Żarłoczna miedź

Miedzio-pirania, czyli o żarłocznej miedzi

Doświad­cze­nie o wdzięcz­nej nazwie “żar­łocz­na miedź” jest doświad­cze­niem zacho­dzą­cym szyb­ko i bar­dzo wido­wi­sko­wo, jak na ilość pra­cy nie­zbęd­nej do wyko­na­nia go. Co wię­cej, efek­ty towa­rzy­szą­ce reak­cji, tj. zmia­na kolo­rów, wydzie­la­nie się spo­rych ilo­ści cie­pła, syki i bul­go­ty, spra­wia­ją, że nie­je­den mło­dy che­mik mówi “Wow!”.

Rze­czy­wi­ście, reak­cja jest na pierw­szy rzut oka dość nie­spo­dzie­wa­na, szcze­gól­nie, że do czy­nie­nia mamy z wod­nym roz­two­rem soli i sto­sun­ko­wo nie­re­ak­tyw­nym meta­lem jakim jest glin. No bo kto to widział, żeby folia alu­mi­nio­wa “roz­pusz­cza­ła” się w roz­two­rze jakiejś soli … A jed­nak, jak widać się “roz­pusz­cza”… W takim razie, co takie­go dzie­je się w zlew­ce (kolb­ce), co spra­wia, że folia zni­ka dosłow­nie w oczach? Prze­cież nie ma tam żad­ne­go kwa­su, zasa­dy, ani nic co stan­dar­do­wo uzna­li­by­śmy za “żar­łocz­ne”… Zanim przej­dzie­my do wyja­śnień, wyko­naj­my doświad­cze­nie i prze­pro­wadź­my dokład­ną obser­wa­cję, a póź­niej ana­li­zę.

Materiały:

  • chlo­rek miedzi(II)
  • woda desty­lo­wa­na
  • folia alu­mi­nio­wa
  • zlew­ka
  • pro­bów­ka (opcja)

Przygotowanie, wykonanie i uwagi:

By prze­pro­wa­dzić doświad­cze­nie, potrzeb­ne są tyl­ko trzy skład­ni­ki: chlo­rek miedzi(II), folia alu­mi­nio­wa oraz … woda.

Przy­go­to­wa­nia roz­po­czy­na­my od przy­go­to­wa­nia roz­two­ru chlor­ku miedzi(II). Chlo­rek ten jest dobrze roz­pusz­czal­ny i roz­twór moż­na przy­go­to­wać wła­ści­wie “na oko” ale naj­lep­szy rezul­tat osią­gniesz przy­go­to­wu­jąc roz­twór 10% (a zatem do 10g chlor­ku miedzi(II) dole­jesz 90g wody). Całość dokład­nie wymie­szaj i … to wszyst­ko. Aby prze­pro­wa­dzić doświad­cze­nie wrzuć do zlew­ki mały kawa­łek folii alu­mi­nio­wej. Czy coś się dzie­je? Oczy­wi­ście! Nie­mal natych­miast zlew­ka roz­grze­wa się, zawar­tość zaczy­na się pie­nić i bul­go­tać a folia zni­ka. Wte­dy reak­cja usta­je. Przyj­rzyj się teraz dokład­nie zawar­to­ści. Wyglą­da na to, że na dnie naczy­nia poja­wił się jakiś osad …

Weź wię­cej folii. Tym razem przy­go­tuj taki kawa­łek, któ­ry będzie miał 20 cm wyso­ko­ści i kil­ka cm sze­ro­ko­ści. Wrzuć go do zlew­ki i obser­wuj ponow­nie. Chwi­la bul­go­ta­nia, jakieś syki i … cała folia zosta­ła zno­wu “pożar­ta”! Wyglą­da też na to, że na dnie zlew­ki zebra­ło się wię­cej osa­dy. Widać też, że ma kolor wyraź­nie “mie­dzia­ny”. Co wię­cej, roz­twór nie jest już tak inten­syw­nie zie­lon­ka­wy; stał  się nie­mal bez­barw­ny. Jeśli chcesz możesz dorzu­cić jesz­cze jeden frag­ment, jeśli będzie wystar­cza­ją­co duży nasz roz­twór w koń­cu się “nasy­ci” i wię­cej alu­mi­nium poże­rać już chcieć nie będzie.

Obser­wa­cji było spo­ro i dość jed­no­znacz­nie wska­zy­wa­ły na mecha­nizm reak­cji; na pew­no domy­ślasz się już w czym tkwi che­micz­ny sekret tego doświad­cze­nia, praw­da?

