Lehrbuch lesen, Übungen machen. 2-3 Schüler erhalten die Aufgabe, 3 Adjektive aus dem ersten Absatz von Platonows Geschichte „Kuh“ aufzuschreiben und eine morphologische Analyse dieser durchzuführen.

Die Struktur von Metallatomen bestimmt nicht nur die Eigenschaften physikalische Eigenschaften einfache Stoffe - Metalle, aber auch ihre gemeinsamen Chemische Eigenschaften.

Mit großer Vielfalt sind alle chemischen Reaktionen von Metallen Redoxreaktionen und können nur zwei Arten haben: Kombination und Substitution. Metalle sind dazu in der Lage chemische Reaktionen Elektronen abgeben, d. h. als Reduktionsmittel wirken und nur in den resultierenden Verbindungen auftreten positiver Abschluss Oxidation.

IN Gesamtansicht Dies kann durch das Diagramm ausgedrückt werden:
Me 0 – ne → Me +n,
wobei Me ein Metall ist – eine einfache Substanz, und Me 0+n ein Metall, ein chemisches Element in einer Verbindung.

Metalle sind in der Lage, ihre Eigenschaften zu verschenken Valenzelektronen Atome von Nichtmetallen, Wasserstoffionen, Ionen anderer Metalle und reagieren daher mit Nichtmetallen - einfache Substanzen, Wasser, Säuren, Salze. Allerdings variiert die Reduktionsfähigkeit von Metallen. Die Zusammensetzung der Reaktionsprodukte von Metallen mit verschiedenen Stoffen hängt von der Oxidationsfähigkeit der Stoffe und den Bedingungen ab, unter denen die Reaktion abläuft.

Bei hohe Temperaturen Die meisten Metalle verbrennen in Sauerstoff:

2Mg + O2 = 2MgO

Lediglich Gold, Silber, Platin und einige andere Metalle oxidieren unter diesen Bedingungen nicht.

Viele Metalle reagieren ohne Erhitzen mit Halogenen. Beispielsweise entzündet Aluminiumpulver, wenn es mit Brom vermischt wird:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Bei der Wechselwirkung von Metallen mit Wasser entstehen in manchen Fällen Hydroxide. Sehr aktiv, wenn normale Bedingungen mit Wasser interagieren Alkali Metalle sowie Kalzium, Strontium, Barium. Das allgemeine Schema dieser Reaktion sieht folgendermaßen aus:

Me + HOH → Me(OH) n + H 2

Andere Metalle reagieren mit Wasser beim Erhitzen: Magnesium beim Sieden, Eisen im Wasserdampf beim Rotkochen. In diesen Fällen werden Metalloxide erhalten.

Reagiert ein Metall mit einer Säure, ist es Teil des entstehenden Salzes. Wenn ein Metall mit sauren Lösungen interagiert, kann es durch in der Lösung vorhandene Wasserstoffionen oxidiert werden. Abgekürzt Ionengleichung Im Allgemeinen kann es wie folgt geschrieben werden:

Me + nH + → Me n + + H 2

Stärker oxidierende Eigenschaften Als Wasserstoffionen weisen die Anionen solcher sauerstoffhaltiger Säuren wie konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure auf. Daher reagieren Metalle, die nicht durch Wasserstoffionen oxidiert werden können, beispielsweise Kupfer und Silber, mit diesen Säuren.

Wenn Metalle mit Salzen interagieren, kommt es zu einer Substitutionsreaktion: Elektronen von den Atomen des ersetzenden – aktiveren Metalls – gehen auf die Ionen des ersetzten – weniger aktiven Metalls über. Dann ersetzt das Netzwerk Metall durch Metall in Salzen. Diese Reaktionen sind nicht reversibel: Wenn Metall A Metall B aus der Salzlösung verdrängt, verdrängt Metall B nicht Metall A aus der Salzlösung.

In absteigender Reihenfolge manifestiert sich die chemische Aktivität in den Reaktionen von Metallen, die sich gegenseitig verdrängen wässrige Lösungen In ihren Salzen befinden sich Metalle elektrochemische Reihe Spannungen (Aktivitäten) von Metallen:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Links in dieser Reihe befindliche Metalle sind aktiver und können die folgenden Metalle aus Salzlösungen verdrängen.

