Sei sicuro che la tua dichiarazione del libro di testo sia corretta? Il catione di X ossiderà l'elemento Y se l'elemento Y è più attivo di X, che di solito è etichettato (può essere verso l'inizio o la fine dell'elenco). Per riferimento, consulta la serie di attività su Wikipedia, dove i metalli più attivi sono al di sopra dei metalli meno attivi nell'elenco.

Come utilizzare la serie di attività:

Ad esempio, cosa succede quando il ferro metallico viene posto in una soluzione acquosa di nitrato di rame (II)?

Scriviamo l'equazione potenziale:

$$ \ ce {2Fe (s) + 3Cu ^ {2+} -> 2Fe ^ {3+} + 3Cu (s)} $$

Poiché il ferro è più attivo del rame, il ferro lo farà ridurre i cationi di rame (ei cationi di rame ossideranno il ferro metallico). Il ferro si dissolverà.

Cosa succede se il rame metallico viene posto in una soluzione acquosa di nitrato di ferro (III)?

Poiché il rame è meno attivo dello ione, il rame metallico non si riduce cationi di ferro. Non si verifica alcuna reazione e il rame non si dissolverà.

La tua domanda

Il piombo è meno attivo dello stagno in tutte le serie di attività che ho visto. Il piombo metallico dovrebbe ridurre i cationi di stagno. Questa reazione dovrebbe funzionare. È possibile che il manuale del libro di testo / delle soluzioni contenga un errore di battitura. Li trovo sempre nei miei libri.

Questo è un bell'esempio: i potenziali di riduzione standard sono vicini, quindi l'equazione di Nernst alla fine rivela ciò che si preferisce che accada spontaneamente, ignorando tutte le complicazioni del mondo reale.

Considera una cella galvanica con una latta span class = "math-container"> $ (\ ce {Sn}) $ elettrodo di metallo in $ x ~ \ pu {M} $ aqueous $ \ ce {Sn (NO3) 2} $ e un lead $ (\ ce {Pb}) $ elettrodo metallico in $ y ~ \ pu {M} $ aqueous $ \ ce {Pb (NO3) 2}. $ Supponiamo che il ponte di sale sia una soluzione acquosa (molto approssimativamente $ \ pu {1 M}) $ di $ \ ce {KNO3}. $ In condizioni standard, $ x = y = \ pu {1 M}, $ e i potenziali di riduzione standard sono

$$ \ begin {align} \ ce {Pb ^ 2 + (aq) + 2 e- &< = > Pb (s)} & \ quad E ^ \ circ & = \ pu {-0.126 V} \\\ ce {Sn ^ 2 + (aq) + 2 e- &< = > Sn (s)} & \ quad E ^ \ circ & = \ pu {-0.14 V} \ end {align} $$

Quindi $ \ ce {Pb ^ 2 +} $ è ridotto spontaneamente a $ \ ce {Pb (s)} $ e $ \ ce {Sn (s)} $ span> viene ossidato spontaneamente in $ \ ce {Sn ^ 2 +} $ . Quindi, $ \ ce {Sn (s)} $ è l'anodo (dove si verifica l'ossidazione) e $ \ ce {Pb (s)} $ è il catodo (dove si verifica la riduzione).

La cella galvanica, in notazione standard, è

$$ \ ce {Sn (s) | Sn ^ 2 + (aq; \ pu {1 M}) || Pb ^ 2 + (aq; \ pu {1 M}) | Pb (s)} $$

e il potenziale di cella standard è

$$ E_ \ mathrm {cell} ^ \ circ = E_ \ mathrm {cathode} ^ \ circ - E_ \ mathrm {anode} ^ \ circ = \ pu {-0,126 V} - (\ pu {-0.14 V}) = \ pu {+0.014 V} $$

Nota che l'anodo è a sinistra e è $ \ ce {Sn (s)}, $ quindi il metallo di latta si ossida.

Se $ x = \ pu {0.6 M} $ e $ y = \ pu {0.1 M}, $ quindi l'equazione di Nernst viene usata in modo ovvio e i potenziali di riduzione non standard sono calcolati come $ E_ \ ce {Pb} = \ pu {-0.156 V} $ e $ E_ \ ce {Sn} = \ pu {-0.147 V} $ , quindi

$$ E_ \ mathrm {cell} = E_ \ mathrm {cathode} - E_ \ mathrm {anode} = \ pu {-0.147 V} - (\ pu {-0.156 V}) = \ pu {+0.009 V} $$

e la notazione della cella galvanica è

$$ \ ce {Pb (s) | Pb ^ 2 + (aq; \ pu {0.1 M}) | | Sn ^ 2 + (aq; \ pu {0.6 M}) | Sn (s)} $$

Di nuovo, l'anodo è a a sinistra, ma ora è $ \ ce {Pb (s)} $ che si ossida.