ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК

Цельработы

Изучение взаимодействия цинка с кислотами и щелочами, его восстановительных и амфотерных свойств.

Краткиетеоретическиесведения

Цинк является d-элементом, имеет порядковый номер 30 в таблице Д.И. Менделеева, атомную массу 65,4; электронную конфигурацию 3d104s2, которая обуславливает постоянную валентность II и степень окисления +2.

Это блестящий серебристо-белый тяжелый металл с плотностью 7,13 г/см3, tпл = 419,44 °С; твердостью 2,5-2,9 по шкале Мооса. Он диамагнитен, имеет пять природных изотопов. Находит широкое применение в различных сплавах, для покрытия изделий из железа (стали) для защиты их от коррозии.

Цинк – необходимый элемент как для организма человека и животных, так и для растений. Он входит в состав фермента крови, с помощью которого происходит перенос в ней диоксида углерода СО2.

Цинк – металл средней активности ( Å0Zn / Zn2+ = − 0,76 В). При хранении

в сухом воздухе цинк длительное время остается блестящим, однако во влажном воздухе поверхность его покрывается тонкой защитной пленкой оксида ZnO и гидроксокарбоната (ZnOH)2СО3, которая в дальнейшем предохраняет металл от коррозионного действия атмосферных реагентов.

Металлический цинк не разлагает воду при комнатной температуре или кипячении, поскольку в присутствии воды поверхность цинка покрывается гидроксидом Zn(OH)2, который препятствует дальнейшему разрушению металла.

Гидроксид цинка нерастворим в воде, но легко растворяется в кислотах:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

и щелочах, образуя цинкаты и гидроксоцинкаты:

Zn(OH)2 + 2NaOH	' Na2[(ZnOH)4]	' Na2ZnO2+ 2H2O
	Тетрагидроксоцинкат натрия	Цинкат натрия

Гидроксид цинка, проявляя амфотерные свойства, диссоциирует как основание и как кислота:

Zn2++2ОН¯ ' (ZnOH)2 '	Н2ZnO2 ' 2Н++ ZnO 22−
Основные свойства	Кислотные свойства
Химия. Лаб. практикум	-174-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК

Краткие теоретические сведения

Цинк реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами, в которых окислителем являются ионы Н+:

Zn – 2ē → Zn2+	Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
	Zn – восстановитель,
2Н+ + 2ē → H2↑	Н+ – окислитель,
	Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2↑

С концентрированными кислотами цинк взаимодействует как сильный восстановитель:

Zn + 2H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn – 2ē → Zn2+	Zn – восстановитель,
S+6 + 2ē → S4+	S+6 – окислитель,

4Zn + 10HNO3 (разб) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn° – 2ē → Zn2+	Zn – восстановитель,
N5+ + 8ē → N3–	N5+– окислитель.

С водными растворами щелочей цинк реагирует свыделением водорода:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[(ZnOH)4] + H2↑

Экспериментальнаячасть

Опыт 1 Растворениецинкавкислотахищелочах

Поместите в пробирку 4-5 капель 2 н. раствора серной кислоты, добавьте один микрошпатель цинковой пыли и подогрейте. Какой газ выделяется? В той же последовательности проделайте опыт, заменив 2 н. раствора серной кислоты на концентрированную серную кислоту. Какой газ выделяется, если атом серы восстанавливается до +4. Проверьте растворимость цинка в 2 н. растворах соляной кислоты и 2 н. растворе NaOH. Запишите наблюдения, составьте уравнения проделанных реакций и назовите полученные соли цинка.

Опыт 2 Получениегидроксидацинкаиисследованиеегосвойств

В две пробирки налейте по 3-4 капли 2 н. раствора соли ZnCl2 и добавьте по каплям 2 н. раствор гидроксида натрия до образования студенисто-

Химия. Лаб. практикум

-175-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК

Экспериментальная часть

го осадка Zn(OH)2. Проверьте, растворяется ли полученный гидроксид цинка в разбавленной соляной кислоте и в избытке щелочи.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какие свойства проявляет гидроксид цинка?

