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
E0 [V]
Li/Li+
Li= Li+ + e
-3,00
K/K+
K = K+ + e
-2,92
Ca/Ca2+
Ca = Ca2+ + 2e
-2,84
Na/Na+
Na = Na+ + e
-2,71
Mg/Mg2+
Mg = Mg2+ + 2e
-2,34
Al./Al3+
Al. = Al3+ + 3e
-1,66
Mn/Mn2+
Mn = Mn2+ + 2e
-1,05
Zn/Zn2+
Zn = Zn2+ + 2e
-0,76
Cr/Cr3+
Cr = Cr3+ + 3e
-0,71
Fe/Fe2+
Fe/Fe2+ + 2e
-0,44
Co/Co2+
Co = Co2+ + 2e
-0,28
Ni/Ni2+
Ni = Ni2+ + 2e
-0,24
Sn/Sn2+
Sn = Sn2+ + 2e
-0,14
Pb/Pb2+
Pb = Pb2+ + 2e
-0,13
Fe/Fe3+
Fe = Fe3+ + 3e
-0,04
H2/H+
½ H2 = H+ + e
0,00
Cu/Cu2+
Cu = Cu2+ + 2e
+0,35
Ag/Ag+
Ag = Ag+ + e
+0,80
Hg/Hg2+
Hg = Hg2+ + 2e
+0,85
Pt/Pt2+
Pt = Pt2+ + 2e
+1,20
Au/Au3+
Au = Au3+ + 3e
+1,42
Odczynniki:
metale: glin, magnez, cynk, miedź, ołów
roztwory: HgCl2 , CuSO4, FeSO4, Ni(NO3)2, AgNO3, ZnSO4, 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 cm3 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 + FeCl3 →
Al + Pb(NO3)2 →
Al + CuSO4 →
Mg + FeCl3 →
Mg + CuSO4 →
Mg + FeSO4 →
Mg + NiSO4 →
Mg + Pb(NO3)2 →
Zn + CuSO4 →
Zn + FeSO4 →
Cu + AgNO3 →
Cu + Pb(NO3)2 →
Cu + FeSO4 →
Pb + CuSO4 →
Pb + ZnSO4 →
2. Działanie kwasów na metale UWAGA – WSZYSTKIE REAKCJE NALEŻY WYKONYWAĆ W OKULARACH
I RĘKAWICACH OCHRONNYCH!!!
Do probówek nalewamy po około 2 cm3 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 + HNO3→
Zn + HNO3→
Pb + HNO3→
Fe + H2SO4→
Zn + H2SO4→
Fe + CH3COOH→
Zn + CH3COOH→
Pb + CH3COOH→
Mg + CH3COOH→
Cu + stężony HNO3→
3. Reakcja żelaza z siarczanem miedzi(II) Do zlewki o pojemności 25 cm3 wlać około 15 cm3 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 CuSO4
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 + CuSO4→
Obliczyć masę miedzi, jaka wydzieli się na gwoździu żelaznym.