Как реагирует цинк с соляной кислотой?

Физические свойства металла

Цинк — это хрупкий металл серебристо-голубого цвета, он очень ковок и пластичен.

Химические свойства цинка

Реакция цинка и соляной кислоты

Рассмотрим взаимодействие серебристого металла с соляной кислотой. С НСl цинк реагирует также медленно, с образованием небольших пузырьков и выделением водорода. В результате реакции получается хлорид цинка Zn­Cl₂:

Zn + HCl → Zn­Cl₂ + H₂

Десятки экспериментов у вас дома

Один из самых интересных и амбициозных образовательных химических проектов

Положение в периодической системе химических элементов

Цинк расположены в побочной подгруппе II группы (или в 12 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение цинка и свойства

Электронная конфигурация цинка в основном состоянии:

+30Zn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s

Характерная степень окисления цинка в соединениях +2.

Физические свойства

Цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (быстро тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Температура плавления цинка 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см³.

Нахождение в природе

Среднее содержание цинка в земной коре 8,3·10^-3 мас.%. Основной минерал цинка: сфалерит (цинковая обманка) ZnS..

Цинк играет важную роль в процессах, протекающих в живых организмах.

В природе цинк как самородный металл не встречается.

Способы получения

Цинк получают из сульфидной руды. На первом этапе руду обогащают, повышая концентрацию сульфидов металлов. Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

При пирометаллургическом способе, который использовался издавна, оксид цинка восстанавливают углём или коксом при 1200—1300 °C:

ZnO + С → Zn + CO

Далее цинк очищают от примесей.

В настоящее время основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). При этом сульфид цинка обрабатывают серной кислотой:

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

При это получаемый раствор сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу.

При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %).

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами. При этом образуется белый осадок гидроксида цинка.

Например, хлорид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия:

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ + 2NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Обратите внимание, если мы поместим соль цинка в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс:

ZnCl₂ + 4NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaCl

Цинк

Цинк находится в группе элементов из периодической таблицы, называемой переходными металлами. Эти металлы имеют переменную реакционную способность и различаются в природе в элементарной форме. Цинк встречается в природе как в элементарной форме — как блестящий серый металл, так и в виде соли. Люди и многие другие организмы зависят от определенного количества неметаллического цинка, то есть цинка в форме соли, для поддержания клеточной функции.

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

ZnO + Na₂O → Na₂ZnO₂

Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

Na₂ZnO₂ разбиваем на Na₂O и ZnO

Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка:

K₂ZnO₂ + 4HCl _{(избыток)} → 2KCl + ZnCl₂ + 2H₂O

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV) и кислород:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

2ZnSO₄→ 2ZnO + 2SO₂ + O₂

СaZnO₂ + 4HCl _{(избыток)} = CaCl₂ + ZnCl₂ + 2H₂O

Na₂ZnO₂ + 4HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2NaNO₃ + 2H₂O

Na₂ZnO₂ + 2H₂SO₄ → ZnSO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

K₂ZnO₂ + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄]

Na₂ZnO₂ + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S

Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

ZnS + 8HNO_3(конц.) → ZnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

ZnS + 4H₂SO_4(конц.) = ZnSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

ZnS + 4NaOH + Br₂ = Na₂[Zn(OH)₄] + S + 2NaBr

Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Zn²⁺ + H₂O = ZnOH⁺ + H⁺

II ступень: ZnOH⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺

Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

Например, тетрагидроксоцинкат натрия разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:

Na₂[Zn(OH)₄] разбиваем на NaOH и Zn(OH)₂

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют с кислотными оксидами.

Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2CO₂ = Zn(OH)₂ + 2NaHCO₃

Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

K₂[Zn(OH)₄] + 2CO₂ = Zn(OH)₂ + 2KHCO₃

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

Например, с соляной кислотой:

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl_{(избыток)} → 2NaCl + ZnCl₂ + 4H₂O

Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2НCl_{(недостаток)} → Zn(OH)₂↓ + 2NaCl + 2H₂O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HNO_{3(недостаток)} → Zn(OH)₂↓ + 2NaNO₃ + 2H₂O

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

Na₂[Zn(OH)₄] → Na₂ZnO₂ + 2H₂O↑

K₂[Zn(OH)₄] → K₂ZnO₂ + 2H₂O↑

1. Гидроксид цинка реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата цинка:

Zn(OН)₂ + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

Zn(OН)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OН)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O