Wyjaśnienie, równania i wnioski:

Sekret doświad­cze­nia tkwi w zdol­no­ści nie­któ­rych pier­wiast­ków do wypie­ra­nia z roz­two­ru innych pier­wiast­ków. A dokład­niej, meta­le, któ­re wyka­zu­ją mniej­szą “szla­chet­ność” wypie­ra­ją te bar­dziej szla­chet­ne. W naszym przy­pad­ku glin (bo z gli­nu de fac­to skła­da się folia alu­mi­nio­wa) jest zde­cy­do­wa­nie mniej szla­chet­ny (czy­taj bar­dziej aktyw­ny che­micz­nie ) niż miedź i dla­te­go roz­pusz­cza się (utle­nia), jed­no­cze­śnie redu­ku­jąc jony mie­dzi do mie­dzi meta­licz­nej. Meta­le moż­na usta­wić w pewien sze­reg, zwa­ny sze­re­giem aktyw­no­ści (sze­re­giem napię­cio­wym) poczy­na­jąc od meta­li naj­bar­dziej aktyw­nych, aż do tych naj­mniej:

Li K Ca Na Mg Al Zn Mn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Pt Au

Na pew­no zwró­ci­łeś uwa­gę, że w sze­re­gu wystę­pu­je wodór, a wodór prze­cież nie jest meta­lem! Oczy­wi­ście, wodór nie jest meta­lem ale sta­no­wi takie wygod­ne “zero” na ska­li. Co wię­cej moż­na dzię­ki temu stwier­dzić czy dany metal wyprze wodór z … wody czy też nie. Pamię­taj jed­nak, że jed­ną kwe­stią jest zdol­ność do wypie­ra wodo­ru (z elek­tro­che­micz­ne­go punk­tu widze­nia), a dru­gą fak­tycz­ne zaj­ście takiej reak­cji w prak­ty­ce; może ist­nieć sze­reg barier, któ­re będą taką reak­cję unie­moż­li­wia­ły. Masz pomysł co może sta­no­wić takie barie­ry? Jeśli nie, to wyko­naj i prze­ana­li­zuj doświad­cze­nie, w któ­rym do wody wrzu­casz meta­licz­ny magnez.

Wróć­my jed­nak do sze­re­gu aktyw­no­ści meta­li. Jego zna­jo­mość oraz umie­jęt­ne wyko­rzy­sta­nie ma w pra­cy che­mi­ka cał­kiem prak­tycz­ne zna­cze­nie. Sze­reg pozwa­la prze­wi­dy­wać kie­ru­nek reak­cji mię­dzy meta­lem w sta­nie wol­nym, a roz­two­rem soli inne­go meta­lu.

Zasa­da jest pro­sta: metal aktyw­niej­szy (w sze­re­gu napię­cio­wym to ten bar­dziej na lewo) wypie­ra z roz­two­ru soli metal mniej aktyw­ny (to ten umiesz­czo­ny z pra­wej stro­ny w sze­re­gu). Ów rela­tyw­nie bar­dziej aktyw­ny metal zaj­mu­je miej­sce mniej aktyw­ne­go w struk­tu­rze związ­ku. Reak­cje wypie­ra­nia, bo tak je nazy­wa­my, zacho­dzą na ogół spo­koj­nie i powo­li. Hmmm, no to dla­cze­go w zlew­ce się pie­ni­ło i goto­wa­ło, zapy­tasz? Dobre pyta­nie!

Prze­ana­li­zuj­my suma­rycz­ny zapis reak­cji. Wypie­ra­nie mie­dzi z roz­two­ru jej soli przez glin prze­bie­ga według nastę­pu­ją­ce­go rów­na­nia:

3Cu2+ + 2Al → 3Cu↓ + 2Al3+

Na pierw­szy rzut oka wszyst­ko się zga­dza: ste­chio­me­tria, uby­wa­nie ‘alu­mi­nium’, poja­wia­nie się mie­dzi, wzrost tem­pe­ra­tu­ry. Ale zaraz! W naszej zlew­ce coś się jesz­cze pie­ni­ło i sycza­ło! Otóż to! Dosko­na­ła obser­wa­cja! Oka­zu­je się, że powyż­szy pro­ces wymia­ny to nie jedy­ny pro­ces zacho­dzą­cy w ukła­dzie. Zasta­nów­my się zatem co jesz­cze dzie­je się w roz­two­rze.

