Медта (Cu) принадлежи към d-елементите и се намира в IB групата на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Електронната конфигурация на медния атом в основно състояние се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо очакваната формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . С други думи, в случай на меден атом се наблюдава т. нар. „електронен скок“ от 4s подниво към 3d подниво. За мед, освен нула, са възможни степени на окисление +1 и +2. Степента на окисление +1 е склонна към диспропорциониране и е стабилна само в неразтворими съединения като CuI, CuCl, Cu 2 O и др., както и в комплексни съединения, например Cl и OH. Медните съединения в степен на окисление +1 нямат специфичен цвят. И така, медният (I) оксид, в зависимост от размера на кристалите, може да бъде тъмночервен (големи кристали) и жълт (малки кристали), CuCl и CuI са бели, а Cu 2 S е черно-син. По-химично стабилно е степента на окисление на медта, равно на +2. Солите, съдържащи мед в дадено окислително състояние, са сини и синьо-зелени на цвят.
Медта е много мек, ковък и пластичен метал с висока електрическа и топлопроводимост. Цветът на металната мед е червено-розов. Медта е в редицата на активността на металите вдясно от водорода, т.е. се отнася до нискоактивни метали.
с кислород
При нормални условия медта не взаимодейства с кислорода. Необходима е топлина, за да протече реакцията между тях. В зависимост от излишъка или липсата на кислород и температурни условия, той може да образува меден (II) оксид и меден (I) оксид:
със сяра
Реакцията на сяра с мед, в зависимост от условията на провеждане, може да доведе до образуването както на меден (I) сулфид, така и на меден (II) сулфид. Когато смес от прахообразен Cu и S се нагрява до температура 300-400 ° C, се образува меден (I) сулфид:
При липса на сяра и реакцията се извършва при температура над 400 ° C, се образува меден (II) сулфид. Въпреки това, повече по прост начинполучаването на меден (II) сулфид от прости вещества е взаимодействието на мед със сяра, разтворена във въглероден дисулфид:
Тази реакцияработи при стайна температура.
с халогени
Медта реагира с флуор, хлор и бром, образувайки халогениди с обща формула CuHal 2, където Hal е F, Cl или Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
В случай на йод, най-слабият окислител сред халогените, се образува меден (I) йодид:
Медта не взаимодейства с водород, азот, въглерод и силиций.
с неокисляващи киселини
Почти всички киселини са неокисляващи киселини, с изключение на концентрирана сярна киселина и азотна киселина с всякаква концентрация. Тъй като неокисляващите киселини са в състояние да окисляват само метали, които са в серия на активност до водород; това означава, че медта не реагира с такива киселини.
с окислителни киселини
- концентрирана сярна киселина
Медта реагира с концентрирана сярна киселина както при нагряване, така и при стайна температура. При нагряване реакцията протича в съответствие с уравнението:
Тъй като медта не е силен редуктор, сярата се редуцира в тази реакция само до +4 степен на окисление (в SO 2).
- с разредена азотна киселина
Реакцията на мед с разредена HNO 3 води до образуването на меден (II) нитрат и азотен монооксид:
3Cu + 8HNO 3 (диф.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- с концентрирана азотна киселина
Концентрираната HNO 3 лесно реагира с мед при нормални условия. Разликата между реакцията на медта с концентрирана азотна киселина и взаимодействието с разредена азотна киселина се състои в продукта на редукция на азота. В случай на концентрирана HNO 3, азотът се редуцира в по-малка степен: вместо азотен оксид (II), се образува азотен оксид (IV), което е свързано с по-голяма конкуренция между молекулите на азотната киселина в концентрираната киселина за електрони на редуктор ( Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
с неметални оксиди
Медта реагира с някои неметални оксиди. Например, с оксиди като NO 2 , NO, N 2 O, медта се окислява до меден (II) оксид, а азотът се редуцира до степен на окисление 0, т.е. образува се просто вещество N 2:
При серен диоксид вместо просто вещество (сяра) се образува меден (I) сулфид. Това се дължи на факта, че медта със сярата, за разлика от азота, реагира:
с метални оксиди
При синтероване на метална мед с меден оксид (II) при температура 1000-2000 ° C може да се получи меден оксид (I):
Също така, металната мед може да редуцира железния (III) оксид при калциниране до железен (II) оксид:
с метални соли
Медта измества по-малко активните метали (вдясно от него в серията активности) от разтворите на техните соли:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Протича и интересна реакция, при която медта се разтваря в сол на по-активен метал – желязо в степен на окисление +3. Няма обаче противоречия, т.к медта не измества желязото от неговата сол, а само го възстановява от +3 степен на окисление до +2 степен на окисление:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Последната реакция се използва при производството на микросхеми на етапа на ецване на медни плочи.
