Koppar (Cu) tillhör d-elementen och är belägen i IB-gruppen i det periodiska systemet för D.I. Mendeleev. Den elektroniska konfigurationen av kopparatomen i grundtillståndet skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 istället för den förväntade formeln 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Med andra ord, i fallet med en kopparatom, observeras det så kallade "elektronhoppet" från 4s undernivå till 3d undernivå. För koppar är förutom noll även oxidationstillstånd +1 och +2 möjliga. Oxidationstillståndet +1 är benäget att disproportionera och är stabilt endast i olösliga föreningar såsom CuI, CuCl, Cu 2 O, etc., såväl som i komplexa föreningar, till exempel, Cl och OH. Kopparföreningar i +1 oxidationstillstånd har ingen specifik färg. Så koppar(I)oxid kan, beroende på storleken på kristallerna, vara mörkröd (stora kristaller) och gul (små kristaller), CuCl och CuI är vita och Cu2S är svartblå. Mer kemiskt stabil är oxidationstillståndet för koppar, lika med +2. Salter som innehåller koppar i ett givet oxidationstillstånd är blå och blågröna till färgen.
Koppar är en mycket mjuk, formbar och formbar metall med hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Färgen på metallisk koppar är röd-rosa. Koppar finns i aktivitetsserien av metaller till höger om väte, d.v.s. avser lågaktiva metaller.
med syre
Under normala förhållanden interagerar koppar inte med syre. Värme krävs för att reaktionen mellan dem ska fortsätta. Beroende på överskott eller brist på syre och temperaturförhållanden kan det bilda koppar(II)oxid och koppar(I)oxid:
med svavel
Reaktionen av svavel med koppar, beroende på villkoren för att utföra, kan leda till bildning av både koppar (I) sulfid och koppar (II) sulfid. När en blandning av pulvriserad Cu och S upphettas till en temperatur av 300-400 ° C, bildas koppar(I)sulfid:
Med brist på svavel och reaktionen utförs vid en temperatur av mer än 400 ° C, bildas koppar (II) sulfid. Dock mer på ett enkelt sätt att erhålla koppar(II)sulfid från enkla ämnen är samspelet mellan koppar och svavel löst i koldisulfid:
Denna reaktion körs i rumstemperatur.
med halogener
Koppar reagerar med fluor, klor och brom och bildar halogenider med den allmänna formeln CuHal 2, där Hal är F, Cl eller Br:
Cu + Br2 = CuBr2
När det gäller jod, det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, bildas koppar (I) jodid:
Koppar interagerar inte med väte, kväve, kol och kisel.
med icke-oxiderande syror
Nästan alla syror är icke-oxiderande syror, förutom koncentrerad svavelsyra och salpetersyra oavsett koncentration. Eftersom icke-oxiderande syror kan oxidera endast metaller som finns i aktivitetsserien upp till väte; detta betyder att koppar inte reagerar med sådana syror.
med oxiderande syror
- koncentrerad svavelsyra
Koppar reagerar med koncentrerad svavelsyra både vid upphettning och rumstemperatur. Vid upphettning fortskrider reaktionen i enlighet med ekvationen:
Eftersom koppar inte är ett starkt reduktionsmedel, reduceras svavel i denna reaktion endast till +4 oxidationstillstånd (i SO 2).
- med utspädd salpetersyra
Reaktionen av koppar med utspädd HNO 3 leder till bildning av koppar (II) nitrat och kvävemonoxid:
3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- med koncentrerad salpetersyra
Koncentrerad HNO 3 reagerar lätt med koppar under normala förhållanden. Skillnaden mellan reaktionen av koppar med koncentrerad salpetersyra och interaktionen med utspädd salpetersyra ligger i produkten av kvävereduktion. I fallet med koncentrerad HNO 3 reduceras kvävet i mindre utsträckning: istället för kväveoxid (II) bildas kväveoxid (IV), vilket är förknippat med större konkurrens mellan salpetersyramolekyler i koncentrerad syra om elektronerna i reduktionsmedel (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
med icke-metalloxider
Koppar reagerar med vissa icke-metalloxider. Till exempel, med oxider som NO 2, NO, N 2 O, oxideras koppar till koppar(II)oxid, och kväve reduceras till oxidationstillstånd 0, dvs. en enkel substans N 2 bildas:
När det gäller svaveldioxid bildas istället för ett enkelt ämne (svavel) koppar(I)sulfid. Detta beror på det faktum att koppar med svavel, till skillnad från kväve, reagerar:
med metalloxider
Vid sintring av metallisk koppar med kopparoxid (II) vid en temperatur av 1000-2000 ° C, kan kopparoxid (I) erhållas:
Metallisk koppar kan också reducera järn(III)oxid vid kalcinering till järn(II)oxid:
med metallsalter
Koppar förskjuter mindre aktiva metaller (till höger om den i aktivitetsserien) från lösningar av deras salter:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
En intressant reaktion äger också rum, där koppar löses i ett salt av en mer aktiv metall - järn i +3-oxidationstillståndet. Det finns dock inga motsägelser, eftersom koppar förskjuter inte järn från sitt salt, utan återställer det bara från +3 oxidationstillstånd till +2 oxidationstillstånd:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Den senare reaktionen används vid tillverkning av mikrokretsar vid etsningsstadiet av kopparskivor.