Опыт 3 Комплексныесоединенияцинка

Поместите в пробирку две капли раствора хлорида цинка и добавьте две капли 2 н. раствора гидроксида аммония. Какое вещество выпадает в осадок? Прибавьте по каплям раствор гидроксида аммония до полного растворения осадка.

Учитывая, что для иона комплексообразователя Zn2+ характерно координационное число 4, напишите уравнения реакций, уравнение диссоциации полученного комплексного соединения цинка и его комплексного иона, а также уравнение константы нестойкости. (см. далее решение примера 1).

Опыт 4 Восстановительныесвойствацинка

Поместите в фарфоровый тигель два микрошпателя цинковой пыли, 4 капли раствора нитрата калия KNO3 и 2-3 капли концентрированного раствора NaOH. Медленно нагрейте содержимое тигля на асбестовой сетке до слабого кипения. Поднесите к тиглю влажную лакмусовую бумажку. Почему бумага синеет? Какая соль цинка образуется? Напишите уравнение реакции и укажите переход электронов. Обратите внимание на то, что цинк восстанавливает азот из нитрата цинка Zn(NO3)2 до аммиака NH3.

Примерырешениятиповыхзадач

П р и м е р 1. При постепенном добавлении раствора гидроксида аммония к раствору сульфата цинка образующийся вначале осадок растворяется. Составьте ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

Р е ш е н и е. Из соли ZnSO4 можно получить основную соль гидроксосульфат цинка (ZnOH)2SO4, которая выпадает в осадок, образующийсяся в результате реакции:

2ZnSO4 + 2NH4OН = (ZnOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4

В сокращенной ионной форме уравнение имеет вид

2Zn2+ + SO 42− + 2NH4OН = (ZnOH)2SO4↓ + 2NH +4

При дальнейшем добавлении гидроксида аммония осадок растворяется, так как образуется растворимое комплексное соединение:

(ZnOH)2SO4↓ + 10NH4OН = 2[Zn(NH3)4](OН)2 + (NH4)2SO4 + 8Н2О

Химия. Лаб. практикум

-176-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК

Примеры решения типовых задач

Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид

(ZnOH)2SO4↓ + 10NH4OН = 2[Zn(NH3)4]2++ 4ОН¯ + 2NH4+ + SO42–+ 8Н2О

П р и м е р 2. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с концентрированными серной и азотной кислотами, в которых ион S+6 при нагревании переходит в свободную серу S, ион N5+ – в ион N4+, а цинк является восстановителем.

Р е ш е н и е. В результате взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой при нагревании образуются соль, вода и сера S, которая выпадает в осадок:

3Zn + 4H2SO4(конц) = 3ZnSO4 + S↓ + 4Н2О

Zn° – 2ē → Zn2+	Zn – восстановитель,
S+6 + 6ē → S°	S+6 – окислитель.

С концентрированной азотной кислотой протекает реакция с образованием диоксида азота NO2, в котором азот имеет степень окисления +4:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O Zn° – 2ē → Zn2+ Zn – восстановитель,

N5+ + 1ē → N4+ N5+– окислитель.

Контрольныевопросыизадачи

1.Приведите примеры и напишите уравнения реакций, в которых цинк является восстановителем.

2.Напишите электронную формулу атомов цинка и ртути. Какой из

гидроксидов – Zn(OH)2 или Hg(OH)2 – должен проявлять более сильные основные свойства? Ответ мотивируйте.

3.Химически чистый цинк медленно растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. Почему интенсивность взаимодействия с кислотами резко возрастает, если коснуться металла медной проволокой или добавить в раствор кислоты соль меди? Будет ли аналогичным образом влиять на процесс растворения цинка в кислоте введение солей свинца, ртути, магния?

4.Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с кислотами: а) соляной; б) серной (концентрированной и разбавленной); в) азотной (концентрированной и разбавленной).

5.Напишите формулы и названия солей, которые образуются при растворении гидроксида цинка: а) в соляной кислоте; б) в гидроксиде калия.

6.Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении к раствору, содержащему ионы цинка: а) избытка щелочи; б) избытка гидроксида аммония. К какому классу соединений относятся полученные вещества?

Химия. Лаб. практикум

-177-