Zn(OН)₂ + 2HBr → ZnBr₂ + 2H₂O

2. Гидроксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

Zn(OH)₂ + SO₃ → ZnSO₄ + H₂O

3. Гидроксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли. При этом гидроксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием цинката калия и воды:

2KOH + Zn(OН)₂ → 2KZnO₂ + 2H₂O

Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

Zn(OН)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

4. Гидроксид цинка разлагается при нагревании:

Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O

Оксид цинка можно получить различными методами:

1. Окислением цинка кислородом:

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

Zn(OН)₂ → ZnO + H₂O

3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Оксид цинка — типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

Например, оксид цинка взаимодействует с оксидом натрия:

ZnO + Na₂O → Na₂ZnO₂

2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли. При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например, оксид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием цинката натрия и воды:

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

ZnO + H₂O ≠

4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами. При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства.

Например, оксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

ZnO + SO₃ → ZnSO₄

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

Например, оксид цинка реагирует с соляной кислотой:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид цинка при нагревании реагирует с водородом и угарным газом:

ZnO + С_(кокс) → Zn + СО

ZnO + СО → Zn + СО₂

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната бария:

ZnO + BaCO₃ → BaZnO₂ + СО₂

Цинк и соляная кислота

Хотя не все металлы реагируют с соляной кислотой или HCl, некоторые делают. Способность металла реагировать с HCl зависит от так называемой активности металла, когда металлы с высокой активностью реагируют с HCl. Активность металлического цинка достаточно высока, чтобы позволить ему вступать в реакцию с HCl, которая производит газ H2 и хлорид соединения, или ZnCl2, объясняет д-р Мартин Зильберберг в своей книге «Химия: молекулярная природа материи и изменений».

Цинк как минерал

Вы принимаете цинк в любое время, когда потребляете определенные продукты, особенно мясо и моллюски. Цинк играет важную роль в качестве основного минерала, объясняет доктор Лаурали Шервуд книга «Физиология человека». Ряду ваших ферментов требуется цинк для того, чтобы функционировать, где фермент является химическим веществом, которое помогает протекать быстрее, чем в противном случае. Многие из метаболических ферментов, которые вы используете для обработки питательных веществ, зависят от цинка .

Цинк в теле

Пока у вас HCl в желудке — он помогает в переваривании пищи — вы не производите ни H2, ни ZnCl2, когда потребляете цинк в пище. Это потому, что цинк вы взятие через продукты питания или дополнения не в металлической форме. Вместо этого оно имеет потеряли некоторые из его электронов, образуя положительно заряженные частицы, называемые ионами цинка. Тело не использует металлический цинк, а цинк в пище не реагирует с HCl.

Цинк как типичный щелочной металл

Цинк — это типичный представитель металлов, в нормальном состоянии имеет голубовато-серый цвет, легко окисляется на воздухе, приобретая на поверхности оксидную пленку (ZnO).

Как типичный амфотерный металл цинк взаимодействует с кислородом воздуха: 2Zn+O2=2ZnO — без температуры, с образованием оксидной пленки. При нагревании образуется белый порошок.

Сам оксид реагирует с кислотами с образованием соли и воды:

2ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O.

С растворами кислот. Если цинк обычной чистоты, то уравнение реакции HCl Zn ниже.

Zn+2HCl= ZnCl2+H2↑ — молекулярное уравнение реакции.

Zn (заряд 0) + 2H (заряд +) + 2Cl (заряд -) = Zn (заряд +2) + 2Cl (заряд -)+ 2H (заряд 0) — полное Zn HCl ионное уравнение реакции.

Zn + 2H(+) = Zn(2+) +H2 — С.И.У. (сокращенное ионное уравнение реакции).

Реакция цинка с соляной кислотой

Данное уравнение реакции HCl Zn относится к типу окислительно-восстановительных. Это можно доказать тем, что у Zn и H2 в ходе реакции изменился заряд, наблюдалось качественное проявление реакции, а также наблюдалось присутствие окислителя и восстановителя.

В данном случае H2 является окислителем, так как с. о. водорода до начала реакции была «+», а после стала «0». Он участвовал в процессе восстановления, отдавая 2 электрона.

Zn является восстановителем, он участвует в окислении, принимая 2 электрона, повышая с.о. (степень окисления).

Также это реакция замещения. В ходе нее участвовало 2 вещества, простое Zn и сложное — HCl. В результате реакции образовалось 2 новых вещества, а также одно простое — H2 и одно сложное — ZnCl2. Так как Zn расположен в ряду активности металлов до H2, он вытеснил его из вещества, которое реагировала с ним.