Tym razem opiszę proste, ale pouczające doświadczenie. Potrzebne będą siarczan miedzi lub inna rozpuszczalna sól (najlepszy jest zestaw siarczan plus chlorek miedzi, gdyż wtedy pokażemy wszystkie doświadczenia, a jeśli mamy tylko siarczan, to przyda się także chlorek sodu, szczegóły niżej) oraz którykolwiek z dostępnych metali, w postaci blaszki, lub drutu lub w innej dostępnej formie: cynk, magnez, ołów, cyna, żelazo (stal lub żeliwo), glin (aluminium, kawałek foli aluminiowej). Jeśli mamy do dyspozycji azotan ołowiu, lub ewentualnie octan, to także będzie nam pomocny w drugiej części doświadczenia. Z metali postarajmy się o przynajmniej 2 z nich, obowiązkowo jednak musi być kawałek folii aluminiowej, z czym problemu akurat nie ma. Sporządzamy w zlewce pojemności 100 ml lub więszej 10% r-r CuSO4 przez rozpuszczenie 16 g CuSO4 w 85 ml wody. Można też użyć innej soli miedzi (II), jednakże w przypadku użycia chlorku miedzi nie zademonstrujemy jednego z doświadczeń opisanych niżej. Gdy roztwór nie zawiera już resztek kryształów część roztworu rozlać do tylu probówek lub zleweczek, ile metali mamy. zapewne każdy na szkolnym kursie chemii słyszał o aktywności metali i ich wzajemnym wypieraniu. Aktywniejszy wypiera mniej aktywnego z roztworu. W podręcznikach pojawia się doświadczenie: do r-ru siarczanu miedzi wrzucamy kawałek cynku. Cynk pokrywa się czerwoną warstwą miedzi, a po chwili rosną na nim wręcz jakieś krzakowate twory. To miedź, która wbudowuje się w sieć krystaliczną tworzy takie struktury, fachowo nazywane dendrytami (greckie dendron – drzewo). Ze względu na to, że metal jest przewodnikiem, czyli przekazuje elektrony, to jony miedzi mogą reagować z cynkiem na odległość, kation miedzi nie musi spotkać się bezpośrednio z powierzchnią cynku, by przereagować, bo miedź, która już powstała na jego powierzchni może przekazywać jego elektrony niczym kabel, stąd też możliwe są takie rozkrzewione struktury.
Wróćmy jednak do naszego doświadczenia. Do pierwszej probówki z roztworem siarczanu miedzi delikatnie wrzucamy kawałek cynku, w formie blaszki czy łezki, lub też w innej formie, ale nie pył cynkowy! W dalszej części opisu wyjaśnię, dlaczego nie można użyć pyłu, przynajmniej w tej części doświadczenia. Obserwujemy zjawisko wypierania miedzi przez cynk. Cynk jest aktywniejszym metalem niż miedź. Ale poza cynkiem są też inne metale. Czy one zareagują w identyczny sposób? Sprawdźmy: do drugiej probówki wlewamy kilka ml roztworu i wrzucamy żelazny gwóźdź. Najlepiej gwóźdź przed użyciem przemyć benzyną lub acetonem, żeby usunąć z niego jakieś zatłuszczenia. Gwóźdź także pokrywa się miedzią, ale widać, że proces biegnie wolniej niż w przypadku cynku, a nawet można zaobserwować, że powstające dendryty miedzi są większe. jeśli mamy do dyspozycji zarówno ołów jak i cynę (może być lut Sn97Cu) to do 2 następnych wrzucamy po kawałku ołowiu i cyny. Tutaj reakcja będzie zachodzić jeszcze wolniej i w obu przypadkach z porównywalną szybkością. Do następnej probówki wrzucamy kawałek magnezu, wiórek lub tasiemkę. Tutaj zaskoczenie, bo reakcja zachodzi wyraźnie szybciej, wręcz gwałtownie, ponadto wydziela się gaz! można sprawdzić, że ten gaz to wodór, a poza miedzią w probówce wydziela się coś białego. Białym osadem jest wodorotlenek magnezu. Wynika to stąd, że dla reakcji wypierania miedzi przez magnez pojawiła się konkurencja: reakcja magnezu z wodą, zachodzą obie reakcje równocześnie, stąd powstają 2 osady. W końcu 2 metale w kontakcie ze sobą utworzyły mikroogniwo, co w tym przypadku na tyle uaktywniło metal aktywniejszy, że zaczął reagować nawet z wodą będącą środowiskiem tej pierwszej reakcji. Ale przejdźmy do następnej probówki. Wrzucamy kawałek aluminium. Jeśli użyliśmy siarczanu lub azotanu miedzi, to powinna być niespodzianka. Nic się nie dzieje… Ale dlaczego? Przecież glin to też aktywny metal, powinien bez trudu wyprzeć miedź. A jednak coś jest nie tak… Glin jest w grupie metali tak aktywnych, że sproszkowany powinien się zapalać na powietrzu. Ale to też się nie dzieje. Wynika to z tego, że w normalnych warunkach glin jest pokryty pasywną warstwą tlenku i wodorotlenku glinu, na tyle szczelną, że uniemożliwia kontakt metalu ze środowiskiem. Ale powłoka taka jest bardzo wrażliwa na obecność chlorków. W obecności chlorków aluminium koroduje bardzo szybko. Zatem jeśli nie użyliśmy chlorku miedzi, to reakcja ruszyła z kopyta, a jeśli użyliśmy siarczanu miedzi, to dodajmy do tej probówki nieco roztworu chlorku sodu. Reakcja ruszy natychmiast i będzie dość gwałtowna! A teraz coś dla lepszego efektu, bo przecież efektowne doświadczenia cieszą oko chemika i niechemika najbardziej: do zlewki z pozostałym roztworem wsypmy kilka gramów soli kuchennej i rozpuśćmy (chyba że jest to roztwór CuCl2, to wtedy nie trzeba nic dodawać). Następnie wrzucamy zwitek folii aluminiowej, najlepiej o długości kilku cm, ale tak, żeby był dłuższy niż wysokość zlewki. Zacznie się burzliwa reakcja, zawartość zlewki zacznie się ogrzewać, wytrąca się szybko osad miedzi a aluminiowa folia jest wręcz pożerana!
