Dlaczego nie używamy stężonego HCl i reakcji cynku do wytwarzania wodoru?
Najpierw przeproś za takie głupie pytanie. Jeden z moich uczniów zadał mi to pytanie, ale nie udało mi się uzyskać idealnej odpowiedzi z internetu. Ogólnie rozcieńczony HCl i zanieczyszczony cynk są używane do produkcji wodoru w laboratorium Moje pytanie brzmi: dlaczego reakcja zatrzymała się po trochę czasu reakcji, jeśli użyjemy czystego cynku i stężonego HCl?
Czy służy do pokrycia cynku siarczanem cynku? Będzie wdzięczny za wszelką życzliwą pomoc.
Odpowiedzi
Jeśli cynk metaliczny $\ce{Zn}$ jest w kontakcie ze skoncentrowanym $\ce{HCl}$ rozwiązanie, $\ce{H2}$powstaje, ale reakcja jest egzotermiczna: roztwór nagrzewa się. Tak jak$\ce{HCl}$ nie jest tak dobrze rozpuszczalny w gorącej wodzie, jest to ułamek rozpuszczonego $\ce{HCl}$zostanie odparowany. Więc wyprodukowany gaz będzie mieszaniną$\ce{H2}$ i $\ce{HCl}$, co nie jest potrzebne.
W każdym razie reakcja między czystym $\ce{Zn}$ i czysty skoncentrowany $\ce{HCl}$nie jest naprawdę szybki. A po pewnym czasie, gdy roztwór zawiera pewną ilość$\ce{Zn^{2+}}$szybkość reakcji spada w taki sposób, że reakcja wygląda na zakończoną. Jest to raczej zaskakujące, a nawet mylące.
Jeśli jednak w roztworze obecne są pewne zanieczyszczenia metaliczne, na przykład $\ce{Co^{2+}}$ lub $\ce{Cu^{2+}}$metaliczny cynk redukuje te jony zgodnie z $$\ce{Zn + Co^{2+} -> Co + Zn^{2+}}$$lub $$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Cu + Zn^{2+}}$$W rezultacie na metalicznym cynku osadzają się niewielkie ilości metalicznego kobaltu lub miedzi. Kontakt dwóch metali$\ce{Zn + Co}$ lub $\ce{Cu}$ wytwarza ogniwo galwaniczne, a szybkość reakcji znacznie wzrasta. $\ce{Zn}$ rozpuszcza się znacznie szybciej, wytwarzając elektrony, które trafiają do plamek miedzi lub kobaltu, gdzie ulegają redukcji $\ce{H+}$ produkować dużo $\ce{H2}$.
Więc najlepszy sposób na produkcję H2 w reakcji $\ce{Zn + HCl}$ polega na stosowaniu niezbyt skoncentrowanych roztworów $\ce{HCl}$ roztworem, z niewielkimi ilościami soli miedzi lub kobaltu dodanych do kwaśnego roztworu.
To samo zjawisko ma miejsce w przypadku ogniwa galwanicznego $\ce{HCl}$ jest zastąpiony przez $\ce{H2SO4}$
Dlaczego lepiej nie stosować stężonego kwasu solnego jest prawdopodobnie spowodowane egzotermicznym charakterem jego reakcji z metalicznym cynkiem i lotnością $\ce{HCl}$ sprzyja możliwej utracie chlorowodoru.
Ponadto sama obecność wody może być korzystna (patrz Tworzenie wodoru w reakcji Zn + (H2O) nz HCl ), umożliwiając przeniesienie jonu cynku do$\ce{[Zn(H2O)6](2+)}$sfera hydratacyjna, która może jeszcze bardziej oddziaływać w reakcji wymiany ligandów. W związku z tym, aby wyjaśnić za pomocą tekstu Libre na temat reakcji:
Jeśli dodasz stężony kwas solny do roztworu zawierającego jony heksaakobaltu (II) (na przykład roztwór chlorku kobaltu (II)), roztwór zmieni swój pierwotny różowy kolor na ciemnoniebieski. Sześć cząsteczek wody jest zastąpionych czterema jonami chloru. Zachodząca reakcja jest odwracalna.
$\ce{[Co(H2O)6](2+) + 4 Cl- <=> [Co(H2O)_6Cl_4](2-) + 6 H2O }$
I dalej do powyższej reakcji, cytując dalej:
Jako źródło jonów chlorkowych stosowany jest stężony kwas solny, ponieważ zapewnia on bardzo wysokie stężenie w porównaniu do tego, co jest możliwe w przypadku, powiedzmy, roztworu chlorku sodu. Stężony kwas solny ma stężenie jonów chlorkowych około 10 mol dm-3. Wysokie stężenie jonów chlorkowych przesuwa pozycję równowagi w prawo zgodnie z zasadą Le Chateliera.
gdzie spodziewałbym się podobnej sekwencji reakcji (jak opisano w cytowanym artykule z 2005 roku z Journal of Physical Chemistry Chemical Physics ) z miedzią zamiast kobaltu.
Również cytowana poprawa szybkości reakcji, związana ze stosowaniem zanieczyszczonego cynku, może być najlepiej zilustrowana w powiązanym doświadczeniu, w którym kwas jest, aczkolwiek,$\ce{H2SO4}$ działając na cynk (jako solidny kawałek $\ce{Zn}$metal) w obecności źródła zanieczyszczeń miedzią. Uwaga, eksperyment wykorzystuje trzy probówki zawierające$\ce{Zn}$ + Kwasowy, ale jeden bez obecności miedzi, jeden o małej powierzchni wiórów miedzianych, a trzeci z wodnym $\ce{CuSO4}$.
Zaskakująco dla niektórych twierdzi się, że trzecia probówka może być w rzeczywistości największym źródłem wodoru! Co ciekawe, w trzeciej probówce nie ma wyjściowego metalu miedzianego. Jednak przytoczono wypieranie nowego metalu Cu (w kolorze czarnym) przez cynk oddziałujący z jonami miedzi zawartymi w$\ce{CuSO4}$. Ta nowo utworzona czarna miedź ma jednak zdecydowanie dużą powierzchnię w porównaniu zarówno z kawałkiem cynku, jak i miedzianymi wiórami.
Jako takie, cytowane przeze mnie wyjaśnienie przyspieszonej reakcji opiera się na ogniwie elektrochemicznym utworzonym z anody z metalu Zn, katody o dużej powierzchni z metalicznej miedzi, a wszystko to w elektrolicie zawierającym jony miedzi. Korozja anodowa cynku jest teraz zauważalnie przyspieszona z powodu obecnie bardzo korzystnego stosunku anody cynkowej o małej powierzchni do czarnej katody miedzianej o dużej powierzchni .
Co więcej, reakcje elektrochemiczne, na ogół, o ile występuje pewne stężenie odczynnika, NIE są sterowane względnymi względami stężeń, jak ma to miejsce w przypadku standardowych reakcji chemicznych (dla bieżącej reakcji, patrz wykres szybkości reakcji tutaj przedstawiający spłaszczenie).
Najwyraźniej istnieje kilka powodów, w tym podłoże elektrochemiczne, dla którego preferencyjnie należy stosować rozcieńczone $\ce{HCl}$ wraz z nieczystymi $\ce{Zn}$ metal.