Цинк как химический элемент разбор

Цинк — общая характеристика элемента, химические свойства цинка и его соединений

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BAЦинк — элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn (лат. Zincum). Простое вещество цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства.

Взаимодействие цинка с неметаллами
При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:
2Zn + O2 → 2ZnO.

При поджигании энергично реагирует с серой:
Zn + S → ZnS.

С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:
Zn + Cl2 → ZnCl2.

При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:
Zn + 2P → ZnP2 или 3Zn + 2P → Zn3P2.

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

Взаимодействие цинка с водой
Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:
Zn + H2O → ZnO + H2.

Взаимодействие цинка с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Взаимодействие цинка со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

при сплавлении образует цинкаты:
Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2.

Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:
Zn + 4NH3 + 2H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2.

Взаимодействие цинка с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].

При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:
ZnO + CoO → CoZnO2.

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4,
ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2.

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4];

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2.

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

Источник

Цинк. Химия цинка и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Цинк расположены в побочной подгруппе II группы (или в 12 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение цинка и свойства

Электронная конфигурация цинка в основном состоянии :

+30Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

3s 1s %D0%BE%D1%80%D0%B1%D0%B8%D1%82%D0%B0%D0%BB%D1%8C 3p p %D0%BF%D0%BE%D0%B4%D1%83%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B5%D0%BD%D1%8C 6 3d 3d10

Характерная степень окисления цинка в соединениях +2.

Физические свойства

Цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (быстро тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA

%D0%BF%D0%BB%D0%B0%D0%B2%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0

Нахождение в природе

800px Sfalerit

Цинк играет важную роль в процессах, протекающих в живых организмах.

В природе цинк как самородный металл не встречается.

Способы получения

Цинк получают из сульфидной руды. На первом этапе руду обогащают, повышая концентрацию сульфидов металлов. Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

ZnO + С → Zn + CO

Далее цинк очищают от примесей.

При это получаемый раствор сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу.

При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %).

Качественные реакции

%D0%B3%D0%B8%D0%B4%D1%80%D0%BE%D0%BA%D1%81%D0%B8%D0%B4 %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0

ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl

%D1%81%D0%BE%D0%BB%D1%8C %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0 %D1%81 %D1%89%D0%B5%D0%BB%D0%BE%D1%87%D1%8C%D1%8E

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:

%D1%80%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%B3%D0%B8%D0%B4%D1%80%D0%BE%D0%BA%D1%81%D0%B8%D0%B4%D0%B0 %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0

%D1%81%D0%BE%D0%BB%D1%8C %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0 %D1%81 %D0%B8%D0%B7%D0%B1%D1%8B%D1%82%D0%BA%D0%BE%D0%BC %D1%89%D0%B5%D0%BB%D0%BE%D1%87%D0%B8 1

Химические свойства

1.1. Цинк реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

Реакция цинка с иодом при добавлении воды:

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA %D1%81 %D0%B8%D0%BE%D0%B4%D0%BE%D0%BC

1.2. Цинк реагирует с серой с образованием сульфидов:

Zn + S → ZnS

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA %D1%81

1.4. С азотом цинк непосредственно не реагирует.

1.5. Цинк непосредственно не реагирует с водородом, углеродом, кремнием и бором.

1.6. Цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Zn + O2 → 2ZnO

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0

2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn 0 + H2 + O → Zn +2 O + H2 0

2.2. Цинк взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA %D1%81 %D1%81%D0%BE%D0%BB%D1%8F%D0%BD%D0%BE%D0%B9 %D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%BE%D0%B9

Демонстрация количества выделения водорода при реакции цинка с кислотой:

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA %D1%81 %D1%81%D0%BE%D0%BB%D1%8F%D0%BD%D0%BE%D0%B9 %D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%BE%D0%B9 2

Цинк реагирует с разбавленной серной кислотой:

Порошковый цинк реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода, сульфата цинка и воды:

2.5. Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

%D1%86%D0%B8%D0%BD%D0%BA %D1%81 %D1%89%D0%B5%D0%BB%D0%BE%D1%87%D1%8C%D1%8E

Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода:

В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

Zn + CuO → Cu + ZnO

Еще пример : цинк восстанавливает медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

И свинец из раствора нитрата свинца (II):

Восстановительные свойства цинка также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

Оксид цинка

Способы получения

Оксид цинка можно получить различными методами :

1. Окислением цинка кислородом:

2Zn + O2 → 2ZnO

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка :

Химические свойства

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

ZnO + H2O ≠

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + С(кокс) → Zn + СО

ZnO + СО → Zn + СО2

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Гидроксид цинка

Способы получения

1. Гидроксид цинка можно получить пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоцинката натрия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить исходное вещество Na2[Zn(OH)4] на составные части: NaOH и Zn(OH)2. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Zn(OH)2 не реагирует с СО2, то мы записываем справа Zn(OH)2 без изменения.

2. Гидроксид цинка можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли цинка.

Химические свойства

Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

4. Г идроксид цинка разлагается при нагревании :

Соли цинка

Нитрат и сульфат цинка

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV) и кислород:

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

Комплексные соли цинка

Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

Na2[Zn(OH)4] разбиваем на NaOH и Zn(OH)2

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

Правда, под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

Гидролиз солей цинка

Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Zn 2+ + H2O = ZnOH + + H +

II ступень: ZnOH + + H2O = Zn(OH )2 + H +

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Цинкаты

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

Na2ZnO2 разбиваем на Na2O и ZnO

Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка :

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

Сульфид цинка

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S

Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

Z nS + 4NaOH + Br2 = Na2[Zn(OH)4] + S + 2NaBr

Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 ЕГЭ по химии)

Источник

Цинк (Zn, Zincum)

История цинка

Цинк в чистом виде впервые выделил Уильям Чемпион в 1738 году, хотя латунь (сплав меди с цинком) использовали в Древнем Египте и Древней Греции (calorizator). Иногда первооткрывателем цинка называют немца С. Маргграфа, который в 1746 году разработал аналогичный способ выработки цинка и описал его более подробно, чем Чемпион.

Названием цинк обязан Парацельсу, в чьих трудах встречаются слова zincum и zinken, которыми назван металл, видимо, из-за схожести его кристаллитов с иглами (zinke – зубец).

Общая характеристика цинка

Цинк является элементом побочной подгруппы II группы IV периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 30 и атомную массу 65,39. Принятое обозначение – Zn (от латинского Zincum).

element zn 1

Нахождение в природе

Цинк достаточно распространённый элемент, он содержится в земной коре, практически во всех водных ресурсах Мирового Океана и во многих живых организмах. На сегодняшний день известно более 60-ти минералов цинка (сфалерит, цинкит, каламин и др.). крупные месторождения цинка обнаружены в Австралии, Боливии, Иране и Казахстане.

Физические и химические свойства

Цинк является хрупким, пластичным переходным металлом, имеет бело-голубоватый цвет, на воздухе покрывается слоем оксида цинка, что приводит к потускнению. При высоких температурах сгорает, образуя белый оксид цинка.

Суточная потребность в цинке

В сутки организм взрослого здорового человека должен получать от 9 до 11 мг цинка, дети – чуть меньше, от 2 до 8 мг, женщины в период беременности и кормления грудью – от 11 до 13 мг.

Продукты питания богатые цинком

Основные поставщики цинка – продукты питания, важный для жизнедеятельности организма элемент содержится в зелёных листовых овощах, брокколи, цветной капусте и редисе, моркови и кукурузе, зелёном луке, фасоли, горохе и чечевице, авокадо и ягодах, арахисе, кокосе, грецких и кедровых орехах, кунжуте, пшенице, овсянке и рисе. Присутствует цинк и в продуктах животного происхождения – свинине и баранине, говядине и индейке, мясе утки и говяжьем языке, морепродуктах и рыбе, плавленом сыре и яичном желтке.

element zn 2

Полезные свойства цинка и его влияние на организм

Функции и полезные свойства цинка:

Взаимодействие с другими

Признаки нехватки цинка

Нехватка цинка в организме человека характеризуется следующими симптомами:

element zn 3

Признаки избытка цинка

Избыточное содержание цинка в организме человека как правило обусловлено приёмом БАДов и препаратов цинка, характеризуется головными болями, приступами слабости и тошнотой.

Применение цинка в жизни

Цинк в чистом виде используется как восстановитель благородных металлов, как защита стали от коррозии, для производства аккумуляторов, в полиграфической промышленности, в медицине, производстве различных сплавов, резиновых шин и масляных красок.

Источник

Цинк — химический элемент

%D0%A6%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%BE%D0%B2%D1%8B%D0%B9 %D0%BF%D0%BE%D1%80%D1%82%D0%B0%D0%BB 1

Что такое цинк? Цинк – серебристо-белый металл с голубоватым оттенком. В чистом виде в природе цинк, как химический элемент, практически не встречается. Согласно таблице Менделеева

В настоящее время хорошо исследованы пять стабильных изотопов цинка, с массовыми числами соответственно 64,66,67,68,70. Самым распространённым среди стабильных изотопов цинка считается Zn 64 (48.89%). Девять радиоактивных цинковых изотопов получены искусственным путем. К ним относится 65 Zn. Это самый долгоживущий цинковый изотоп, период полураспада которого составляет 245 суток, поэтому он используется в качестве изотопного индикатора.