Wasserstoff ist in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen als einziges Nichtmetall enthalten, das Gemeinsamkeiten mit Metallen aufweist allgemeines Eigentum- positiv geladene Ionen bilden. Daher ersetzt Wasserstoff einige Metalle in ihren Salzen und kann selbst durch viele Metalle in Säuren ersetzt werden, zum Beispiel:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Metalle, die in der elektrochemischen Spannungsreihe vor Wasserstoff stehen, verdrängen ihn aus Lösungen vieler Säuren (Salzsäure, Schwefelsäure usw.), aber alle darauf folgenden Metalle, zum Beispiel Kupfer, verdrängen ihn nicht.

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Ziel der Arbeit: sich praktisch mit den charakteristischen chemischen Eigenschaften von Metallen unterschiedlicher Aktivität und ihren Verbindungen vertraut machen; Studieren Sie die Eigenschaften von Metallen mit amphoteren Eigenschaften. Redoxreaktionen werden mit der Elektron-Ionen-Balance-Methode ausgeglichen.

Theoretischer Teil

Physikalische Eigenschaften von Metallen. Unter normalen Bedingungen sind alle Metalle außer Quecksilber feste Stoffe, die sich im Härtegrad stark unterscheiden. Metalle sind Leiter erster Art und verfügen über eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Diese Eigenschaften sind mit der Struktur verbunden Kristallgitter, in deren Knoten sich Metallionen befinden, zwischen denen sich freie Elektronen bewegen. Durch die Bewegung dieser Elektronen erfolgt die Übertragung von Elektrizität und Wärme.

Chemische Eigenschaften von Metallen . Alle Metalle sind Reduktionsmittel, d.h. Bei chemischen Reaktionen verlieren sie Elektronen und werden zu positiv geladenen Ionen. Dadurch reagieren die meisten Metalle mit typischen Oxidationsmitteln wie Sauerstoff und bilden Oxide, die in den meisten Fällen die Oberfläche von Metallen in einer dichten Schicht bedecken.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 Ö- 2

Mg-2=Mg +2

UM 2 +4 =2О -2

Die reduzierende Aktivität von Metallen in Lösungen hängt von der Position des Metalls in der Spannungsreihe oder vom Wert des Elektrodenpotentials des Metalls ab (Tabelle). Je niedriger das Elektrodenpotential eines bestimmten Metalls ist, desto aktiver ist das Reduktionsmittel Ist. Alle Metalle können unterteilt werden in 3 Gruppen :

Aktive Metalle – vom Beginn der Spannungsreihe (d. h. von Li) bis Mg;

Metalle mit mittlerer Aktivität von Mg zu H;

Niedrigaktive Metalle – von H bis zum Ende der Spannungsreihe (bis Au).

Metalle der Gruppe 1 interagieren mit Wasser (dazu zählen vor allem Alkali- und Erdalkalimetalle); Die Reaktionsprodukte sind Hydroxide der entsprechenden Metalle und Wasserstoff, zum Beispiel:

2К°+2Н 2 O=2KOH+H 2 UM

K°-=K + | 2

2H + +2 =N 2 0 | 1

Wechselwirkung von Metallen mit Säuren

Alle sauerstofffreien Säuren (Salzsäure HCl, Bromwasserstoff HBr usw.) sowie einige sauerstoffhaltige Säuren (verdünnt). Schwefelsäure H 2 SO 4 , Phosphor H 3 PO 4 , Essigsäure CH 3 COOH usw.) reagieren mit Metallen der Gruppen 1 und 2, die in der Spannungsreihe bis zu Wasserstoff stehen. Dabei entsteht das entsprechende Salz und es wird Wasserstoff freigesetzt:

Zn+ H 2 ALSO 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

Konzentrierte Schwefelsäure oxidiert Metalle der Gruppen 1, 2 und teilweise 3 (bis einschließlich Ag) und reduziert sie dabei zu SO 2 – einem farblosen Gas mit stechendem Geruch, freier Schwefel fällt in Form eines weißen Niederschlags oder Schwefelwasserstoff H 2 S aus - ein Gas mit einem faulen Eiergeruch Je aktiver das Metall ist, desto stärker wird Schwefel reduziert, zum Beispiel:

| 1

| 8

Salpetersäure beliebiger Konzentration oxidiert fast alle Metalle, wodurch Nitrat des entsprechenden Metalls, Wasser und das Reduktionsprodukt N +5 entstehen (NO 2 – braunes Gas mit stechendem Geruch, NO – farbloses Gas mit stechendem Geruch, N 2 O – Gas mit narkotischem Geruch, N 2 ist ein geruchloses Gas, NH 4 NO 3 ist eine farblose Lösung). Je aktiver das Metall und je verdünnter die Säure, desto mehr Stickstoff wird in Salpetersäure reduziert.

