Состав цинка по химии. Химические свойства. Горячий способ оцинкования

Элемент цинк (Zn) в таблице Менделеева имеет порядковый номер 30. Он находится в четвертом периоде второй группы. Атомный вес - 65,37. Распределение электронов по слоям 2-8-18-2

Происхождение названия элемента неясно, однако кажется правдоподобным, что оно произведено от Zinke (по-немецки «острие», или «зуб»), благодаря внешнему виду металла.

Цинк представляет собой синевато - белый металл, плавящийся при 419 С, а при 913 С превращающийся в пар; плотность его равна 7,14 г/см3. При обыкновенной температуре цинк довольно хрупок, но при 100-110 С он хорошо гнется и прокатывается в листы. На воздухе цинк покрывается тонким слоем окиси или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления.

Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно левее водорода. Это объясняется тем, что образующаяся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроокись практически нерастворима и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей.

Кроме того, цинк подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроокиси, растворяется в щелочах. Если нагреть цинк на воздухе до температуры кипения, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато-белым пламенем, образуя окись цинка

При нагревании цинк взаимодействуют с неметаллами (кроме водорода, углерода и азота). Активно реагирует с кислотами:

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2

Цинк – единственный элемент группы, который растворяется в водных растворах щелочей с образованием ионов (гидроксоцинкатов):

Zn + 2OH + 2H2O = + H2

Физические свойства Цинка. Цинк - металл средней твердости. В холодном состоянии хрупок, а при 100-150 °С весьма пластичен и легко прокатывается в листы и фольгу толщиной около сотых долей миллиметра. При 250 °С вновь становится хрупким. Полиморфных модификаций не имеет. Кристаллизуется в гексагональной решетке с параметрами а = 2,6594Å, с = 4,9370Å. Атомный радиус 1,37Å; ионный Zn2+ -0,83Å. Плотность твердого Цинка 7,133 г/см3 (20 °С), жидкого 6,66 г/см3 (419,5 °С); tпл 419,5 °С; tкип 906 °С. Температурный коэффициент линейного расширения 39,7·10-3 (20-250 °С), коэффициент теплопроводности 110,950 вт/(м ·К) 0,265 кал/см·сек·°С (20 °С), удельное электросопротивление 5,9·10-6 ом·см (20 °С), удельная теплоемкость Цинка 25,433 кдж/(кг·К.) . Предел прочности при растяжении 200-250 Мн/м2 (2000-2500 кгс/см2), относительное удлинение 40-50%, твердость по Бринеллю 400-500 Мн/м2(4000-5000 кгс/см2). Цинк диамагнитен, его удельная магнитная восприимчивость -0,175·10-6.

Химические свойства Цинка. Внешняя электронная конфигурация атома Zn 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Стандартный электродный потенциал равный -0,76 В характеризует Цинк как активный металл и энергичный восстановитель. На воздухе при температуре до 100 °С Цинк быстро тускнеет, покрываясь поверхностной пленкой основных карбонатов. Во влажном воздухе, особенно в присутствии СО2, происходит разрушение металла даже при обычных температурах. При сильном нагревании на воздухе или в кислороде Цинк интенсивно сгорает голубоватым пламенем с образованием белого дыма оксида цинка ZnO. Сухие фтор, хлор и бром не взаимодействуют с Цинком на холоду, но в присутствии паров воды металл может воспламениться, образуя, например, ZnCl2. Нагретая смесь порошка Цинка с серой дает сульфид Цинк ZnS. Сульфид Цинк выпадает в осадок при действии сероводорода на слабокислые или аммиачные водные растворы солей Zn. Гидрид ZnH2 получается при взаимодействии LiАlН4 с Zn(CH3)2 и других соединениями Цинка; металлоподобное вещество, разлагающееся при нагревании на элементы. Нитрид Zn3N2 - черный порошок, образуется при нагревании до 600 °С в токе аммиака; на воздухе устойчив до 750 °С, вода его разлагает. Карбид Цинка ZnC2 получен при нагревании Цинка в токе ацетилена. Сильные минеральные кислоты энергично растворяют Цинк, особенно при нагревании, с образованием соответствующих солей. При взаимодействии с разбавленной НCl и H2SO4 выделяется Н2, а с НNО3 - кроме того, NO, NO2, NH3. С концентрированной НCl, H2SO4 и HNO3 Цинк реагирует, выделяя соответственно Н2, SO2, NO и NO2. Растворы и расплавы щелочей окисляют Цинк с выделением Н2 и образованием растворимых в воде цинкитов. Интенсивность действия кислот и щелочей на Цинк зависит от наличия в нем примесей. Чистый Цинк менее реакционно способен по отношению к этим реагентам из-за высокого перенапряжения на нем водорода. В воде соли Цинка при нагревании гидролизуются, выделяя белый осадок гидрооксида

a) взаимодействие цинка с разбавленными кислотами

Zn(OH)2. H2SO4 + Zn = Zn SO4 + H2

Цинк, как активный металл, может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже сероводород.

2H2SO4 + Zn = SO2 +ZnSO4 + 2H2O

При взаимодействии цинка с очень разбавленной азотной кислотой выделяется аммиак, который реагирует с избытком кислоты с образованием нитрата аммония.

Цинк в природе как самородный метал не проявляется. Цинк добывают двумя способами:

1) пирометаллургический метод

2) гидрометаллургический метод из полиметаллических руд, содержащих 1-4 % Zn в виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Руды обогащают селективной флотацией, получая цинковые концентраты (50-60 % Zn) и одновременно свинцовые, медные, а иногда также пиритные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем слое, переводя сульфид цинка в оксид ZnO; образующийся при этом сернистый газ SO2 расходуется на производство серной кислоты. От ZnO к Zn идут двумя путями.

1) По пирометаллургическому (дистилляционному) способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200 - 1300 °С:

ZnO + С = Zn + CO.

Образующиеся при этом пары металла конденсируют и разливают в изложницы. Сначала восстановление проводили только в ретортах из обожженной глины, обслуживаемых вручную, позднее стали применять вертикальные механизированные реторты из карборунда, затем - шахтные и дуговые электропечи; из свинцово-цинковых концентратов цинк получают в шахтных печах с дутьем. Производительность постепенно повышалась, но цинк содержал до 3 % примесей, в том числе ценный кадмий. Дистилляционный цинк очищают ликвацией (то есть отстаиванием жидкого металла от железа и части свинца при 500 °C), достигая чистоты 98,7 %. Применяющаяся иногда более сложная и дорогая очистка ректификацией дает металл чистотой 99,995 % и позволяет извлекать кадмий.

Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах. Обычно чистота электролитного цинка 99,95 %, полнота извлечения его из концентрата (при учете переработки отходов) 93-94 %. Из отходов производства получают цинковый купорос, Pb, Cu, Cd, Au, Ag; иногда также In, Ga, Ge, Tl.

2) Гидрометаллургический способ переработки обожженных цинковых концентратов заключается в растворении окиси цинка водным раствором серной кислоты и в последующем осаждении цинка электролизом. Поэтому гидрометаллургический способ называют иногда электролитическим. При производстве цинка электролизом цинковый концентрат предварительно подвергают окислительному обжигу.

ZnSO4→ Zn 2+ + SO4 2-

2+ (–) катод Zn , Н2О (+) анод: SO42–, Н2О

Zn + 2e Zn 2H2O – 4e O2 + 4H+

2H2O + 2e H2 + 2HO

Суммарное уравнение

ZnSO4 + 2H2O Zn + H2 + O2 + H2SO4.

Полученный огарок выщелачивают отработанным электролитом, содержащим серную кислоту. Получаемый раствор сернокислого цинка очищают от вредных примесей и направляют на электролиз. При этом цинк осаждается на катоде, а в растворе регенерируется серная кислота, возвращаемая вновь на выщелачивание

Если обжиг цинкового концентрата предшествует выщелачиванию, то целью его является возможно более полный перевод сернистого цинка в оксид цинка, растворимую в разбавленных растворах серной кислоты.

Выщелачивание огарка осуществляется отработанным электролитом, содержащим серную кислоту и получаемым при электролизе раствора цинка. В процессе передела неизбежны потери серной кислоты (как механические, происходящие вследствие потери раствора, так и химические, вызванные тем, что серная кислота непроизводительно затрачивается на растворение примесей). Эти потери пополняют тем, что получают в огарке некоторое количество сульфата цинка, легко растворяющегося в воде. Для этой цели достаточно бывает иметь в обожженном концентрате около 2-4% сульфатной серы.

Этим способом получают около 70% всего мирового производства цинка. Объясняется это тем, что электролитическим способом при хорошей механизации трудоемких процессов и высоком проценте извлечения получают цинк более чистый, чем дистилляционным. Кроме того, облегчается возможность комплексного использования ценных составляющих концентрата. Для выделения цинка полученный после обогащения концентрат ZnS подвергают обжигу:

2ZnS+3O2→ 2ZnO+2SO2

В общем виде:

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

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 +NO +H2O

b)Взаимодействие растворимых солей цинка с щелочами:

ZnCl2 +2NaOH= ZnOH2↓+2NaCl

Zn(NO3)2+2KOH = ZnOH2↓ +2KNO3

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu 2 O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, Cl и OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu 2 S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO 2).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO 3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO 3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO 2 , NO, N 2 O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N 2:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН) 2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

Хром - элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O 2 = o t => 2Cr 2 O 3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

2Cr + 3F 2 = o t => 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = o t => 2CrCl 3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t => 2CrBr 3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

2Cr + N 2 = o t => 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S = o t => CrS

2Cr + 3S = o t => Cr 2 S 3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H 2 O = o t => Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO 3(конц.) =t o => Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(конц) =t o => Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2:

10Cr + 36HNO 3(разб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H 2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(разб.) = CrSO 4 + H 2

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы :

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину , имеющую формулу Fe 3 O 4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O 2 =t o => Fe 3 O 4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t o => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа :

Fe + 2S =t o => FeS 2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F 2 =t o => 2FeF 3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl 2 =t o => 2FeCl 3 – хлорид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I 2 =t o => FeI 2 – йодид железа (ll)

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 любой концентрации):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t => Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t => Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

Атомный номер 30

Атомная масса 65,409

Плотность, кг/мі 7140

Температура плавления, °С 419,5

Температура кипения, °С 906,2

Теплоемкость, кДж/(кг·°С) 0,383

Электроотрицательность 1,6

Ковалентный радиус, Е 1,25

1-й ионизац. потенциал, эв 9,39

Цинк -- это элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn (лат. Zincum). При нормальных условиях- хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). При кристаллизации имеет гексагональную решетку. Элемент имеет пять стабильных изотопов с массовыми числами 64, 66, 67, 68 и 70. Самый распространенный 64Zn (48,89 %).

Цинк относится к металлам, широко используемым в самых разнообразных областях народного хозяйства, науки, техники, медицины.

На разные применения цинка приходится:

цинкование -- 45-60 %

медицина (оксид цинка как антисептик) -- 10 %

производство сплавов -- 10 %

производство резиновых шин -- 10 %

масляные краски -- 10 %

также необходим для жизнедеятельности растений животных и человека, т. к. входит в состав некоторых ферментов и гормонов.

1. История открытия

Слово «цинк» встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому «цинко» -- налет, бельмо на глазу. Название этого металла за его историю несколько раз менялось. Слово «цинк» в России ввел М. В. Ломоносов в 1742 г.

Когда впервые был выплавлен металлический цинк, точно не установлено, но исторические документы говорят о том, что в Индии его получали еще в V в. до н.э. Сплав цинка с медью -- латунь -- был известен в Древней Греции, Древнем Египте, Индии, Китае.

В XVI в. были предприняты первые попытки выплавлять его в заводских условиях. Но производство «не пошло». Технологические трудности оказались непреодолимыми. Цинк пытались получать точно так же, как и другие металлы - руду обжигали, превращая цинк в окись, затем эту окись восстанавливали углем. Цинк, естественно, восстанавливался, взаимодействуя с углем, но не выплавлялся потому, что этот металл уже в плавильной печи испарялся - температура его кипения всего 906°C. А в печи был воздух. Встречая его, пары активного цинка реагировали с кислородом, и вновь образовывался исходный продукт - окись цинка.

Наладить цинковое производство в Европе удалось лишь после того, как руду стали восстанавливать в закрытых ретортах без доступа воздуха. Примерно так же «черновой» цинк получают и сейчас, а очищают его рафинированием.

В промышленном масштабе выплавка цинка началась также в XVIII в. В 1743 году в Бристоле вступил в строй первый цинковый завод, основанный Уильямом Чемпионом, где получение цинка проводилось дистилляционным способом. Продукция быстро проникла в Бельгию и Силезию. В 1746 А. С. Маргграф в Германии разработал похожий на способ Чемпиона дистилляционный способ получения чистого цинка путём прокаливания смеси его окиси с углём без доступа воздуха в глиняных огнеупорных ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках. Маргграф описал свой метод во всех деталях и этим заложил основы теории производства цинка. Поэтому его часто называют первооткрывателем цинка.