Корозия на медта
Медта корозира с течение на времето, когато е изложена на влага, въглероден диоксид и атмосферен кислород:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
В резултат на тази реакция медните продукти са покрити с рохкаво синьо-зелено покритие от меден (II) хидроксокарбонат.
Химични свойства на цинка
Цинк Zn е в групата IIB на IV период. Електронна конфигурация на валентни орбитали на атоми на химичен елемент в основно състояние 3d 10 4s 2 . За цинка е възможно само едно състояние на окисление, равно на +2. Цинковият оксид ZnO и цинковият хидроксид Zn(OH) 2 имат изразени амфотерни свойства.
Цинкът потъмнява, когато се съхранява на въздух, като се покрива с тънък слой ZnO оксид. Окислението протича особено лесно при висока влажност и в присъствието на въглероден диоксид поради реакцията:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Цинковата пара изгаря във въздуха и тънка ивица цинк, след като свети в пламък на горелка, изгаря в нея със зеленикав пламък:
При нагряване металният цинк също взаимодейства с халогени, сяра, фосфор:
Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор.
Цинкът реагира с неокисляващи киселини за освобождаване на водород:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Индустриалният цинк е особено лесно разтворим в киселини, тъй като съдържа примеси от други по-малко активни метали, по-специално кадмий и мед. Цинкът с висока чистота е устойчив на киселини по определени причини. За да се ускори реакцията, проба от цинк с висока чистота се привежда в контакт с мед или се добавя малко количество медна сол към киселинния разтвор.
При температура 800-900 o C (червена топлина), металният цинк, който е в разтопено състояние, взаимодейства със прегрята водна пара, освобождавайки водород от нея:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Цинкът също реагира с окислителни киселини: концентрирана сярна и азотна.
Цинкът като активен метал може да образува серен диоксид, елементарна сяра и дори сероводород с концентрирана сярна киселина.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Съставът на продуктите на редукция на азотна киселина се определя от концентрацията на разтвора:
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
Посоката на процеса също се влияе от температурата, количеството киселина, чистотата на метала и времето за реакция.
Цинкът реагира с алкални разтвори, за да се образува тетрахидроксоцинкатии водород:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
С безводни основи се образува цинк, когато се стопи цинкатии водород:
В силно алкална среда цинкът е изключително силен редуциращ агент, способен да редуцира азота в нитрати и нитрити до амоняк:
4Zn + NaNO 3 + 7 NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Поради комплексообразуването, цинкът бавно се разтваря в разтвор на амоняк, намалявайки водорода:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Цинкът също така възстановява по-малко активните метали (вдясно от него в серията активности) от водни разтвори на техните соли:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Химични свойства на хрома
Хромът е елемент от VIB групата на периодичната таблица. Електронната конфигурация на атома на хрома се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, т.е. при хрома, както и при медния атом се наблюдава т. нар. "електронно приплъзване"
Най-често срещаните степени на окисление на хрома са +2, +3 и +6. Те трябва да се запомнят и в рамките на програмата USE по химия можем да предположим, че хромът няма други състояния на окисление.
При нормални условия хромът е устойчив на корозия както във въздуха, така и във водата.