Reagiert mit Alkalien amphoter Metalle, die hauptsächlich zur Gruppe 2 gehören (Zn, Be, Al, Sn, Pb usw.). Die Reaktion läuft durch die Verschmelzung von Metallen mit Alkali ab:

Pb+2 NaOH= N / A 2 PbO 2 +H 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

oder bei Wechselwirkung mit einer starken Alkalilösung:

Sei + 2NaOH + 2H 2 UM = N / A 2 +H 2

Be°-2=Sei +2 | 1

Es bilden sich amphotere Metalle amphotere Oxide und dementsprechend amphotere Hydroxide (reagieren mit Säuren und Laugen unter Bildung von Salz und Wasser), zum Beispiel:

oder in ionischer Form:

oder in ionischer Form:

Praktischer Teil

Erleben Sie Nr. 1.Wechselwirkung von Metallen mit Wasser .

Nehmen Sie ein kleines Stück Alkali- oder Erdalkalimetall (Natrium, Kalium, Lithium, Kalzium), das in einem Kerosingefäß aufbewahrt wird, trocknen Sie es gründlich mit Filterpapier und geben Sie es in einen mit Wasser gefüllten Porzellanbecher. Am Ende des Experiments einige Tropfen Phenolphthalein hinzufügen und das Medium der resultierenden Lösung bestimmen.

Wenn Magnesium mit Wasser reagiert, erhitzen Sie das Reaktionsrohr einige Zeit lang auf einer Alkohollampe.

Erlebnis Nr. 2.Wechselwirkung von Metallen mit verdünnten Säuren .

Gießen Sie 20 - 25 Tropfen einer 2N-Lösung aus Salz-, Schwefel- und Salpetersäure in drei Reagenzgläser. Lassen Sie Metalle in Form von Drähten, Stücken oder Spänen in jedes Reagenzglas fallen. Beobachten Sie die auftretenden Phänomene. Erhitzen Sie die Reagenzgläser, in denen nichts passiert, in einer Alkohollampe, bis die Reaktion beginnt. Riechen Sie vorsichtig am Reagenzglas mit Salpetersäure, um das freigesetzte Gas zu bestimmen.

Erlebnis Nr. 3.Wechselwirkung von Metallen mit konzentrierten Säuren .

Gießen Sie 20 - 25 Tropfen konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure (vorsichtig!) in zwei Reagenzgläser, senken Sie das Metall hinein und beobachten Sie, was passiert. Bei Bedarf können die Reagenzgläser vor Beginn der Reaktion in einer Alkohollampe erhitzt werden. Um die freigesetzten Gase zu bestimmen, schnüffeln Sie vorsichtig an den Röhrchen.

Experiment Nr. 4.Wechselwirkung von Metallen mit Alkalien .

Gießen Sie 20 – 30 Tropfen einer konzentrierten Alkalilösung (KOH oder NaOH) in ein Reagenzglas und geben Sie das Metall hinzu. Erwärmen Sie das Reagenzglas leicht. Beobachten Sie, was passiert.

Erfahrung№5. Quittung und Eigenschaften Metallhydroxide.

Gießen Sie 15-20 Tropfen Salz des entsprechenden Metalls in ein Reagenzglas und fügen Sie Alkali hinzu, bis sich ein Niederschlag bildet. Teilen Sie das Sediment in zwei Teile. Gießen Sie eine Salzsäurelösung in einen Teil und eine Alkalilösung in den anderen Teil. Notieren Sie die Beobachtungen, schreiben Sie Gleichungen in molekularer, vollständig ionischer und kurzionischer Form und ziehen Sie Schlussfolgerungen über die Natur des resultierenden Hydroxids.

Gestaltung der Arbeit und Schlussfolgerungen

Schreiben Sie Elektronen-Ionen-Gleichgewichtsgleichungen für Redoxreaktionen und schreiben Sie Ionenaustauschreaktionen in molekularer und ionenmolekularer Form.