2. Месторождения цинка в природе

Цинк присутствует не только в горных породах и почве, но также и в воздухе, воде и биосфере. Среднее содержание цинка в земной коре -- 8,3·10-3%, в основных извержённых породах его несколько больше (1,3·10-2%), чем в кислых (6·10-3%), в воде Мирового океана- 0,01 мг/л. Цинк, как один из биогенных элементов постоянно присутствует в тканях животных и растений. Среднее содержание этого металла в большинстве живых организмов планеты -- 5*10-4 %.

Самородный цинк в природе не найден. Цинк встречается в рудах главным образом в виде соединений. Соединения этого металла входят в состав полиметаллических руд. Только после обогащения цинковые концентраты содержат от 48 до 65 % цинка, до 12 % железа, до 2 % меди, до 2 % свинца и, кроме того доли процента рассеянных и редких металлов.

Основные минералы цинка:

ZnS - сфалерит (цинковая обманка), содержит 67,1 % цинка, цвет - желтый, бурый, чёрный;

nZnS·mFeS - марматит, содержит более 60 % цинка, буровато-черный цвет;

ZnO - цинкит, содержит 80,3 % цинка, темно-красный цвет;

ZnCO3 - смитсонит, содержит 64,8 % ZnO, белый, серый, зеленоватый цвет;

Zn2SiO4(2ZnO·SiO2) - виллемит, содержит 73 % ZnO, белый, желтый, зеленоватый цвет;

H2Zn2SiO5(2ZnO·SiO2·H2 O) - каламин, содержит 67,5 % ZnO, белый, желтый, цвет;

ZnSO4 - цинкозит, содержит 50,3 % ZnO, в природе встречается редко;

ZnSO4·7H2O - госларит, содержит 28,2 % ZnO, белый или красноватый цвет.

Цинк активно переносится водными потоками, особенно такая миграция этого металла характерна для термальных вод, где цинк переносится вместе со свинцом. Впоследствии из таких потоков осаждаются сульфиды цинка, которые занимают важнейшее место в промышленности.

Цинковые месторождения руды широко распространены во всем мире. Цинковые руды добываются более чем в 50 странах.

Китай, Австралия, Перу, Европа и Канада - лидеры по добыче цинка в мире.

В рудах цинк обычно соседствует со свинцом и другими металлами, включая медь, золото и серебро.

Самый распространенный цинковый минерал - сфалерит (ZnS), также известный как цинковый сфалерит, который присутствует практически во всех разрабатываемых в настоящее время месторождениях цинка. Цинковые руды, расположенные близко к поверхности земли, часто представляют из себя оксиды и карбонаты.

Мировые запасы цинка на Земле составляют около 1900 млн. тонн, резервы (доступные для добычи) - примерно 250 млн. тонн. Крупнейшие запасы цинка находятся в Австралии (22,4% от общего количества) и Китае (17,2%).

Запасы на месторождениях цинка в 2010 году, тыс.тонн

Сырьевые ресурсы России

Несмотря на то, что доля России в мировых запасах цинка составляет 14%, ее доля в мировом производстве этого металла гораздо скромнее и составляет лишь около 3%. Это объясняется недостаточной разработанностью имеющихся месторождений.

Примерно 82 % запасов находится в месторождениях Восточно-Сибирского и Уральского регионов, других 18 % -- в пределах Западно-Сибирского, Дальневосточного и Северо-Кавказского регионов. Наиболее крупные месторождения цинка в России: Холоднинское, Озерное, Корбалихинское, Гайское, Узельгинское, Учалинское и Николаевское.

Около 80% цинковых месторождений - подземные, 8% располагаются на поверхности, а остальные - комбинированный тип. Однако, с точки зрения объема производства, из карьеров добывается 15%, из подземных шахт производится 64% руды, а 21% добычи приходится на комбинированные разработки.

В настоящее время только приблизительно 60% потребляемого в мире цинка происходит из добытых руд, остальные 40% получаются после переработки цинксодержащих отходов и металлического лома. Уровень переработки в мире увеличивается каждый год. В мире на сегодняшний день собирается и перерабатывается более 90% цинксодержащих отходов. Обычно это отходы производства, либо отслужившие свой срок сооружения, конструкции, машины, оборудование и бытовая техника.

3. Физические свойства

Цинк в чистом виде -- довольно пластичный серебристо-белый металл. Обладает гексагональной решеткой. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов, в литом состоянии малопластичен, но уже при 100--150°C легко подвергается обработке давлением -- прессованию, штамповке и глубокой вытяжке, прокатывается в тонкие листы, фольгу толщиной около сотых долей миллиметра, проволоку. При дальнейшем нагревании (выше 200° C) цинк становится очень хрупким -- вплоть до истончения в порошок. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка.

Свойства:

атомный радиус этого элемента: -1,37Е, ионный- Zn2+ -0,83Е;

обладает гексагональной решеткой с параметрами:

а = 0,26649 нм, с = 0,49468 нм;

плотность, г/см3: в твердом состоянии при 20°С - 7,1 - 7,2, в жидком состоянии при 450°С -6,6;

температура, плавления, °С: - 419,4, кипения- 905,4;

теплота, кДж/кг: плавления - 100,8, испарения - 1,75;

теплоемкость, Дж/(кг.К): в твердом состоянии при 20°С -394, в жидком состоянии при 450°С -502;

теплопроводность, Вт/(м.К): в твердом состоянии при 20°С -111, в жидком состоянии при 450°С - 60;

удельная электропроводность, при 20°С, (МСм/м) -15,9;

удельное электросопротивление, мк Ом.м: в твердом состоянии при 20°С -0,059, в жидком состоянии при 420°С - 0,354;

коэффициент линейного расширения в интервале температур 20-200°С, К-1 -29,8.10-6

температурный коэффициент теплопроводности, К-1 - 0Д5.10-3

температурный коэффициент электросопротивления, К"1 - 4,17.10-3

магнитные характеристики - диамагнитен;

4. Химические свойства

Внешняя электронная конфигурация атома Zn- 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал, равный 0,76 в, характеризует цинк как активный металл и энергичный восстановитель. На воздухе при температуре до 100 °С цинк быстро тускнеет, покрываясь поверхностной пленкой основных карбонатов. Во влажном воздухе, особенно в присутствии СО2, происходит разрушение металла с образованием основного гидрокарбоната цинка даже при обычных температурах.

