Почему мы не используем концентрированную HCl и реакцию цинка для получения водорода?
Сначала извинитесь за этот глупый вопрос. Один из моих учеников задал мне этот вопрос, но я не смог получить точного ответа в Интернете. Обычно для производства водорода в лаборатории используются разбавленные HCl и нечистый цинк. Мой вопрос: почему реакция останавливается после небольшая временная реакция, если мы используем чистый цинк и концентрированную HCl?
Это для покрытия цинка сульфатом цинка? Буду благодарен за любую помощь.
Ответы
Если металлический цинк $\ce{Zn}$ контактирует с концентрированными $\ce{HCl}$ решение, $\ce{H2}$образуется, но реакция экзотермична: раствор нагревается. В виде$\ce{HCl}$ не так хорошо растворим в горячей воде, часть растворенных $\ce{HCl}$будет испаряться. Таким образом, добытый газ будет представлять собой смесь$\ce{H2}$ а также $\ce{HCl}$, что нежелательно.
Во всяком случае, реакция между чистым $\ce{Zn}$ и чистый концентрированный $\ce{HCl}$не очень быстро. И, по прошествии некоторого времени, когда раствор будет содержать определенное количество$\ce{Zn^{2+}}$, скорость реакции уменьшается таким образом, что реакция выглядит завершенной. Это довольно удивительно и даже обманчиво.
Однако, если в растворе присутствуют металлические примеси, например $\ce{Co^{2+}}$ или же $\ce{Cu^{2+}}$металлический цинк восстанавливает эти ионы согласно $$\ce{Zn + Co^{2+} -> Co + Zn^{2+}}$$или же $$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Cu + Zn^{2+}}$$В результате на металлический цинк откладывается небольшое количество металлического кобальта или меди. Контакт двух металлов$\ce{Zn + Co}$ или же $\ce{Cu}$ производит гальванический элемент, и скорость реакции сильно возрастает. $\ce{Zn}$ растворяется намного быстрее, производя электроны, которые переходят на пятна меди или кобальта, где они восстанавливают $\ce{H+}$ производить много $\ce{H2}$.
Итак, лучший способ получения H2 реакцией $\ce{Zn + HCl}$ заключается в использовании не слишком концентрированных растворов $\ce{HCl}$ раствор, с добавлением небольшого количества солей меди или кобальта в кислый раствор.
То же самое явление гальванического элемента происходит, если $\ce{HCl}$ заменяется на $\ce{H2SO4}$
Что касается того, почему лучше не использовать концентрированную соляную кислоту, вероятно, из-за экзотермической природы ее реакции с металлическим цинком и летучести $\ce{HCl}$ сам по себе способствует возможной потере хлористого водорода.
Кроме того, само присутствие воды может быть полезным (см. Образование водорода в реакции Zn + (H2O) n с HCl ), позволяя иону цинка перемещаться в$\ce{[Zn(H2O)6](2+)}$гидратная сфера, которая может даже далее взаимодействовать в реакции обмена лиганда. Соответственно, чтобы разъяснить в Libre Text реакцию:
Если вы добавляете концентрированную соляную кислоту в раствор, содержащий ионы гексааквакобальта (II) (например, раствор хлорида кобальта (II)), раствор меняет свой первоначальный розовый цвет на темно-синий. Шесть молекул воды заменены четырьмя ионами хлора. Происходящая реакция обратима.
$\ce{[Co(H2O)6](2+) + 4 Cl- <=> [Co(H2O)_6Cl_4](2-) + 6 H2O }$
И далее по вышеуказанной реакции, чтобы продолжить цитирование:
Концентрированная соляная кислота используется в качестве источника хлорид-ионов, поскольку она обеспечивает очень высокую концентрацию по сравнению, например, с раствором хлорида натрия. Концентрированная соляная кислота имеет концентрацию хлорид-иона примерно 10 моль дм-3. Высокая концентрация хлорид-иона смещает положение равновесия вправо в соответствии с принципом Ле Шателье.
где я ожидал бы аналогичную последовательность реакций (как сообщается в процитированной статье 2005 г. из Journal of Physical Chemistry Chemical Physics ) с медью вместо кобальта.
Кроме того, указанное улучшение скорости реакции, связанное с использованием неочищенного цинка, возможно, лучше всего иллюстрируется аналогичным экспериментом, в котором кислота, хотя и$\ce{H2SO4}$ действуя на цинк (как твердый кусок $\ce{Zn}$металл) в присутствии источника примеси меди. Обратите внимание: в эксперименте используются три пробирки, содержащие$\ce{Zn}$ + Кислотный, но один без присутствия меди, один с медной стружкой с малой площадью поверхности, а третий с водной $\ce{CuSO4}$.
К удивлению некоторых, утверждается, что третья пробирка на самом деле может быть крупнейшим источником газообразного водорода! Интересно, что в 3-й пробирке нет исходной металлической меди. Однако цитируется образование замещения нового металла Cu (черного цвета) под действием цинка, взаимодействующего с ионами двухвалентной меди.$\ce{CuSO4}$. Однако эта недавно сформированная черная медь имеет значительно большую площадь поверхности по сравнению как с металлическим цинком, так и с медной стружкой.
Таким образом, цитируемое мной объяснение ускоренной реакции основано на электрохимической ячейке, образованной анодом из металлического цинка, катодом большой площади из металлической меди, все в электролите из ионов меди. Анодная коррозия цинка теперь заметно ускоряется благодаря теперь очень благоприятному соотношению цинкового анода с малой площадью поверхности и черного медного катода с большой площадью поверхности .
Кроме того, электрохимические реакции, как правило, до тех пор, пока присутствует некоторая концентрация реагента, НЕ управляются соображениями относительной концентрации, как это происходит со стандартными химическими реакциями (для текущей реакции см. График скорости реакции здесь, изображающий сплющивание).
Таким образом, очевидно, что, возможно, существует несколько причин, включая электрохимическую основу, почему предпочтительнее использовать разбавленные вещества. $\ce{HCl}$ вместе с нечистым $\ce{Zn}$ металл.