Zn + HCl = ? уравнение реакции. Реакция между соляной кислотой и цинком

Как реагирует цинк с соляной кислотой?

Физические свойства металла

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

Кристаллы этого металла похожи на иголки, поэтому, вероятнее всего, название тридцатого элемента происходит от немецкого zinke, что переводится как «зубец». Цинк настолько хрупкий, что если согнуть палочку этого металла при нормальной температуре, можно услышать хруст, даже более отчетливый, чем у олова. При температурах 100–150 °С цинк становится тягучим и используется для соединения деталей между собой. Но если температура воздействия на цинк поднимется, к примеру, до 210 °С, серебристый металл вновь станет хрупким.

Химические свойства цинка

Тридцатый элемент таблицы Менделеева является мощным восстановителем. При высоких температурах металл сгорает и тем самым образует атмосферный белый оксид цинка. Реакция сопровождается голубым пламенем:

2Zn + O₂ → 2ZnO

При горении цинк весьма бурно реагирует с серой. Взаимодействие сопровождается красивым зеленоватым пламенем:

Zn + S → ZnS

С галогенами цинк реагирует в присутствии влаги:

Zn + Cl₂ → Zn­Cl₂

Также цинк реагирует с парами воды при 600–800 °С с образованием водорода и оксида цинка:

Zn + 2H₂O = ZnO + H₂

Если опустить кусочек цинка в разбавленную серную кислоту, пойдет выделение пузырьков водорода:

H₂­SO₄ + Zn = Zn­SO₄ + H₂↑

Цинк — тяжелый металл (например, по сравнению с литием), поэтому такой металл не всплывает на поверхность под действием пузырьков.

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:

2ZnSO42ZnO + 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 + 8HNO3(конц.) → ZnSO4 + 8NO2 + 4H2O

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

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

ZnS + 4H2SO4(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] + 2HNO3(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 солицинкаты, 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 солицинкаты, 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.

Источники
  • https://melscience.com/RU-ru/articles/reakciya-mezhdu-solyanoj-kislotoj-i-cinkom/
  • https://chemege.ru/zink/
  • https://ru.thehealthypost.com/how-does-zinc-react-with-hydrochloric-acid-29757
  • https://FB.ru/article/400295/uravnenie-reaktsii-hcl-zn-ovr-sokraschennoe-ionnoe-uravnenie

Понравилась статья? Поделиться с друзьями: