Meď (Cu) patrí medzi d-prvky a nachádza sa v skupine IB periodickej tabuľky D.I.Mendelejeva. Elektrónová konfigurácia atómu medi v základnom stave je zapísaná ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 namiesto očakávaného vzorca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Inými slovami, v prípade atómu medi je pozorovaný takzvaný „elektrónový skok“ z podúrovne 4s do podúrovne 3d. Pre meď sú okrem nuly možné oxidačné stavy +1 a +2. Oxidačný stav +1 je náchylný na disproporcionáciu a je stabilný iba v nerozpustných zlúčeninách, ako sú CuI, CuCl, Cu20 atď., ako aj v komplexných zlúčeninách, napríklad Cl a OH. Zlúčeniny medi v oxidačnom stave +1 nemajú špecifickú farbu. Takže oxid meďný, v závislosti od veľkosti kryštálov, môže byť tmavo červený (veľké kryštály) a žltý (malé kryštály), CuCl a CuI sú biele a Cu2S je čierno-modré. Chemicky stabilnejší je oxidačný stav medi, rovný +2. Soli obsahujúce meď v danom oxidačnom stave sú modrej a modrozelenej farby.
Meď je veľmi mäkký, kujný a tvárny kov s vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou. Farba metalickej medi je červeno-ružová. Meď je v rade aktivít kovov napravo od vodíka, t.j. sa týka nízkoaktívnych kovov.
s kyslíkom
Za normálnych podmienok meď neinteraguje s kyslíkom. Na priebeh reakcie medzi nimi je potrebné teplo. V závislosti od prebytku alebo nedostatku kyslíka a teplotných podmienok môže vytvárať oxid meďnatý (II) a oxid meďnatý (I):
so sírou
Reakcia síry s meďou, v závislosti od podmienok uskutočňovania, môže viesť k tvorbe sulfidu meďného (I) a sulfidu meďnatého (II). Keď sa zmes práškovej Cu a S zahreje na teplotu 300-400 °C, vytvorí sa sulfid meďnatý:
Pri nedostatku síry a pri teplote vyššej ako 400 °C vzniká sulfid meďnatý. Avšak, viac jednoduchým spôsobom získanie sulfidu meďnatého z jednoduchých látok je interakcia medi so sírou rozpustenou v sírouhlíku:
Táto reakcia prebieha pri izbovej teplote.
s halogénmi
Meď reaguje s fluórom, chlórom a brómom za vzniku halogenidov so všeobecným vzorcom CuHal2, kde Hal je F, Cl alebo Br:
Cu + Br2 = CuBr2
V prípade jódu, najslabšieho oxidačného činidla spomedzi halogénov, vzniká jodid meďný:
Meď neinteraguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom a kremíkom.
s neoxidačnými kyselinami
Takmer všetky kyseliny sú neoxidačné kyseliny, okrem koncentrovanej kyseliny sírovej a kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie. Keďže neoxidačné kyseliny sú schopné oxidovať iba kovy, ktoré sú v rade aktivít až po vodík; to znamená, že meď s takýmito kyselinami nereaguje.
s oxidačnými kyselinami
- koncentrovaná kyselina sírová
Meď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou pri zahrievaní aj pri izbovej teplote. Pri zahrievaní prebieha reakcia podľa rovnice:
Keďže meď nie je silným redukčným činidlom, síra sa pri tejto reakcii redukuje iba do oxidačného stavu +4 (v SO 2).
- so zriedenou kyselinou dusičnou
Reakcia medi so zriedenou HNO 3 vedie k tvorbe dusičnanu meďnatého a oxidu dusnatého:
3Cu + 8HN03 (dif.) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20
- s koncentrovanou kyselinou dusičnou
Koncentrovaná HNO 3 za normálnych podmienok ľahko reaguje s meďou. Rozdiel medzi reakciou medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a interakciou so zriedenou kyselinou dusičnou spočíva v produkte redukcie dusíka. V prípade koncentrovanej HNO 3 sa dusík redukuje v menšej miere: namiesto oxidu dusnatého (II) vzniká oxid dusnatý (IV), čo je spojené s väčšou konkurenciou medzi molekulami kyseliny dusičnej v koncentrovanej kyseline o elektróny redukčného činidla ( Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20
s oxidmi nekovov
Meď reaguje s niektorými oxidmi nekovov. Napríklad pri oxidoch, ako je NO 2, NO, N 2 O, sa meď oxiduje na oxid meďnatý a dusík sa redukuje na oxidačný stav 0, t.j. vzniká jednoduchá látka N2:
V prípade oxidu siričitého vzniká namiesto jednoduchej látky (síry) sulfid meďnatý. Je to spôsobené tým, že meď so sírou, na rozdiel od dusíka, reaguje:
s oxidmi kovov
Pri spekaní kovovej medi oxidom medi (II) pri teplote 1000-2000 °C možno získať oxid medi (I):
Kovová meď môže tiež redukovať oxid železitý po kalcinácii na oxid železitý:
so soľami kovov
Meď vytláča menej aktívne kovy (napravo od nej v rade aktivít) z roztokov ich solí:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Prebieha aj zaujímavá reakcia, pri ktorej sa meď rozpustí v soli aktívnejšieho kovu – železa v oxidačnom stave +3. Neexistujú však žiadne rozpory, pretože meď nevytláča železo zo svojej soli, ale iba ho obnovuje z oxidačného stavu +3 do oxidačného stavu +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Posledná uvedená reakcia sa používa pri výrobe mikroobvodov v štádiu leptania medených dosiek.