Schreiben Sie in Ihren Schlussfolgerungen auf, zu welcher Aktivitätsgruppe (1, 2 oder 3) das von Ihnen untersuchte Metall gehört und welche Eigenschaften – basisch oder amphoter – sein Hydroxid aufweist. Begründen Sie Ihre Schlussfolgerungen.

Laborarbeit Nr. 11

Aufgrund der Anwesenheit freier Elektronen („Elektronengas“) im Kristallgitter weisen alle Metalle die folgenden charakteristischen allgemeinen Eigenschaften auf:

1) Plastik– die Fähigkeit, die Form leicht zu ändern, sich zu Draht zu dehnen und zu dünnen Blechen zu rollen.

2) Metallischer Glanz und Opazität. Dies ist auf die Wechselwirkung freier Elektronen mit auf das Metall einfallendem Licht zurückzuführen.

3) Elektrische Leitfähigkeit. Dies wird durch die gerichtete Bewegung freier Elektronen vom negativen zum positiven Pol unter dem Einfluss einer kleinen Potentialdifferenz erklärt. Beim Erhitzen nimmt die elektrische Leitfähigkeit ab, weil Mit zunehmender Temperatur verstärken sich die Schwingungen der Atome und Ionen in den Knoten des Kristallgitters, was die gerichtete Bewegung des „Elektronengases“ erschwert.

4) Wärmeleitfähigkeit. Sie wird durch die hohe Beweglichkeit freier Elektronen verursacht, wodurch sich die Temperatur über die Masse des Metalls schnell ausgleicht. Die höchste Wärmeleitfähigkeit weisen Wismut und Quecksilber auf.

5) Härte. Am härtesten ist Chrom (schneidet Glas); Die weichsten Alkalimetalle – Kalium, Natrium, Rubidium und Cäsium – werden mit einem Messer geschnitten.

6) Dichte. Je kleiner es ist, desto kleiner ist es Atommasse Metall und größerer Atomradius. Am leichtesten ist Lithium (ρ=0,53 g/cm3); Am schwersten ist Osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 gelten als „Leichtmetalle“.

7) Schmelz- und Siedepunkte. Das am besten schmelzbare Metall ist Quecksilber (Schmelzpunkt = -39°C). feuerfestes Metall– Wolfram (Temperatur = 3390°C). Metalle mit Schmelztemperatur Über 1000 °C gelten sie als feuerfest, darunter als niedrig schmelzend.

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Starke Reduktionsmittel: Me 0 – nē → Me n +

Eine Reihe von Spannungen charakterisieren die relative Aktivität von Metallen bei Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen.

1. Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen

1) Mit Sauerstoff:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Mit Schwefel:
Hg + S → HgS

3) Mit Halogenen:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Mit Stickstoff:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Mit Phosphor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Mit Wasserstoff (nur alkalisch und Erdalkalimetalle):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

2. Reaktionen von Metallen mit Säuren

1) Metalle in der elektrochemischen Spannungsreihe bis H reduzieren nichtoxidierende Säuren zu Wasserstoff:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Mit oxidierenden Säuren:

Wenn Salpetersäure jeglicher Konzentration und konzentrierte Schwefelsäure mit Metallen interagieren Wasserstoff wird niemals freigesetzt!

Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser

1) Aktive Form (Alkali- und Erdalkalimetalle). lösliche Base(Alkali) und Wasserstoff:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metalle mittlerer Aktivität werden durch Wasser beim Erhitzen zu einem Oxid oxidiert:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) – reagieren nicht.

4. Verdrängung weniger aktiver Metalle durch aktivere Metalle aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

In der Industrie werden oft keine reinen Metalle, sondern Mischungen daraus verwendet – Legierungen, bei dem die vorteilhaften Eigenschaften eines Metalls durch die vorteilhaften Eigenschaften eines anderen Metalls ergänzt werden. Daher hat Kupfer eine geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen ungeeignet, während Legierungen aus Kupfer und Zink ( Messing) sind bereits recht hart und werden im Maschinenbau häufig eingesetzt. Aluminium weist eine hohe Duktilität und ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte) auf, ist jedoch zu weich. Darauf aufbauend wird eine Legierung mit Magnesium, Kupfer und Mangan hergestellt – Duraluminium (Duraluminium), das, ohne zu verlieren nützliche Eigenschaften Aluminium, erhält eine hohe Härte und wird für den Flugzeugbau geeignet. Eisenlegierungen mit Kohlenstoff (und Zusätzen anderer Metalle) sind weithin bekannt Gusseisen Und Stahl.

Freie Metalle sind Restauratoren. Jedoch Reaktivität Manche Metalle sind klein, weil sie beschichtet sind Oberflächenoxidfilm, V unterschiedliche Grade resistent dagegen chemische Reagenzien, wie Wasser, Lösungen von Säuren und Laugen.

Blei ist beispielsweise immer mit einem Oxidfilm bedeckt; sein Übergang in Lösung erfordert nicht nur die Einwirkung eines Reagenzes (z. B. verdünnte Salpetersäure), sondern auch Erhitzen. Der Oxidfilm auf Aluminium verhindert die Reaktion mit Wasser, wird jedoch durch Säuren und Laugen zerstört. Lockerer Oxidfilm (Rost), gebildet auf der Oberfläche von Eisen während feuchte Luft, beeinträchtigt die weitere Oxidation von Eisen nicht.

Unter dem Einfluss konzentriert Auf Metallen bilden sich Säuren nachhaltig Oxidfilm. Dieses Phänomen nennt man Passivierung. Also konzentriert Schwefelsäure Metalle wie Be, Bi, Co, Fe, Mg und Nb werden passiviert (und reagieren dann nicht mit Säure) und in konzentrierter Salpetersäure - Metalle A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Do und U.

Bei der Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln in sauren Lösungen wandeln sich die meisten Metalle in Kationen um, deren Ladung bestimmt wird durch nachhaltiger Abschluss Oxidation dieses Elements in Verbindungen (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ und Fe 3+)

Die reduzierende Aktivität von Metallen in einer sauren Lösung wird durch eine Reihe von Spannungen übertragen. Die meisten Metalle werden mit Salz- und verdünnter Schwefelsäure in Lösung gebracht, Cu, Ag und Hg jedoch nur mit Schwefelsäure (konzentriert) und Salpetersäuren, und Pt und Ai – „königlicher Wodka“.

Metallkorrosion

Eine unerwünschte chemische Eigenschaft von Metallen ist ihre Korrosion, d.h. aktive Zerstörung(Oxidation) bei Kontakt mit Wasser und unter dem Einfluss von darin gelöstem Sauerstoff (Sauerstoffkorrosion). Beispielsweise ist die Korrosion von Eisenprodukten in Wasser weithin bekannt, wodurch sich Rost bildet und die Produkte zu Pulver zerfallen.

Korrosion von Metallen kommt auch in Wasser aufgrund der Anwesenheit der gelösten Gase CO 2 und SO 2 vor; geschaffen saure Umgebung, und H + -Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 ersetzt ( Wasserstoffkorrosion).

Der Kontaktbereich zwischen zwei unterschiedlichen Metallen kann besonders korrosiv sein ( Kontaktkorrosion). Ein galvanisches Paar entsteht zwischen einem Metall, beispielsweise Fe, und einem anderen Metall, beispielsweise Sn oder Cu, in Wasser. Der Elektronenfluss verläuft vom aktiveren Metall, das in der Spannungsreihe links steht (Re), zum weniger aktiven Metall (Sn, Cu), und das aktivere Metall wird zerstört (korrodiert).

Dadurch rostet die verzinnte Oberfläche. Blechdosen(mit Zinn beschichtetes Eisen), wenn es in feuchter Atmosphäre gelagert und unvorsichtig behandelt wird (Eisen verschlechtert sich schnell, selbst wenn nur ein kleiner Kratzer auftritt, wodurch das Eisen mit Feuchtigkeit in Berührung kommt). Im Gegenteil, die verzinkte Oberfläche eines Eiseneimers rostet lange Zeit nicht, denn auch bei Kratzern korrodiert nicht das Eisen, sondern das Zink (ein aktiveres Metall als Eisen).

Die Korrosionsbeständigkeit eines bestimmten Metalls erhöht sich, wenn es mit mehr beschichtet wird aktives Metall oder wenn sie verschmolzen sind; So verhindert die Beschichtung von Eisen mit Chrom oder die Herstellung einer Legierung aus Eisen und Chrom die Korrosion von Eisen. Verchromtes Eisen und chromhaltiger Stahl ( Edelstahl), weisen eine hohe Korrosionsbeständigkeit auf.