Pourquoi n'utilisons-nous pas la réaction concentrée de HCl et de zinc pour préparer l'hydrogène?
Tout d'abord, excusez-vous pour cette question idiote.Un de mes étudiants m'a posé cette question mais je n'ai pas pu obtenir une réponse parfaite sur Internet.Généralement, du HCl dilué et du zinc impur sont utilisés pour la production d'hydrogène en laboratoire.Ma question est de savoir pourquoi la réaction s'est arrêtée après une réaction peu de temps si nous utilisons du zinc pur et du HCl concentré?
Est-ce pour le zinc de couverture par du sulfate de zinc? Il sera reconnaissant pour toute aide aimable.
Réponses
Si le zinc métallique $\ce{Zn}$ est en contact avec des $\ce{HCl}$ solution, $\ce{H2}$se produit, mais la réaction est exothermique: la solution chauffe. Comme$\ce{HCl}$ n'est pas très soluble dans l'eau chaude, une fraction du dissous $\ce{HCl}$sera vaporisé. Ainsi, le gaz produit sera un mélange de$\ce{H2}$ et $\ce{HCl}$, ce qui n'est pas voulu.
Quoi qu'il en soit, la réaction entre pur $\ce{Zn}$ et pur concentré $\ce{HCl}$n'est pas vraiment rapide. Et, après un certain temps, lorsque la solution contient une certaine quantité de$\ce{Zn^{2+}}$, la vitesse de réaction diminue de telle manière que la réaction semble terminée. C'est assez surprenant et même trompeur.
Cependant, si certaines impuretés métalliques sont présentes en solution, comme $\ce{Co^{2+}}$ ou alors $\ce{Cu^{2+}}$, le zinc métallique réduit ces ions selon $$\ce{Zn + Co^{2+} -> Co + Zn^{2+}}$$ou alors $$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Cu + Zn^{2+}}$$En conséquence, de petites quantités de cobalt métallique ou de cuivre sont déposées sur le métal de zinc. Le contact des deux métaux$\ce{Zn + Co}$ ou alors $\ce{Cu}$ produit une cellule galvanique, et la vitesse de réaction augmente beaucoup. $\ce{Zn}$ se dissout beaucoup plus rapidement, produisant des électrons qui vont sur les taches de cuivre ou de cobalt, où ils réduisent $\ce{H+}$ produire beaucoup de $\ce{H2}$.
Donc, la meilleure façon de produire du H2 par la réaction $\ce{Zn + HCl}$ consiste à utiliser des solutions pas trop concentrées de $\ce{HCl}$ solution, avec de petites quantités de sels de cuivre ou de cobalt ajoutés dans la solution acide.
Le même phénomène de cellule galvanique se produit si $\ce{HCl}$ est remplacé par $\ce{H2SO4}$
La raison pour laquelle il vaut mieux ne pas utiliser d'acide chlorhydrique concentré est probablement due à la nature exothermique de sa réaction avec le zinc métallique et à la volatilité de $\ce{HCl}$ lui-même favorisant une éventuelle perte de chlorure d'hydrogène.
En outre, la présence même d'eau peut être bénéfique (voir Formation d'hydrogène dans la réaction de Zn + (H2O) n avec HCl ) en permettant à un ion zinc d'être déplacé dans un$\ce{[Zn(H2O)6](2+)}$sphère d'hydratation qui peut encore interagir dans une réaction d'échange de ligand. Dans le même ordre d'idées, pour expliquer par Libre Text la réaction:
Si vous ajoutez de l'acide chlorhydrique concentré à une solution contenant des ions hexaaquacobalt (II) (par exemple, une solution de chlorure de cobalt (II)), la solution passe de sa couleur rose d'origine à un bleu foncé riche. Les six molécules aqua sont remplacées par quatre ions chloro. La réaction en cours est réversible.
$\ce{[Co(H2O)6](2+) + 4 Cl- <=> [Co(H2O)_6Cl_4](2-) + 6 H2O }$
Et plus loin sur la réaction ci-dessus, pour continuer à citer:
L'acide chlorhydrique concentré est utilisé comme source d'ions chlorure car il fournit une concentration très élevée par rapport à ce qui est possible avec, par exemple, une solution de chlorure de sodium. L'acide chlorhydrique concentré a une concentration en ions chlorure d'environ 10 moles dm-3. La concentration élevée en ions chlorure pousse la position de l'équilibre vers la droite selon le principe de Le Chatelier.
où je m'attendrais à une séquence de réaction similaire (comme indiqué dans l'article cité de 2005 du Journal of Physical Chemistry Chemical Physics ) avec du cuivre à la place du cobalt.
En outre, une amélioration citée de la vitesse de réaction, relative à l'utilisation de zinc impur, est peut-être mieux illustrée dans une expérience connexe où l'acide est, bien que,$\ce{H2SO4}$ agissant sur le zinc (comme un morceau solide de $\ce{Zn}$métal) en présence d'une source d'impureté de cuivre. Notez que l'expérience utilise trois tubes à essai contenant$\ce{Zn}$ + Acide, mais un sans aucune présence de cuivre, un avec des copeaux de cuivre de faible surface et le troisième avec des $\ce{CuSO4}$.
Étonnamment pour certains, on prétend que le 3ème tube à essai pourrait en fait être la plus grande source d'hydrogène gazeux! Fait intéressant, dans le troisième tube à essai, il n'y a pas de cuivre métallique de départ. Cependant, il est cité une formation par déplacement de nouveau métal Cu (de couleur noire) par le zinc interagissant avec les ions cuivriques de$\ce{CuSO4}$. Ce cuivre noir nouvellement formé, cependant, a une surface nettement élevée par rapport à la fois au morceau de zinc et aux tournures de cuivre.
En tant que telle, mon explication citée de la réaction accélérée est basée sur la cellule électrochimique formée avec une anode de métal Zn, une cathode de grande surface en cuivre métallique, le tout dans un électrolyte d'ions cuivre. La corrosion anodique du zinc est maintenant accélérée de manière observable en raison du rapport maintenant très favorable de l'anode de zinc à faible surface spécifique à la cathode en cuivre noir à grande surface spécifique .
En outre, les réactions électrochimiques, en général tant qu'il y a une certaine concentration de réactif, ne sont PAS motivées par les considérations de concentration relative comme cela se produit avec les réactions chimiques standard (pour la réaction actuelle, voir le graphique de la vitesse de réaction illustrant ici un aplatissement).
Donc, apparemment, il y a peut-être plusieurs raisons, y compris un fondement électrochimique, pour lesquelles utiliser préférentiellement diluer $\ce{HCl}$ avec impur $\ce{Zn}$ métal.