Metale reagują z tlenem, tworząc tlenki metali, ale czasem również nadtlenki lub ponadtlenki metali. Jednym ze sposobów ich otrzymywania jest reakcja bezpośredniej syntezy.

Poniżej przedstawione zostały przykładowe reakcje metali z tlenem.

Reakcję magnezu z tlenem przeprowadza się w podwyższonej temperaturze (reakcja spalania). W efekcie otrzymywany jest tlenek magnezu.

Reakcja sodu z tlenem jest najczęściej stosowaną metodą otrzymywania nadtlenku sodu.

Ciekawym przykładem jest reakcja żelaza z tlenem. Żelazo w postaci płytki utleniautlenianieutlenia się bardzo powoli, natomiast jeśli jest w postaci żelaza koloidalnego, to w zetknięciu z tlenem zachodzi gwałtowne utlenienie, któremu towarzyszą pojawiające się iskry.

Analogiczne równania reakcji można zapisać również dla wapnia, glinu, cynku czy miedzi.

Reakcje metali z wodą prowadzą do powstawania wodorotlenków – związków o wzorze ogólnym $\text{Me}{\left(\text{OH}\right)}_n$, gdzie $n$ to liczba grup wodorotlenowych równa stopniowi utlenienia.

Poniżej przedstawione zostały przykładowe równania reakcji, które zachodzą pomiędzy metalami a wodą.

Ze względu na wysoką aktywność potasu, podczas reakcji z wodą wypierany jest z niej gazowy wodór. W efekcie tej przemiany powstaje wodorotlenek potasu.

W reakcji wapnia z wodą powstaje wodorotlenek wapnia i gazowy wodór.

Analogicznie reakcje te można zapisać m.in. dla magnezu i sodu. Należy jednak pamiętać o prawidłowym dobraniu współczynników stechiometrycznych.

Kwasy o słabych właściwościach utleniających powodują utlenienie metalu (zwiększenie jego stopnia utlenienia), dzięki redukcji wodoru zawartego w kwasie. Kwasy o silnych właściwościach utleniających powodują zwiększenie stopnia utlenienia metalu nie tylko dzięki redukcji jonu wodoru, ale również dzięki redukcji atomu centralnego reszty kwasowej.

Kwasami nieutleniającymi są m.in. kwas chlorowodorowy, kwas bromowodorowy, kwas fosforowy($\text{V}$), rozcieńczony kwas siarkowy($\text{VI}$). Reagują one wyłącznie z metalami o ujemnym potencjale standardowym z wydzieleniem wodoru.

Ważne!

Należy pamiętać, że im bardziej ujemny potencjał standardowy metalu, tym jest on mocniejszym reduktorem.

R2P978pWgBBWB

Ilustracja przedstawiająca szereg aktywności metali. Niebieska strzałka skierowana jest w prawą stronę i znajduje się nad szeregiem, na niej widnieje napis "zmniejszenie aktywności chemicznej metali". Poniżej strzałka skierowana w lewą stronę, na niej napis "zwiększenie aktywności chemicznej metali". Pomiędzy strzałkami znajduje się szereg metali, w którym zapisano symbole metali, od najaktywniejszych po lewej stronie: potas $\text{K}$, sód $\text{Na}$, lit $\text{Li}$, wapń $\text{Ca}$, magnez $\text{Mg}$, glin $\text{Al}$, cynk <math aria‑label="zet n">Zn, żelazo $\text{Fe}$, ołów $\text{Pb}$, które to wypierają wodór z kwasów. W tym miejscu szeregu znajduje się atom wodoru $\text{H}$, za którym wymieniono metale mniej aktywne od wodoru, które nie wypierają wodoru z kwasów: miedź $\text{Cu}$, srebro $\text{Ag}$, rtęć $\text{Hg}$, złoto $\text{Au}$ oraz platyna $\text{Pt}$.

Przykład reakcji metali wobec kwasów o słabych właściwościach utleniających przedstawiono poniżej na podstawie żelaza.

W analogiczny sposób można zapisać równania reakcji m.in. dla sodu, potasu, wapnia, magnezu, glinu, cynku, manganu i chromu. Przykładem metalu, który nie reaguje z kwasem chlorowodorowym, jest miedź.

Przykłady reakcji metali wobec kwasów o słabych właściwościach utleniających przedstawiono poniżej na przykładzie glinu, który jest dobrym reduktoremreduktorreduktorem ze względu na swój niski potencjał standardowy.