При температуре красного каления он может окислиться парами воды с выделением водорода и двуокиси углерода. При достаточном нагревании на воздухе сгорает ярким зеленовато-синим пламенем с образованием окиси цинка с значительным выделением энергии.

В соответствии с местом, занимаемым цинком в ряду напряжений, он легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением водорода. При этом концентрированная кислота восстанавливается до окислов азота, разбавленная -- до аммиака. Растворение в конц. H3S04 сопровождается выделением не водорода, а двуокиси серы.

Смесь порошка цинка с серой при нагревании реагирует со взрывом.

С азотом даже в парах цинк не взаимодействует, но довольно легко при температуре красного каления реагирует с аммиаком, образуя нитрид цинка- Zn3Na.

Карбид цинка ZnC, образуется при нагревании цинка в токе ацетилена, разлагается водой и разбавленными кислотами.

При нагревании металлического цинка в парах фосфора до 440--780°С образуются фосфиды- Zn3Ps и ZnP2.

В расплавленном состоянии цинк неограниченно смешивается со многими металлами: Си, Ag, Аи, Cd, Hg, Са, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

Со многими металлами цинк образует соединения, например: Си, Ag, Аи, Mn, Fe, Со, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

Цинк довольно легко растворяется в щелочах, а также водных растворах аммиака и хлорида аммония, особенно при нагревании. Скорость растворения цинка не только в щелочах, но и в кислотах зависит от его чистоты. Очень чистый цинк растворяется медленно, а для ускорения процесса рекомендуется вводить в раствор несколько капель сильно разбавленного раствора сульфата меди (возникновение гальванических пар).

Взаимодействие с неметаллами

При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

При поджигании энергично реагирует с серой:

С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:

Zn + Cl2 = ZnCl2

При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:

Zn + 2P = ZnP2 или

3Zn + 2P = Zn3P2

С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn + H2O = ZnO + H2

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:

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

Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Взаимодействие со щелочами

Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

при сплавлении образует цинкаты:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Взаимодействие с аммиаком

С газообразным аммиаком при 550-600°С образует нитрид цинка:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2

Взаимодействие с оксидами и солями

Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Zn + CuO = Cu + ZnO

5. Соединения цинка

Оксид цинка является самым важным промышленным цинксодержащим соединением. Будучи побочным продуктом производства латуни, он стал известен раньше, чем сам металл. Оксид цинка получают, сжигая на воздухе пары цинка, образующиеся при плавке руды. Более чистый и белый продукт производят сжиганием паров, полученных из предварительно очищенного цинка.

Обычно оксид цинка - это белый тонкий порошок. При нагревании его окраска меняется на жёлтую в результате удаления кислорода из кристаллической решётки. Добавляя в оксид цинка 0,02-0,03%-ный избыток металлического цинка, можно получить целый спектр цветов - желтый, зеленый, коричневый, красный, однако красноватые оттенки природной формы оксида цинка - цинкита - появляются по другой причине: за счет присутствия марганца или железа. Оксид цинка ZnO амфотерен; он растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в щелочах с образованием гидроксоцинкатов, таких как - и 2-.

Основное промышленное применение оксида цинка - производство резины, в котором он сокращает время вулканизации исходного каучука.

Оксид цинка увеличивает срок жизни стекла и поэтому используется в производстве специальных стекол, эмалей и глазурей. Еще одна важная область применения - в составе нейтрализующих косметических паст и фармацевтических препаратов.

Гидроксид цинка образуется в виде студенистого белого осадка при добавлении щелочи к водным растворам солей цинка. Гидроксид цинка, так же как и оксид, амфотерен:

Zn(OH)2 + 2OH- = 2-

Сульфид цинка выделяется в виде белого осадка при взаимодействии растворимых сульфидов и солей цинка в водном растворе. В кислотной среде осадок сульфида цинка не выпадает. Сероводородная вода осаждает сульфид цинка лишь в присутствии анионов слабых кислот, например, ацетат-ионов, которые понижают кислотность среды, что приводит к повышению концентрации сульфид-ионов в растворе.

Сфалерит является наиболее распространенным минералом цинка и главным источником металла, однако известна и вторая природная, хотя и намного более редкая форма- вюрцит, более устойчивая при высокой температуре. Чистый сульфид цинка - белый и, подобно оксиду цинка, применяется как пигмент, для этого его часто получают вместе с сульфатом бария при взаимодействии водных растворов сульфата цинка и сульфида бария.

Свежеосажденный сульфид цинка легко растворяется в минеральных кислотах с выделением сероводорода:

ZnS + 2H3O+ = Zn2+ + H2S + 2H2O

Однако прокаливание делает его менее реакционноспособным, и поэтому он является подходящим пигментом в красках для детских игрушек, так как безвреден при проглатывании. Кроме того, у сульфида цинка интересные оптические свойства. Он становится серым при действии ультрафиолетового излучения.

Хлорид цинка является одним из важных соединений цинка в промышленности. Его получают действием соляной кислоты на вторичное сырье или обожженную руду.

Концентрированные водные растворы хлорида цинка растворяют крахмал, целлюлозу (поэтому их нельзя фильтровать через бумагу) и шёлк. Его применяют в производстве текстиля, кроме того, он используется как антисептик для древесины и при изготовлении пергамента.

Поскольку в расплаве хлорид цинка легко растворяет оксиды других металлов, его используют в ряде металлургических флюсов. С помощью раствора хлорида цинка очищают металлы перед пайкой.

6. Производство цинка

Известно, что чисто цинковые руды в природе почти не встречаются. Соединения цинка входят в состав полиметаллических руд, обычно содержащих 1-5 % Zn, поэтому их предварительно обогащают, получая цинковый концентрат, который может содержать 50-65 % цинка, до 12 % железа, до 2 % меди, до 2 % свинца, плюс доли процента рассеянных и редких металлов. Такой сложный состав цинковых концентратов и руд -- одна из причин, по которым цинковое производство так долго зарождалось. Современные технологии до сих пор сталкиваются с проблемами переработки полиметаллических руд цинка.

Цинковые концентраты подвергают обжигу, при этом сульфид цинка превращается в оксид:

2ZnS + 2O2 = 2ZnO + 2SO2^

Получение же чистого металлического цинка из оксида возможно двумя способами.

На данный момент электролитический или гидрометаллургический является основным способом получения цинка. Он заключается в электролитическом выделении цинка из сульфата, который получается обработкой обожженных концентратов серной кислотой. Получившийся сульфатный раствор очищают от примесей -- путем осаждения их цинковой пылью -- затем электролизуют в специальных ваннах, поверхность которых выложена свинцом или винипластом. Затем цинк осаждается на алюминиевых катодах, откуда его ежесуточно удаляют для дальнейшей переплавки в индукционных печах.