Korrosion av koppar
Koppar korroderar med tiden när den utsätts för fukt, koldioxid och atmosfäriskt syre:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Som ett resultat av denna reaktion täcks kopparprodukter med en lös blågrön beläggning av koppar(II)hydroxokarbonat.
Kemiska egenskaper hos zink
Zink Zn är i IIB-gruppen av den IV:e perioden. Elektronisk konfiguration av valensorbitaler för atomer av ett kemiskt element i grundtillståndet 3d 10 4s 2 . För zink är endast ett enda oxidationstillstånd möjligt, lika med +2. Zinkoxid ZnO och zinkhydroxid Zn(OH) 2 har uttalade amfotära egenskaper.
Zink mattas när den förvaras i luft och täcks med ett tunt lager av ZnO-oxid. Oxidation sker särskilt lätt vid hög luftfuktighet och i närvaro av koldioxid på grund av reaktionen:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Zinkånga brinner i luft, och en tunn remsa av zink, efter att ha glödt i en brännarlåga, brinner i den med en grönaktig låga:
Vid uppvärmning interagerar metallisk zink också med halogener, svavel, fosfor:
Zink reagerar inte direkt med väte, kväve, kol, kisel och bor.
Zink reagerar med icke-oxiderande syror för att frigöra väte:
Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Industriell zink är särskilt lättlöslig i syror, eftersom den innehåller föroreningar av andra mindre aktiva metaller, i synnerhet kadmium och koppar. Högren zink är resistent mot syror av vissa skäl. För att påskynda reaktionen bringas ett prov av högrent zink i kontakt med koppar, eller så tillsätts en liten mängd kopparsalt till den sura lösningen.
Vid en temperatur på 800-900 o C (röd värme) interagerar metallisk zink, som är i smält tillstånd, med överhettad vattenånga och frigör väte från den:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Zink reagerar också med oxiderande syror: koncentrerad svavelsyra och salpetersyra.
Zink som en aktiv metall kan bilda svaveldioxid, elementärt svavel och även svavelväte med koncentrerad svavelsyra.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Sammansättningen av produkterna av salpetersyrareduktion bestäms av koncentrationen av lösningen:
Zn + 4HNO3 (konc.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Processens riktning påverkas också av temperaturen, mängden syra, metallens renhet och reaktionstiden.
Zink reagerar med alkaliska lösningar för att bildas tetrahydroxozinkater och väte:
Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2
Zn + Ba (OH)2 + 2H2O \u003d Ba + H2
Med vattenfria alkalier bildas zink när den smälts samman zinkater och väte:
I en mycket alkalisk miljö är zink ett extremt starkt reduktionsmedel som kan reducera kväve i nitrater och nitriter till ammoniak:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3
På grund av komplexbildning löses zink långsamt i en ammoniaklösning, vilket minskar väte:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Zink återställer också mindre aktiva metaller (till höger om det i aktivitetsserien) från vattenlösningar av deras salter:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Kemiska egenskaper hos krom
Krom är ett grundämne i VIB-gruppen i det periodiska systemet. Den elektroniska konfigurationen av kromatomen skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, d.v.s. i fallet med krom, såväl som i fallet med kopparatomen, observeras den så kallade "elektronglidningen"
De vanligaste uppvisade oxidationstillstånden för krom är +2, +3 och +6. De bör komma ihåg, och inom ramen för USE-programmet i kemi kan vi anta att krom inte har några andra oxidationstillstånd.
