Serie de reactividad

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En química, una serie de reactividad (o serie de actividad) es una progresión empírica, calculada y estructuralmente analítica de una serie de metales, ordenados por su "reactividad" de mayor a menor. Se utiliza para resumir información sobre las reacciones de los metales con ácidos y agua, reacciones de desplazamiento simple y la extracción de metales de sus minerales.

Tabla

Metal	Ion	Reactividad	Extracción
Caesio Cs	Cs⁺	reacciona con agua fría	Electrolisis (a.k.a. refinación electrolítica)
Rubidium Rb	Rb⁺
Potasio K	K⁺
Sodium Na	Na⁺
Lithium Li	Li⁺
Barium Ba	Ba²⁺
Strontium Sr	Sr²⁺
Calcio Ca	Ca²⁺
Magnesio Mg	Mg²⁺	reacciona muy lentamente con agua fría, pero rápidamente en agua hirviendo, y muy vigorosamente con ácidos
Beryllium Be	Be²⁺	reacciona con ácidos y vapor
Aluminio	Al³⁺	reacciona con ácidos y vapor
Ti Titanio	Ti⁴⁺	reacciona con ácidos minerales concentrados	extracción pirometalúrgica mediante magnesio, o menos comúnmente otros metales alcalinos, hidrógeno o calcio en el proceso Kroll
Manganese Mn	Mn²⁺	reacciona con ácidos; muy mala reacción con vapor	fundición con coca
Zinc Zn	Zn²⁺		fundición con coca
Chromium Cr	Cr³⁺		reacción aluminotérmica
Iron Fe	Fe²⁺		fundición con coca
Cadmio Cd	Cd²⁺
Cobalt Co	Co²⁺
Nickel Niel	Ni²⁺
Tin Sn	Sn²⁺
Pb	Pb²⁺
Antimonía Sb	Sb³⁺	puede reaccionar con algunos ácidos oxidantes fuertes	calor o extracción física
Bismuth Bi	Bi³⁺	puede reaccionar con algunos ácidos oxidantes fuertes
Copper Cu	Cu²⁺	reacciona lentamente con el aire
Tungsten W	W³⁺	puede reaccionar con algunos ácidos oxidantes fuertes
Mercury Hg	Hg²⁺
Silver Ag	Ag⁺
Oro Au	Au³⁺
Platinum Pt	Pt⁴⁺

Viendo desde abajo hacia arriba de la tabla los metales:

aumento de la reactividad;
perder electrones (oxidizar) más fácilmente para formar iones positivos;
corrosión o empañar más fácilmente;
requiere que más energía (y diferentes métodos) sea aislada de sus compuestos;
convertirse en agentes de reducción más fuertes (donantes electores).

Definición de reacciones

No existe una forma única y completamente consistente de definir la serie de reactividad, pero es común usar los tres tipos de reacción que se enumeran a continuación, muchas de las cuales se pueden realizar en el laboratorio de una escuela secundaria (al menos como demostraciones).

Reacción con agua y ácidos

Los metales más reactivos, como el sodio, reaccionarán con agua fría para producir hidrógeno y el hidróxido metálico:

2 Na (s) + 2 H₂O (l) →2 NaOH (aq) + H₂ g)

Los metales en el medio de la serie de reactividad, como el hierro, reaccionarán con ácidos como el ácido sulfúrico (pero no con el agua a temperaturas normales) para dar hidrógeno y una sal metálica, como el sulfato de hierro (II):

Fe (s) + H₂Así que...₄ l) → FeSO₄ (aq) + H₂ g)

Existe cierta ambigüedad en los límites entre los grupos. El magnesio, el aluminio y el zinc pueden reaccionar con el agua, pero la reacción suele ser muy lenta a menos que las muestras de metal estén especialmente preparadas para eliminar la capa de óxido de pasivación de la superficie que protege el resto del metal. El cobre y la plata reaccionarán con el ácido nítrico; pero debido a que el ácido nítrico es un ácido oxidante, el agente oxidante no es el ion H⁺ como en los ácidos normales, sino el ion NO₃^-.

Comparación con potenciales de electrodos estándar

La serie de reactividad a veces se cita en estricto orden inverso a los potenciales de los electrodos estándar, cuando también se la conoce como "serie electroquímica".

La siguiente lista incluye los elementos metálicos de los primeros seis períodos. Se basa principalmente en tablas proporcionadas por NIST. Sin embargo, no todas las fuentes dan los mismos valores: existen algunas diferencias entre los valores precisos dados por el NIST y el CRC Handbook of Chemistry and Physics. En los primeros seis períodos esto no hace una diferencia en el orden relativo, pero en el séptimo período sí, por lo que los elementos del séptimo período han sido excluidos. (En cualquier caso, los estados de oxidación típicos de los elementos más accesibles del séptimo período, el torio y el uranio, son demasiado altos para permitir una comparación directa).

Se ha incluido el hidrógeno como punto de referencia, aunque no es un metal. Se han incluido germanio, antimonio y astato limítrofes. Se han omitido algunos otros elementos en el medio de las filas 4d y 5d (Zr-Tc, Hf-Os) cuando sus cationes simples están demasiado cargados o son de existencia bastante dudosa. Las filas atenuadas indican valores basados en estimaciones en lugar de experimentos.

Z	Sym	Elemento	Reacción	E° (V)
3	Li	litio	Li⁺ + e⁻ → Li	−3.04
55	Cs	cesio	Cs⁺ + e⁻ → Cs	−3.03
37	Rb	rubidium	Rb⁺ + e⁻ → Rb	−2.94
19	K	potasio	K⁺ + e⁻ → K	−2.94
56	Ba	bario	Ba²⁺ + 2 e⁻ → Ba	−2.91
38	Sr	estroncio	Sr²⁺ + 2 e⁻ → Sr	−2.90
20	Ca	calcio	Ca²⁺ + 2 e⁻ → Ca	−2.87
11	Na	sodio	Na⁺ + e⁻ → Na	−2.71
57	La	lanthanum	La³⁺ + 3 e⁻ → La	−2.38
39	Y	Yttrium	Y³⁺ + 3 e⁻ → Y	−2.38
12	Mg	magnesio	Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg	−2.36
59	Pr	praseodymium	Pr³⁺ + 3 e⁻ → Pr	−2.35
58	Ce	cercio	Ce³⁺ + 3 e⁻ → Ce	−2.34
68	Er	erbium	Er³⁺ + 3 e⁻ → Er	−2.33
67	Ho	Holmium	Ho³⁺ + 3 e⁻ → Ho	−2.33
60	Nd	neodimio	Nd³⁺ + 3 e⁻ → Nd	−2.32
69	T m	thulium	T m³⁺ + 3 e⁻ → Tm	−2.32
62	Sm	samarium	Sm³⁺ + 3 e⁻ → Sm	−2.30
61	Pm	prometio	Pm³⁺ + 3 e⁻ → Pm	−2.30
66	Dy	disprosio	Dy³⁺ + 3 e⁻ → Dy	−2.29
71	Lu	lutetium	Lu³⁺ + 3 e⁻ → Lu	2.28
65	Tb	terbium	Tb³⁺ + 3 e⁻ → Tb	2.28
64	Gd	gadolinio	Gd³⁺ + 3 e⁻ → Gd	2.28
70	Yb	ytterbium	Yb³⁺ + 3 e⁻ → Yb	−2.19
21	Sc	escaso	Sc³⁺ + 3 e⁻ → Sc	−2.09
63	Eu	europio	Eu³⁺ + 3 e⁻ → Eu	−1.99
4	Be	beryllium	Be²⁺ + 2 e⁻ → Ser	−1.97
13	Al	aluminio	Al³⁺ + 3 e⁻ → Al	−1.68
22	Ti	titanio	Ti³⁺ + 3 e⁻ → Ti	−1.37
25	Mn	manganeso	Mn²⁺ + 2 e⁻ → Mn	−1.18
23	V	vanadium	V²⁺ + 2 e⁻ → V	−1.12
24	Cr	cromo	Cr²⁺ + 2 e⁻ → Cr	−0,89
30	Zn	zinc	Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn	−0.76
31	Ga	gallium	Ga³⁺ + 3 e⁻ → Ga	−0.55
26	Fe	plancha	Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe	−0,44
48	Cd	cadmio	Cd²⁺ + 2 e⁻ → Cd	−0,40
49	In	indio	In³⁺ + 3 e⁻ →	−0.34
81	Tl	thallium	Tl⁺ + e⁻ → Tl	−0.34
27	Co	cobalto	Co²⁺ + 2 e⁻ → Co	−0.28
28	Ni	Nickel	Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni	−0,24
50	Sn	lata	Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn	−0.14
82	Pb	plomo	Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb	−0.13
1	H	hidrógeno	2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂	0.00
32	Ge	germanio	Ge²⁺ + 2 e⁻ → Ge	+0.1
51	Sb	antimonio	Sb³⁺ + 3 e⁻ → Sb	+0.15
83	Bi	bismuth	Bi³⁺ + 3 e⁻ → Bi	+0.31
29	Cu	cobre	Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu	+0.34
84	Po	polonio	Po²⁺ + 2 e⁻ → Po	+0.6
44	Ru	rutenio	Ru³⁺ + 3 e⁻ → Ru	+0.60
45	Rh	rhodium	Rh³⁺ + 3 e⁻ → Rh	+0.76
47	Ag	plata	Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0.80
80	Hg	mercurio	Hg²⁺ + 2 e⁻ → Hg	+0.85
46	Pd	palladium	Pd²⁺ + 2 e⁻ → Pd	+0.92
77	Ir	iridium	Ir³⁺ + 3 e⁻ → Ir	+1.0
85	At	astatine	At⁺ + e⁻ →	+1.0
78	Pt	platino	Pt²⁺ + 2 e⁻ → Pt	+1.18
79	Au	oro	Au³⁺ + 3 e⁻ → Au	+1.50

