Oι χημικές εξισώσεις της αντίδρασης των μετάλλων με οξέα και η σειρά δραστικότητάς τους
Η χημική εξίσωση μιας αντίδρασης ενός οξέος, όπως το υδροχλωρικό οξύ (HCl) με ένα δραστικό μέταλλο όπως τον ψευδάργυρο (Zn), μπορεί να γραφεί με τους παρακάτω διαφορετικούς τρόπους.
1ος τρόπος
Η χημική εξίσωση γράφεται απλά ώστε να φαίνονται μόνο τα αντιδρώντα και τα προϊόντα που μετέχουν στην αντίδραση. Η χημική αυτή εξίσωση λέγεται μοριακή χημική εξίσωσή και για την αντίδραση του υδροχλωρικού οξέος με το μεταλλικό ψευδάργυρο είναι:
2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2ος τρόπος
Είναι γνωστό ότι κάποιες ενώσεις μέσα στο νερό αλλά και γενικότερα σε υδατικά διαλύματα διίστανται στα ιόντα τους και υπάρχουν μέσα σε αυτά μόνο ως ιόντα. Επομένως, αν ανάμεσα στα προϊόντα ή τα αντιδρώντα μιας αντίδρασης υπάρχουν τέτοιες ενώσεις, μπορεί να γραφεί η χημική εξίσωση γράφοντας τις ενώσεις αυτές με την πραγματική τους μορφή δηλαδή με τη μορφή ιόντων.
Έτσι το ΗCl(aq) γράφεται ως H+(aq) και Cl-(aq) και το ZnCl2(aq) ως Zn2+(aq) και 2Cl-(aq). Άρα προκύπτει μια πλήρης ιοντική εξίσωση:
Zn(s) + 2H+(aq) + 2Cl-(aq) → Zn2+(aq) + 2Cl-(aq) + H2(g)
Στην παραπάνω ιοντική εξίσωση τα ιόντα Cl -(aq) εμφανίζονται τόσο στα αντιδρώντα όσο και στα προϊόντα. Τα ιόντα αυτά δε συμμετέχουν στην αντίδραση, είναι απλοί θεατές και μπορούν να διαγραφούν από τα αντιδρώντα και τα προϊόντα. Έτσι προκύπτει η τελική ιοντική εξίσωση:
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Από την παραπάνω εξίσωση φαίνεται ότι η αντίδραση δεν είναι τίποτε άλλο παρά η αντίδραση των κατιόντων υδρογόνου και του μεταλλικού ψευδαργύρου προς παραγωγή κατιόντων ψευδαργύρου και αερίου υδρογόνου.
Για την αντίδραση αραιού θειικού οξέος και αργιλίου θα έχουμε αντίστοιχα:
Μοριακή εξίσωση:
3Η2SO4(aq) + 2Αl(s) → Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)
Πλήρης ιοντική εξίσωση:
6H+(aq) + 3SO42-(aq) + 2Αl(s) → 2Al3+(aq) + 3SO42-(aq) + 3H2(g)
Τελική ιοντική εξίσωση:
6H+(aq) + 2Αl(s) → 2Al3+(aq) + 3H2(g)
Οι αντιδράσεις αυτές μας λένε ότι όταν τα μέταλλα Zn και Αl βρεθούν σε όξινα διαλύματα έχουν μεγαλύτερη τάση να υπάρξουν ως κατιόντα από ότι το υδρογόνο. Είναι δηλαδή δραστικότερα του υδρογόνου.
Παρατηρούμε ότι ανεξάρτητα από το είδος του οξέος η τελική χημική εξίσωση είναι πάντα η ίδια. Βέβαια, αν για οποιαδήποτε αντίδραση δίνουμε μόνο την τελική ιοντική εξίσωση ο αναγνώστης δεν μπορεί να γνωρίζει ποιο οξύ αντέδρασε. Έτσι, πολλές φορές οι εξισώσεις αυτές γράφονται και με τη μοριακή τους μορφή.
Αντίθετα, το υδρογόνο έχει μεγαλύτερη τάση να υπάρχει ως κατιόν σε όξινα διαλύματα από ότι μερικά μέταλλα όπως ο χαλκός. Το υδρογόνο είναι δραστικότερο του χαλκού και έτσι αν προσθέσουμε μεταλλικό χαλκό σε όξινο διάλυμα δε θα πραγματοποιηθεί καμία αντίδραση. Δηλαδή:
Μοριακή εξίσωση:
Η2SO4(aq) + Cu(s) ↛
Πλήρης ιοντική εξίσωση:
2H+(aq) + SO42-(aq) + Cu(s) ↛
Τελική ιοντική εξίσωση:
2H+(aq) + SO42-(aq) + Cu(s) ↛
Τελικά, τα μέταλλα κατατάσσονται σε μια σειρά δραστικότητας, στην οποία καταγράφεται και το υδρογόνο (που δεν είναι μέταλλο).
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Pb, Η, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Τα μέταλλα που είναι αριστερά του υδρογόνου (δραστικότερα) αντιδρούν με τα οξέα, δηλαδή με τα υδρογονοκατιόντα των όξινων διαλυμάτων, και παράγεται αέριο υδρογόνο. Τα μέταλλα που είναι δεξιά του υδρογόνου (λιγότερο δραστικά) δεν αντιδρούν με οξέα προς παραγωγή υδρογόνου