Взаимодействие с неметали
с кислород
Загрят до температура над 600 o C, прахообразният метален хром изгаря в чист кислород, за да образува хром (III) оксид:
4Cr + 3O 2 = о т=> 2Cr 2 O 3
с халогени
Хромът реагира с хлор и флуор при по-ниски температури, отколкото с кислород (съответно 250 и 300 o C):
2Cr + 3F 2 = о т=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = о т=> 2CrCl 3
Хромът реагира с бром при температура на червена топлина (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = о т=> 2CrBr 3
с азот
Металният хром взаимодейства с азота при температури над 1000 o C:
2Cr + N 2 = от=> 2CrN
със сяра
Със сярата хромът може да образува както хром (II) сулфид, така и хром (III) сулфид, в зависимост от пропорциите на сярата и хрома:
Cr+S= о т=> CRS
2Cr+3S= о т=> Cr 2 S 3
Хромът не реагира с водород.
Взаимодействие със сложни вещества
Взаимодействие с вода
Хромът принадлежи към металите със средна активност (намира се в редицата на активността на металите между алуминий и водород). Това означава, че реакцията протича между нажежен до червено хром и прегрята водна пара:
2Cr + 3H2O = о т=> Cr2O3 + 3H2
Взаимодействие с киселини
Хромът се пасивира при нормални условия с концентрирани сярна и азотна киселини, но се разтваря в тях по време на кипене, докато се окислява до степен на окисление +3:
Cr + 6HNO3 (конц.) = да се=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H2O
2Cr + 6H2SO4 (конц.) = да се=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H2O
В случай на разредена азотна киселина, основният продукт на редукция на азота е просто вещество N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хромът се намира в серия на активност отляво на водорода, което означава, че е в състояние да отделя Н2 от разтвори на неокисляващи киселини. В хода на такива реакции, при липса на достъп до атмосферен кислород, се образуват соли на хром (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
При провеждане на реакцията на открито, двувалентният хром моментално се окислява от кислорода, съдържащ се във въздуха до степен на окисление +3. В този случай, например, уравнението с солна киселинаще приеме формата:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Когато металният хром се стопи със силни окислители в присъствието на алкали, хромът се окислява до степен на окисление +6, образувайки хромати:
Химични свойства на желязото
Желязо Fe, химичен елемент от група VIIIB и имащ сериен номер 26 в периодичната таблица. Разпределението на електроните в атома на желязото е както следва 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , тоест желязото принадлежи към d-елементите, тъй като d-поднивото е запълнено в неговия случай. Най-характерно е за две степени на окисление +2 и +3. FeO оксидът и Fe(OH) 2 хидроксидът са доминирани от основните свойства, Fe 2 O 3 оксидът и Fe(OH) 3 хидроксидът са подчертано амфотерни. Така оксидът и хидроксидът на желязото (III) се разтварят до известна степен, когато се варят в концентрирани разтвори на алкали, а също така реагират с безводни алкали по време на топене. Трябва да се отбележи, че степента на окисление на желязото +2 е много нестабилна и лесно преминава в степен на окисление +3. Железните съединения са известни и в рядко окислително състояние на +6 - ферати, соли на несъществуващата "желязна киселина" H 2 FeO 4. Тези съединения са относително стабилни само в твърдо състояние или в силно алкални разтвори. При недостатъчна алкалност на средата, фератите бързо окисляват дори вода, освобождавайки кислород от нея.
Взаимодействие с прости вещества
С кислород
При изгаряне в чист кислород желязото образува т.нар желязо мащаб, с формула Fe 3 O 4 и всъщност представляващ смесен оксид, чийто състав може условно да бъде представен с формулата FeO∙Fe 2 O 3 . Реакцията на горене на желязото има формата:
3Fe + 2O 2 = да се=> Fe 3 O 4
Със сяра
При нагряване желязото реагира със сяра, за да образува железен сулфид:
Fe+S= да се=> FeS
Или с излишък на сяра железен дисулфид:
Fe + 2S = да се=> FeS2
С халогени
С всички халогени, с изключение на йода, металното желязо се окислява до степен на окисление +3, образувайки железни халиди (lll):
2Fe + 3F 2 = да се=> 2FeF 3 - железен флуорид (lll)
2Fe + 3Cl 2 = да се=> 2FeCl 3 - железен хлорид (lll)
Йодът, като най-слабият окислител сред халогените, окислява желязото само до степен на окисление +2:
Fe + I 2 = да се=> FeI 2 - железен йодид (ll)
Трябва да се отбележи, че съединенията на тривалентното желязо лесно окисляват йодидни йони във воден разтвор до освободен йод I 2, докато се възстановяват до +2 степен на окисление. Примери за подобни реакции от банката FIPI:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
С водород
Желязото не реагира с водород (само алкалните и алкалоземните метали реагират с водород от метали):
Взаимодействие със сложни вещества
Взаимодействие с киселини
С неокисляващи киселини
Тъй като желязото се намира в серията активност вляво от водорода, това означава, че то е в състояние да измести водорода от неокисляващи киселини (почти всички киселини с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 с всякаква концентрация):
Fe + H 2 SO 4 (диф.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Необходимо е да се обърне внимание на такъв трик в задачите на изпита, като въпрос по темата до каква степен на окисление ще се окисли желязото, когато е изложено на разредена и концентрирана солна киселина. Правилният отговор е до +2 и в двата случая.