Korózia medi
Meď v priebehu času koroduje, keď je vystavená vlhkosti, oxidu uhličitému a vzdušnému kyslíku:
2Cu + H20 + CO2 + O2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
V dôsledku tejto reakcie sú produkty medi pokryté voľným modrozeleným povlakom hydroxokarbonátu meďnatého (II).
Chemické vlastnosti zinku
Zinok Zn je v IIB skupine IV. periódy. Elektrónová konfigurácia valenčných orbitálov atómov chemického prvku v základnom stave 3d 10 4s 2 . Pre zinok je možný len jeden jediný oxidačný stav, rovný +2. Oxid zinočnatý ZnO a hydroxid zinočnatý Zn(OH) 2 majú výrazné amfotérne vlastnosti.
Skladovaním na vzduchu sa zinok zafarbí a pokryje sa tenkou vrstvou oxidu ZnO. Oxidácia prebieha obzvlášť ľahko pri vysokej vlhkosti a v prítomnosti oxidu uhličitého v dôsledku reakcie:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Zinkové výpary horia na vzduchu a tenký prúžok zinku po rozžeravení v plameni horáka v ňom horí zelenkastým plameňom:
Pri zahrievaní kovový zinok tiež interaguje s halogénmi, sírou, fosforom:
Zinok priamo nereaguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom a bórom.
Zinok reaguje s neoxidačnými kyselinami a uvoľňuje vodík:
Zn + H2S04 (20 %) -> ZnS04 + H2
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2
Priemyselný zinok je obzvlášť ľahko rozpustný v kyselinách, pretože obsahuje nečistoty iných menej aktívnych kovov, najmä kadmia a medi. Vysoko čistý zinok je z určitých dôvodov odolný voči kyselinám. Na urýchlenie reakcie sa vzorka zinku vysokej čistoty uvedie do kontaktu s meďou alebo sa do roztoku kyseliny pridá malé množstvo soli medi.
Pri teplote 800-900 o C (červené teplo) kovový zinok, ktorý je v roztavenom stave, interaguje s prehriatou vodnou parou a uvoľňuje z nej vodík:
Zn + H20 \u003d ZnO + H2
Zinok tiež reaguje s oxidačnými kyselinami: koncentrovanou sírovou a dusičnou.
Zinok ako aktívny kov môže s koncentrovanou kyselinou sírovou vytvárať oxid siričitý, elementárnu síru a dokonca aj sírovodík.
Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20
Zloženie produktov redukcie kyseliny dusičnej je určené koncentráciou roztoku:
Zn + 4HN03 (konc.) = Zn(N03)2 + 2N02 + 2H20
3Zn + 8HN03 (40 %) = 3Zn(N03)2 + 2NO + 4H20
4Zn + 10HN03 (20 %) = 4Zn (N03)2 + N20 + 5H20
5Zn + 12HN03 (6 %) = 5Zn(N03)2 + N2 + 6H20
4Zn + 10HN03 (0,5 %) = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20
Smer procesu je tiež ovplyvnený teplotou, množstvom kyseliny, čistotou kovu a reakčným časom.
Zinok reaguje s alkalickými roztokmi za vzniku tetrahydroxozinkátov a vodík:
Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2
Zn + Ba (OH)2 + 2H20 \u003d Ba + H2
S bezvodými alkáliami sa pri roztavení tvorí zinok zinkov a vodík:
Vo vysoko alkalickom prostredí je zinok extrémne silné redukčné činidlo, schopné redukovať dusík v dusičnanoch a dusitanoch na amoniak:
4Zn + NaN03 + 7NaOH + 6H20 → 4Na2 + NH3
V dôsledku tvorby komplexov sa zinok pomaly rozpúšťa v roztoku amoniaku a redukuje vodík:
Zn + 4NH3H20 → (OH)2 + H2 + 2H20
Zinok tiež obnovuje menej aktívne kovy (napravo od neho v rade aktivít) z vodných roztokov ich solí:
Zn + CuCl2 \u003d Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 \u003d Fe + ZnSO4
Chemické vlastnosti chrómu
Chróm je prvkom skupiny VIB periodickej tabuľky prvkov. Elektrónová konfigurácia atómu chrómu sa zapisuje ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, t.j. v prípade chrómu, ako aj v prípade atómu medi sa pozoruje takzvaný „elektrónový sklz“.