Po pierw­sze, musisz zauwa­żyć, że chlo­rek miedzi(II) to sól moc­ne­go kwa­su (kwa­su sol­ne­go, HCl) i sła­bej zasa­dy (wodo­ro­tlen­ku miedzi(II), Cu(OH)2). Taka sól w roz­two­rze wod­nym hydro­li­zu­je. Co to ozna­cza? Że CuCl2 reagu­je z wodą. Trze­ba tu jed­nak pamię­tać, że w roz­two­rze wod­nym sól CuCl2 jako moc­ny elek­tro­lit po pierw­sze zdy­so­cju­je i dopie­ro powsta­ją­ce jony reagu­ją z wodą, a nie całe czą­stecz­ki chlor­ku miedzi(II).

Trze­ba też pamię­tać, że powsta­ją­cy w wyni­ku hydro­li­zy HCl jest rów­nież moc­nym elek­tro­li­tem, a zatem w roz­two­rze wod­nym wystę­pu­je nie­mal wyłącz­nie w posta­ci jonów H+ oraz Cl-. Dru­gi z pro­duk­tów reak­cji hydro­li­zy, wodo­ro­tle­nek miedzi(II), Cu(OH)2, jako sła­by elek­tro­lit dyso­cju­je w nie­wiel­kim stop­niu, a więc pozo­sta­je w posta­ci czą­stecz­ko­wej.

Zapis jono­wy reak­cji hydro­li­zy będzie wyglą­dał zatem tak:

Cu2+ + 2Cl- + 2H2O → Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl-

Jony chlor­ko­we (wystę­pu­ją­ce po obu stro­nach rów­na­nia) nie bio­rą udzia­łu w reak­cji, dla­te­go może­my je pomi­nąć w rów­na­niu. Osta­tecz­nie otrzy­mu­je­my skró­co­ny zapis jono­wy reak­cji hydro­li­zy:

Cu2+ + 2H2O → Cu(OH)2 + 2H+

Jest to hydro­li­za katio­no­wa, bo reak­cji ule­ga­ją katio­ny. Zwróć uwa­gę, co otrzy­ma­li­śmy zatem w zlew­ce. Nie otrzy­ma­li­śmy po pro­stu roz­two­ru zawie­ra­ją­ce­go katio­ny mie­dzi i anio­ny chlor­ko­we, otrzy­ma­li­śmy coś znacz­nie bar­dziej “żar­łocz­ne­go”. Powsta­ją­cy nad­miar jonów H+ spra­wia, że roz­twór ma odczyn kwa­śny. Czy to wszyst­ko? Otóż nie.

Glin zna­ny jest z tego, że pasy­wu­je. Pasy­wa­cja pole­ga na powsta­wa­niu ochron­nej war­stew­ki na powierzch­ni meta­lu. Może być to war­stwa dowol­ne­go związ­ku ale naj­czę­ściej two­rzy ją jakiś tle­nek. Tle­nek gli­nu, Al2O3, któ­ry powsta­je na powierzch­ni meta­lu chro­ni go dosko­na­le przez czyn­ni­ka­mi zewnętrz­ny­mi i mimo, że glin jest w sze­re­gu aktyw­no­ści prze­su­nię­ty moc­no na lewo, z wodą nie reagu­je. Ale, ale… gdy ochro­na war­stwa Al2O3 ule­gnie roz­pusz­cze­niu w kwa­śnym roz­two­rze, glin, będzie miał dro­gę wol­ną do reak­cji z wodą. Ta nato­miast zacho­dzi burz­li­wie bo wydzie­la się … zga­dłeś! Wydzie­la się wodór!

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

Czy rze­czy­wi­ście, to co bul­go­cze, syczy i pie­ni się to, poza pew­ną ilo­ścią pary wod­nej, wodór? Sprawdź­my to, tyl­ko ostroż­nie. Z wodo­rem nie ma żar­tów. Wyko­naj ponow­nie doświad­cze­nie w małej pro­bów­ce. Zatkaj jej wylot zwit­kiem waty i po chwi­li go wyj­mij, a do wylo­tu zbliż zapał­kę. Wodór? No pew­nie, że wodór!

Wyglą­da na to, że ta miedź powin­na bar­dziej uwa­żać na to co poże­ra; co za dużo to nie­zdro­wo! Może w koń­cu dostać nie­straw­no­ści albo… nad­kwa­so­ty!

Opra­co­wa­nie opi­su: dr Patryk Zale­ski-Ejgierd ©  /  Zdję­cia: Inter­net (brak pre­cy­zyj­nych danych)

Produkty dostępne w naszym sklepie:

Chcesz być na bieżąco z nowymi pokazami i projektami? Nic prostszego, polub naszą stroną na Facebooku!

Z góry dziękujemy 🙂

Updating…
  • Brak produktów w koszyku.