Химические свойства цинка и его соединений в ЕГЭ по химии

Содержание

1. Металлический цинк.  
2. Оксид цинка.  
3. Гидроксид цинка.  
4. Тетрагидроксоцинкаты.  
5. Сульфид цинка.  
6. Ионные формы цинка в водном растворе.  
 

1. Металлический цинк.

Цинк завершает ряд из десяти переходных металлов 4 периода и, соответственно, имеет полностью заполненную конфигурацию 4s²d¹⁰. Учитывая наличие в ней d-электронов, цинк можно назвать переходным металлом, тем не менее очень часто из ряда переходных металлов его исключают. Это связано с тем, что d-электроны в заполненных 5 d-орбиталях цинка фактически перестают быть валентными. Таким образом, валентными являются только 2 электрона на 4s орбитали, и в итоге цинк проявляет единственную валентность II и единственную степень окисления +2 в соединениях.

В отличие от оксида алюминия, оксид цинка можно восстановить углем до металла, на этом процессе как раз основано получение металлического цинка.

ZnO + C → Zn + CO

Другой способ – это электролиз раствора сульфата цинка.

При стоянии на влажном воздухе цинк медленно превращается в гидроксид или основный карбонат:

2Zn + O₂ + 2H₂O → 2Zn(OH)₂
2Zn + O₂ + CO₂ + H₂O → (ZnOH)₂CO₃

Будучи металлом, цинк взаимодействует со многими неметаллами. Порошок цинка сгорает на воздухе при нагревании:

2Zn + O₂ → 2ZnO

Реакции с галогенами при невысокой температуре порядка 60°С дают галогениды цинка:

Zn + F₂ → ZnF₂
Zn + Cl₂ → ZnCl₂
Zn + Br₂ → ZnBr₂
Zn + I₂ → ZnI₂

Цинк легко реагирует с серой при небольшом нагревании:

Zn + S → ZnS

При температурах выше 800° может окисляться до оксида под действием углекислого газа:

Zn + CO₂ → ZnO + CO

После обработки водяным паром при нагревании также превращается в оксид:

Zn + H₂O → ZnO + H₂

Металлический цинк растворяется в кислотах-неокислителях. В школьном курсе часто даются две реакции:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Первая реакция используются в лаборатории для получения водорода, ее часто показывают в школе на уроках химии, когда изучают водород.

Однако интересно, что химически чистый цинк в две реакции выше вступает очень медленно или вообще не вступает. Чтобы процессы пошли, цинк должен быть техническим, то есть загрязненным, например, медью, кадмием или свинцом, иными словами, примесями менее активных металлов. Есть разные варианты теории водородного перенапряжения, объясняющие пассивность цинка по отношению к этим кислотам, но роль примесей объясняется легко. Присутствие менее активного металла позволяет создать гальваническую пару из двух металлов за счет осаждения менее активного металла на поверхности цинка. Электрохимическая работа этой пары приводит к тому, что цинк переходит в раствор в виде ионов, а водород выделяется в виде газа.

Также цинк реагирует с уксусной кислотой:

Zn + 2CH₃COOH → Zn(CH₃COO)₂ + H₂↑

Концентрированную серную кислоту цинк восстанавливает до H₂S:

4Zn + 5H₂SO₄ (конц.) → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Концентрированную азотную кислоту он восстанавливает до NO₂, а очень разбавленную до NH₄NO₃:

Zn + 4HNO₃ (конц.) → Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
4Zn + 10HNO₃ (оч. разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Будучи амфотерным металлом, цинк растворяется в концентрированных растворах щелочей:

Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Во второй реакции получается комплексная соль, ее название – тетрагидроксоцинкат натрия.

2. Оксид цинка.

Оксид цинка можно получить разложением гидроксида цинка при 150°С:

Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O

Оксид цинка не взаимодействует с водой и не восстанавливается водородом.

Он проявляет амфотерные свойства, поэтому реагирует с кислотами и щелочами.

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O
ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

При этом с щелочами возможна реакции и в твердой фазе, когда оксид цинка и твердый NaOH смешивают в тигле и сплавляют. Продуктом реакции является цинкат, соединение состава Na₂ZnO₂:

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

3. Гидроксид цинка.

