Szereg elektrochemiczny metali – Szereg aktywności metali
Z wcześniej poznawanych, bardziej elementarnych działów chemii wiemy, że nie każdy metal reaguje z kwasem, wypierając z niego wodór. Niektóre metale (jak potas czy sód) są tak aktywne, że łatwo reagują nawet z wodą, inne co prawda reagują z wodą, ale nieco trudniej (np. magnez reaguje tylko z wodą w postaci pary wodnej), jeszcze inne normalnie nie reagują co prawda z wodą, ale reagują bez problemu z kwasami (choćby żelazo), są też wreszcie i takie metale, które nie chcą wypierać wodoru z kwasów (tu należą m.in. miedź czy srebro).
Przykłady:
- sód z wodą: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
- magnez z parą wodną: Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2↑
- żelazo z kwasem solnym: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
- miedź z kwasem solnym: Cu + HCl – reakcja nie zachodzi.
Pozorne złamanie zasady – reakcje redoks
Pamiętajmy jednak, że istnieją kwasy, które reagują z metalami opornymi na działanie innych kwasów, jednak w takich reakcjach nie wydziela się wodór. Są to kwasy utleniające, uczestniczące w reakcjach redoks, w których metal jest utleniany, a atom niemetalu budującego kwas ulega częściowo redukcji do niższego stopnia utlenienia. Reakcje te dobrze jest zapamiętać; dość trudno je uzgodnić metodami klasycznymi, warto więc przeprowadzić bilans elektronowy.
Gdy miedź reaguje z kwasem azotowym (jeśli nie podajemy stopnia utlenienia azotu, wiadomo, że chodzi o HNO3), produkty zależą od stężenia kwasu. Jeśli kwas jest rozcieńczony, wydziela się tlenek azotu(II), natomiast jeśli jest stężony – tlenek azotu(IV). Powstaje przy tym sól, którą zgodnie z przewidywaniami jest azotan miedzi(II).
Uzgodnimy teraz obie te reakcje, stosując bilans elektronowy. Reakcja z rozcieńczonym kwasem przebiega według schematu (bez współczynników):
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Miedź zmienia stopień utlenienia z 0 na +II, zatem ulega utlenieniu, czyli jest reduktorem (a ponieważ oddaje elektrony, nazywa się ją także donorem elektronów lub elektronatorem). Zgodnie z tym, co napisano wyżej, redukcji ulega azot, ze stopnia +V w HNO3 do stopnia +II w NO (jest utleniaczem, przyjmuje elektrony, jest akceptorem elektronów lub dezelektronatorem). Zauważmy jeszcze, że nie cały azot przechodzi ze stopnia +V na +II – nie zmienia się azot, który wchodzi w skład soli.
Piszemy równania połówkowe:
| reakcja utleniania: | Cu0 − 2e− → Cu+II |
| reakcja redukcji: | N+V + 3e− → N+II |
Bilansujemy elektrony, mnożąc pierwsze równanie przez 3, a drugie przez dwa:
| Cu0 − 2e− → Cu+II | | ·3 |
| N+V + 3e− → N+II | | ·2 |
Otrzymane współczynniki wpisujemy do równania: 3 przy miedzi i przy azotanie miedzi(II), natomiast 2 tylko przy tlenku azotu, bo nie cały azot z lewej strony (z kwasu azotowego) ulega przemianie redoks:
3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
Uzgadniamy teraz wszystkie pierwiastki nieulegające procesom redoks, inne niż wodór i tlen. W naszym wypadku jest to tylko azot – w równaniu nie cały azot w kwasie ulega redukcji:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
Uzgadniamy wodór, wpisując współczynnik przed wodą po stronie prawej.
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Mamy już wszystkie współczynniki, policzmy jednak dla sprawdzenia atomy tlenu. Po lewej stronie mamy tlen tylko w kwasie, w liczbie 8·3 = 24 atomów. Po prawej tlen jest w soli (3·3·2 = 18 atomów), w tlenku (2 atomy) i w wodzie (4 atomy), czyli razem 18 + 2 + 4 = 24 atomy tlenu. Wszystko się zgadza, więc współczynniki stechiometryczne zostały dobrane poprawnie.
Reakcja miedzi ze stężonym kwasem azotowym przebiega według schematu:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Od poprzedniego schematu ten różni się tylko innym tlenkiem azotu. Miedź zmienia stopień utlenienia z 0 na +II, zatem ulega utlenieniu, czyli jest reduktorem (elektronatorem). Redukcji ulega część azotu, ze stopnia +V w HNO3 do stopnia +IV w NO2 (azot jest utleniaczem lub dezelektronatorem).
Piszemy równania połówkowe:
| reakcja utleniania: | Cu0 − 2e− → Cu+II |
| reakcja redukcji: | N+V + 1e− → N+IV |
Zwróćmy uwagę na jedynkę przed liczbą elektronów w reakcji redukcji. Jedynka ta oznacza, że równanie zostało uzgodnione (i oczywiście można ją pominąć). Bilansujemy elektrony, mnożąc drugie równanie przez dwa:
| Cu0 − 2e− → Cu+II | |
| N+V + 1e− → N+IV | | ·2 |
Otrzymane wspóczynniki wpisujemy do równiania: 1 przy miedzi i przy azotanie miedzi(II) (i dzięki tej jedynce wiemy, że te reagenty zostały już uzgodnione), natomiast 2 tylko przy tlenku azotu, bo nie cały azot z lewej strony (z kwasu azotowego) ulega przemianie redoks:
1Cu + HNO3 → 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O
Uzgadniamy teraz do końca azot:
1Cu + 4HNO3 → 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O
Uzgadniamy wodór:
1Cu + 4HNO3 → 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Mamy już wszystkie współczynniki, policzmy jednak dla sprawdzenia atomy tlenu. Po lewej stronie mamy tlen tylko w kwasie, w liczbie 4·3 = 12 atomów. Po prawej tlen jest w soli (1·3·2 = 6 atomów), w tlenku (2·2 = 4 atomy) i w wodzie (2 atomy), czyli razem 6 + 4 + 2 = 12 atomy tlenu. Wszystko się zgadza, więc współczynniki stechiometryczne zostały dobrane poprawnie. Na użytek przewrażliwionych odbiorców możemy przepisać równanie jeszcze raz, bez jedynek, których normalnie się nie pisze:
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
A
3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O
4Ag + 6HNO3 → 4AgNO3 + NO + NO2 + 2H2O