Z czego wynikają takie różnice w szybkości reakcji miedzi (II) z różnymi metalami. Spójrzmy na szereg napięciowy: Cu (+ 0,34), Zn (-0,76), Fe (-0,44), Pb(-0,126), Sn (-0,136), Mg (-2,38), Al (-1,66). Najmniejsza różnica potencjałów pomiędzy miedzią a innym metalem jest w przypadku Sn i Pb. W probówkach z Sn i Pb reakcja zachodziła też najwolniej, a ponieważ metale te mają prawie taki sam potencjał, czyli i aktywność, to reakcja biegła z praktycznie taką samą szybkością. Największa różnica potencjałów była w probówkach z Al i Mg. I tam też reakcja zachodziła najszybciej! Zatem miarą aktywności metalu jest potencjał standardowy, ale różnica potencjału jest też miarą szybkości reakcji wypierania metali.
A teraz zrobimy to samo doświadczenie, ale pod mikroskopem a ponadto nasz myśliwy stanie się ofiarą. Wystarczy powiększenie 50-200 razy. Z powodów praktycznych zamiast miedzi musimy użyć cynku w postaci blaszki. Na szkiełku podstawowym kładziemy kawałek blaszki cynkowej i ustawiamy pod mikroskopem tak, aby mniejszą część pola widzenia zakryć blaszką. Sporządzamy też małe ilości azotanu ołowiu i azotanu srebra. Kroplę jednego z roztworów wprowadzić na szkiełko tak, aby dotykała blaszki. Możemy obserwować przez okular wzrost kryształów, srebro daje piękne, igiełkowate kryształy o dendrycznej strukturze! Za to ołów narasta znacznie wolniej, ale dzięki temu tworzy duże, blokowe kryształy. Gdybyśmy użyli miedzianej blaszki, mielibyśmy problem dobrać 2 metale mniej aktywne od niej i o dużej różnicy aktywności pomiędzy sobą, mogłaby to być para np. srebro i złoto, co byłoby trudne do osiągnięcia. Wyobraźmy też sobie, jak pięknie wyglądałaby reakcja Al + AgCl, gdyby AgCl był w wodzie dobrze rozpuszczalny…
A teraz prośba do nauczycieli tego pięknego przedmiotu, jakim jest chemia. Pokażmy reakcję wypierania metali od nieco ciekawsze strony niż cynk i siarczan miedzi. Przecież reakcja z aluminium to to samo zjawisko, a wygląda znacznie ciekawiej chyba? A dla niedowiarków wrzucam ten oto filmik (nie mój co prawda):
[youtube http://www.youtube.com/watch?v=aipdfwaT4kc&w=420&h=315]
Częstym błędem, nie tylko szkolnym, jest sądzenie, że reakcja wypierania metali i równoległego wydzielania wodoru jest skutkiem hydrolizy soli. Chlorek czy siarczan miedzi shydrolizował, powstało trochę HCl lub H2SO4 i stąd w tych reakcjach wydziela się wodór. Nic bardziej mylnego! Gdybyśmy policzyli pH roztworu soli mocnego kwasu i słabej zasady, jakimi są chlorek czy siarczan miedzi. Gdyby policzyć pH roztworów tych soli, których jest kwaśny, to otrzymamy wartość rzędu pH=5. W takim roztworze stężenie H+ jest ok. 1 000 000 razy mniejsze, niż w stężonym kwasie solnym. A to dlatego, że hydroliza jest reakcją silnie przesuniętą w lewo w większości przypadków, czyli stopień hydrolizy jest niewielki. A skoro stężenie jonów H+ ok. miliona razy mniejsze niż w stężonych roztworach kwasu solnego, a to oznacza, że reakcja redukcji wodoru przy tak małym stężeniu jest też bardzo powolna, bo tego samego rzędu wolniejsza co różnica w stężęniach tych jonów. W roztworach tych natomiast pod dostatkiem jest WODY. A wiele metali z nią reaguje. W momencie gdy na powierzchni metalu aktywniejszego pojawią się zarodki metalu mniej aktywnego (jonów Cu2+ jest w roztworze niemal ta sama ilość, która wynika z ilości rozpuszczonej soli, w przeciwieństwie do niewielkiej ilości jonów H+), to metal aktywniejszy staje się anodą i jest bardziej czuły ba dalszą reakcję, bo powstaje mikroogniwo. Wiemy, że magnez reaguje z gorącą wodą, a jeśli do dodatkowo reaktywować przez kontakt ze szlachetniejszym metalem? To może „w oczach” reagować i z zimną wodą. Tak więc zachodzą 2 równoległe reakcje: wypierania miedzi i reakcja z wodą. Takie zabiegi tworzenia mikroogniw są nieraz stosowane, by zwiększyć szybkość roztwarzania metalu, który topornie reaguje z kwasem, ot np. cyna powoli się rozpuszcza w kwasie solnym, ale jeśli dodać trochę CuSO4 albo zwłaszcza AgNO3 – reakcja biegnie znacznie szybciej.