Under normala förhållanden är krom resistent mot korrosion både i luft och i vatten.
Interaktion med icke-metaller
med syre
Uppvärmd till en temperatur på mer än 600 o C brinner pulverformigt metalliskt krom i rent syre för att bilda krom(III)oxid:
4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3
med halogener
Krom reagerar med klor och fluor vid lägre temperaturer än med syre (250 respektive 300 o C):
2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3
Krom reagerar med brom vid rödvärmetemperatur (850-900 o C):
2Cr + 3Br2 = o t=> 2CrBr 3
med kväve
Metalliskt krom interagerar med kväve vid temperaturer över 1000 o C:
2Cr + N2 = ot=> 2CrN
med svavel
Med svavel kan krom bilda både krom (II) sulfid och krom (III) sulfid, beroende på proportionerna av svavel och krom:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr2S3
Krom reagerar inte med väte.
Interaktion med komplexa ämnen
Interaktion med vatten
Krom tillhör metallerna med medelhög aktivitet (finns i aktivitetsserien av metaller mellan aluminium och väte). Detta innebär att reaktionen fortskrider mellan glödhett krom och överhettad vattenånga:
2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2
Interaktion med syror
Krom passiveras under normala förhållanden med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror, men det löses i dem under kokning, samtidigt som det oxideras till ett oxidationstillstånd av +3:
Cr + 6HNO3 (konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
När det gäller utspädd salpetersyra är huvudprodukten av kvävereduktion ett enkelt ämne N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Krom finns i aktivitetsserien till vänster om väte, vilket innebär att det kan frigöra H 2 från lösningar av icke-oxiderande syror. Under loppet av sådana reaktioner, i frånvaro av tillgång till atmosfäriskt syre, bildas krom (II) salter:
Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
När reaktionen utförs i det fria oxideras tvåvärt krom omedelbart av syre som finns i luften till ett oxidationstillstånd av +3. I detta fall, till exempel, ekvationen med saltsyra kommer att ha formen:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
När krommetall smälts samman med starka oxidationsmedel i närvaro av alkalier, oxideras krom till ett oxidationstillstånd av +6, vilket bildar kromater:
Järns kemiska egenskaper
Järn Fe, ett kemiskt grundämne i grupp VIIIB och med serienummer 26 i det periodiska systemet. Fördelningen av elektroner i en järnatom är som följer 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, det vill säga järn tillhör d-element, eftersom d-subnivån är fylld i sitt fall. Det är mest karakteristiskt för två oxidationstillstånd +2 och +3. FeO-oxid och Fe(OH)2-hydroxid domineras av grundläggande egenskaper, Fe2O3-oxid och Fe(OH)3-hydroxid är markant amfotera. Så oxiden och hydroxiden av järn (III) löser sig i viss utsträckning när de kokas i koncentrerade lösningar av alkalier, och reagerar också med vattenfria alkalier under fusion. Det bör noteras att oxidationstillståndet för järn +2 är mycket instabilt och lätt övergår i oxidationstillståndet +3. Järnföreningar är också kända i ett sällsynt oxidationstillstånd av +6 - ferrater, salter av den icke-existerande "järnsyran" H 2 FeO 4. Dessa föreningar är relativt stabila endast i fast tillstånd eller i starkt alkaliska lösningar. Med otillräcklig alkalinitet hos mediet oxiderar ferrater snabbt jämnt vatten och frigör syre från det.
Interaktion med enkla ämnen
Med syre
Vid förbränning i rent syre bildar järn den sk järn skala, med formeln Fe 3 O 4 och faktiskt representerar en blandad oxid, vars sammansättning kan villkorligt representeras av formeln FeO∙Fe 2 O 3 . Järns förbränningsreaktion har formen:
3Fe + 2O2 = t o=> Fe 3 O 4
Med svavel
Vid upphettning reagerar järn med svavel och bildar järnsulfid:
Fe+S= t o=> FeS
Eller med ett överskott av svavel järndisulfid:
Fe + 2S = t o=> FeS2
Med halogener
Med alla halogener utom jod oxideras metalliskt järn till ett oxidationstillstånd av +3 och bildar järnhalogenider (lll):
2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - järnfluorid (lll)
2Fe + 3Cl2 = t o=> 2FeCl 3 - järnklorid (lll)
Jod, som det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, oxiderar endast järn till +2 oxidationstillstånd:
Fe + I2 = t o=> FeI 2 - järnjodid (ll)
Det bör noteras att järn(III)järnföreningar lätt oxiderar jodidjoner i en vattenlösning till fri jod I2 medan de återhämtar sig till +2-oxidationstillståndet. Exempel på liknande reaktioner från FIPI-banken:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
Med väte
Järn reagerar inte med väte (endast alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller reagerar med väte från metaller):
Interaktion med komplexa ämnen
Interaktion med syror
Med icke-oxiderande syror
Eftersom järn är beläget i aktivitetsserien till vänster om väte, betyder det att det kan ersätta väte från icke-oxiderande syror (nästan alla syror utom H 2 SO 4 (konc.) och HNO 3 av vilken koncentration som helst):
Fe + H 2 SO 4 (diff.) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Det är nödvändigt att uppmärksamma ett sådant trick i tentamens uppgifter, som en fråga om ämnet till vilken grad av oxidation järn kommer att oxideras när det utsätts för utspädd och koncentrerad saltsyra. Rätt svar är upp till +2 i båda fallen.
Fällan här ligger i den intuitiva förväntan om en djupare oxidation av järn (upp till s.o. +3) i fallet med dess interaktion med koncentrerad saltsyra.
Interaktion med oxiderande syror
Under normala förhållanden reagerar järn inte med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror på grund av passivering. Men det reagerar med dem när de kokas:
2Fe + 6H2SO4 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Observera att utspädd svavelsyra oxiderar järn till ett oxidationstillstånd av +2 och koncentreras till +3.
Korrosion (rostning) av järn
I fuktig luft rostar järn mycket snabbt:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Järn reagerar inte med vatten i frånvaro av syre varken under normala förhållanden eller vid kokning. Reaktionen med vatten fortskrider endast vid en temperatur över rödvärmetemperaturen (> 800 °C). de där..
Utan "skydd" äts de av korrosion. Det sparar zink. Vitblå metall appliceras på basen med en tunn film.
Hörande adjektiv " galvaniserad". Det ersätts ofta med orden: - hinkar, tak, tråd. Tabell kemiska grundämnen zink är framför .
Det betyder att den är mer aktiv, det vill säga den är den första som reagerar med luft.
Korrosion, som du vet, orsakas just av kontakten av fukt från atmosfären med metallen.
metall zink den förra tar slaget och sparar metallen under. Därför är skopor exakt galvaniserade, och inte belagda eller.
Dessa element är belägna efter järn. De kommer att vänta tills denna metall förstörs och först då kommer de att börja förfalla sig själva.
Atomnumret för zink är 30. Detta är numret på den andra gruppen i den fjärde perioden i tabellen kemiska substanser. Metallens beteckning är Zn.
han komponent stenmalmer, mineraler, som bärs av vatten och till och med finns i levande vävnader.
Så till exempel ackumulerar vissa sorter av violer aktivt metall. Men, markera ren zink lyckades först på 1700-talet.
Detta gjordes av tysken Andreas Sigismund Marggraf. Han kalcinerade blandningen zinkoxid med .
Experimentet blev en framgång eftersom det genomfördes utan tillgång till luft, det vill säga syre. Ett eldfast kärl av .
Kemisten placerade de resulterande metallångorna i kylskåpet. Under påverkan av låga temperaturer zinkpartiklar bosatte sig på dess väggar.
Fyndigheter och brytning av zink
Nu bryts cirka 10 miljoner ton blåaktig metall varje år i världen. ren form. Dess innehåll i jordskorpan är 6-9%.
Dessa procentsatser var fördelade på 50 länder. Ledarna är Peru, USA, Kanada, Uzbekistan, men framför allt zinkavlagringar i Australien och
Vart och ett av dessa länder står för cirka 3 tiotals miljoner ton metall med serienummer 30.
Men i framtiden kan havet ta förstaplatsen i rankingen. Main zinkreserver koncentrerad i dess vatten, längst ner.
Det är sant att de ännu inte har lärt sig hur man utvecklar ett offshorefält. Tekniken finns, men den är för dyr.
