Ćwiczenie nr 3
SZEREG NAPIĘCIOWY METALI
Zasada:
Szereg napięciowy metali (szereg elektrochemiczny, szereg aktywności metali)
obrazuje tendencję metali do oddawania elektronów (ich zdolności redukujących)
i tworzenia prostych jonów dodatnich. Punktem odniesienia w przypadku tego zestawienia
jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy (normalny) przyjmuje się
umownie za zero.
Najbardziej aktywnymi chemicznie metalami są te, które znajdują się na początku
szeregu napięciowego. Najsłabszymi reduktorami natomiast są te metale, które zajmują
w nim pozycje końcowe.
Miejsce metalu w szeregu napięciowym warunkuje ponad to kierunek reakcji
zachodzących pomiędzy metalem a roztworami jonów innych metali. Metale, których
potencjał jest bardziej ujemny, redukują jony metalu o potencjale mniej ujemnym.
Tab. Standardowe (normalne) potencjały niektórych metali
ELEKTRODA
REAKCJA ELEKTRODOWA
E
0
[V]
Li/Li
+
Li= Li
+
+ e
-3,00
K/K
+
K = K
+
+ e
-2,92
Ca/Ca
2+
Ca = Ca
2+
+ 2e
-2,84
Na/Na
+
Na = Na
+
+ e
-2,71
Mg/Mg
2+
Mg = Mg
2+
+ 2e
-2,34
Al./Al
3+
Al. = Al
3+
+ 3e
-1,66
Mn/Mn
2+
Mn = Mn
2+
+ 2e
-1,05
Zn/Zn
2+
Zn = Zn
2+
+ 2e
-0,76
Cr/Cr
3+
Cr = Cr
3+
+ 3e
-0,71
Fe/Fe
2+
Fe/Fe
2+
+ 2e
-0,44
Co/Co
2+
Co = Co
2+
+ 2e
-0,28
Ni/Ni
2+
Ni = Ni
2+
+ 2e
-0,24
Sn/Sn
2+
Sn = Sn
2+
+ 2e
-0,14
Pb/Pb
2+
Pb = Pb
2+
+ 2e
-0,13
Fe/Fe
3+
Fe = Fe
3+
+ 3e
-0,04
H
2
/H
+
½ H
2
= H
+
+ e
0,00
Cu/Cu
2+
Cu = Cu
2+
+ 2e
+0,35
Ag/Ag
+
Ag = Ag
+
+ e
+0,80
Hg/Hg
2+
Hg = Hg
2+
+ 2e
+0,85
Pt/Pt
2+
Pt = Pt
2+
+ 2e
+1,20
Au/Au
3+
Au = Au
3+
+ 3e
+1,42
ĆWICZENIE PRAKTYCZNE
Odczynniki:
metale: glin, magnez, cynk, miedź, ołów
roztwory: HgCl
2
, CuSO
4
, FeSO
4
, Ni(NO
3
)
2
, AgNO
3
, ZnSO
4
, aceton lub alkohol
etylowy do odtłuszczenia,
roztwory: kwasu solnego, kwasu siarkowego(VI), kwasu azotowego(V) i kwasu
octowego
1. Reakcje chemiczne wypierania metali
UWAGA – WSZYSTKIE REAKCJE NALEŻY WYKONYWAĆ W OKULARACH
I RĘKAWICACH OCHRONNYCH!!!
Do probówki nalewamy po około 2 cm
3
roztworu soli, dodajemy kawałki odpowiedniego
metalu i obserwujemy zachodzącą reakcję: rozpuszczanie lub redukcję metalu,
wydzielanie się gazu, określamy w jakim stopniu reakcja jest egzotermiczna.
Po wykonaniu każdej reakcji chemicznej opisujemy jej przebieg za pomocą równania
reakcji chemicznej.
Al + FeCl
3
→
Al + Pb(NO
3
)
2
→
Al + CuSO
4
→
Mg + FeCl
3
→
Mg + CuSO
4
→
Mg + FeSO
4
→
Mg + NiSO
4
→
Mg + Pb(NO
3
)
2
→
Zn + CuSO
4
→
Zn + FeSO
4
→
Cu + AgNO
3
→
Cu + Pb(NO
3
)
2
→
Cu + FeSO
4
→
Pb + CuSO
4
→
Pb + ZnSO
4
→
2. Działanie kwasów na metale
UWAGA – WSZYSTKIE REAKCJE NALEŻY WYKONYWAĆ W OKULARACH
I RĘKAWICACH OCHRONNYCH!!!
Do probówek nalewamy po około 2 cm
3
roztworów następujących kwasów: solnego,
siarkowego(VI), azotowego (V), octowego i wrzucamy po kawałku odpowiednich metali.
Reakcję w probówkach przeprowadzamy zgodnie z równaniami reakcji przedstawionymi
poniżej. Obserwujemy zjawiska towarzyszące każdej przeprowadzonej reakcji.
Przeprowadzone reakcje opisujemy równaniem chemicznym.
Al + HCl→
Zn + HCl→
Fe + HCl→
Cu + HCl→
Fe + HNO
3
→
Zn + HNO
3
→
Pb + HNO
3
→
Fe + H
2
SO
4
→
Zn + H
2
SO
4
→
Fe + CH
3
COOH→
Zn + CH
3
COOH→
Pb + CH
3
COOH→
Mg + CH
3
COOH→
Cu + stężony HNO
3
→
3. Reakcja żelaza z siarczanem miedzi(II)
Do zlewki o pojemności 25 cm
3
wlać około 15 cm
3
roztworu siarczanu miedzi(II).
Gwóźdź żelazny odtłuścić watą nasączoną acetonem lun alkoholem etylowym i zważyć na
wadze analitycznej, zanotować masę. Następnie umieścić go w roztworze CuSO
4
znajdującym się w zlewce. Reakcję pozostawić na około 45 minut. Po tym czasie wyjąć
gwóźdź z roztworu, obserwować zmiany, osuszyć i zważyć ponownie na wadze
analitycznej, zanotować masę.
Uzupełnić równanie reakcji redoks:
Fe + CuSO
4
→
Obliczyć masę miedzi, jaka wydzieli się na gwoździu żelaznym.