Гидроксид цинка можно получить по реакции ионного обмена из солей:

ZnSO₄ + 2NaOH (разб.) → Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

В эту реакцию важно брать разбавленную щелочь, потому что в концентрированной гидроксид цинка растворяется с образованием соли тетрагидроксоцинката:

ZnSO₄ + 4NaOH (конц.) → Na₂[Zn(OH)₄] + Na₂SO₄

Эта реакция доказывает амфотерные свойства гидроксида цинка, который в чистом виде тоже реагирует с концентрированными щелочами:

Zn(OH)₂ + 2NaOH (конц.) → Na₂[Zn(OH)₄]

Проявляя основные свойства, гидроксид цинка легко взаимодействует с кислотами:

Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O
Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O

При стоянии на воздухе гидроксид цинка поглощает углекислый газ, превращаясь в основный карбонат:

2Zn(OH)₂ + CO₂ → (ZnOH)₂CO₃ + H₂O

Величина рН, создаваемая Zn(OH)₂ в воде, составляет примерно 8,5, поэтому Zn(OH)₂ не дает изменения окраски фенолфталеина в отличие от Mg(OH)₂. О переходах окраски индикаторов можно посмотреть эту статью. 

4. Тетрагидроксодцинкаты.

Тетрагидроксоцинкаты, содержащие ион [Zn(OH)₄]^2-, образуются при растворении цинка, оксида или гидроксида цинка в избытке щелочи. В курсе ЕГЭ нужно знать реакцию подкисления сильнощелочного раствора, в котором существует тетрагидроксоцинкат. Подкислять такой раствор можно с помощью H₂S, CO₂, или HCl.

Na₂[Zn(OH)₄] + 3H₂S (избыток) → 2NaHS + ZnS↓ + 4H₂O
Na₂[Zn(OH)₄] + 2CO₂ (избыток) → 2NaHCO₃ + Zn(OH)₂↓

В недостатке H₂S и CO₂ могут образовываться средние сульфид и карбонат натрия. 

Если брать разбавленную соляную кислоту, то подкисление раствора приводит к образованию гидроксида цинка:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl (разб.) → 2NaCl + Zn(OH)₂↓ + 2H₂O

В избытке концентрированной соляной кислоты образующийся Zn(OH)₂ растворяется с образованием хлорида:

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl (конц.) → 2NaCl + ZnCl₂ + 4H₂O

Если выделить тетрагидроксоцинкат натрия в виде индивидуального белого кристаллического вещества, то его небольшой нагрев выше 100°С приводит к разложению комплексной соли:

Na₂[Zn(OH)₄] → ZnO + 2NaOH + H₂O

Разбавление раствора также приводит к разложению:

Na₂[Zn(OH)₄] → Zn(OH)₂↓ + 2NaOH

Впрочем, маловероятно, что последние две реакции будут в ЕГЭ.

5. Сульфид цинка.

Нерастворимый в воде сульфид цинка можно получить по реакции ионного обмена из солей:

Zn(NO₃)₂ + Na₂S → ZnS↓ + 2NaNO₃

Эта соль растворяется в сильных минеральных кислотах, например, соляной:

ZnS + 2HCl (конц.) → ZnCl₂ + H₂S↑

Концентрированные кислоты-окислители в сульфиде цинка окисляют серу:

ZnS + 4H₂SO₄ (конц.) → ZnSO₄ + 4SO₂↑ + 4H₂O
ZnS + 8HNO₃ (конц.) → ZnSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

Обжиг сульфида цинка подобно обжигу пирита приводит к образованию двух оксидов:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

6. Ионные формы цинка в водном растворе.

Металлические свойства цинка выражены не так сильно, как у типичных s-металлов, вследствие чего ему соответствует не сильный основный гидроксид, а амфотерный. В результате соли цинка подвергаются гидролизу. Степень гидролиза и соответствующая ионная форма цинка зависят от кислотности среды, то есть рН. Схематично это показано на рисунке ниже. 

В сильно кислой среде с рН < 3 цинк не гидролизуется и находится в устойчивой катионной форме. В средах с более высоким рН Zn²⁺ в соли подвергается гидролизу по первой ступени:

Zn²⁺ + H₂O ⇆ ZnOH⁺ + H⁺

В слабокислой и нейтральной среде гидролиз протекает и по второй ступени:

ZnOH⁺ + H₂O ⇆ Zn(OH)₂ + H⁺

Наконец в сильно щелочных средах, как мы уже видели, происходит переход Zn(OH)₂ в анионную форму тетрагидроксоцинката:

Zn(OH)₂ + 2OH^- ⇆ Zn(OH)₄^2-

Соответственно можно двигаться от сильно щелочной среды к сильно кислой и осуществить переход Zn(OH)₄^2- → Zn(OH)₂ → ZnOH⁺ → Zn²⁺.