Därför ligger nästan 3 miljoner ton zink på botten av Röda havet, för att inte tala om reservaten i Karibien och Midatlantic Ridge.
Applicering av zink
Du behöver zink. Metall läggs till basen. Minimum doser zink gör dem trögflytande, lätt eftergivande, lydiga i mästarens händer.
Det 30:e elementet lyser också upp produkten, så det används ofta för att skapa den sk.
Men med zink är det viktigaste att inte överdriva det. Till och med 3 tiondelar av metallinnehållet kommer att göra den ömtålig, skör.
Minskar metallen och smältpunkten för legeringen. Koppar-zinkföreningar, upptäckta i det gamla Egypten, används i produktionen. Legeringen är billig, lätt att bearbeta, ser attraktiv ut.
På grund av den låga smältpunkten har zink blivit "hjälten" av mikrokretsar och alla slag.
Den, som tenn, förbinder lätt och stadigt små delar med varandra. Vid låga temperaturer är metallen spröd, men redan vid 100-150 grader blir den formbar, böjlig.
Detta fysiska egenskapen hos zink och används av industrimän och hantverkare.
Intressant nog, med ännu större värme, till exempel upp till 500 grader, förvandlas elementet igen till sprött och opålitligt.
En lågsmältande bar är ekonomiskt fördelaktig för industrimän. Du behöver mindre bränsle, det finns ingen anledning att betala för mycket för dyr utrustning.
De sparar också på bearbetningen av de resulterande "gjutgodset" av zink. Deras yta kräver ofta inte ens ytterligare polering.
Metall används aktivt i bilindustrin. Zinkbaserade legeringar används för dörrhandtag, konsoler, inredning, lås, speglar, vindrutetorkarhus.
Inom bilindustrin Zink Alloy hög andel. Det senare gör anslutningen mer slitstark och hållbar.
Zinkoxid tillsätts bildäck. Utan det är gummi av dålig kvalitet.
Den ledande rollen i ekonomin i många länder spelas av gjutjärn och. Deras produktion är otänkbar utan zink. I mässing är det från 30 till 50 procent (beroende på typ av legering).
Mässing går inte bara till dörrhandtag. Skålar tillverkas också av det, för blandare och högteknologisk utrustning för fabriker av olika profiler.
mycket använd och zinkskivor. De är grunden för att trycka formulär i tryckning.
Plåtarna används för att tillverka kraftkällor, rör, takbeläggningar och avloppsrännor.
Zink är en integrerad del av många färgämnen. Så, zinkoxid används som en vit färg. Förresten, denna beläggning används inom astronautik.
För raketer, satelliter behövs färgämnen som reflekterar ljus, och zinkbaserade föreningar gör detta bäst.
Det är oumbärligt i kampen mot strålning. Under dess strålar flammar metallsulfiden upp och förråder närvaron av farliga partiklar.
Eftertraktad på zinkelement och farmaceuter. Zink är ett antiseptiskt medel. Det läggs till salvor för nyfödda, helande formuleringar.
Dessutom tror vissa läkare att zink, eller snarare, dess brist, orsakar schizofreni.
Därför, trolla läkare, är det nödvändigt att använda produkter som innehåller metall.
Mest zink i skaldjur. Det är inte för inte som metallavlagringar lagras i havets djup.
Den externa elektroniska konfigurationen av Zn-atomen är 3d104s2. Oxidationstillståndet i föreningar är +2. Den normala redoxpotentialen på 0,76 V karakteriserar zink som en aktiv metall och ett energiskt reduktionsmedel. I luft vid temperaturer upp till 100 ° C, bleknar zink snabbt och blir täckt med en ytfilm av basiska karbonater. I fuktig luft, särskilt i närvaro av CO2, förstörs metall med bildning av basiskt zinkbikarbonat även vid vanliga temperaturer.
Vid en temperatur av röd värme kan den oxideras av vattenånga med frigöring av väte och koldioxid. När den värms upp tillräckligt i luft, brinner den med en klar grönblå låga för att bilda zinkoxid med en betydande frigöring av energi.
I enlighet med den plats som zink upptar i spänningsserien, löser den sig lätt i utspädda syror med utveckling av väte. I detta fall reduceras koncentrerad syra till kväveoxider, utspädd syra reduceras till ammoniak. Upplösning i konc. H3S04 åtföljs av frigörandet av inte väte, utan svaveldioxid.