Капанът тук е в интуитивното очакване на по-дълбоко окисление на желязото (до s.o. +3) в случай на взаимодействието му с концентрирана солна киселина.
Взаимодействие с окислителни киселини
При нормални условия желязото не реагира с концентрирана сярна и азотна киселини поради пасивиране. Той обаче реагира с тях при варене:
2Fe + 6H2SO4 = о т=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 = о т=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H2O
Имайте предвид, че разредената сярна киселина окислява желязото до степен на окисление +2 и концентрирана до +3.
Корозия (ръждясване) на желязото
Във влажен въздух желязото ръждясва много бързо:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Желязото не реагира с вода при липса на кислород нито при нормални условия, нито при варене. Реакцията с вода протича само при температура над температурата на червената топлина (> 800 ° C). тези..
Без "защита" ги изяжда корозия. Това спестява цинк. Бяло-син метал се нанася върху основата с тънък филм.
слухово прилагателно " поцинкована". Често се заменя с думите: - кофи, покрив, тел. Таблица химични елементицинкът е пред .
Това означава, че той е по-активен, тоест първи реагира с въздуха.
Корозията, както знаете, се причинява именно от контакта на влагата от атмосферата с метала.
метален цинкпървият поема удара, запазвайки метала отдолу. Следователно кофите са прецизно поцинковани, а не покрити или.
Тези елементи се намират след желязото. Те ще изчакат, докато този метал се унищожи и едва тогава ще започнат да се разпадат сами.
Атомният номер на цинка е 30. Това е номерът на 2-ра група от 4-ти период на таблицата химични вещества. Обозначението на метала е Zn.
Той съставна частскални руди, минерали, пренасяни от водата и дори съдържащи се в живите тъкани.
Така, например, някои сортове теменужки активно натрупват метал. Но подчертайте чист цинкуспява едва през 18 век.
Това направи германецът Андреас Сигизмунд Маргграф. Той калцинира сместа цинков оксидс .
Експериментът беше успешен, защото беше проведен без достъп до въздух, тоест кислород. Огнеупорен съд, изработен от .
Химикът постави получените метални пари в хладилника. Под въздействието на ниски температури цинкови частицисе настани по стените му.
Находища и добив на цинк
Сега в света всяка година се добиват около 10 милиона тона синкав метал. чиста форма. Съдържанието му в земната кора е 6-9%.
Тези проценти бяха разпределени между 50 държави. Лидерите са Перу, САЩ, Канада, Узбекистан, но най-вече цинкови отлаганияв Австралия и
Всяка от тези страни представлява приблизително 3 десетки милиона тона метал със сериен номер 30.
В бъдеще обаче океанът може да заеме първото място в класацията. Основен цинкови резервиконцентриран във водите му, на дъното му.
Вярно е, че все още не са се научили как да развиват офшорно находище. Технологията е налице, но е твърде скъпа.
Следователно почти 3 милиона тона цинк лежат на дъното на Червено море, да не говорим за запасите на Карибите и Средноатлантическия хребет.
Приложение на цинк
Имате нужда от цинк. Към основата се добавя метал. Минимум дози цинкправят ги вискозни, лесно поддаващи се, послушни в ръцете на господаря.
30-ият елемент също озарява продукта, така че често се използва за създаване на т.нар.
Въпреки това, с цинка, основното нещо е да не се прекалява. Дори 3 десети от съдържанието на метал ще го направят крехък, крехък.
Намалява метала и точката на топене на сплавта. В производството се използват медно-цинкови съединения, открити в древен Египет. Сплавта е евтина, лесна за обработка, изглежда привлекателна.
Поради ниската точка на топене, цинкът се превърна в "герой" на микросхемите и всички видове.
Той, подобно на калай, лесно и здраво свързва малки части един с друг. При ниски температури металът е крехък, но вече при 100-150 градуса става ковък, гъвкав.
Това физическо свойство на цинки се използва от индустриалци и занаятчии.
Интересното е, че при още по-голяма топлина, например, до 500 градуса, елементът отново се превръща в крехък и ненадежден.
Лентата с ниско топене е от финансова полза за индустриалците. Имате нужда от по-малко гориво, няма нужда да преплащате за скъпо оборудване.
Те също така спестяват от обработката на получените "отливки" от цинк. Тяхната повърхност често дори не изисква допълнително полиране.
Металът се използва активно в автомобилната индустрия. Сплавите на цинкова основа се използват за дръжки на врати, скоби, интериорен декор, ключалки, огледала, корпуси на чистачки на предното стъкло.
В автомобилостроенето Цинкови сплавивисок процент. Последното прави връзката по-устойчива на износване и издръжливост.
Цинков оксид се добавя към автомобилните гуми. Без него гумата е с лошо качество.
Водещата роля в икономиката на много страни се играе от чугун и. Производството им е немислимо без цинк. В месинга той е от 30 до 50 процента (в зависимост от вида на сплавта).
Месинг отива не само до дръжки на вратите. От него се правят и съдове за миксери и високотехнологично оборудване за фабрики от различни профили.
широко използвани и цинкови листове. Те са в основата на печатните форми в печата.
Листовете се използват за направата на източници на енергия, тръби, покривни покрития и канализационни улуци.
Цинкът е неразделна част от много багрила. И така, цинковият оксид се използва като бяла боя. Между другото, това покритие се използва в космонавтиката.
За ракети, сателити са необходими багрила, които отразяват светлината, а съединенията на основата на цинк правят това най-добре.
Той е незаменим в борбата с радиацията. Под лъчите му металният сулфид пламва, издавайки наличието на опасни частици.
Желани на цинков елементи фармацевти. Цинкът е антисептик. Добавя се към мехлеми за новородени, лечебни състави.
Освен това някои лекари смятат, че цинкът, или по-скоро липсата му, причинява шизофрения.
Ето защо, смятат лекарите, е необходимо да се използват продукти, съдържащи метал.
Най-много цинк в морските дарове. Не напразно металните отлагания се съхраняват в океанските дълбини.
Външната електронна конфигурация на Zn атома е 3d104s2. Степента на окисление в съединенията е +2. Нормалният редокс потенциал от 0,76 V характеризира цинка като активен метал и енергичен редуктор. Във въздуха при температури до 100 ° C цинкът бързо потъмнява, като се покрива с повърхностен филм от основни карбонати. Във влажен въздух, особено в присъствието на CO2, металът се разрушава с образуването на основен цинков бикарбонат дори при обикновени температури.
При температура на червена топлина той може да се окисли от водна пара с отделяне на водород и въглероден диоксид. Когато се нагрява достатъчно във въздуха, той изгаря с ярък зеленикаво-син пламък, за да образува цинков оксид със значително освобождаване на енергия.
В съответствие с мястото, което цинкът заема в поредицата от напрежения, той лесно се разтваря в разредени киселини с отделяне на водород. В този случай концентрираната киселина се редуцира до азотни оксиди, разредената киселина се редуцира до амоняк. Разтваряне в конц. H3S04 се придружава от отделяне не на водород, а на серен диоксид.
Смес от цинков прах и сяра реагира експлозивно при нагряване.
Цинкът не взаимодейства с азота дори в пари, а по-скоро лесно реагира с амоняка при нагорещена температура, образувайки цинков нитрид - Zn3Na.
Цинков карбид ZnC, образуван при нагряване на цинк в поток ацетилен, разложен от вода и разредени киселини.
Когато металният цинк се нагрява във фосфорни пари до 440–780°C, се образуват фосфиди, Zn3Ps и ZnP2.
В разтопено състояние цинкът се смесва безкрайно с много метали: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.
Цинкът образува съединения с много метали, например: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.
Цинкът е доста лесно разтворим в алкали, както и във водни разтвори на амоняк и амониев хлорид, особено при нагряване. Скоростта на разтваряне на цинка не само в основи, но и в киселини зависи от неговата чистота. Много чистият цинк се разтваря бавно и за ускоряване на процеса се препоръчва да се въведат няколко капки силно разреден разтвор на меден сулфат в разтвора (поява на галванични двойки).
Взаимодействие с неметали
Когато се нагрява силно на въздух, той изгаря с ярък синкав пламък, за да образува цинков оксид:
При запалване реагира енергично със сяра:
Реагира с халогени при нормални условия в присъствието на водна пара като катализатор:
Zn + Cl2 = ZnCl2
Под действието на фосфорните пари върху цинка се образуват фосфиди:
Zn + 2P = ZnP2 или
3Zn + 2P = Zn3P2
Цинкът не взаимодейства с водород, азот, бор, силиций, въглерод.
Взаимодействие с вода
Реагира с водна пара при червена топлина, за да образува цинков оксид и водород:
Zn + H2O = ZnO + H2
Взаимодействие с киселини
В електрохимичната серия от напрежения на металите цинкът е преди водорода и го измества от неокисляващи киселини:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Реагира с разредена азотна киселина за образуване на цинков нитрат и амониев нитрат:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Реагира с концентрирани сярна и азотна киселини за образуване на цинкова сол и продукти за редукция на киселина:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Взаимодействие с алкали
Реагира с алкални разтвори за образуване на хидроксо комплекси:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
когато се слее, образува цинкати:
Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2
Взаимодействие с амоняк
С газообразен амоняк при 550-600°C образува цинков нитрид:
3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2
разтваря се във воден разтвор на амоняк, образувайки тетрааминцинков хидроксид:
Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2
Взаимодействие с оксиди и соли
Цинкът измества металите в реда на напрежението вдясно от него от разтвори на соли и оксиди:
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
- Обозначение - Zn (Zincum);
- Период - IV;
- Група - 12 (IIb);
- Атомна маса - 65,39;
- Атомно число - 30;
- Радиус на атом = 138 pm;
- Ковалентен радиус = 125 pm;
- Разпределение на електроните - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ;
- точка на топене = 419,88°С;
- точка на кипене = 907°C;
- Електроотрицателност (по Полинг / по Алпред и Рочов) = 1,65 / 1,66;
- Степен на окисление: +2, 0;
- Плътност (n.a.) \u003d 7,13 g / cm 3;
- Моларен обем = 9,2 cm 3 / mol.
Цинкът е бил използван от хората още преди нашата ера под формата на неговата сплав с мед - месинг. За първи път чистият цинк е изолиран от англичанина Уилям Чемпион през 18 век.
Земната кора на цинк съдържа 8,3 10 -3% тегловни. Много цинк се съдържа в термалните извори, от които се утаяват цинкови сулфиди, които имат голямо промишлено значение. Цинкът играе активна роля в живота на животните и растенията, като важен биогенен микроелемент.
Ориз. Структурата на цинковия атом.
Електронната конфигурация на цинковия атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 (вижте Електронна структура на атомите). Предпоследният електронен слой на цинковия атом е напълно запълнен, а на външния слой има два s-електрона, които взаимодействат с други елементи, следователно степента на окисление +2 се проявява в цинковите съединения. (виж Валентност). Цинкът има висока химическа активност.
Физични свойства на цинка:
- синкаво бял метал;
- крехък при n. г.;
- при нагряване над 100°C е добре изковано и валцовано;
- има добра топло- и електрическа проводимост.
Химични свойства на цинка:
- във въздуха бързо се окислява, като се покрива с тънък филм от цинков оксид, който предпазва метала от по-нататъшна реакция;
- при нагряване реагира с кислород, хлор, сяра, образувайки съответно оксиди, хлориди, сулфиди:
2Zn + O 2 = 2ZnO; Zn + Cl 2 \u003d ZnCl 2; Zn + S = ZnS. - реагира с разредена сярна киселина и неокисляващи киселинни разтвори, измествайки водорода от тях:
Zn + H2SO4 (rzb.) \u003d ZnSO4 + H2; Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2; - реагира с азотна и концентрирана сярна киселина, редуцирайки съответно азота или сярата:
Zn + H2SO4 (knc.) \u003d ZnSO 4 + SO2 + 2H2O; - реагира при нагряване с алкални разтвори, образувайки хидроцинкати: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2;
- измества по-малко активните метали (виж електрохимичния ред на металните напрежения) от разтворите на техните соли: Zn + CuCl 2 = ZnCl 2 + Cu.
Получаване на цинк:
- чист цинк се получава чрез електролиза на неговите соли;
- Цинкът се получава промишлено от сулфидни руди:
- на първия етап се получава цинков оксид чрез подлагане на рудата на окислително изпичане: 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2;
- на втория етап цинковият оксид се редуцира с въглища при висока температура: ZnO + C = Zn + CO.
Приложения на цинк:
- като антикорозионно покритие на метални изделия (поцинковане);
- за производство на сплави, широко използвани в машиностроенето;
- в батерии и сухи клетки;
- в производството на бои и лакове (производство на цинкова бяла);
- като редуциращ агент в реакциите на органичен синтез.
Цинк- крехък преходен метал със синкаво-бял цвят (потъмнява на въздух, като се покрива с тънък слой цинков оксид). Основен (незаменим) микроелемент на човешките тъкани. По количествено съотношение в организма той заема второ място след желязото. Той играе ключова роля в регенерацията на увредените тъкани, тъй като без цинк се нарушава синтеза на нуклеинови киселини и протеини.
Вижте също:
СТРУКТУРА
Цинковите кристали имат шестоъгълна атомна опаковка. Но за разлика от най-плътната шестоъгълна опаковка от сферични атоми, цинковите решетки са удължени в една посока. Всеки атом е заобиколен от шест други атома, лежащи в същата равнина или слой. Разстоянието между центровете на съседните атоми в този плосък слой a е равно на 0,26649 nm. Външната електронна конфигурация на атома е 3d 10 4s 2 . Не е полиморфен. ИМОТИ
При стайна температура е крехка; когато плочата е огъната, се чува пукащ звук от триенето на кристалити (обикновено по-силен от „калаен вик“). То има ниска температуратопене. Обемът на метала по време на топене се увеличава в съответствие с намаляването на плътността. С повишаване на температурата кинетичният вискозитет и електрическата проводимост на цинка намаляват и електрическото му съпротивление се увеличава. При 100-150 °C цинкът е пластичен. Примесите, дори незначителни, рязко увеличават крехкостта на цинка. Тя е диамагнитна.
РЕЗЕРВИ И ПРОИЗВОДСТВО
Средното съдържание на цинк в земната кора е 8,3·10 -3%, в основните магмени скали е малко по-високо (1,3·10 -2%), отколкото в киселите (6·10 -3%). Цинкът е енергичен воден мигрант, особено характерна е миграцията му в термални води заедно с оловото. От тези води се утаяват цинкови сулфиди, които имат голямо промишлено значение. Цинкът също мигрира енергично в повърхностните и подземните води, като основният утаител за него е сероводородът, сорбцията от глини и други процеси играят по-малка роля.
Находища на цинк са известни в Иран, Австралия, Боливия, Казахстан. В Русия най-големият производител на оловно-цинкови концентрати е OJSC MMC Dalpolimetall
Цинкът се добива от полиметални руди, съдържащи 1-4% Zn под формата на сулфид, както и Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Рудите се обогатяват чрез селективна флотация, като се получават цинкови концентрати (50-60% Zn) и едновременно оловни, медни, а понякога и пиритни концентрати.
Основният метод за получаване на цинк е електролитен (хидрометалургичен). Калцинираните концентрати се обработват със сярна киселина; полученият сулфатен разтвор се пречиства от примеси (чрез отлагане с цинков прах) и се подлага на електролиза във вани, плътно облицовани отвътре с оловна или винилова пластмаса. Цинкът се отлага върху алуминиеви катоди, от които ежедневно се отстранява (отстранява) и се топи в индукционни пещи.
ПРОИЗХОД
Цинкът не се среща в природата като самороден метал. Известни са 66 цинкови минерала, по-специално цинкит, сфалерит, вилемит, каламин, смитсонит и франклинит. Най-разпространеният минерал е сфалерит или цинкова смес. Основният компонент на минерала е сулфид цинк ZnS, а различни примеси придават на това вещество всякакви цветове. Поради трудността при идентифицирането на този минерал той се нарича бленд (старогръцки σφαλερός - измамно). Цинковият бленд се счита за основния минерал, от който са се образували други минерали на елемент № 30: смитсонит ZnCO 3, цинкит ZnO, каламин 2ZnO SiO 2 H 2 O. В Алтай често можете да намерите ивичеста руда от бурундук - смес от цинкова смес и кафяв шпат. Парче от такава руда от разстояние наистина прилича на скрито раирано животно.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Чистият метален цинк се използва за възстановяване на благородни метали, добивани чрез подземно излугване (злато, сребро). В допълнение, цинкът се използва за извличане на сребро, злато (и други метали) от сурово олово под формата на интерметални съединения цинк-сребро-злато (т.нар. „сребърна пяна“), които след това се обработват по конвенционални методи за рафиниране.
Използва се за защита на стоманата от корозия (поцинковане на повърхности, които не са подложени на механични въздействия, или метализация - за мостове, резервоари, метални конструкции).
Цинкът се използва като материал за отрицателния електрод в химически източници на ток, тоест в батерии и акумулатори.
Цинковите плочи се използват широко в печата, по-специално за отпечатване на илюстрации в издания с голям тираж. За целта цинкографията се използва от 19 век - изработването на клишета върху цинкова плоча чрез ецване с киселина в нея. Примесите, с изключение на малко количество олово, нарушават процеса на ецване. Преди мариноване цинковата плоча се отгрява и горещо валцува.
Цинкът се добавя към много сплави за спояване, за да се понижи тяхната точка на топене.
Цинковият оксид се използва широко в медицината като антисептично и противовъзпалително средство. Също така цинковият оксид се използва за производството на боя - цинково бяло. 
Цинкът е важен компонент на месинга. Цинковите сплави с алуминий и магнезий (ZAMAK, ZAMAK), поради относително високите си механични и много високи леярски качества, намират много широко приложение в техниката за прецизно леене. По-специално, в оръжейния бизнес, болтовете на пистолетите понякога се отливат от сплав ZAMAK (-3, -5), особено тези, предназначени за използване на слаби или травматични патрони. Също така от цинкови сплави се отливат всякакви технически фитинги, като дръжки на автомобили, карбуратори, умалени модели и всякакви миниатюри, както и всякакви други продукти, които изискват прецизно леене с приемлива якост.
Цинковият хлорид е важен флюс за запояване на метали и компонент в производството на влакна.
Телурид, селенид, фосфид, цинков сулфид са широко използвани полупроводници. Цинковият сулфид е неразделна част от много фосфори. Цинковият фосфид се използва като отрова за гризачи.
Цинковият селенид се използва за направата на оптични стъкла с много ниска абсорбция в средния инфрачервен диапазон, като например при лазерите с въглероден диоксид.
Цинк (англ. Zinc) - Zn
КЛАСИФИКАЦИЯ
| Щрунц (8-мо издание) | 1/A.04-10 |
| Nickel-Strunz (10-то издание) | 1.AB.05 |
| Дана (7-мо издание) | 1.1.8.1 |
| Дана (8-мо издание) | 1.1.5.1 | Здравей, CIM Ref | 1.8 |