При таком методе получения цинка удается выработать руду на 93-94 % (если перерабатывать отходы), то есть извлечение цинка происходит почти на 100 %. Притом, что чистота получаемого металла составляет 99,95 %. Из отходов такого производства можно получить цинковый купорос, а также кадмий, свинец, медь и даже золото и серебро. Иногда получают In, Ga, Ge, Tl.

Другой способ (существующий издавна) получения металлического цинка -- пирометаллургический или дистилляционный. Этот метод заключается в следующем. Сквозь слой дробленой руды (порошкообразного состояния), размещенной на решетке, подают снизу воздух или какой-нибудь газ с такой скоростью, что его струи проходят сквозь материал, интенсивно перемешивая его. Получается как бы «кипение» порошкообразной руды, которая находится в «псевдоожиженном» состоянии, ведь кипеть могут только жидкости. Из обожженного концентрата цинк извлекают, восстанавливая его коксом при температуре 1200-1300° и конденсируя образующиеся пары цинка с последующим разлитием их в изложницы.

Ранее восстановление проводили в ретортах из обожженной глины, которые приходилось обслуживать вручную, позднее их заменили вертикальные механизированные реторты из огнеупорного материала -- карборунда.

За счет плотного контакта твердых частиц руды и газа химические реакции в «кипящем слое» протекают с очень большой скоростью. Применение обжига в «кипящем слое» дает повышение производительности печей в 3-4 раза при более тщательном извлечении цинка из концентрата.

Этот метод очень эффективен при обжиге сульфидных руд и концентратов, сублимации сравнительно летучих металлов, прокаливании, охлаждении и сушке различных веществ.

Из свинцово-цинковых концентратов цинк получают в шахтных печах. Дистилляционный цинк очищают ликвацией (разделение жидкого цинка от железа и части свинца при температуре 500°C). При такой очистке удается достигнуть чистоты металла 98,7 %.

Иногда применяется более сложная и дорогостоящая очистка ректификацией, которая дает металл чистоты 99,995 %, позволяя извлекать ценный кадмий.

цинк дистилляционный химический

7. Применение

Спрос на металл в последние годы имел растущую динамику, что в первую очередь объясняется обширным применением цинка в различных отраслях экономики - автомобилестроении, металлургии, авиации, трубной промышленности, машиностроении, строительстве, медицине и при производстве резинотехнических изделий и лакокрасочных материалов.

Более половины производимого в мире цинка расходуется на защиту сталей от коррозии -- оцинкование. Механизм этой защиты иной, чем у других антикоррозионных покрытий: кобальта, никеля, кадмия, олова -- все эти элементы в ряду активности металлов стоят после железа. Это значит, что они химически более стойки, чем железо, они «прикрывают» стальную поверхность от воздействия окружающей среды. Цинк же, наоборот, химически активнее, чем железо, он реагирует с агрессивными компонентами атмосферы раньше. Получается, что цинк не просто механически защищает железо от внешних воздействий, он его химически защищает. При возникающем электрохимическом процессе разрушается цинк, сохраняя в безопасности основной металл. Такое покрытие будет эффективно работать, даже если произошло нарушение целостности -- скол или царапина.

Оцинкованная жесть применяется в качестве кровельного материала, идет на изготовление предметов находящихся в частом контакте с водой (ведра, баки).

Велико значение и сплавов цинка с другими металлами. Так давно известная латунь (сплав меди и цинка) идет на изготовление конденсаторных трубок, патронных гильз, различной запорной арматуры, радиаторов и многого другого. Введенный в определенных концентрациях цинк всегда улучшает механические свойства меди (ее прочность, пластичность, коррозионную стойкость). Кроме того, такое введение удешевляет сплав - ведь цинк намного дешевле меди.

Цинковые сплавы стали использоваться в полиграфии, постепенно вытесняя сурьмяно-оловянно-свинцовый сплав гарт для отливки шрифтов. Теперь все чаще стали использовать сплав № 3, содержащий 95 % цинка, 3 % алюминия и магний. Из цинка делают клише, позволяющие воспроизвести в печати рисунки и фотографии.

Чистый цинк в виде пыли применяют для вытеснения золота и серебра из цианистых растворов; для очистки раствора сульфата цинка от меди и кадмия. Цинк применяется при отделении свинца от благородных металлов, так как образует с ними интерметаллиды нерастворимые в жидком свинце.

В пиротехнике цинковую пыль применяют, чтобы получить голубое пламя. Порошкообразный цинк используют в приготовлении специальной защитной краски для технических объектов и строений.

Листы из чистого цинка широко применяют в производстве гальванических элементов.

Большое применение находят соединения цинка. Основное промышленное применение оксида цинка ZnO -- производство резины, в котором он сокращает время вулканизации исходного каучука. При смешивании с олифой оксид цинка превращается в цинковые белила, используемые малярами. Кроме того, ZnO увеличивает срок жизни стекла и поэтому используется в производстве специальных стекол, эмалей и глазурей. Еще одна важная область применения -- в составе нейтрализующих косметических паст и фармацевтических препаратов.

Хлорид цинка ZnCl2 применяют в производстве текстиля, кроме того, он используется как антисептик для древесины и при изготовлении пергамента.

Хлорид цинка используют в ряде металлургических флюсов. С помощью раствора ZnCl2 очищают металлы перед пайкой.

8. Токсичность цинка

Цинк проявляет токсические свойства в дозе 150-600 мг, летальная доза - 6 г. В производственных условиях везде, где цинк нагрет выше температуры плавления (419,5° C), в воздухе может быть окись цинка; она ядовита, при вдыхании вызывает так называемую литейную лихорадку, выражающуюся в ознобе, головной боли, тошноте, кашле. Предельно допустимая концентрация для оксида цинка 0,5 мг/м3. Чистый цинк для человека не опасен, редко наблюдающиеся случаи отравления обычно связаны с техническим цинком, загрязненным примесями мышьяка, сурьмы и свинца. С точки зрения физиологии цинк -- необходимый элемент как для человека и животных, так и для растений.

9. Цинк и его роль в организме человека

Цинк необходим для нормального функционирования любой клетки организма. В норме в организме человека должно содержаться около 2-3 г цинка. Большая его часть находится в коже, печени, почках, в сетчатке глаза, в волосах, а у мужчин, кроме того, в предстательной железе.