Najčastejšie sa vyskytujúce oxidačné stavy chrómu sú +2, +3 a +6. Treba si ich pamätať a v rámci programu USE v chémii môžeme predpokladať, že chróm nemá žiadne iné oxidačné stavy.
Za normálnych podmienok je chróm odolný voči korózii na vzduchu aj vo vode.
Interakcia s nekovmi
s kyslíkom
Zahriaty na teplotu vyššiu ako 600 o C horí práškový kovový chróm v čistom kyslíku za vzniku oxidu chrómu (III):
4Cr + 302= o t=> 2Cr203
s halogénmi
Chróm reaguje s chlórom a fluórom pri nižších teplotách ako s kyslíkom (250 a 300 °C):
2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2= o t=> 2CrCl3
Chróm reaguje s brómom pri teplote červeného tepla (850-900 o C):
2Cr + 3Br2= o t=> 2CrBr 3
s dusíkom
Kovový chróm interaguje s dusíkom pri teplotách nad 1000 o C:
2Cr + N2= ot=> 2CrN
so sírou
So sírou môže chróm vytvárať sulfid chrómový (II) aj sulfid chrómový (III), v závislosti od pomerov síry a chrómu:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr2S3
Chróm nereaguje s vodíkom.
Interakcia s komplexnými látkami
Interakcia s vodou
Chróm patrí medzi kovy strednej aktivity (nachádza sa v rade aktivít kovov medzi hliníkom a vodíkom). To znamená, že reakcia prebieha medzi rozžeraveným chrómom a prehriatou vodnou parou:
2Cr + 3H20= o t=> Cr203 + 3H2
Interakcia s kyselinami
Chróm sa za normálnych podmienok pasivuje koncentrovanými kyselinami sírovými a dusičnými, pri varení sa v nich však rozpúšťa, pričom sa oxiduje na oxidačný stupeň +3:
Cr + 6HN03 (konc.) = t o=> Cr(N03)3 + 3N02 + 3H20
2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20
V prípade zriedenej kyseliny dusičnej je hlavným produktom redukcie dusíka jednoduchá látka N 2:
10Cr + 36HNO3 (razb) \u003d 10Cr (N03)3 + 3N2 + 18H20
Chróm sa nachádza v rade aktivít vľavo od vodíka, čo znamená, že je schopný uvoľňovať H 2 z roztokov neoxidujúcich kyselín. V priebehu takýchto reakcií, bez prístupu vzdušného kyslíka, vznikajú chrómové (II) soli:
Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2
Cr + H2S04 (razb.) \u003d CrS04 + H2
Pri uskutočňovaní reakcie na čerstvom vzduchu sa dvojmocný chróm okamžite oxiduje kyslíkom obsiahnutým vo vzduchu na oxidačný stav +3. V tomto prípade je napríklad rovnica s kyselina chlorovodíková bude mať podobu:
4Cr + 12HCl + 302 = 4CrCl3 + 6H20
Keď sa kovový chróm taví so silnými oxidačnými činidlami v prítomnosti zásad, chróm sa oxiduje na oxidačný stav +6, pričom vzniká chrómany:
Chemické vlastnosti železa
Železo Fe, chemický prvok v skupine VIIIB a s poradovým číslom 26 v periodickej tabuľke. Rozloženie elektrónov v atóme železa je nasledovné 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, teda železo patrí k d-prvkom, keďže d-podhladina je v jeho prípade vyplnená. Je najcharakteristickejší pre dva oxidačné stavy +2 a +3. Oxid FeO a hydroxid Fe(OH) 2 dominujú zásaditými vlastnosťami, oxid Fe 2 O 3 a hydroxid Fe(OH) 3 sú výrazne amfotérne. Takže oxid a hydroxid železa (III) sa pri varení v koncentrovaných roztokoch alkálií do určitej miery rozpúšťajú a tiež reagujú s bezvodými alkáliami počas fúzie. Treba poznamenať, že oxidačný stav železa +2 je veľmi nestabilný a ľahko prechádza do oxidačného stavu +3. Známe sú aj zlúčeniny železa vo vzácnom oxidačnom stave +6 - feráty, soli neexistujúcej „kyseliny železa“ H 2 FeO 4. Tieto zlúčeniny sú relatívne stabilné iba v pevnom stave alebo v silne alkalických roztokoch. Pri nedostatočnej zásaditosti média feráty rýchlo oxidujú aj vodu a uvoľňujú z nej kyslík.