En blandning av zinkpulver och svavel reagerar explosivt vid upphettning.
Zink interagerar inte med kväve ens i ångor, utan reagerar ganska lätt med ammoniak vid en glödhet temperatur och bildar zinknitrid - Zn3Na.
Zinkkarbid ZnC, bildad genom uppvärmning av zink i en ström av acetylen, sönderdelad av vatten och utspädda syror.
När metalliskt zink värms upp i fosforånga till 440–780°C bildas fosfider, Zn3Ps och ZnP2.
I smält tillstånd är zink oändligt blandbar med många metaller: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.
Zink bildar föreningar med många metaller, till exempel: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.
Zink är ganska lättlösligt i alkalier, såväl som vattenlösningar av ammoniak och ammoniumklorid, särskilt vid upphettning. Upplösningshastigheten av zink inte bara i alkalier utan också i syror beror på dess renhet. Mycket ren zink löses långsamt och för att påskynda processen rekommenderas det att införa några droppar av en mycket utspädd kopparsulfatlösning i lösningen (utseendet av galvaniska par).
Interaktion med icke-metaller
När den värms upp kraftigt i luft, brinner den med en ljus blåaktig låga för att bilda zinkoxid:
När den antänds reagerar den kraftigt med svavel:
Det reagerar med halogener under normala förhållanden i närvaro av vattenånga som katalysator:
Zn + Cl2 = ZnCl2
Under verkan av fosforånga på zink bildas fosfider:
Zn + 2P = ZnP2 eller
3Zn + 2P = Zn3P2
Zink interagerar inte med väte, kväve, bor, kisel, kol.
Interaktion med vatten
Reagerar med vattenånga vid röd värme och bildar zinkoxid och väte:
Zn + H2O = ZnO + H2
Interaktion med syror
I den elektrokemiska serien av spänningar av metaller är zink före väte och förskjuter det från icke-oxiderande syror:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Reagerar med utspädd salpetersyra för att bilda zinknitrat och ammoniumnitrat:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Reagerar med koncentrerad svavelsyra och salpetersyra för att bilda ett zinksalt och syroreduktionsprodukter:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2N02 + 2H2O
Interaktion med alkalier
Reagerar med alkalilösningar och bildar hydroxokomplex:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
när den smälter bildar den zinkater:
Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2
Interaktion med ammoniak
Med gasformig ammoniak vid 550-600°C bildar den zinkinitrid:
3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2
löses i en vattenlösning av ammoniak och bildar tetraamminzinkhydroxid:
Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2
Interaktion med oxider och salter
Zink förskjuter metaller i spänningsraden till höger om den från lösningar av salter och oxider:
Zn + CuS04 = Cu + ZnSO4
- Beteckning - Zn (Zincum);
- Period - IV;
- Grupp - 12 (Ilb);
- Atommassa - 65,39;
- Atomnummer - 30;
- Radie av en atom = 138 pm;
- Kovalent radie = 125 pm;
- Elektronfördelning - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ;
- smältpunkt = 419,88°C;
- kokpunkt = 907°C;
- Elektronegativitet (enligt Pauling / enligt Alpred och Rochov) = 1,65 / 1,66;
- Oxidationstillstånd: +2, 0;
- Densitet (n.a.) \u003d 7,13 g / cm 3;
- Molvolym = 9,2 cm 3 / mol.
Zink användes av människor redan före vår tideräkning i form av dess legering med koppar - mässing. För första gången isolerades ren zink av engelsmannen William Champion på 1700-talet.
Jordskorpan av zink innehåller 8,3 10 -3 viktprocent. Mycket zink finns i termiska källor, från vilka zinksulfider, som är av stor industriell betydelse, faller ut. Zink spelar en aktiv roll i djurs och växters liv och är ett viktigt biogent spårämne.
Ris. Zinkatomens struktur.
Den elektroniska konfigurationen av zinkatomen är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 (se Elektronisk struktur av atomer). Det näst sista elektronlagret i zinkatomen är helt fyllt, och på det yttre lagret finns två s-elektroner, som interagerar med andra element, därför manifesteras oxidationstillståndet +2 i zinkföreningar. (se Valens). Zink har en hög kemisk aktivitet.
Fysikaliska egenskaper hos zink:
- blåaktig vit metall;
- bräcklig vid n. y.;
- när den värms över 100°C är den väl smidd och rullad;
- har god termisk och elektrisk ledningsförmåga.
Kemiska egenskaper hos zink:
- i luft oxiderar den snabbt och täcks av en tunn film av zinkoxid, som skyddar metallen från ytterligare reaktion;
- vid upphettning reagerar den med syre, klor, svavel och bildar oxider, klorider, sulfider, respektive:
2Zn + O2 = 2ZnO; Zn + Cl2 \u003d ZnCl2; Zn + S = ZnS. - reagerar med utspädd svavelsyra och icke-oxiderande syralösningar och ersätter väte från dem:
Zn + H2SO4 (rzb.) \u003d ZnSO4 + H2; Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2; - reagerar med salpetersyra och koncentrerad svavelsyra, vilket reducerar kväve respektive svavel:
Zn + H2SO4 (knc.) \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H2O; - reagerar vid upphettning med alkalilösningar och bildar hydrozinkater: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2;
- förskjuter mindre aktiva metaller (se den elektrokemiska serien av metallspänningar) från lösningar av deras salter: Zn + CuCl 2 = ZnCl 2 + Cu.
Få zink:
- ren zink erhålls genom elektrolys av dess salter;
- Zink erhålls industriellt från sulfidmalmer:
- i det första steget erhålls zinkoxid genom att utsätta malmen för oxidativ rostning: 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2;
- i det andra steget reduceras zinkoxid med kol vid en hög temperatur: ZnO + C = Zn + CO.
Tillämpningar av zink:
- som en rostskyddande beläggning av metallprodukter (galvanisering);
- för tillverkning av legeringar som ofta används inom maskinteknik;
- i batterier och torra celler;
- inom färg- och lackindustrin (tillverkning av zinkvitt);
- som ett reduktionsmedel i organiska syntesreaktioner.
Zink- en spröd övergångsmetall av blåvit färg (skadas i luft, blir täckt med ett tunt lager zinkoxid). Väsentliga (oersättliga) spårelement av mänskliga vävnader. Enligt det kvantitativa förhållandet i kroppen upptar den andra platsen efter järn. Det spelar en nyckelroll i regenereringen av skadade vävnader, eftersom utan zink störs syntesen av nukleinsyror och protein.
Se även:
STRUKTURERA
Zinkkristaller har hexagonal atomär packning. Men till skillnad från den tätaste hexagonala packningen av sfäriska atomer, är zinkgitter förlängda i en riktning. Varje atom är omgiven av sex andra atomer som ligger i samma plan eller lager. Avståndet mellan mitten av närliggande atomer i detta platta skikt a är lika med 0,26649 nm. Atomens externa elektroniska konfiguration är 3d 10 4s 2 . Inte polymorf. EGENSKAPER
Den är spröd vid rumstemperatur; när plattan böjs hörs ett sprakande ljud från friktionen av kristalliter (vanligtvis starkare än "plåtskrik"). Det har låg temperatur smältande. Metallens volym under smältning ökar i enlighet med minskningen av densiteten. Med en ökning av temperaturen minskar zinkens kinetiska viskositet och elektriska ledningsförmåga och dess elektriska resistivitet ökar. Vid 100-150 °C är zink plast. Föroreningar, även mindre sådana, ökar kraftigt zinkens bräcklighet. Den är diamagnetisk.
RESERVER OCH PRODUKTION
Medelhalten av zink i jordskorpan är 8,3·10 -3 %, i de huvudsakliga magmatiska bergarterna är den något högre (1,3·10 -2%) än i sura (6·10 -3%). Zink är en energisk vattenvandrare; dess migration i termiska vatten tillsammans med bly är särskilt karakteristisk. Zinksulfider, som är av stor industriell betydelse, faller ut från dessa vatten. Zink vandrar också kraftigt i yt- och underjordiska vatten, den huvudsakliga utfällningen för det är svavelväte, sorption av leror och andra processer spelar en mindre roll.
Zinkfyndigheter är kända i Iran, Australien, Bolivia, Kazakstan. I Ryssland är den största tillverkaren av bly-zinkkoncentrat OJSC MMC Dalpolimetall
Zink bryts från polymetalliska malmer som innehåller 1-4% Zn i form av sulfid, samt Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Malmer anrikas genom selektiv flotation, vilket ger zinkkoncentrat (50-60% Zn) och samtidigt bly-, koppar- och ibland även kiskoncentrat.