Цинк является одним из жизненно важных микроэлементов:

входит в состав более 40 металлоферментов, связанных с дыханием и другими физиологическими процессами. Они катализируют гидролиз пептидов, белков, некоторых эфиров и альдегидов;

является компонентом таких жизненно важных гормонов, как инсулин;

необходим для образования эритроцитов и других форменных элементов крови;

играет существенную роль в синтезе молекул информационной РНК на соответствующих участка ДНК (транскрипция), в функционировании Т-клеточного звена иммунитета, в метаболизме липидов и белков, в стабилизации рибосом и биополимеров;

участвует в обмене углеводов за счет инсулина, кроме того, витамин A усваивается организмом только в присутствии цинка, витамины C и E слабоусвояемы без этого элемента;

входит в состав ферментов и комплексов, обеспечивающих важнейшие физиологические функции организма:

Образование, рост и метаболизм (обмен веществ) клеток, синтез белков, заживление ран;

Активизацию иммунных реакций, направленных против бактерий, вирусов, опухолевых клеток;

Усвоение углеводов и жиров;

Поддержание и улучшение памяти;

Поддержание вкусовой и обонятельной чувствительности;

Формирование костей

Обеспечение стабильности сетчатки и прозрачности хрусталика глаза;

Нормальное развитие и функционирование половых органов.

Человек получает цинк главным образом с пищей. Организму необходимо 10-20 мг этого минерала в день. Он содержится в таких продуктах, как: морковь, свекла, картофель, вишня, сливы, яблоки, капуста, чеснок, грибы, бобовые, зерновые, орехи, яйца, сыр, молоко, морепродукты, мясо.

Низкий уровень цинка в крови характерен для ряда заболеваний: атеросклероз, цирроз печени, рак, болезни сердца, ревматизм, артрит, диабет, язвенная болезнь желудка и 12-перстной кишки, язвы на теле.

При передозировке цинка наблюдаются приступы слабости, опасность отравления, т. к. цинк проявляет токсические свойства в дозе 150-600 мг, летальная доза - 6 г. Может быть канцерогенен. Оксид цинка и его металлическая пыль вызывают патологические изменения в легких. При попадании на кожу соединений этого металла возникают экзема и дерматит.

Необходимость цинка в жизни человека

Цинк является одним из самых распространенных металлов в промышленности. Из-за своих характеристик он очень легок в обработке давлением или высокими температурами, широко используется в самых разнообразных областях народного хозяйства, науки, техники, медицины.

Спрос на металл остается высоким, благодаря бурному росту производства антикоррозионных покрытий. Цинковое покрытие часто оказывается более надежным, нежели остальные, потому что цинк не просто механически защищает железо от внешних воздействий, он его химически защищает.

Также цинк - один из наиболее важных биологически активных элементов и необходим для всех форм жизни.

Тело человека содержит около 2 г цинка. Хотя цинксодержащие ферменты присутствуют в большинстве клеток, его концентрация очень мала и поэтому довольно поздно стало понятно, насколько важен этот элемент; необходимость и незаменимость цинка для человека была установлена 100 лет тому назад.

Изучение цинка всё ещё продолжается. Хоть этот металл и неприметен, дешев, но цинку в мире нашли тысячи применений.

Список литературы

1. Живописцев В.П, Селезнёва Е.А. Аналитическая химия элементов. «Наука» Москва 1975.- 543с.

2. Популярная библиотека химических элементов. М., Наука, 1977

3. Свойства химических элементов- Справочник химика. Цинк- chem100.ru

4. Казаков Б.И. Металл из Атлантиды(о цинке). М.: Металлургия, 1984- 128с.

5. Популярная библиотека химических элементов. Цинк- http://n-t.ru/ri/ps/

6. Зефиров Н. С. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. -- Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. -- Т. 5. -- 378с.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Распространение цинка в природе, его промышленное извлечение. Сырьё для получения цинка, способы его получения. Основные минералы цинка, его физические и химические свойства. Область применения цинка. Содержание цинка в земной коре. Добыча цинка В России.

реферат , добавлен 12.11.2010


Положение цинка, фосфата кадмия и ртути в периодической системе Д.И. Менделеева. Распространение их в природе, физические и химические свойства. Получение фосфорнокислого цинка. Синтезирование и изучение окислительно-восстановительных свойств цинка.

курсовая работа , добавлен 12.10.2014


Физические, химические свойства и применение цинка. Вещественный состав цинкосодержащих руд и концентратов. Способы переработки цинкового концентрата. Электроосаждение цинка: основные показатели процесса электролиза, его осуществление и обслуживание.

курсовая работа , добавлен 08.07.2012


Особенности влияния различных примесей на строение кристаллической решетки селенида цинка, характеристика его физико-химических свойств. Легирование селенида цинка, диффузия примесей. Применение селенида цинка, который легирован различными примесями.

курсовая работа , добавлен 22.01.2017


презентация , добавлен 16.02.2013


Характеристика свойств и строения соединения селенида цинка. Описание особенностей, технологий различных способов его получения. Промышленные принципы легирования полупроводников. Легирующие добавки селенида цинка и описание свойств легированных образцов.

курсовая работа , добавлен 22.01.2017


Общая характеристика элементов подгруппы меди. Основные химические реакции меди и ее соединений. Изучение свойств серебра и золота. Рассмотрение особенностей подгруппы цинка. Получение цинка из руд. Исследование химических свойств цинка и ртути.

презентация , добавлен 19.11.2015


Анализ влияния цинка на качественный и количественный состав микрофлоры в почве урбанизированных экосистем города Калининграда, проведение собственного эксперимента. Выявление группы микроорганизмов, проявляющих устойчивость в высокой концентрации цинка.

курсовая работа , добавлен 20.02.2015


Физико-химическая характеристика кобальта. Комплексные соединения цинка. Изучение сорбционного концентрирования Co в присутствии цинка из хлоридных растворов в наряде ионитов. Технический результат, который достигнут при осуществлении изобретения.

реферат , добавлен 14.10.2014


Характеристика цинка и меди как химических элементов и их место в периодической таблице Менделеева. Получение цинка из полиметаллических руд пирометаллургическим и электролитическим методами. Способы применения меди в электротехнике и производстве.