Interakcia s jednoduchými látkami
S kyslíkom
Železo pri spaľovaní v čistom kyslíku tvorí tzv železo stupnica, ktorý má vzorec Fe304 a v skutočnosti predstavuje zmesný oxid, ktorého zloženie môže byť podmienene reprezentované vzorcom Fe0∙Fe203. Reakcia spaľovania železa má formu:
3Fe + 202 = t o=> Fe304
So sírou
Pri zahrievaní železo reaguje so sírou za vzniku sulfidu železnatého:
Fe+S= t o=> FeS
Alebo s prebytkom síry disulfid železa:
Fe + 2S = t o=> FeS2
S halogénmi
So všetkými halogénmi okrem jódu sa kovové železo oxiduje na oxidačný stav +3 za vzniku halogenidov železa (III):
2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - fluorid železitý (lll)
2Fe + 3Cl2= t o=> 2FeCl 3 - chlorid železitý (lll)
Jód, ako najslabšie oxidačné činidlo spomedzi halogénov, oxiduje železo iba do oxidačného stavu +2:
Fe + I2 = t o=> FeI 2 - jodid železitý (ll)
Je potrebné poznamenať, že zlúčeniny trojmocného železa ľahko oxidujú jodidové ióny vo vodnom roztoku na uvoľnenie jódu I2, pričom sa obnovujú do oxidačného stavu +2. Príklady podobných reakcií z FIPI banky:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H20
Fe203 + 6HI \u003d 2FeI2 + I2 + 3H20
S vodíkom
Železo nereaguje s vodíkom (s vodíkom z kovov reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):
Interakcia s komplexnými látkami
Interakcia s kyselinami
S neoxidačnými kyselinami
Keďže železo sa nachádza v rade aktivít naľavo od vodíka, znamená to, že je schopné vytesniť vodík z neoxidačných kyselín (takmer všetky kyseliny okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3 akejkoľvek koncentrácie):
Fe + H2S04 (rozdiel) \u003d FeS04 + H2
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
V úlohách skúšky je potrebné venovať pozornosť takémuto triku, ako je otázka na tému, do akého stupňa oxidácie bude železo oxidované, keď bude vystavené zriedenej a koncentrovanej kyseline chlorovodíkovej. Správna odpoveď je v oboch prípadoch až +2.
Pasca tu spočíva v intuitívnom očakávaní hlbšej oxidácie železa (až s.o. +3) v prípade jeho interakcie s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou.
Interakcia s oxidačnými kyselinami
Za normálnych podmienok železo v dôsledku pasivácie nereaguje s koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou. Pri varení s nimi však reaguje:
2Fe + 6H2S04= o t=> Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20
Fe + 6HN03= o t=> Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20
Všimnite si, že zriedená kyselina sírová oxiduje železo na oxidačný stav +2 a koncentruje na +3.
Korózia (hrdzavenie) železa
Vo vlhkom vzduchu železo veľmi rýchlo hrdzavie:
4Fe + 6H20 + 3O2 \u003d 4Fe (OH) 3
Železo nereaguje s vodou v neprítomnosti kyslíka ani za normálnych podmienok, ani pri varení. Reakcia s vodou prebieha len pri teplote nad teplotou červeného tepla (> 800 °C). tie..
Bez „ochrany“ ich zožiera korózia. To šetrí zinok. Bielo-modrý kov sa nanáša na základňu tenkým filmom.
Sluchové prídavné meno " pozinkované". Často sa nahrádza slovami: - vedrá, krytina, drôt. Tabuľka chemické prvky zinok je pred .
To znamená, že je aktívnejší, to znamená, že ako prvý reaguje so vzduchom.
Korózia, ako viete, je spôsobená práve kontaktom vlhkosti z atmosféry s kovom.
kovový zinok prvý berie úder a šetrí kov pod ním. Preto sú vedrá precízne pozinkované, a nie povrchovo upravené resp.
Tieto prvky sa nachádzajú po železe. Počkajú, kým sa tento kov zničí a až potom sa začnú sami rozkladať.
Atómové číslo zinku je 30. Ide o číslo 2. skupiny 4. periódy tabuľky. chemických látok. Označenie kovu je Zn.
On komponent skalné rudy, minerály, prenášané vodou a dokonca obsiahnuté v živých tkanivách.
Takže napríklad niektoré odrody fialiek aktívne akumulujú kov. Ale zvýraznite čistý zinok podarilo až v 18. storočí.
Urobil to Nemec Andreas Sigismund Marggraf. Zmes kalcinoval oxid zinočnatý s .
Experiment bol úspešný, pretože sa uskutočnil bez prístupu vzduchu, teda kyslíka. Žiaruvzdorná nádoba vyrobená z .
Vzniknuté kovové pary umiestnil chemik do chladničky. Pod vplyvom nízkych teplôt častice zinku usadil sa na jeho stenách.
Ložiská a ťažba zinku
Teraz sa na svete ročne vyťaží asi 10 miliónov ton modrastého kovu. čistej forme. Jeho obsah v zemskej kôre je 6-9%.
Tieto percentá boli rozdelené medzi 50 krajín. Lídrami sú Peru, USA, Kanada, Uzbekistan, ale predovšetkým zinkové usadeniny v Austrálii a
Na každú z týchto krajín pripadá približne 3 desiatky miliónov ton kovu s poradovým číslom 30.
