Elektrochemische ritten - "Inactief" zink
Zink wordt beschouwd als een actief metaal. Het negatieve standaardpotentieel suggereert dat het heftig zal reageren met zuren en waterstof daaruit zal verdringen. Bovendien reageert het als amfoteer metaal ook met basen om de overeenkomstige complexe zouten te vormen. Puur zink is echter zeer goed bestand tegen zuren en basen. De reden is het grote potentieel van waterstofontwikkeling op het oppervlak van dit metaal. Zinkverontreinigingen bevorderen de vorming van galvanische microcellen en bijgevolg hun oplossing.
Voor de eerste test heb je nodig: zoutzuur HCl, zinkplaat en koperdraad (foto 1). We leggen de plaat in een petrischaal gevuld met verdund zoutzuur (foto 2), en leggen er koperdraad op (foto 3), waar HCl uiteraard geen invloed op heeft. Na verloop van tijd komt er intensief waterstof vrij op het koperoppervlak (foto 4 en 5), en op zink zijn slechts enkele gasbellen waar te nemen. De reden is de bovengenoemde overspanning van waterstofontwikkeling op zink, die veel groter is dan op koper. De gecombineerde metalen bereiken hetzelfde potentieel met betrekking tot de zure oplossing, maar waterstof wordt gemakkelijker gescheiden op het metaal met een lagere overspanning - koper. In de gevormde galvanische cel met kortgesloten Zn Cu-elektroden is zink de anode:
(-) Eisen: Zn0 → zink2+ + 2e-
en waterstof wordt gereduceerd op een koperen kathode:
(+) Katoda: 2 uur+ + 2e- → H2
door beide vergelijkingen van elektrodeprocessen bij elkaar op te tellen, verkrijgen we een verslag van de reactie van zinkoplossing in zuur:
Zink + 2H+ → zink2+ + H2
In de volgende test gebruiken we een natriumhydroxide-oplossing, een zinkplaat en een stalen spijker (foto 6). Net als bij het vorige experiment wordt een zinkplaat in een verdunde NaOH-oplossing in een petrischaal geplaatst en wordt er een spijker op geplaatst (ijzer is geen amfoteer metaal en reageert niet met basen). Het effect van het experiment is vergelijkbaar: er komt waterstof vrij op het oppervlak van de nagel en de zinkplaat is bedekt met slechts enkele gasbellen (foto 7 en 8). De reden voor dit gedrag van het Zn-Fe-systeem is ook de overspanning van waterstofontwikkeling op zink, die veel groter is dan op ijzer. Ook in dit experiment is zink de anode:
(-) Eisen: Zn0 → zink2+ + 2e-
en op de ijzeren kathode wordt water gereduceerd:
(+) Katoda: 2 uur2O+2e- → H2+ 2 AAN-
Door beide vergelijkingen aan de zijkanten toe te voegen en rekening houdend met het alkalische reactiemedium, verkrijgen we een verslag van het zinkoplossingsproces in principe (er worden tetrahydroxyincide-anionen gevormd):
Zink + 2OH- + 2H2O → [Zn(OH)4]2- + H2