Las posiciones del litio y el sodio cambian en dicha serie.

Los potenciales de electrodos estándar ofrecen una medida cuantitativa del poder de un agente reductor, en lugar de las consideraciones cualitativas de otras series reactivas. Sin embargo, sólo son válidos para condiciones estándar: en particular, sólo se aplican a reacciones en solución acuosa. Incluso con esta condición, los potenciales de los electrodos de litio, sodio y oro (y, por tanto, sus posiciones en la serie electroquímica) parecen anómalos. El orden de reactividad, como lo muestra el vigor de la reacción con el agua o la velocidad a la que la superficie del metal se empaña en el aire, parece ser

cesium confianzapotassium metales de tierra alcalinos,

es decir, metales alcalinos>metales alcalinotérreos

lo mismo que el orden inverso de las energías de ionización (fase gaseosa). Esto lo confirma la extracción de litio metálico mediante electrólisis de una mezcla eutéctica de cloruro de litio y cloruro de potasio: en el cátodo se forma litio metálico, no potasio.

Comparación con valores de electronegatividad

La imagen muestra un extracto de la tabla periódica con los valores de electronegatividad de los metales.

Wulfsberg distingue:
< /span> metales muy electropositivos con valores de electronegatividad inferiores a 1,4
metales electropositivos con valores entre 1,4 y 1,9; y
metales electronegativos con valores entre 1,9 y 2,54.

En la imagen, los metales del grupo 1-2 y los lantánidos y actínidos son muy electropositivos a electropositivos; los metales de transición de los grupos 3 a 12 son desde electropositivos hasta electronegativos; y los metales de post-transición son electropositivos a electronegativos. Los metales nobles, dentro del borde discontinuo (como un subconjunto de los metales de transición) son muy electronegativos.

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