V budúcnosti sa však oceán môže dostať na prvé miesto v rebríčku. Hlavná zásoby zinku sústredené v jeho vodách, na jeho dne.
Je pravda, že sa ešte nenaučili, ako rozvíjať offshore pole. Technológia existuje, ale je príliš drahá.
Na dne Červeného mora preto leží takmer 3 milióny ton zinku, nehovoriac o zásobách Karibiku a Stredoatlantického hrebeňa.
Aplikácia zinku
Potrebujete zinok. K základni sa pridáva kov. Minimum dávky zinku urobte ich viskóznymi, ľahko poddajnými, poslušnými v rukách pána.
30. element produkt aj rozjasňuje, preto sa často používa na vytvorenie tzv.
Pri zinku však ide hlavne o to nepreháňať to. Už 3 desatiny obsahu kovu ho urobia krehkým, krehkým.
Znižuje kov a teplotu topenia zliatiny. Pri výrobe sa používajú zlúčeniny medi a zinku objavené v starovekom Egypte. Zliatina je lacná, ľahko spracovateľná, vyzerá atraktívne.
Vďaka nízkej teplote topenia sa zinok stal "hrdinom" mikroobvodov a všetkých druhov.
Rovnako ako cín ľahko a pevne spája malé časti navzájom. Pri nízkych teplotách je kov krehký, ale už pri 100 - 150 stupňoch sa stáva tvárnym, ohybným.
Táto fyzická vlastnosť zinku a používajú ho priemyselníci a remeselníci.
Zaujímavé je, že s ešte väčším teplom, napríklad až do 500 stupňov, sa prvok opäť zmení na krehký a nespoľahlivý.
Tyčinka s nízkou teplotou topenia je pre priemyselníkov finančne výhodná. Potrebujete menej paliva, nie je potrebné preplácať drahé vybavenie.
Šetria aj na spracovaní výsledných „odliatkov“ zinku. Ich povrch často nevyžaduje ani dodatočné leštenie.
Kov sa aktívne používa v automobilovom priemysle. Zliatiny na báze zinku sa používajú na kľučky dverí, konzoly, interiérové dekorácie, zámky, zrkadlá, kryty stieračov predných skiel.
V automobilovom priemysle zliatina zinku vysoké percento. Vďaka tomu je spojenie odolnejšie voči opotrebovaniu a trvácnejšie.
Oxid zinočnatý sa pridáva do automobilových pneumatík. Bez nej je guma nekvalitná.
Vedúcu úlohu v ekonomike mnohých krajín zohráva liatina a. Ich výroba je nemysliteľná bez zinku. V mosadzi je to od 30 do 50 percent (v závislosti od typu zliatiny).
Mosadz ide nielen do kľučky dverí. Vyrábajú sa z neho aj riady do mixérov a high-tech zariadení pre továrne rôznych profilov.
široko používané a zinkové plechy. Sú základom tlačových foriem v tlači.
Z plechov sa vyrábajú zdroje energie, potrubia, strešné krytiny a žľaby.
Zinok je neoddeliteľnou súčasťou mnohých farbív. Oxid zinočnatý sa teda používa ako biela farba. Mimochodom, tento náter sa používa v kozmonautike.
Pre rakety sú potrebné satelity, farbivá, ktoré odrážajú svetlo, a zlúčeniny na báze zinku to robia najlepšie.
Je nenahraditeľný v boji proti žiareniu. Pod jeho lúčmi vzplanie sulfid kovu, ktorý prezrádza prítomnosť nebezpečných častíc.
Vytúžené ďalej zinkový prvok a lekárnikov. Zinok je antiseptikum. Pridáva sa do mastí pre novorodencov, liečivých prípravkov.
Niektorí lekári sa navyše domnievajú, že zinok, alebo skôr jeho nedostatok, spôsobuje schizofréniu.
Preto lekári čarujú, je potrebné používať produkty obsahujúce kov.
Najviac zinku v morských plodoch. Nie nadarmo sa v hlbinách oceánu ukladajú kovové ložiská.
Vonkajšia elektronická konfigurácia atómu Zn je 3d104s2. Oxidačný stav zlúčenín je +2. Normálny redoxný potenciál 0,76 V charakterizuje zinok ako aktívny kov a energetické redukčné činidlo. Na vzduchu pri teplotách do 100 °C zinok rýchlo bledne a pokryje sa povrchovým filmom zásaditých uhličitanov. Vo vlhkom vzduchu, najmä v prítomnosti CO2, dochádza aj pri bežných teplotách k deštrukcii kovu za vzniku zásaditého hydrogénuhličitanu zinočnatého.
Pri teplote červeného tepla sa môže oxidovať vodnou parou za uvoľnenia vodíka a oxidu uhličitého. Pri dostatočnom zahriatí na vzduchu horí jasným zelenomodrým plameňom za vzniku oxidu zinočnatého s výrazným uvoľnením energie.
