Por que não usamos HCl concentrado e reação de zinco para preparar hidrogênio?
Em primeiro lugar, peça desculpas por essa pergunta tola. Um dos meus alunos me fez essa pergunta, mas eu não consegui obter uma resposta perfeita da internet. Geralmente, HCl diluído e zinco impuro são usados para produção de hidrogênio em laboratório. Minha pergunta é por que a reação parou depois algum tempo de reação se usarmos zinco puro e HCl concentrado?
É para encobrir o zinco pelo sulfato de zinco? Ficarei grato por qualquer tipo de ajuda.
Respostas
Se zinco metálico $\ce{Zn}$ está em contato com concentrado $\ce{HCl}$ solução, $\ce{H2}$é produzido, mas a reação é exotérmica: a solução fica quente. Como$\ce{HCl}$ não é tão altamente solúvel em água quente, uma fração do dissolvido $\ce{HCl}$será vaporizado. Portanto, o gás produzido será uma mistura de$\ce{H2}$ e $\ce{HCl}$, o que não é desejado.
De qualquer forma, a reação entre o puro $\ce{Zn}$ e puro concentrado $\ce{HCl}$não é realmente rápido. E, depois de algum tempo, quando a solução contiver uma certa quantidade de$\ce{Zn^{2+}}$, a taxa de reação diminui de tal maneira que a reação parece terminada. É bastante surpreendente e até enganoso.
No entanto, se algumas impurezas metálicas estiverem presentes na solução, como $\ce{Co^{2+}}$ ou $\ce{Cu^{2+}}$, o zinco metálico reduz esses íons de acordo com $$\ce{Zn + Co^{2+} -> Co + Zn^{2+}}$$ou $$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Cu + Zn^{2+}}$$Como resultado, algumas pequenas quantidades de cobalto metálico ou cobre são depositadas no metal de zinco. O contato dos dois metais$\ce{Zn + Co}$ ou $\ce{Cu}$ produz uma célula galvânica, e a taxa de reação aumenta muito. $\ce{Zn}$ é dissolvido muito mais rápido, produzindo elétrons que vão para os pontos de cobre ou cobalto, onde reduzem $\ce{H+}$ para produzir muito $\ce{H2}$.
Portanto, a melhor maneira de produzir H2 pela reação $\ce{Zn + HCl}$ é usar soluções não muito concentradas de $\ce{HCl}$ solução, com pequenas quantidades de sais de cobre ou cobalto adicionados à solução ácida.
O mesmo fenômeno da célula galvânica acontece se $\ce{HCl}$ é substituído por $\ce{H2SO4}$
O motivo pelo qual é melhor não empregar ácido clorídrico concentrado é provavelmente devido à natureza exotérmica de sua reação com o metal de zinco e a volatilidade do $\ce{HCl}$ propiciando uma possível perda de Cloreto de Hidrogênio.
Além disso, a própria presença de água pode ser benéfica (consulte a formação de hidrogênio na reação de Zn + (H2O) n com HCl ) ao permitir que um íon de zinco seja movido para um$\ce{[Zn(H2O)6](2+)}$esfera de hidratação que pode interagir ainda mais em uma reação de troca de ligante. Da mesma forma, para expor por Texto Livre sobre a reação:
Se você adicionar ácido clorídrico concentrado a uma solução contendo íons hexaaquacobalto (II) (por exemplo, solução de cloreto de cobalto (II)), a solução muda de sua cor rosa original para um azul escuro rico. As seis moléculas de água são substituídas por quatro íons cloro. A reação que ocorre é reversível.
$\ce{[Co(H2O)6](2+) + 4 Cl- <=> [Co(H2O)_6Cl_4](2-) + 6 H2O }$
E mais adiante na reação acima, para continuar citando:
O ácido clorídrico concentrado é usado como fonte de íons cloreto porque fornece uma concentração muito alta em comparação com o que é possível com, digamos, solução de cloreto de sódio. O ácido clorídrico concentrado possui uma concentração de íon cloreto de aproximadamente 10 mol dm-3. A alta concentração de íons de cloreto empurra a posição de equilíbrio para a direita de acordo com o Princípio de Le Chatelier.
onde eu esperaria uma sequência de reação semelhante (conforme relatado no artigo citado de 2005 do Journal of Physical Chemistry Chemical Physics ) com cobre no lugar de cobalto.
Além disso, uma melhoria citada na taxa de reação, relacionada ao uso de zinco impuro, é talvez melhor ilustrada em um experimento relacionado em que o ácido é, embora,$\ce{H2SO4}$ agindo sobre o zinco (como uma peça sólida de $\ce{Zn}$metal) na presença de uma fonte de impureza de cobre. Nota, o experimento emprega três tubos de ensaio contendo$\ce{Zn}$ + Ácido, mas um sem qualquer presença de cobre, um com baixa área de superfície de aparas de cobre, e o 3º com aquoso $\ce{CuSO4}$.
Surpreendentemente para alguns, afirma-se que o terceiro tubo de ensaio pode, na verdade, ser a maior fonte de gás hidrogênio! Curiosamente, no terceiro tubo de ensaio, não há metal de cobre inicial. No entanto, é citada uma formação de deslocamento do novo metal Cu (na cor preta) pelo zinco interagindo com os íons cúpricos de$\ce{CuSO4}$. Este cobre preto recém-formado, no entanto, tem uma área de superfície decididamente alta em comparação com a peça de metal de zinco e as aparas de cobre.
Como tal, minha explicação citada da reação acelerada é baseada na célula eletroquímica formada com um ânodo de metal Zn, um cátodo de metal de cobre de alta área , tudo em um eletrólito de íons de cobre. A corrosão anódica do zinco é agora observavelmente acelerada devido à proporção agora muito favorável entre o ânodo de zinco de área superficial baixa e o cátodo de cobre preto de área superficial alta .
Além disso, as reações eletroquímicas, em geral, desde que haja alguma presença de concentração de reagente, NÃO são conduzidas pelas considerações de concentração relativa como ocorre com as reações químicas padrão (para a reação atual, consulte o gráfico da taxa de reação aqui que descreve um nivelamento).
Então, aparentemente, há talvez várias razões, incluindo uma base eletroquímica, por que usar preferencialmente diluído $\ce{HCl}$ junto com impuro $\ce{Zn}$ metal.