Rozcieńczony i stężony kwas azotowy($\text{V}$) oraz stężony kwas siarkowy($\text{VI}$) należą do kwasów o silnych właściwościach utleniających. Reagują one z metalami aktywniejszymi od wodoru, jak i z metalami szlachetnymi (mniej aktywnymi od wodoru). Głównym produktem reakcji chemicznej pomiędzy metalem a kwasem o silnych właściwościach utleniających jest sól. Oprócz soli otrzymuje się mieszaninę produktów, której skład jest zależny od stężenia kwasu. Są to m.in, tlenki na niższych stopniach utlenienia.

RXniAu7dReik5

Ilustracja przedstawiająca równania reakcji chemicznych zachodzące pomiędzy wapniem i kwasem azotowym(<math aria‑label="pięć">V) w zależności od jego stężenia. Z lewej strony znajduje się strzałka skierowana w dół, na której widnieje napis "stężenie kwasu maleje". Obok znajduje się pięć równań uszeregowanych od reakcji, w której stężenie kwasu jest największe. Pierwsze równanie. $\text{Ca}+4 {\text{HNO}}_3\to \text{Ca}{\left({\text{NO}}_3\right)}_2+2 {\text{NO}}_2+2 {\text{H}}_2\text{O}$. Drugie równanie. $3 \text{Ca}+8 {\text{HNO}}_3\to 3 \text{Ca}{\left({\text{NO}}_3\right)}_2+2 \text{NO}+4 {\text{H}}_2\text{O}$. Trzecie równanie. $5 \text{Ca}+12 {\text{HNO}}_3\to 5 \text{Ca}{\left({\text{NO}}_3\right)}_2+2 {\text{N}}_2+6 {\text{H}}_2\text{O}$. Czwarte równanie. $4 \text{Ca}+10 {\text{HNO}}_3\to 4 \text{Ca}{\left({\text{NO}}_3\right)}_2+{\text{NH}}_4{\text{NO}}_3+3 {\text{H}}_2\text{O}$. Piąte równanie. $\text{Ca}+2 {\text{HNO}}_3\to \text{Ca}{\left({\text{NO}}_3\right)}_2+{\text{H}}_2$.

Poniżej przedstawione zostały przykłady równań reakcji tych kwasów z wybranymi metalami.

Reakcja żelaza ze stężonym kwasem siarkowym($\text{VI}$) zachodzi dopiero w podwyższonej temperaturze, ponieważ w temperaturze pokojowej żelazo pasywuje i nie ulega reakcji z kwasem siarkowym($\text{VI}$) stężonym.

Reakcja żelaza z rozcieńczonym kwasem siarkowym($\text{VI}$) w temperaturze pokojowej zachodzi z wydzieleniem wodoru:

Reakcja żelaza ze stężonym lub rozcieńczonym kwasem azotowym($\text{V}$) prowadzona w podwyższonej temperaturze:

Reakcja żelaza ze stężonym lub rozcieńczonym kwasem azotowym($\text{V}$) w temperaturze pokojowej praktycznie nie zachodzi. Żelazo zwykle pokryte jest warstwą tlenku, czyli jest spasywowane, co uniemożliwia zajście reakcji.

Jak wspominano, podczas tego typu reakcji dochodzi do powstawania tlenków na niższym stopniu utlenienia – siarka zmienia swój stopień utlenienia z $\text{VI}$ na $\text{IV}$, natomiast azot z $\text{V}$ na $\text{IV}$.

Podobnie jak w przypadku żelaza, reakcja glinu ze stężonym kwasem siarkowym($\text{VI}$) zachodzi dopiero w podwyższonej temperaturze:

W temperaturze pokojowej glin pokrywa się tlenkiem glinu($\text{III}$), czyli pasywuje, i praktycznie nie ulega reakcji z kwasem siarkowym($\text{VI}$) stężonym.

Kolejnym przykładem jest reakcja miedzi ze stężonym kwasem azotowym($\text{V}$) w temperaturze pokojowej. Przebiega zgodnie z poniższym równaniem.

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Podstawy chemii fizycznej, Warszawa 2009.

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, t. 2, Warszawa 2007.

Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Repetytorium chemia: Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa – Bielsko‑Biała 2010.

Pajdowski L., Chemia ogólna, Warszawa 2002.