V súlade s miestom, ktoré zaujíma zinok v sérii napätí, sa ľahko rozpúšťa v zriedených kyselinách za vývoja vodíka. V tomto prípade sa koncentrovaná kyselina redukuje na oxidy dusíka, zriedená kyselina sa redukuje na amoniak. Rozpustenie v konc. H3S04 je sprevádzané uvoľňovaním nie vodíka, ale oxidu siričitého.
Zmes zinkového prášku a síry pri zahriatí reaguje výbušne.
Zinok neinteraguje s dusíkom ani v parách, ale pomerne ľahko pri rozžeravenej teplote reaguje s amoniakom za vzniku nitridu zinku - Zn3Na.
Karbid zinku ZnC, vznikajúci zahrievaním zinku v prúde acetylénu, rozložený vodou a zriedenými kyselinami.
Keď sa kovový zinok zahrieva v parách fosforu na 440–780 °C, tvoria sa fosfidy, Zn3Ps a ZnP2.
V roztavenom stave je zinok nekonečne miešateľný s mnohými kovmi: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.
Zinok tvorí zlúčeniny s mnohými kovmi, napr.: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.
Zinok je pomerne ľahko rozpustný v zásadách, ako aj vo vodných roztokoch amoniaku a chloridu amónneho, najmä pri zahrievaní. Rýchlosť rozpúšťania zinku nielen v zásadách, ale aj v kyselinách závisí od jeho čistoty. Veľmi čistý zinok sa rozpúšťa pomaly a na urýchlenie procesu sa odporúča pridať do roztoku niekoľko kvapiek vysoko zriedeného roztoku síranu meďnatého (vzhľad galvanických párov).
Interakcia s nekovmi
Pri silnom zahriatí na vzduchu horí jasným modrastým plameňom za vzniku oxidu zinočnatého:
Po zapálení prudko reaguje so sírou:
Reaguje s halogénmi za normálnych podmienok v prítomnosti vodnej pary ako katalyzátora:
Zn + Cl2 = ZnCl2
Pôsobením pár fosforu na zinok vznikajú fosfidy:
Zn + 2P = ZnP2 alebo
3Zn + 2P = Zn3P2
Zinok neinteraguje s vodíkom, dusíkom, bórom, kremíkom, uhlíkom.
Interakcia s vodou
Reaguje s vodnou parou pri červenom teple za vzniku oxidu zinočnatého a vodíka:
Zn + H2O = ZnO + H2
Interakcia s kyselinami
V elektrochemickej sérii napätí kovov je zinok pred vodíkom a vytláča ho z neoxidačných kyselín:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Reaguje so zriedenou kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu zinočnatého a dusičnanu amónneho:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Reaguje s koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou za vzniku soli zinku a produktov redukcie kyselín:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + S02 + 2H20
Zn + 4HN03 = Zn(N03)2 + 2N02 + 2H20
Interakcia s alkáliami
Reaguje s alkalickými roztokmi za vzniku hydroxokomplexov:
Zn + 2NaOH + 2H20 = Na2 + H2
pri roztavení vytvára zinky:
Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2
Interakcia s amoniakom
S plynným amoniakom pri 550-600 °C tvorí nitrid zinku:
3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2
rozpúšťa sa vo vodnom roztoku amoniaku za vzniku hydroxidu tetraamminzinku:
Zn + 4NH3 + 2H20 = (OH)2 + H2
Interakcia s oxidmi a soľami
Zinok vytláča kovy v rade napätia napravo od neho z roztokov solí a oxidov:
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
- Označenie - Zn (Zincum);
- Obdobie - IV;
- skupina - 12 (IIb);
- Atómová hmotnosť - 65,39;
- Atómové číslo - 30;
- Polomer atómu = 138 pm;
- Kovalentný polomer = 125 pm;
- Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ;
- teplota topenia = 419,88 °C;
- teplota varu = 907 °C;
- Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) = 1,65 / 1,66;
- Oxidačný stav: +2, 0;
- Hustota (n.a.) \u003d 7,13 g / cm3;
- Molárny objem = 9,2 cm3/mol.
Zinok používali ľudia už pred naším letopočtom vo forme jeho zliatiny s meďou – mosadzou. Prvýkrát čistý zinok izoloval Angličan William Champion v 18. storočí.
Zemská kôra zinku obsahuje 8,3 10 -3 % hm. Veľa zinku obsahujú termálne pramene, z ktorých sa zrážajú sulfidy zinočnaté, ktoré majú veľký priemyselný význam. Zinok zohráva aktívnu úlohu v živote zvierat a rastlín, je dôležitým biogénnym stopovým prvkom.
Ryža. Štruktúra atómu zinku.