Den huvudsakliga metoden för att erhålla zink är elektrolytisk (hydrometallurgisk). Brända koncentrat behandlas med svavelsyra; den resulterande sulfatlösningen renas från föroreningar (genom avsättning med zinkdamm) och utsätts för elektrolys i bad tätt fodrade inuti med bly eller vinylplast. Zink avsätts på aluminiumkatoder, från vilka det dagligen avlägsnas (avskalas) och smälts i induktionsugnar.
URSPRUNG
Zink finns inte i naturen som en naturlig metall. 66 zinkmineraler är kända, särskilt zincit, sfalerit, willemit, kalamin, smithsonit och franklinit. Det vanligaste mineralet är sfalerit, eller zinkblandning. Huvudkomponenten i mineralet är sulfid zink ZnS, och en mängd olika föroreningar ger detta ämne alla möjliga färger. På grund av svårigheten att identifiera detta mineral kallas det blende (forngrekiska σφαλερός - vilseledande). Zinkblandning anses vara det primära mineral från vilket andra mineraler av grundämne nr 30 bildades: smithsonite ZnCO 3, zincite ZnO, calamin 2ZnO SiO 2 H 2 O. I Altai kan man ofta hitta randig "chipmunk"-malm - en blandning av zinkblandning och brun spar. En bit av sådan malm på avstånd ser verkligen ut som ett gömt randigt djur.
ANSÖKAN
Ren metallisk zink används för att återvinna ädelmetaller som bryts genom underjordisk urlakning (guld, silver). Dessutom används zink för att utvinna silver, guld (och andra metaller) ur råbly i form av zink-silver-guld intermetalliska föreningar (det så kallade "silverskummet") som sedan bearbetas med konventionella raffineringsmetoder.
Det används för att skydda stål från korrosion (galvanisering av ytor som inte utsätts för mekaniska influenser, eller metallisering - för broar, tankar, metallkonstruktioner).
Zink används som material för den negativa elektroden i kemiska strömkällor, det vill säga i batterier och ackumulatorer.
Zinkplåtar används i stor utsträckning vid tryckning, i synnerhet för tryckning av illustrationer i publikationer med stor upplaga. Till detta har zinkografi använts sedan 1800-talet - tillverkning av klichéer på en zinkplatta genom att syraetsa ett mönster i den. Föroreningar, med undantag för en liten mängd bly, försämrar etsningsprocessen. Före betningen glödgas och varmvalsas zinkplattan.
Zink tillsätts till många hårdlödningslegeringar för att sänka deras smältpunkt.
Zinkoxid används ofta inom medicin som ett antiseptiskt och antiinflammatoriskt medel. Dessutom används zinkoxid för tillverkning av färg - zinkvit. 
Zink är en viktig komponent i mässing. Zinklegeringar med aluminium och magnesium (ZAMAK, ZAMAK), på grund av deras relativt höga mekaniska och mycket höga gjutegenskaper, används i stor utsträckning inom teknik för precisionsgjutning. I synnerhet i vapenbranschen gjuts ibland bultarna till pistoler av ZAMAK (-3, -5) legering, särskilt de som är designade för användning av svaga eller traumatiska patroner. Dessutom gjuts alla typer av tekniska beslag av zinklegeringar, såsom bilhandtag, förgasarkroppar, skalenliga modeller och alla typer av miniatyrer, samt alla andra produkter som kräver precisionsgjutning med acceptabel hållfasthet.
Zinkklorid är ett viktigt flussmedel för lödning av metaller och en komponent i fiberproduktion.
Tellurid, selenid, fosfid, zinksulfid är allmänt använda halvledare. Zinksulfid är en integrerad del av många fosforer. Zinkfosfid används som ett gnagargift.
Zinkselenid används för att tillverka optiska glasögon med mycket låg absorption i det mellaninfraröda området, såsom i koldioxidlasrar.
Zink (engelsk zink) - Zn
KLASSIFICERING
| Strunz (8:e upplagan) | 1/A.04-10 |
| Nickel-Strunz (10:e upplagan) | 1.AB.05 |
| Dana (7:e upplagan) | 1.1.8.1 |
| Dana (8:e upplagan) | 1.1.5.1 | Hejs CIM Ref | 1.8 |