Название, символ, номер Цинк / Zincum (Zn), 30
Атомная масса
(молярная масса)
65,38(2)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 3d10 4s2
Радиус атома 138 пм

Цинк при стандартных климатических условиях хрупкий металл. После нагревания цинка до 100 градусов и выше (до 150 градусов С) происходят изменения в кристаллической решетке, в результате чего металл становится пластичным, гибким, его можно подвергать дополнительной механической обработке. Строение кристаллической решетки – гексагональное.

Структура решётки гексагональная
Параметры решётки a=2,6648 c=4,9468 Å
Отношение c/a 1,856
Температура Дебая 234 K

История открытия.

Известно, что цинк, в качестве композиционного материала, использовался с древних времен. Самые первые находки латунных предметов (латунь – сплав меди +цинка) относятся к 1500 году до н.э. (раскопки производились в Палестине). Упоминания о процессах выплавки латуни можно найти в трудах Аристотеля и Гомера, Плиния (Старшего). В трактатах древности описываются различные способы литья. В одном из них подробно разбирается способ приготовления латуни путем восстановления углем особого цинкового камня (т.н. кадмея) в присутствии медной составляющей. Особо отмечалось в научном труде, что добавление цинк в сплав может решить сразу несколько вопросов:

Первые упоминания о процессе получения металлического цинка были найдены в Индии (5 век до н.э.). Также методику выплавки «фальшивого серебра» можно найти в исторических трактатах Страбопа (Рим, 60 – 20 г.г. до н.э.). В конце 13 века знаменитый путешественник Марко Поло в своих заметках подробно описывал процесс получения металлического цинка, который наблюдал в Персии. Еще в16 веке Парацельс и Агрикола пытались организовать в своей лаборатории плавильное цинковое производство. Однако попытки закончились неудачей.

До середины 18 века чистый цинк в Европе считался редкостью. Его в основном ввозили из стран Востока, Китая, Индии.

В 1738 году Чемпион У. разработал и запатентовал способ получения металлического цинка методом дистилляции.

В 1743 г. в городе Бристоле им же был построен первый в Европе завод по производству металлического цинка.

Маргграф А.С. в 1746 г. в Германии опубликовал новый способ получения чистого металлического цинка. Сущность метода заключалось в том, что смесь угля с оксидом цинка прокаливалась в специальных сосудах без доступа воздуха с последующим охлаждением в холодильнике. В результате пары цинка конденсировались, образуя чистый цинк. В качестве герметичных сосудов для опытов использовались реторты, изготовленные из огнеупорной глины.

В 1805 г. был изобретен очередной способ получения цинка – прокат в температурном диапазоне от 100- 150 градусов С. Разработчиками новой технологической методики стали Гобсон Ч. и СильвестрЧ. (Шеффилд).

Электролитический способ литья начали использовать в 1915 г. (Канада, США).

Цинк в природе

Чистый металлический цинк можно получить только промышленным путем. В природе цинк встречается в виде минералов. На данный момент известно более 60 природных минеральных соединений. Наиболее распространенные цинковые минералы — это виллемит, цинкит, сфалерит, каламин, франклинит. Самыми многочисленными считаются залежи сфалерита. Данный минерал состоит из

Дополнительные компоненты определяют окончательный цвет минерала. В простонародье минерал именуют «цинковой обманкой» (из-за трудности определения в природе, в переводе с др. греческого «обманчивый»). Так, например, смесь цинковой «обманки» и бурого шпата представляет собой полосатую структуру. Залежи такой «бурундучной» руды часто находят геологи в Алтайском крае (Россия).

%D0%A1%D1%84%D0%B0%D0%BB%D0%B5%D1%80%D0%B8%D1%82

Цинк в различных соединениях присутствует

Приблизительно около 10% цинка (в различном составе) содержится в земной коре. При этом исследования показали, что в основных породах извержения вулканов содержание цинковых соединений составляет от 1,5% до 10%, в кислых породах процент колеблется от 6 до 10.

Исследования выявили большое наличие цинка в водах термальных источников (в основном это были различные соединения цинка со свинцом). В промышленности в настоящее время активно используются сульфиды цинка, добываемые из термальных вод.

Цинк присутствует в растворенном виде, как в поверхностных, так и в подземных водах. В водной среде в качестве адсорбирующего элемента для «мигрирующего» цинка является сероводород, глина и многое др.

Источник

Adblock
detector