Elektrónová konfigurácia atómu zinku je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 (pozri Elektrónová štruktúra atómov). Predposledná elektrónová vrstva atómu zinku je úplne vyplnená a na vonkajšej vrstve sú dva s-elektróny, ktoré interagujú s inými prvkami, preto sa v zlúčeninách zinku prejavuje oxidačný stav +2. (pozri Valencia). Zinok má vysokú chemickú aktivitu.
Fyzikálne vlastnosti zinku:
- modrastý biely kov;
- krehký pri n. y.;
- pri zahriatí nad 100°C sa dobre kuje a valcuje;
- má dobrú tepelnú a elektrickú vodivosť.
Chemické vlastnosti zinku:
- na vzduchu rýchlo oxiduje a pokryje sa tenkým filmom oxidu zinočnatého, ktorý chráni kov pred ďalšou reakciou;
- pri zahrievaní reaguje s kyslíkom, chlórom, sírou za vzniku oxidov, chloridov, sulfidov, resp.
2Zn + 02 = 2ZnO; Zn + Cl2 \u003d ZnCl2; Zn + S = ZnS. - reaguje so zriedenou kyselinou sírovou a neoxidačnými roztokmi kyselín, pričom z nich vytláča vodík:
Zn + H2S04 (rzb.) \u003d ZnS04 + H2; Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2; - reaguje s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou, pričom redukuje dusík alebo síru:
Zn + H2S04 (knc.) \u003d ZnS04 + S02 + 2H20; - reaguje pri zahrievaní s alkalickými roztokmi a vytvára hydrozinkáty: Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2;
- vytláča menej aktívne kovy (pozri elektrochemický rad napätí kovov) z roztokov ich solí: Zn + CuCl 2 = ZnCl 2 + Cu.
Získanie zinku:
- čistý zinok sa získava elektrolýzou jeho solí;
- Zinok sa priemyselne získava zo sulfidových rúd:
- v prvom stupni sa oxid zinočnatý získa podrobením rudy oxidačnému praženiu: 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2;
- v druhom stupni sa oxid zinočnatý redukuje uhlím pri vysokej teplote: ZnO + C = Zn + CO.
Aplikácia zinku:
- ako antikorózny náter kovových výrobkov (galvanizácia);
- na výrobu zliatin široko používaných v strojárstve;
- v batériách a suchých článkoch;
- v priemysle farieb a lakov (výroba zinkovej beloby);
- ako redukčné činidlo v reakciách organickej syntézy.
Zinok- krehký prechodný kov modrobielej farby (na vzduchu bledne a pokrýva sa tenkou vrstvou oxidu zinočnatého). Základný (nenahraditeľný) stopový prvok ľudských tkanív. Podľa kvantitatívneho pomeru v tele je na druhom mieste po železe. Hrá kľúčovú úlohu pri regenerácii poškodených tkanív, keďže bez zinku je narušená syntéza nukleových kyselín a bielkovín.
Pozri tiež:
ŠTRUKTÚRA
Kryštály zinku majú šesťhranné atómové balenie. Ale na rozdiel od najhustejšieho šesťuholníkového balenia sférických atómov sú zinkové mriežky predĺžené v jednom smere. Každý atóm je obklopený šiestimi ďalšími atómami ležiacimi v rovnakej rovine alebo vrstve. Vzdialenosť medzi stredmi susedných atómov v tejto plochej vrstve a sa rovná 0,26649 nm. Vonkajšia elektronická konfigurácia atómu je 3d 10 4s 2 . Nie polymorfné. VLASTNOSTI
Pri izbovej teplote je krehký, pri ohýbaní plechu je počuť praskavý zvuk od trenia kryštálov (zvyčajne silnejší ako „výkrik plechu“). Má nízka teplota topenie. Objem kovu počas tavenia sa zvyšuje v súlade s poklesom hustoty. S nárastom teploty klesá kinetická viskozita a elektrická vodivosť zinku a zvyšuje sa jeho elektrický odpor. Pri 100-150 °C je zinok plastický. Nečistoty, dokonca aj menšie, prudko zvyšujú krehkosť zinku. Je diamagnetická.
REZERVY A VÝROBA
Priemerný obsah zinku v zemskej kôre je 8,3·10 -3 %, v hlavných vyvrelých horninách je o niečo vyšší (1,3·10 -2 %) ako v kyslých (6·10 -3 %). Zinok je energetický vodný migrant, charakteristická je najmä jeho migrácia v termálnych vodách spolu s olovom. Z týchto vôd sa vyzrážajú sulfidy zinočnaté, ktoré majú veľký priemyselný význam. Zinok tiež intenzívne migruje v povrchových a podzemných vodách, jeho hlavným zrážadlom je sírovodík, sorpcia ílmi a ďalšie procesy zohrávajú menšiu úlohu.
Ložiská zinku sú známe v Iráne, Austrálii, Bolívii, Kazachstane. V Rusku je najväčším výrobcom oloveno-zinkových koncentrátov OJSC MMC Dalpolimetall
Zinok sa ťaží z polymetalických rúd obsahujúcich 1-4% Zn vo forme sulfidu, ako aj Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Rudy sa obohacujú selektívnou flotáciou, čím sa získavajú zinkové koncentráty (50-60% Zn) a súčasne olovené, medené, niekedy aj pyritové koncentráty.
Hlavná metóda získavania zinku je elektrolytická (hydrometalurgická). Kalcinované koncentráty sa spracujú kyselinou sírovou; výsledný síranový roztok sa čistí od nečistôt (nanášaním zinkovým prachom) a podrobí sa elektrolýze v kúpeľoch, ktoré sú vo vnútri pevne vyložené olovom alebo vinylovým plastom. Zinok sa nanáša na hliníkové katódy, z ktorých sa denne odstraňuje (odstraňuje) a taví v indukčných peciach.
ORIGIN
Zinok sa v prírode ako prírodný kov nenachádza. Známych je 66 minerálov zinku, najmä zincit, sfalerit, willemit, kalamín, smithsonit a franklinit. Najbežnejším minerálom je sfalerit alebo zmes zinku. Hlavnou zložkou minerálu je sulfid zinok ZnS a rôzne nečistoty dodávajú tejto látke najrôznejšie farby. Pre náročnosť identifikácie tohto minerálu sa nazýva blende (starogr. σφαλερός – klamný). Zinková zmes sa považuje za primárny minerál, z ktorého vznikli ďalšie minerály prvku č.30: smithsonit ZnCO 3, zincit ZnO, kalamín 2ZnO SiO 2 H 2 O. Na Altaji často nájdete pruhovanú „čipmunkovú“ rudu – zmes tzv. zinková zmes a hnedá spar. Kúsok takejto rudy z diaľky naozaj vyzerá ako skryté pruhované zviera.
APLIKÁCIA
Čistý kovový zinok sa používa na získavanie drahých kovov ťažených podzemným lúhovaním (zlato, striebro). Okrem toho sa zinok používa na extrakciu striebra, zlata (a iných kovov) zo surového olova vo forme intermetalických zlúčenín zinok-striebro-zlato (tzv. „strieborná pena“), ktoré sa potom spracovávajú konvenčnými rafinačnými metódami.
Používa sa na ochranu ocele pred koróziou (galvanizácia povrchov nepodliehajúcich mechanické vplyvy, alebo metalizácia - na mosty, nádrže, kovové konštrukcie).
Zinok sa používa ako materiál pre zápornú elektródu v zdrojoch chemického prúdu, to znamená v batériách a akumulátoroch.
Zinkové platne sa široko používajú v tlači, najmä na tlač ilustrácií vo veľkých nákladoch. Na to sa od 19. storočia používa zinkografia - výroba klišé na zinkovej doske tak, že do nej kyselina leptá vzor. Nečistoty, s výnimkou malého množstva olova, zhoršujú proces leptania. Pred morením je zinkový plech žíhaný a valcovaný za tepla.
Zinok sa pridáva do mnohých spájkovacích zliatin na zníženie ich teploty topenia.
Oxid zinočnatý je široko používaný v medicíne ako antiseptický a protizápalový prostriedok. Oxid zinočnatý sa tiež používa na výrobu farby - zinkovej bielej. 
Zinok je dôležitou súčasťou mosadze. Zliatiny zinku s hliníkom a horčíkom (ZAMAK, ZAMAK), vzhľadom na ich relatívne vysoké mechanické a veľmi vysoké odlievacie vlastnosti, sú veľmi široko používané v strojárstve na presné liatie. Najmä v oblasti zbraní sa skrutky pištolí niekedy odlievajú zo zliatiny ZAMAK (-3, -5), najmä tých, ktoré sú určené na použitie so slabými alebo traumatickými nábojmi. Zo zliatin zinku sa odlievajú aj všetky druhy technických armatúr, ako sú kľučky automobilov, karosérie karburátorov, makety a všetky druhy miniatúr, ako aj akékoľvek iné výrobky, ktoré vyžadujú presné odlievanie s prijateľnou pevnosťou.
Chlorid zinočnatý je dôležitým tavidlom na spájkovanie kovov a zložkou pri výrobe vlákien.
Telurid, selenid, fosfid, sulfid zinočnatý sú široko používané polovodiče. Sulfid zinočnatý je neoddeliteľnou súčasťou mnohých fosforov. Fosfid zinočnatý sa používa ako jed na hlodavce.
Selenid zinočnatý sa používa na výrobu optických skiel s veľmi nízkou absorpciou v strednom infračervenom rozsahu, ako napríklad v laseroch s oxidom uhličitým.
Zinok (anglicky Zinc) - Zn
KLASIFIKÁCIA
| Strunz (8. vydanie) | 1/A.04-10 |
| Nickel-Strunz (10. vydanie) | 1.AB.05 |
| Dana (7. vydanie) | 1.1.8.1 |
| Dana (8. vydanie) | 1.1.5.1 | Ahoj, CIM Ref | 1.8 |