ЦИНК (химический элемент) ЦИНК (химический элемент)

ЦИНК (лат. Zincum), Zn (читается «цинк»), химический элемент с атомным номером 30, атомная масса 65,39. Природный цинк состоит из смеси пяти стабильных нуклидов: 64 Zn (48,6% по массе), 66 Zn (27,9%), 67 Zn (4,1%), 68 Zn (18,8%) и 70 Zn (0,6%). Расположен в четвертом периоде в группе IIВ периодической системы. Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s 2 p 6 d 10 4s 2 . В соединениях проявляет степень окисления +2 (валентность II).
Радиус атома Zn 0,139 нм, радиус иона Zn 2+ 0,060 нм (координационное число 4), 0,0740 нм (координационное число 6) и 0,090 нм (координационное число 8). Энергии последовательной ионизации атома соответствуют 9,394, 17,964, 39,7, 61,6 и 86,3 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,66.
Историческая справка
Сплавы цинка с медью - латуни (см. ЛАТУНЬ) - были известны еще древним грекам и египтянам. Цинк получали в 5 в. до н. э. в Индии. Римский историк Страбон (см. СТРАБОН) в 60-20 годах до н. э. писал о получении металлического цинка, или «фальшивого серебра». В дальнейшем секрет получения цинка в Европе был утерян, так как образующийся при термическом восстановлении цинковых руд цинк при 900°C переходит в пар. Пары цинка реагируют с кислородом (см. КИСЛОРОД) воздуха, образуя рыхлый оксид цинка, который алхимики называли «белой шерстью».
В 1743 в Бристоле открылся первый завод по получению металлического цинка, где цинковую руду восстанавливали в ретортах без доступа воздуха. В 1746 А. С. Маргграф (см. МАРГГРАФ Андреас Сигизмунд) разработал способ получения металла прокаливанием смеси его окиси с углем без доступа воздуха в ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках.
Слово «цинк» встречается в трудах Парацельса (см. ПАРАЦЕЛЬС) и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому «цинко» - налет, бельмо на глазу. Название этого металла за его историю несколько раз менялось. Общеупотребительным название «цинк» стало только в 1920-х гг.
Нахождение в природе
Содержание цинка в земной коре 8,3·10 –3 % по массе, в воде Мирового океана 0,01 мг/л. Известно 66 минералов цинка, важнейшие из них: сфалерит (см. СФАЛЕРИТ) , клейофан (см. КЛЕЙОФАН) , марматит (см. МАРМАТИТ) , вюртцит, (см. ВЮРТЦИТ) смитсонит (см. СМИТСОНИТ) ZnCO 3 , каламин (см. КАЛАМИН) Zn 4 (OH) 4 Si 2 O 7 ·H 2 O, цинкит (см. ЦИНКИТ) ZnO, виллемит (см. ВИЛЛЕМИТ) . Цинк входит в состав полиметаллических руд, которые содержат также медь, свинец, кадмий, индий (см. ИНДИЙ) , галлий (см. ГАЛЛИЙ) , таллий (см. ТАЛЛИЙ) и другие. Цинк - важный биогенный элемент: в живом веществе содержится 5·10 –4 % по массе.
Получение
Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих 1-4% Zn в виде сульфида. Руду обогащают, получая цинковый концентрат (50-60%). Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем слое, переводя сульфид цинка в ZnO. От ZnO к Zn идут двумя путями. По пирометаллургическому методу концентрат спекают, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300°C. Затем испарившиеся из печи пары цинка конденсируют.
ZnO + C = Zn + CO.
Основной способ получения цинка гидрометаллургический. Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой. Из полученного сульфатного раствора удаляют примеси, осаждая их цинковой пылью. Очищенный раствор подвергают электролизу. Цинк осаждается на алюминиевых катодах. Чистота электролитного цинка 99,95%.
Для получения цинка высокой чистоты применяют зонную плавку (см. ЗОННАЯ ПЛАВКА) .
Физические и химические свойства
Цинк - голубовато-белый металл.
Обладает гексагональной решеткой с параметрами а = 0,26649 нм, с = 0,49468 нм. Температура плавления 419,58°C, температура кипения 906,2°C, плотность 7,133 кг/дм 3 . При комнатной температуре хрупок. При 100-150°C пластичен. Стандартный электродный потенциал –0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа Fe.
На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного (см. АМФОТЕРНОСТЬ) белого оксида ZnO.
2Zn + O 2 = 2ZnO
Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:
ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O
так и щелочами:
ZnO + 2NaOH (сплавление)= Na 2 ZnO 2 + Н 2 О
В этой реакции образуется цинкат натрия Na 2 ZnO 2 .
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
и растворами щелочей:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ,
образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO 4 .
При нагревании цинк реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) с образованием галогенидов ZnHal 2 . С фосфором (см. ФОСФОР) цинк образует фосфиды Zn 3 P 2 и ZnP 2 .С серой (см. СЕРА) и ее аналогами - селеном (см. СЕЛЕН) и теллуром (см. ТЕЛЛУР) - различные халькогениды (см. ХАЛЬКОГЕНИДЫ) , ZnS, ZnSe, ZnSe 2 и ZnTe.
С водородом (см. ВОДОРОД) , азотом (см. АЗОТ) , углеродом (см. УГЛЕРОД) , кремнием (см. КРЕМНИЙ) и бором (см. БОР (химический элемент)) цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn 3 N 2 получают реакцией цинка с аммиаком (см. АММИАК) NH 3 при 550-600°C.
В водных растворах ионы цинка Zn 2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+ .
Применение
Основная часть производимого цинка расходуется на изготовление антикоррозионных покрытий железа и стали. Цинк применяют в аккумуляторах и сухих элементах питания. Листовой цинк используют в типографском деле. Сплавы цинка (латунь, нейзильбер и другие) применяются в технике. ZnO служит пигментом в цинковых белилах. Соединения цинка являются полупроводниками. Раствором хлорида цинка ZnCl 2 пропитывают железнодорожные шпалы, предохраняя их от гниения.
Физиологическое действие
Цинк входит в состав более 40 металлоферментов, катализирующих в организме человека гидролиз пептидов, белков и других соединений. Цинк входит в состав гормона инсулина. (см. ИНСУЛИН) В организм человека цинк поступает с мясом, молоком, яйцами.
Растения при недостатке цинка в почве заболевают.
Металлический цинк мало токсичен. Фосфид и оксид цинка ядовиты. Попадание в организм растворимых солей цинка приводит к расстройству пищеварения, раздражению слизистых оболочек. ПДК для цинка в воде 1,0 мг/л.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "ЦИНК (химический элемент)" в других словарях:

Цинк (лат. Zincum), Zn, химический элемент II группы периодической системы Менделеева; атомный номер 30, атомная масса 65,38, синевато белый металл. Известно 5 стабильных изотопов с массовыми числами 64, 66, 67, 68 и 70; наиболее распространён… … Большая советская энциклопедия

