khimia

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

О́смос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). Осмотическое давление— избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

Закон Вант-Гоффа осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Коллоидными растворами называются гетерогенные дисперсные системы, в которых частицы «растворенного» вещества обладают ультрамикроскопической (коллоидной) степенью дробления. Поперечник частиц дисперсной фазы в этих системах лежит в пределах 1 -100 нм.

Свойства и применение коллоидных растворов являются гетерогенными, многофазными (в простейшем случае двухфазными) системами, в отличие от истинных растворов, которые являются гомогенными, однофазными системами. Условием их образования является нерастворимость (или очень малая растворимость) вещества одной фазы в веществе другой. Дисперсная фаза в коллоидных растворах находится в сильно раздробленном состоянии, в котором отдельные частицы являются не молекулами, а агрегатами, состоящими из множества молекул. Диаметр частиц — от 1 ммк до 0,1 мк.

В медицинской практике коллоидные растворы лекарственных веществ применяются в форме жидких лекарств для наружного применения, капель и микстур, редко — для инъекционного введения. Свойства коллоидных растворов. По внешнему виду и некоторым свойствам коллоидные растворы похожи на обычные растворы солей и других, веществ. После фильтрации через плотную фильтровальную бумагу коллоидные растворы остаются прозрачными, не оставляют на ней осадка, их можно разбавлять водой или до известного предела сгущать без появления осадка и т. д. Коллоидные растворы резко отличаются по своим свойствам от истинных растворов. В отличие от истинных растворов, одинаково прозрачных при рассматривании их как в проходящем, так и в отраженном свете, коллоидные растворы способны рассеивать свет (опалесцировать). Опалесценция становится особо заметной при рассматривании раствора в отраженном свете (явление Фарадея—Тиндаля). Коллоидные растворы в отличие от истинных очень медленно диффундируют. Отличаются они от истинных растворов и малой величиной осмотического давления.

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, соотношения между которыми могут меняться. Одним из компонентов растворов является растворитель, другим компонентом - растворенное вещество. В рамках дисциплины рассматриваются только двухкомпонентные водные растворы, т.е. растворы, состоящие из растворителя /воды/ и одного растворенного вещества. Количественный состав раствора определяется концентрацией, т.е. относительным содержанием в нем растворенного вещества. В зависимости от количества растворенного вещества различают несколько типов растворов: Насыщенным раствором является такой раствор, который содержит максимально возможное (при t - const) количество грамм растворенного вещества на 100 г Н₂О. Раствор, концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора при данных условиях, называется ненасыщенным раствором. Перенасыщенный раствор-раствор, в котором при заданной температуре и давлении концентрация растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе. Неустойчивая однофазовая система: внесение кристалла растворенного вещества или встряхивание вызывает кристаллизацию. Концентрированным раствором называется раствор с высоким содержанием растворенного вещества. Раствор, содержащий малое количество растворенного вещества, называется разбавленным. Понятие «насыщенный раствор» и «концентрированный раствор» не следует путать. Насыщенные растворы хорошо растворимых веществ (хлориды натрия, калия и т.д.) являются и концентрированными растворами. Насыщенные растворы малорастворимых соединений (хлорид серебра) являются сильно разбавленными. Существует несколько способов выражения концентрации растворов: процентная, молярная, нормальная и т.д. Процентная концентрация показывает, сколько грамм вещества содержится в 100 граммах раствора. Молярность показывает, сколько моль вещества содержится в 1 л (1000мл) раствора. C_M=ν/V, где ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л. Нормальность показывает, сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1л (1000мл) раствора. C_Н =ν*z/V, где ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л; z — число эквивалентности. Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы. Моляльность — количество растворённого вещества (число молей) в 1 кг растворителя. Измеряется в молях на кг. m=ν/m₂, где ν — количество растворённого вещества, моль; m₂ — масса растворителя, кг. Титр—масса растворённого вещества в 1 мл раствора. T=m₁/V, где m₁ — масса растворённого вещества, г; V — общий объём раствора, мл;

Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка. Основания - вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−. Соли -- вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды. Кислота -HCl (кислотный остаток Cl-): HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- Основание -- NaOH:

NaOH ↔ Na+ + OH- Реакция нейтрализации (соль - NaCl): HCl + NaOH = NaCl + H2O. Критерии протекания реакции. Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции. Количественные характеристики Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K. Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]. Для основания MOH K = [M+]·[OH-]/[MOH]. Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10-14 (ионное произведение воды). Область применимости. Она вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений. Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат -- пронная теория гораздо удобнее. Применимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами. кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп. Электролит. диссоциация—процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Cильные электролит. Электролиты, практически полностью диссоциирующие на ионы в водных растворах, называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: 1. Почти все соли. 2. Основания - гидроксиды щелочных и щелочно - земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RвOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂. 3. Кислоты: а) бескислородные- HCI, HBr, HI. б) кислородсодержащие- HCIO₄ , HMnO₄ , HCIO₃ , HBrO₃ , HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄. Для описания состояния ионов в растворе пользуются наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона α (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе С_М соотношением α=fC_M , где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина). Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах коэффициент активности иона зависит от заряда иона и ионной силы раствора I , которая равна полусумме произведений молярных концентрации каждого иона на квадрат его заряда z. I=1/2(C₁z₁²+C₂z₂²+ …C_nz_n²). Приближенно коэффициент активности ионов разбавленного растворе можно вычислить по формуле: lgf=-0.5z²√I. Сслабые электролиты. В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое полностью подчиняется закону действующих масс. Константа, протекающего при этом равновесного процесса, называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. Это отношение остается постоянным для раствора любой концентрации слабого электролита при одной и той же температуре.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность образования кислых и основных солей. Ступенчатая диссоциация сильных кислот не оказывает влияния на характер кривых титрования, которые имеют такой же 1вид, как и кривые одноосновных кислот. Так, на кривых титрования НС1 и H2SO4 наблюдается только одна точка эквивалентности. Соответственно ступенчатой диссоциации двух - и многоосновных кислот нейтрализация их протекает также по ступеням. Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены, чем последующие. Ступенчатой диссоциацией кислот объясняется образование кислых солей. Их ступенчатая диссоциация обусловливает образование кислых и основных солей. Продукты ступенчатой диссоциации следует рассматривать как комплексы. В растворе эти комплексы координационно насыщены за счет присоединения к центральному атому молекул растворителя. Продукты ступенчатой диссоциации координационно-насыщенных по данному лиганду соединений как комплексы были рассмотрены А. К. Бабко и Силленом. При ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу электролитической диссоциации.

Диссоциация воды. Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением H₂O<=>H⁺+OH^-. Константа диссоциации воды при 25 °C составляет K_W= [H⁺][OH^-]/ [H₂O]=1,86*10^-16. Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H+ и OH− мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C — 997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H2O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде [H⁺][OH^-]=10^-14.Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H+] = [OH−], можно записать [H⁺]=[OH^-]=10^-7. Водородный показатель воды, таким образом, равен pH=-lg[H⁺]=7,0.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− или H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: K=[H⁺][OH^-]/ [H₂O](1), где: [H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов); [OH−] — концентрация гидроксид-ионов; [H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде; Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8×10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: K[H₂O]= [H⁺][OH^-]

Водоро́дный показа́тель— мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH=-lg[H⁺]

Индика́тор— соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения. Виды индикаторов. Кислотно-основные индикаторы, Редокс-индикаторы, Ох- и Red-формы которых имеют различный цвет, Металлоиндикаторы, Адсорбционные индикаторы.

Закон разбавления Оствальда. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита НАН⁺+ А^-. Обозначим общую концентрацию слабого электролита НА через С моль/л, тогда концентрация ионов [Н⁺]=[А^-]=Сα моль/л, а концентрация недиссоциированной части электролита будет равна (С- Сα) моль/л, тогда константа диссоциации: K= [Н⁺][А^-]/[НА]=Сα Сα/C-Сα= Сα²/1-α, где α – степень диссоциации. Данное выражение является законом разбавления Оствальда. В тех случаях, когда степень диссоциации α << 0,1, при вычислениях, не требующих большой точности, можно принять, что С-Сα ≈ С или, то же самое, 1- α ≈ 1. Тогда K= Сα Сα/C или K=Cα², откуда α=√K/С.

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl, можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3− Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение Ag+ + Cl− = AgCl и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции. Условия необходимости ионных реакций:

невысокая температура; полярные растворители, способные к сольватации образующихся ионов. По характеру реагента, действующего на молекулу, ионные реакции делятся на электрофильные и нуклеофильные. Действие света или радиоактивного излучения не влияет на скорость реакций органических веществ имеющих ионную природу.

Гидро́лиз— один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде. Различают обратимый и необратимый гидролиз солей: 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):CO32− + H2O = HCO3− + OH− Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH. 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+, CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl. 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: 2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ), Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза— константа равновесия гидролитической реакции. В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: K_г=K_H2O/Ka, где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием: K_г=K_H2O/Kb, где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе. Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: K_г=K_H2O/Ka*Kb.

Поликонденсация — процесс синтеза полимеров из полифункциональных соединений, обычно сопровождающийся выделением низкомолекулярных побочных продуктов (воды, спиртов и т. п.) при взаимодействии функциональных групп. Молекулярная масса полимера, образовавшегося в процессе поликонденсации, зависит от соотношения исходных компонентов, условий проведения реакции.

Полимериза́ция— процесс образования высокомолекулярного вещества путём многократного присоединения молекул низкомолекулярного вещества к активным центрам в растущей молекуле полимера. Молекула мономера, входящая в состав полимера, образует т.наз. мономерное звено. Элементный состав мономера и полимера приблизительно одинаков. Обычно мономерами являются соединения, содержащие кратные связи, которые способны, раскрываясь, образовывать новые связи с другими молекулами, обеспечивая рост цепей. Механизм полимеризации обычно включает в себя ряд связанных стадий: инициирование — зарождение активных центров полимеризации;

рост цепи — процесс последовательного присоединения молекул мономеров к центрам;

передача цепи — переход активного центра на другую молекулу; разветвление цепи — образование нескольких активных центров из одного; обрыв цепи — гибель активных центров.

Произведение растворимости. В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе: BaSO₄ Ba²⁺ + SO₄^2-. Поскольку в растворах сильных электролитов состояние ионов определяется активностями, то выражение константы равновесия для данной системы имеет вид: K=α_Ba²⁺*α_SO4^2-/α_BaSO4. Активная концентрация сульфата бария в растворе есть величина постоянная, следовательно, произведение K* α_BaSO4является величиной постоянной при данной температуре и обозначается ПР. Таким образом, произведение активных концентраций α_Ba²⁺*α_SO4^2-также представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости и обозначаемую ПР:ПР_BaSO4= α_Ba²⁺*α_SO4^2-. Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (ПР) – есть величина постоянная при данной температуре. Если электролит малорастворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражениях для ПР может быть заменено на их молярные концентрации: ПР_BaSO4=[Ba²⁺]*[SO₄^2-].

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции—это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Виды окислительно-восстановительных реакций: Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl. Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl. Репропорционирование-реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3→N2O+2H2O.

Метод электронного баланса-метод уравнивания ОВР с использованием степеней окисления атомов. Этот метод справедлив для реакций в газовой фазе, реакции высокотемпературного разложения. Ионно-электронный метод-метод полуреакций-метод уравнивания ОВР, справедливый для реакций, протекающих в водных растворах с участием ионов: при записи полуреакций для окислителя и восстановителя записывают не элементы в соответствии степени окисления а ионы, реально существующие в рессматриваемых системах.

Важнейшие окислители и восстановители. Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления *. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7 и др.) или только восстановителями (NH3, H2S, галогеноводороды, Na2S2O3 и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H2O2, H2SO3 и др.).

Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в главных подгруппах и периодах периодической системы. Слева направо усиливаются окислительные свойства, а при движении сверху вниз-восстановительные свойства элементов. Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У "тяжелых" благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается "отобрать" электроны и получить их соединения с сильными окислителями, а для "легких" гелия, неона и аргона это осуществить не удается. В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу - самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада. По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их электроотрицательность возрастает тоже слева направо, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету. При перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы — мера способности химического вещества присоединять электроны. Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода:Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением: Aox + n·e− → Ared, то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста. Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

Направление окислительно-восстановительных реакций. Возможность протекания окислительно-восстановительных реакций в водном растворе в прямом или обратном направлении устанавливается в стандартных условиях по значениям стандартных потенциалов j° полуреакций восстановления: Окисленная форма + ne- = Восстановленная форма. Стандартные условия протекания реакции отвечают постоянству термодинамической температуры и давления системы. Любая температура может быть принята за стандартную, если она в ходе процесса остается постоянной. Чаще всего значением стандартной температуры считают 298,15 К.Стандартное давление в системе при отсутствии газообразных реагентов или продуктов равно 1 . 105 Па. Если в системе имеются газообразные реагенты и(или) продукты, давление каждого из них поддерживается равным 1 . 105 Па. В водном растворе добавляется требование по стандартной концентрации каждой окисленной и восстановленной формы: каждая из них должна быть равна 1 моль/л.

Электрохимический ряд напряжения металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается). Металл, находящийся в ряду напряжений левее водорода, способен вытеснить водород из кислот или солей.