Хлоро серебряный элемент это первичный химический источник тока, в котором анодом является цинк, катодом хлористое серебро, электролитом водный раствор хлорида аммония (нашатыря) или хлорида натрия. Содержание 1 История изобретения 2 Параметры … Википедия

- (фр. Chlore, нем. Chlor, англ. Chlorine) элемент из группы галоидов; знак его Cl; атомный вес 35,451 [Пo расчету Кларке данных Стаса.] при O = 16; частица Cl 2, которой хорошо отвечают найденные Бунзеном и Реньо плотности его по отношению к… …

- (Argentum, argent, Silber), хим. знак Ag. С. принадлежит к числу металлов, известных человеку еще в глубокой древности. В природе оно встречается как в самородном состоянии, так и в виде соединений с другими телами (с серой, напр. Ag 2S… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

- (Argentum, argent, Silber), хим. знак Ag. С. принадлежит к числу металлов, известных человеку еще в глубокой древности. В природе оно встречается как в самородном состоянии, так и в виде соединений с другими телами (с серой, напр. Ag2S серебряный … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

- (Platine фр., Platina или um англ., Platin нем.; Pt = 194,83, если О = 16 по данным К. Зейберта). П. обыкновенно сопровождают другие металлы, и те из этих металлов, которые примыкают к ней по своим химическим свойствам, получили название… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

- (Bromum; хим. форм. Br, атомный вес 80) неметаллический элемент, из группы галоидов, открытый в 1826 г. французским химиком Баларом в маточных растворах солей морской воды; название свое Б. получил от греческого слова Βρωμος зловоние.… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

- (Soufre франц., Sulphur или Brimstone англ., Schwefel нем., θετον греч., лат. Sulfur, откуда символ S; атомный вес 32,06 при O=16 [Определен Стасом по составу сернистого серебра Ag 2 S]) принадлежит к числу важнейших неметаллических элементов.… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Сплав цинка с медью - латунь - был известен еще в Древней Греции, Древнем Египте, Индии (VII в.), Китае (XI в.). Долгое время не удавалось выделить чистый цинк. В 1746 А. С. Маргграф разработал способ получения чистого цинка путём прокаливания смеси его оксида с углём без доступа воздуха в глиняных огнеупорных ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках. В промышленном масштабе выплавка цинка началась в XVII в.
Латинское zincum переводится как "белый налет". Происхождение этого слова точно не установлено. Предположительно, оно идет от персидского "ченг", хотя это название относится не к цинку, а вообще к камням. Слово "цинк" встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому "цинко" - налет, бельмо на глазу. Общеупотребительным название "цинк" стало только в 1920-х гг.

Нахождение в природе, получение:

Наиболее распространенный минерал цинка - сфалерит, или цинковая обманка. Основной компонент минерала - сульфид цинка ZnS, а разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета. Видимо, за это минерал и называют обманкой. Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента № 30: смитсонит ZnCO 3 , цинкит ZnO, каламин 2ZnO·SiO 2 ·Н 2 O. На Алтае нередко можно встретить полосатую "бурундучную" руду - смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.
Выделение цинка начинается с концентрирования руды методами седиментации или флотации, затем ее обжигают до образования оксидов: 2ZnS + 3О 2 = 2ZnО + 2SO 2
Оксид цинка перерабатывают электролитическим методом или восстанавливают коксом. В первом случае цинк выщелачивают из сырого оксида разбавленным раствором серной кислоты, примесь кадмия осаждают цинковой пылью и раствор сульфата цинка подвергают электролизу. Металл 99,95%-ной чистоты осаждается на алюминиевых катодах.

Физические свойства:

В чистом виде - довольно пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем "крик олова"). При 100-150 °C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка. Температура плавления - 692°C, температура кипения - 1180°C

Химические свойства:

Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал -0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает. При нагревании цинк реагирует с галогенами, с фосфором, образуя фосфиды Zn 3 P 2 и ZnP 2 , с серой и ее аналогами, образуя различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 и ZnTe. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn 3 N 2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600°C.
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот и щелочей, образуя в последнем случае гидроксоцинкаты: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Очень чистый цинк растворами кислот и щелочей не реагирует.
Для цинка характерны соединения со степенью окисления: +2.

Важнейшие соединения:

Оксид цинка - ZnО, белый, амфотерный, реагирует как с растворами кислот, так и со щелочами:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н 2 О (сплавление).
Гидроксид цинка - образуется в виде студенистого белого осадок при добавлении щелочи к водным растворам солей цинка. Амфотерный гидроксид
Соли цинка . Бесцветные кристаллические вещества. В водных растворах ионы цинка Zn 2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+ и подвергаются сильному гидролизу.
Цинкаты образуются при взаимодействии оксида или гидроксида цинка со щелочами. При сплавлении образуются метацинкаты (напр. Na 2 ZnO 2), которые растворяясь в воде переходят в тетрагидроксоцинкаты: Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О = Na 2 . При подкислении растворов в осадок выпадает гидроксид цинка.

Применение:

Производство антикоррозионных покрытий. - Металлический цинк в виде брусков используют для защиты от коррозии стальных изделий, соприкасающихся с морской водой. Примерно половина всего производимого цинка используется для производства оцинкованной стали, одна треть - в горячем цинковании готовых изделий, остальное - для полосы и проволоки.
- Большое практическое значение имеют сплавы цинка - латуни (медь плюс 20-50% цинка). Для литья под давлением, помимо латуней, используется быстро растущее число специальных сплавов цинка.
- Еще одна область применения - производство сухих батарей, хотя в последние годы оно существенно сократилось.
- Теллурид цинка ZnTe используется как материал для фоторезисторов, приемников инфракрасного излучения, дозиметров и счетчиков радиоактивного излучения. - Ацетат цинка Zn(CH 3 COO) 2 его используют как фиксатор при крашении тканей, консервант древесины, противогрибковое средство в медицине, катализатор в органическом синтезе. Ацетат цинка входит в состав зубных цементов, используется при производстве глазурей и фарфора.

Цинк - один из наиболее важных биологически активных элементов и необходим для всех форм жизни. Его роль обусловлена, в основном, тем, что он входит в состав более 40 важных ферментов. Установлена функция цинка в белках, отвечающих за распознавание последовательности оснований в ДНК и, следовательно, регулирующих перенос генетической информации в ходе репликации ДНК. Цинк участвует в углеводном обмене с помощью цинксодержащего гормона - инсулина. Только в присутствии цинка действует витамин А. Необходим цинк и для формирования костей.
В то же время ионы цинка токсичны.

Беспоместных С., Штанова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия: