Характеристика химического элемента цинк: дайте характеристику цинка по его положению в периодической системе и строению атома

alexxlab | 06.05.1981 | 0 | Разное

Содержание

дайте характеристику цинка по его положению в периодической системе и строению атома

C2H6+O2 розв’яжіть рівняння и поставити коефіцієнт

Скласти структурні формули ізомерів C7h26,C5h20

Структурна формула сполуки 2.3 диметолокт-4-ін

ДАМ 100 БАЛОВ! Спиртовий розчин йоду розведіть з водою до кольору міцного чаю. У пробірку насипте крохмалу, добавте холодної води, розмішайте, а поті … м вміст вилийте у склянку з гарячою водою. Додайте в розчин йоду крохмальний клейстер до появи синього забарвлення. Візьміть 1 мл соку лимону, до нього по краплях додайте клейстер. Спостерігайте за забарвленням. Як воно змінилося?Якщо синій колір знебарвиться – то аскорбінової кислоти (вітаміну С) багато, якщо ні – то мало. Виконайте подібні досліди з огірковим (капустяним) розсолом, яблучним соком. Що спостерігається?_________________________ Які розчини містять найбільше аскорбінової кислоти?____________________ Висновок: Як визначити кислоти у харчових продуктах?___________________________ Яку функцію виконує кислота у маринаді для огірків?____________________ __________________________________________________________________ Які знання, здобуті на лабораторній роботі, допоможуть вам у повсякденному житі та побуті?________________________________________

Спиртовий розчин йоду розведіть з водою до кольору міцного чаю. У пробірку насипте крохмалу, добавте холодної води, розмішайте, а потім вміст вилийте … у склянку з гарячою водою. Додайте в розчин йоду крохмальний клейстер до появи синього забарвлення. Візьміть 1 мл соку лимону, до нього по краплях додайте клейстер. Спостерігайте за забарвленням. Як воно змінилося?Якщо синій колір знебарвиться – то аскорбінової кислоти (вітаміну С) багато, якщо ні – то мало. Виконайте подібні досліди з огірковим (капустяним) розсолом, яблучним соком. Що спостерігається?_________________________ Які розчини містять найбільше аскорбінової кислоти?____________________ Висновок: Як визначити кислоти у харчових продуктах?___________________________ Яку функцію виконує кислота у маринаді для огірків?____________________ __________________________________________________________________ Які знання, здобуті на лабораторній роботі, допоможуть вам у повсякденному житі та побуті?________________________________________

помогите пожалуйста химия 10 класс Впишите в клетки продукт реакции, протекающих между взятыми попарно веществами. Если реакция невозможна поставьте в … соответствующие клетке прочерк​

Впишите в клетки продукт реакции, протекающих между взятыми попарно веществами. Если реакция невозможна поставьте в соответствующие клетке прочерк​

Обчисліть рН 0,01М розчину сульфатної кислоти. Вважати, що сульфатна кислота дисоціює за першим ступенем.

помогите плиз Ua:Aтоми Натрію, Сульфуру і Оксигену входять до складу речовини у масових співвідношеннях 23 :16:32. Визначіть молекулярну масу речовини … . Ru: 5. Aтомы Натрия, Сульфура и Кислорода входят в состав вещества в массовых соотношениях 23:16:32. Определите молекулярную массу вещества.

помогите плиз Рассчитайте, как изменяется скорость прямых и обратных реакций в равновесных системах при росте давления вдвое: а)h3+I2<—>2HI; б) … 2NO + 02 <—>2NO2 Розрахуйте, як змінюється швидкість прямих та зворотних реакцій у рівноважних системах при зростанні тиску вдвічі: а) h3+I2<—>2HI; б) 2NO + 02 <-> 2NO2

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

Цинк – 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).

В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d 10 4s 2 . В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d 10 является очень устойчивой. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

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 + O 2 → 2ZnO.

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

С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2 .

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

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 + H 2 O → ZnO + H 2 .

Взаимодействие цинка с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 .

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Взаимодействие цинка со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

при сплавлении образует цинкаты:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .

Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2 ;

растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2 .

Взаимодействие цинка с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4 ;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см 3 , температура возгонки 1800°С. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2 ;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4 ,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2 .

Гидроксид цинка (II) Zn(OH) 2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см 3 , при температуре выше 125°С разлагается:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ;

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2 .

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

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K 2 O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + h3O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO 3 и кислотный гидроксид H 2 SO 4 (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

h3SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2h3O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью . Таким оксидам и гидроксидам и будет приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4 , например (Al 2 O 3 , Al (OH ) 3 , Fe 2 O 3 , Fe (OH ) 3)

И четыре исключения: металлы Zn , Be , Pb , Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO

, Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами .

  • с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

  • С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

    Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn (OH ) 2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:

2K OH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn (OH ) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al (OH ) 3 , Cr (OH ) 3 , Fe (OH ) 3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al (OH ) 3 , запишем в виде кислоты: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), и +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Степень окисления

Формула гидроксида

Sn (OH ) 2

Pb (OH ) 2

Sn (OH ) 4

Pb (OH ) 4

Формула гидроксида в виде кислоты

H 2 SnO 2

H 2 PbO 2

H 2 SnO 3

H 2 PbO 3

Соль (калиевая)

K 2 SnO 2

K 2 PbO 2

K 2 SnO 3

K 2 PbO 3

Название соли

метастаннАТ

метаблюмбАТ

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

    Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

    Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

    Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

    Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

    Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

    Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn (OH ) 2(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

    Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

    Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

    Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

Гидроксид

Гидроксид в виде кислоты

Кислотный остаток

Название соли

BeO

Be(OH) 2

H 2 BeO 2

BeO 2 2-

K 2 BeO 2

Метабериллат (бериллат)

ZnO

Zn(OH) 2

H 2 ZnO 2

ZnO 2 2-

K 2 ZnO 2

Метацинкат (цинкат)

Al 2 O 3

Al(OH) 3

HAlO 2

AlO 2 —

KAlO 2

Метаалюминат (алюминат)

Fe 2 O 3

Fe(OH) 3

HFeO 2

FeO 2 —

KFeO 2

Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)

Sn(OH) 2

H 2 SnO 2

SnO 2 2-

K 2 SnO 2

Pb(OH) 2

H 2 PbO 2

PbO 2 2-

K 2 PbO 2

SnO 2

Sn (OH ) 4

H 2 SnO 3

SnO 3 2-

K 2 SnO 3

МетастаннАТ (станнат)

PbO 2

Pb (OH ) 4

H 2 PbO 3

PbO 3 2-

K 2 PbO 3

МетаблюмбАТ (плюмбат)

Cr 2 O 3

Cr(OH) 3

HCrO 2

CrO 2 —

KCrO 2

Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

    Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами , и когда он окружен шестью гидроксид-ионами .

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH) 3 + 3OH — → Al(OH) 6 3-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно . Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al (OH ) 4 — или Al (OH ) 6 3- .

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки .

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагидроксоалюминат калия)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K 3 (допустимо образование K ». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Амфотерное вещество

Название соли

Al 2 O 3

Al(OH) 3

Тетрагидроксоалюминат натрия

Al(OH) 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Na 3

Гексагидроксоалюминат натрия

Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Zn(OH) 2

K 2

Тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

K 4

Гексагидроксоцинкат натрия

Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4

ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4

Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2

Be(OH) 2

Li 2

Тетрагидроксобериллат лития

Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2

BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2

Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2

Li 4

Гексагидроксобериллат лития

Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4

BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4

Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2

Cr 2 O 3

Cr(OH) 3

Тетрагидроксохромат натрия

Cr(OH) 3 + NaOH → Na

Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Na 3

Гексагидроксохромат натрия

Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3

Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Fe 2 O 3

Fe(OH) 3

Тетрагидроксоферрат натрия

Fe(OH) 3 + NaOH → Na

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Na 3

Гексагидроксоферрат натрия

Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3

Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Обе основные стадии пирометаллургических процессов – восстановление с дистилляцией и конденсация цинка – представляют как теоретический, так и практический интерес.

Восстановительные процессы


Восстановлению подвергают цинковый агломерат, который содержит свободную окись, ферриты, силикаты и алюминаты цинка, сульфид и сульфат цинка, а кроме того, окислы и ферриты других металлов.
Процессы восстановления окислов металлов протекают как в твердой фазе (реторты и шахтные печи), так и в жидкой (электропечи). Восстановителями могут быть твердый углерод, окись углерода, водород и металлическое железо. Наибольшее значение имеют окись углерода CO и металлическое железо.
Существуют две теории восстановления окислов металлов окисью углерода «двухстадийная» А.А. Байкова и «адсорбционно-каталитическая» Г.И. Чуфарова.
Согласно первой теории, вначале происходит диссоциация окислов на металл и кислород по реакции 2MeO=2Me+O2, а затем соединение выделенного кислорода с восстановителем по уравнению O2+2СО=2СО2. В зависимости от температуры продуктом диссоциации окисла может быть твердый, жидкий или газообразный металл. Обе стадии восстановления протекают независимо и стремятся к равновесию. Суммарный результат реакций зависит от условий, в которых они проходят.
Более современная теория Г.И. Чуфарова предполагает три стадии восстановления адсорбция газа-восстановителя на поверхности окисла, собственно процесс восстановления и удаление газообразного продукта с реакционной поверхности. В общем виде эта теория может быть описана следующими уравнениями:


Следует отметить, что по обеим теориям суммарная реакция, выражающая стехиометрическое отношение взаимодействующих веществ, получается одинаковой:

Рассмотрим поведение отдельных составляющих в процессе восстановления цинкового агломерата.
Соединения цинка. В агломерате могут присутствовать ZnO, ZnO*Fe2O3, ZnO*SiO2, ZnO*Al2O3, ZnSO4 и ZnS.
Окись цинка в зависимости от условий термической обработки шихты и ее состава может восстанавливаться различными восстановителями.
Во влажной шихте в результате разложения воды и выделения летучих угля образуются водород, метан и различные углеводороды Водород и метан восстанавливает ZnO по реакциям


Начало восстановления заметно уже при 450-550°. Существенного значения эти реакции не имеют и протекают только в начальный период дистилляции в горизонтальных ретортах.
При температуре более 600° возможно непосредственное восстановление окиси цинка твердым углеродом. 2ZnO+G⇔2Zn+CO2. Интенсивность реакции лимитируется ограниченной скоростью диффузии твердых веществ и вследствие этого не имеет большого практического значения. Выше 1000° протекает основная реакция восстановления окиси цинка окисью углерода ZnO+CO⇔Zn+ CO2. Константа равновесия этой реакции при условии получения одного металлического цинка только в парообразном состоянии может быть найдена из уравнения


Из уравнения следует, что направление протекания зависит от соотношения концентраций CO и CO2 в газовой фазе, которое определяется известной кривой Будуара. На рис. 12 представлен возможный состав газовой фазы в муфеле дистилляционной печи. Выше 1000° двуокись углерода не может существовать в присутствии углерода и реагирует с последним по реакции СО2+С=2СО.

Таким образом, для успешного восстановления ZnO окисью углерода необходимо создать благоприятные условия для протекания двух реакций: ZnO+СО⇔Zn+CO2 и СО2+С⇔2СО, а именно: иметь высокую температуру процесса (не менее 1000°), большой избыток восстановителя в шихте и достаточную для быстрого удаления газов и паров цинка газопроницаемость шихты.
Когда восстановление проходит в расплаве при 1300-1400° (электротермия цинка), большое значение приобретает взаимодействие окиси цинка с металлическим железом по реакции ZnO+Fe=Zn+FeO Благодаря возможности этой реакции удается получать высокую степень возгонки цинка и жидкие шлаки с низким содержанием металла. Вместе с тем протекание указанной реакции в горизонтальных ретортах нежелательно ввиду возможного образования легкоплавких железистых соединений (штейна и шлака), разрушающих стенки муфелей.
Феррит цинка при температурах ниже 900° и при недостатке углерода восстанавливается с образованием структурно свободных ZnO и Fe3O4. В этих условиях феррит может также разлагаться окислами других металлов. При высоких температурах процесс восстановления протекает быстро с образованием металлического цинка, металлического железа или закиси железа. Особых трудйостей в практике дистилляции восстановление феррита цинка не вызывает.
Силикаты цинка также легко восстанавливаются углеродом и металлическим железом. При температуре 1100-1200° цинк из силикатов восстанавливается полностью.
Алюминаты цинка или шпинели-весьма тугоплавкие соединения. В отличие от силикатов, они в ретортных печах не восстанавливаются.
Сульфат цинка, присутствующий в агломерате в незначительных количествах восстанавливается углеродом и окисью углерода до сульфида и диссоциирует с выделением сернистого газа, при этом протекают реакции:


Образование сульфида цинка по последней реакции происходит в газовой фазе.
Сульфид цинка при дистилляции в ретортах практически не восстанавливается и переходит в раймовку. В ванне электропечи сернистый цинк может разлагаться железом при 1250-1300° по реакции ZnS+Fe=Zn+FeS.
Соединения свинца и кадмия. В агломерате свинец находится в виде окисленных соединений: свободной окиси, силикатов, ферритов и частично в виде сульфата. Свинец из этих соединений легко восстанавливается до металлического и в некоторой степени возгоняется, загрязняя жидкий цинк. Количество возогнанного свинца зависит от температуры процесса. В ретортах основная масса свинца остается в раймовке. В шахтных печах и электропечах, где температура процесса выше, большая часть свинца переходит в цинк. Повышенное содержание свинца в агломерате разрушающе действует на стенки реторт. Поэтому приходится увеличивать количество угля в шихте для впитывания расплавленного свинца.
Окись кадмия восстанавливается при температуре более низкой, чем окись цинка. Упругость паров этого металла выше, чем у цинка. При периодическом процессе кадмий возгоняется в начале дистилляции, поэтому первые порции сконденсировавшегося цинка обогащены кадмием.
Примеси свинца и кадмия понижают сортность готового цинка.
Соединения мышьяка и сурьмы. Мышьяк и сурьма вследствие своей летучести подобно свинцу и кадмию загрязняют продукты дистилляции. Высшие окислы As2Os и Sb2O5, арсенаты и антимонаты восстанавливаются углеродом до низших летучих окислов As2O3, Sb2O3 и до металлического состояния. Часть их улавливается в конденсаторе вместе с цинком.
Соединения меди легко восстанавливаются углеродистыми восстановителями, но остаются в твердых или жидких остатках от дистилляции. Если в шихте имеется некоторое количество серы, медь переходит в штейн. При отсутствии серы медь образует с железом медистый чугун, значительные количества которого получаются в электропечах.
Соединения железа. Поведение окисленных соединений железа в процессе восстановления определяется условиями процесса, температурой и составом газовой фазы. В ретортах и электропечах получается много металлического железа. В шахтной печи окись железа восстанавливается до закиси и переходит в шлак.
Золото и серебро в обычных условиях не возгоняются и остаются в зависимости от характера процесса в раймовке или распределяются между чугуном, штейном и шлаком. При добавлении в шихту хлористых солей часть благородных металлов возгоняется и конденсируется в продуктах дистилляции.
Редкие и рассеянные элементы. В восстановительной среде при высоких температурах большая часть таллия, индия и селена возгоняется. До половины германия и теллура также переходит в возгоны Значительная часть галлия остается в остатках дистилляции.
Кремнезем, глинозем, окислы и сульфаты щелочных металлов вступают во взаимодействие с другими соединениями шихты и образуют шлак.

Конденсация цинка


Главная трудность практического осуществления процесса конденсации паров цинка заключается в том, что значительная часть металла переходит при этом не в жидкую фазу, а в твердую, имеющую форму пылевидных частиц, разобщенных пленками окиси. Поэтому выход чушкового цинка не превышает 70-75%.
Зависимость упругости паров цинка от температуры, изученная К. Майером, представлена кривой на рис. 13. Выше кривой лежит область пересыщенных, а ниже – ненасыщенных паров. Точка росы цинковых паров без примеси других газов при давлении 1 ати равна 906°. На практике в газах муфельных, электрических и шахтных печей, где цинковые пары разбавлены CO и CO2, парциальное давление паров цинка не достигает 0,5 ати. В ретортных газах в начальный период дистилляции оно составляет около 300 мм рт ст, а в колошниковых газах шахтной печи – только 30-40 мм рт. ст. Конденсация цинка из этих газов будет начинаться при температурах соответственно 820-830 и 650 660°.
Для полноты конденсации необходимо, чтобы температура газов на выходе из конденсатора была близкой к точке плавления цинка, при которой равновесное значение упругости паров является минимальным. Практически конденсация заканчивается при 500°. В этих условиях потери цинковых паров с выбрасываемыми в атмосферу газами составляют примерно 0,4%.

Однако соблюдение температурного режима само по себе не гарантирует получения всего цинка в жидком виде и часть его, как сказано выше, получается в виде пыли. Объясняется это различными причинами. Замечено, что конденсация цинковых паров в жидкую фазу протекает успешнее на выпуклой поверхности твердых тел с малым радиусом кривизны и на поверхностях, смачивающихся жидким цинком Для успешной конденсации необходимо также, чтобы отношение поверхности конденсатора к его объему не превышало определенной величины. В связи с тем, что конденсация начинается преимущественно на стенках, необходима обеспечить определенную продолжительность пребывания газов в конденсаторе и не допускать их слишком резкого охлаждения. При значительном объеме газов» насыщенных парами цинка, невозможно обеспечить эффективную конденсацию без специальных мер. к которым относится барботаж газов через ванну цинка и орошение их расплавленными цинком и свинцом.
Важное значение имеют и химические условия конденсации. При высоком содержании CO2 в газах происходит окисление поверхности капелек. Цинка, что препятствует их слиянию в компактную массу.
Таким образом, на скорость и полноту конденсации цинковых паров влияют: парциальное давление паров цинка, температура, скорость движения газовой смеси (не более 5 см/сек), присутствие других газов и механических взвесей, форма, размер и материал конденсатора.

17.12.2019

Серия Far Cry продолжает радовать своих игроков стабильностью. За столько времени становится понятно, чем нужно заниматься в этой игре. Охота, выживание, захват…

16.12.2019

Создавая дизайн жилого помещения, особое внимание следует уделить интерьеру гостиной – именно она станет центром вашей “вселенной”….

15.12.2019

Невозможно представить себе строительство дома без использования строительных лесов. В прочих сферах хозяйственной деятельности такие конструкции также используются. С…

14.12.2019

В качестве способа неразъемного соединения изделий из металлов сварка появилась немногим более века назад. При этом невозможно в данный момент переоценить ее значение. В…

14.12.2019

Оптимизация пространства вокруг является крайне важной как для мелких, так и для крупных складских помещений. Это существенно упрощает выполнение работ и оказывает…

Амфотерные оксиды (имеющие двойственные свойства) – это в большинстве случаев оксиды металлов, которые обладают небольшой электроотрицательностью. В зависимости от внешних условий проявляют либо кислотные, либо оксидные свойства. Образуются эти оксиды которые обычно проявляют следующие степени окисления: ll, lll, lV.

Примеры амфотерных оксидов: цинка оксид (ZnO), хрома оксид lll (Cr2O3), алюминия оксид (Al2O3), олова оксид ll (SnO), олова оксид lV (SnO2), свинца оксид ll (PbO), свинца оксид lV (PbO2), титана оксид lV (TiO2), марганца оксид lV (MnO2), железа оксид lll (Fe2O3), бериллия оксид (BeO).

Реакции, характерные для амфотерных оксидов:

1. Эти оксиды могут реагировать с сильными кислотами. При этом образуются соли этих же кислот. Реакции такого типа являются проявлением свойств основного типа. Например: ZnO (оксид цинка) + h3SO4 (соляная кислота) → ZnSO4 + h3O (вода).

2. При взаимодействии с сильными щелочами амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют При этом двойственность свойств (то есть амфотерность) проявляется в образовании двух солей.

В расплаве при реакции с щелочью образуется соль средняя обычная, например:
ZnO (оксид цинка) + 2NaOH (гидроксид натрия) → Na2ZnO2 (обычная средняя соль) + h3O (вода).
Al2О3 (оксид алюминия) + 2NaOH (гидроксид натрия) = 2NaAlO2 + h3O (вода).
2Al(OH)3 (алюминия гидроксид) + 3SO3 (оксид серы) = Al2(SO4)3 (алюминия сульфат) + 3h3O (вода).

В растворе амфотерные оксиды при реакции с щелочью образуют комплексную соль, например: Al2O3 (алюминия оксид) + 2NaOH (гидроксид натрия)+ 3h3O (вода) + 2Na(Al(OH)4) (комплексная соль тетрагидроксоалюминат натрия).

3. Каждый металл любого амфотерного оксида имеет свое координационное число. Например: для цинка (Zn) – 4, для алюминия (Al) – 4 или 6, для хрома (Cr) – 4 (редко) или 6.

4. Амфотерный оксид не реагирует с водой и не растворяется в ней.

Какие реакции доказывают амфотерность металла?

Условно говоря, амфотерный элемент может проявлять свойства как металлов, так и неметаллов. Подобная характерная особенность присутствует у элементов А-групп: Be (бериллий), Ga (галлий), Ge (германий), Sn (олово), Pb, Sb (сурьма), Bi (висмут) и некоторые другие, а также многие элементы Б-групп – это Cr (хром), Mn (марганец), Fe (железо), Zn (цинк), Cd (кадмий) и другие.

Докажем следующими химическими реакциями амфотерность химического элемента цинка (Zn):

1. Zn(OH)2 + N2O5 (пентаоксид диазота) = Zn(NO3)2 (нитрат цинка) + h3O (вода).
ZnO (оксид цинка) + 2HNO3 = Zn(NO3)2 (нитрат цинка) + h3O (вода).

б) Zn(OH)2 (цинка гидроксид) + Na2O (натрия оксид) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрия)+ h3O (вода).
ZnO (оксид цинка) + 2NaOH (гидроксид натрия) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрия) + h3O (вода).

В том случае, если элемент с двойственными свойствами в соединении имеет следующие степени окисления, его двойственные (амфотерные) свойства наиболее заметно проявляются в промежуточной стадии окисления.

Как пример можно привести хром (Cr). Этот элемент имеет следующие степени окисления: 3+, 2+, 6+. В случае +3 основные и кислотные свойства выражаются приблизительно в одинаковой степени, в то время как у Cr +2 преобладают основные свойства, а у Cr +6 – кислотные. Вот реакции, доказывающие данное утверждение:

Cr+2 → CrO (оксид хрома +2), Cr(OH)2 → CrSO4;
Cr+3 → Cr2O3 (оксид хрома +3), Cr(OH)3 (хрома гидроксид) → KCrO2 или же хрома сульфат Cr2(SO4)3;
Cr+6 → CrO3 (оксид хрома +6), h3CrO4 → K2CrO4.

В большинстве случаев амфотерные оксиды химических элементов со степенью окисления +3 существуют в мета-форме. Как пример, можно привести: метагидроксид алюминия (хим. формула AlO(OH) и метагидроксид железа (хим. формула FeO(OH)).

Как получают амфотерные оксиды?

1. Наиболее удобный метод их получения заключается в осаждении из водного раствора с использованием гидрата аммиака, то есть слабого основания. Например:
Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 3(h3OxNh4) (водный гидрата) = Al(OH)3 (амфотерный оксид) + 3Nh5NO3 (реакция выполняется при двадцати градусах тепла).
Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 3(h3OxNh4) (водный раствор гидрата аммиака) = AlO(OH) (амфотерный оксид) + 3Nh5NO3 + h3O (реакция осуществляется при 80 °C)

При этом в обменной реакции этого типа в случае избытка щелочей не будет осаждаться. Это происходит по причине того, что алюминий переходит в анион из-за своих двойственных свойств: Al(OH)3 (алюминия гидроксид) + OH− (избыток щелочей) = − (анион гидроксида алюминия).

Примеры реакций данного типа:
Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 4NaOH(избыток гидроксида натрия) = 3NaNO3 + Na(Al(OH)4).
ZnSO4 (сульфат цинка) + 4NaOH(избыток гидроксида натрия) = Na2SO4 + Na2(Zn(OH)4).

Соли, которые при этом образуются, относятся к Они включают в себя следующие анионы комплексные: (Al(OH)4)− и еще (Zn(OH)4)2−. Вот так называются эти соли: Na(Al(OH)4) – натрия тетрагидроксоалюминат, Na2(Zn(OH)4) – натрия тетрагидроксоцинкат. Продукты взаимодействия алюминиевых или цинковых оксидов с щелочью твердой называются по-другому: NaAlO2 – натрия диоксоалюминат и Na2ZnO2 – натрия диоксоцинкат.

Даны цинк медь оксид цинка. Цинк — общая характеристика элемента, химические свойства цинка и его соединений

И.В.ТРИГУБЧАК

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11/2008

ЗАНЯТИЕ 24

10-й класс (первый год обучения)

Цинк и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Оксид и гидроксид цинка – свойства и методы получения.

Цинк расположен в побочной подгруппе II группы таблицы Д.И.Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 . Цинк является d -элементом, проявляет в соединениях единственную степень окисления +2 (т.к. третий энергетический уровень в атоме цинка полностью заполнен электронами). Являясь амфотерным элементом с преобладанием металлических свойств, в соединениях цинк чаще входит в состав катиона, реже – аниона. Например,

Предполагают, что название цинка происходит от древнегерманского слова «цинко» (белый, бельмо). В свою очередь, это слово восходит к арабскому «харасин» (металл из Китая), что указывает на место выработки цинка, завезенного в средние века в Европу из Китая.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Цинк – металл белого цвета; на воздухе покрывается оксидной пленкой, и его поверхность тускнеет. На холоде это довольно хрупкий металл, но при температуре 100–150 °С цинк легко обрабатывается, образует сплавы с другими металлами.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Цинк – металл средней химической активности, однако он более активен, чем железо. Цинк после разрушения оксидной пленки проявляет следующие химические свойства.

Zn + H 2 ZnH 2 .

2Zn + O 2 2ZnO.

Металлы (–).

Неметаллы (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2 ,

3Zn + 2P Zn 3 P 2 .

Zn + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+):

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

Zn + 2NaOH (расплав) = Na 2 ZnO 2 + H 2 .

Кислоты-неокислители (+):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

Кислоты-окислители (+):

3Zn + 4H 2 SO 4 (конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O.

4Zn + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (оч. разб.) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Соли (+/–):*

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2 ,

Zn + NaCl нет реакции.

В п р и р о д е цинк встречается в виде соединений, важнейшими из которых являются сфалерит, или цинковая обманка (ZnS), смитсонит, или цинковый шпат (ZnCO 3), красная цинковая руда (ZnO).

В промышленности д л я п о л у ч е н и я цинка производят обжиг цинковой руды с целью получения оксида цинка, который затем восстанавливают углеродом:

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 ,

2ZnO + C2Zn + CO 2 .

К важнейшим соединениям цинка относятся его о к с и д (ZnO) и г и д р о к с и д (Zn(OH) 2). Это кристаллические вещества белого цвета, проявляют амфотерные свойства:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 ,

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Оксид цинка можно получить окислением цинка, разложением гидроксида цинка или обжигом цинковой обманки:

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O,

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 3SO 2 .

Гидроксид цинка получают реакцией обмена между раствором соли цинка и щелочи:

ZnCl 2 + 2NaOH (недостаток) = Zn(OH) 2 + 2NaCl.

Эти соединения н а д о з а п о м н и т ь: цинковая обманка (ZnS), цинковый купорос (ZnSO 4 7H 2 O).

Тест по теме «Цинк и его соединения»

1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинк из концентрированного раствора карбоната натрия вытесняет:

а) водород; б) угарный газ;

в) углекислый газ; г) метан.

3. Растворы щелочей могут реагировать со следующими веществами (возможно несколько правильных ответов):

а) сульфатом меди и хлором;

б) оксидом кальция и медью;

в) гидросульфатом натрия и цинком;

г) гидроксидом цинка и гидроксидом меди.

4. Плотность 27,4%-го раствора гидроксида натрия составляет 1,3 г/мл. Молярная концентрация щелочи в этом растворе составляет:

а) 0,0089 моль/мл; б) 0,0089 моль/л;

в) 4 моль/л; г) 8,905 моль/л.

5. Для получения гидроксида цинка необходимо:

а) по каплям приливать раствор гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

б) по каплям приливать раствор хлорида цинка к раствору гидроксида натрия;

в) прилить избыток раствора гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

г) по каплям добавлять раствор гидроксида натрия к раствору карбоната цинка;

6. Исключите «лишнее» соединение:

а) H 2 ZnO 2 ; б) ZnCl 2 ; в) ZnO; г) Zn(OH) 2 .

7. Сплав меди и цинка массой 24,12 г обработали избытком разбавленной серной кислоты. При этом выделилось 3,36 л газа (н.у.). Массовая доля цинка в этом сплаве равна (в %):

а) 59,58; б) 40,42; в) 68,66; г) 70,4.

8. Гранулы цинка будут взаимодействовать с водным раствором (возможно несколько правильных ответов):

а) соляной кислоты; б) азотной кислоты;

в) гидроксида калия; г) сульфата алюминия.

9. Углекислый газ объемом 16,8 л (н.у.) был поглощен 400 г 28%-го раствора гидроксида калия. Массовая доля вещества, находящегося в растворе, составляет (в %):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63,7.

10. Масса образца карбоната цинка, в котором содержится 4,816 10 24 атомов кислорода, равна (в г):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333,3.

Ключ к тесту

12345678910
баа, вгабба, б, в, гбг

Задачи и упражнения на амфотерные металлы

Цепочки превращений

1. Цинк -> оксид цинка -> гидроксид цинка -> сульфат цинка -> хлорид цинка -> нитрат цинка -> сульфид цинка -> оксид цинка -> цинкат калия.

2. Оксид алюминия -> тетрагидроксоалюминат калия -> хлорид алюминия -> гидроксид алюминия -> тетрагидроксоалюминат калия.

3. Натрий -> гидроксид натрия -> гидрокарбонат натрия -> карбонат натрия -> гидроксид натрия -> гексагидроксохромат(III) натрия.

4. Хром -> хлорид хрома(II) -> хлорид хрома(III) -> гексагидроксохромат(III) калия + бром + гидроксид калия -> хромат калия -> дихромат калия -> оксид хрома(VI).

5. Сульфид железа(II) -> X 1 -> оксид железа(III) -> X 2 -> сульфид железа(II).

6. Хлорид железа(II) -> А -> Б -> В -> Г -> Д -> хлорид железа(II) (все вещества содержат железо; в схеме только три окислительно-восстановительные реакции подряд).

7. Хром -> Х 1 -> сульфат хрома(III) -> Х 2 -> дихромат калия -> Х 3 -> хром.

У р о в е н ь А

1. Для растворения 1,26 г сплава магния с алюминием использовано 35 мл 19,6%-го раствора серной кислоты (плотность – 1,14 г/мл). Избыток кислоты вступил в реакцию с 28,6 мл раствора гидрокарбоната калия с концентрацией 1,4 моль/л. Определите состав исходного сплава и объем газа (н.у.), выделившегося при растворении сплава.

Ответ. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 л H 2 .

2. Смесь кальция и алюминия массой 18,8 г прокалили без доступа воздуха с избытком порошка графита. Продукт реакции обработали разбавленной соляной кислотой, при этом выделилось 11,2 л газа (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Решение

Уравнения реакций:

Пусть (Ca) = x моль, (Al) = 4y моль.

Тогда: 40x + 4 27y = 18,8.

По условию задачи:

v(С 2 Н 2 + СH 4) = 11,2 л.

Следовательно,

(С 2 Н 2 + СH 4) = 11,2/22,4 = 0,5 моль.

По уравнению реакции:

(С 2 Н 2) = (СaC 2) = (Сa) = х моль,

(СH 4) = 3/4(Al) = 3y моль,

x + 3y = 0,5.

Решаем систему:

x = 0,2, y = 0,1.

Следовательно,

(Ca) = 0,2 моль,

(Al) = 4 0,1 = 0,4 моль.

В исходной смеси:

m (Ca) = 0,2 40 = 8 г,

(Ca) = 8/18,8 = 0,4255, или 42,6%;

m (Al) = 0,4 27 = 10,8 г,

(Al) = 10,8/18,8 = 0,5744, или 57,4%.

Ответ . 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. При взаимодействии 11,2 г металла VIII группы периодической системы с хлором образовалось 32,5 г хлорида. Определите металл.

Ответ . Железо.

4. При обжиге пирита выделилось 25 м 3 сернистого газа (температура 25 °С и давление 101 кПа). Вычислите массу образовавшегося при этом твердого вещества.

Ответ. 40,8 кг Fe 2 O 3 .

5. При прокаливании 69,5 г кристаллогидрата сульфата железа(II) образуется 38 г безводной соли. Определите формулу кристаллогидрата.

Ответ. Гептагидрат FeSO 4 7H 2 O.

6. При действии избытка соляной кислоты на 20 г смеси, содержащей медь и железо, выделился газ объемом 3,36 л (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Ответ. 58% Cu; 42% Fe.

У р о в е н ь Б

1. Какой объем 40%-го раствора гидроксида калия (плотность – 1,4 г/мл) следует добавить к 50 г 10%-го раствора хлорида алюминия для того, чтобы первоначально выпавший осадок полностью растворился?

Ответ. 15 мл.

2. Металл сожгли в кислороде с образованием 2,32 г оксида, для восстановления которого до металла необходимо затратить 0,896 л (н.у.) угарного газа. Восстановленный металл растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор дает синий осадок с красной кровяной солью. Определите формулу оксида.

Ответ: Fe 3 O 4 .

3. Какой объем 5,6 М раствора гидроксида калия потребуется для полного растворения 5 г смеси гидроксидов хрома(III) и алюминия, если массовая доля кислорода в этой смеси равна 50%?

Ответ. 9,3 мл.

4. К 14%-му раствору нитрата хрома(III) добавили сульфид натрия, полученный раствор отфильтровали и прокипятили (без потери воды), при этом массовая доля соли хрома уменьшилась до 10%. Определите массовые доли остальных веществ в полученном растворе.

Ответ. 4,38% NaNO 3 .

5. Смесь хлорида железа(II) с дихроматом калия растворили в воде и подкислили раствор соляной кислотой. Через некоторое время к раствору по каплям добавили избыток раствора гидроксида калия, выпавший осадок отфильтровали и прокалили до постоянной массы. Масса сухого остатка равна 4,8 г. Найдите массу исходной смеси солей, учитывая, что массовые доли хлорида железа(II) и дихромата калия в ней относятся как 3:2.

Ответ. 4,5 г.

6. 139 г железного купороса растворили в воде при температуре 20 °С и получили насыщенный раствор. При охлаждении этого раствора до 10 °С выпал осадок железного купороса. Найдите массу выпавшего осадка и массовую долю сульфата железа(II) в оставшемся растворе (растворимость сульфата железа(II) при 20 °С равна 26 г, а при 10 °С – 20 г).

Ответ. 38,45 г FeSO 4 7H 2 O; 16,67%.

Качественные задачи

1. Серебристо-белое легкое простое вещество А, обладающее хорошей тепло- и электропроводностью, реагирует при нагревании с другим простым веществом В. Образующееся твердое вещество растворяется в кислотах с выделением газа С, при пропускании которого через раствор сернистой кислоты выпадает осадок вещества В. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Al, В – S, C – H 2 S.

2. Имеются два газа – А и В, молекулы которых трехатомны. При добавлении каждого из них к раствору алюмината калия выпадает осадок. Предложите возможные формулы газов А и В, учитывая, что эти газы бинарны. Напишите уравнения реакций. Как химическим путем можно различить эти газы?

Решение

Газ А – СО 2 ; газ В – Н 2 S.

2KAlO 2 + СO 2 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + K 2 CO 3 ,

2KAlO 2 + H 2 S + 2H 2 O = 2Al(OH) 3 + K 2 S.

3. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид – В – восстанавливается углеродом с образованием металла С, вторым по распространенности в природе среди металлов. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Fe(OH) 3 ,
В – Fe 2 O 3 , C – Fe.

4. Соль А образована двумя элементами, при обжиге ее на воздухе образуются два оксида: В – твердый, бурого цвета, и газообразный. Оксид В вступает в реакцию замещения с серебристо-белым металлом С (при нагревании). Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – FeS 2 , В – Fe 2 O 3 , C – Al.

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

Напишите уравнения реакций по схемам Пожааалуйста 1)фосфат кальция+хлорид бария=фосфат бария+хлорид кальция 2)Карбонат натрия + нитрат калия=карбонат

кальция+нитрат натрия 3)Серная кислота+гидроксид магния=сульфат магния+фода 4)Оксид лития+соляная кислота=хлорид лития+вода 5)Оксид серы(V1)+гидроксид натрия =сульфат натрия+вода 6)Алюминий +бромоводородная кислота=бромид алюминия+водород 7)Нитрат свинца(11)+сульфид натрия =сульфид свинца(11)+кремнивая кислота 8)Силикат калия+фосфорная кислота=фосфат калия+кремнивая кислота 9)гидроксид цинка-йодоводородная кислота=йодид цинка+вода 10)Оксид азота(V)+гидроксид натрия=нетрат калия+вода 11)Нитрат бария+серная кислота=сульфат бария+азотная кислота 12)Оксид углерода (1V)-гидроксид кальция=карбонат кальция+вода 13)Оксид серы(1V)+оксид калия=сульфат калия 14)Оксид магния+оксид фосфора(V)=фосфат магния 15)Азотная кислота+годроксид хрома(111)=нитрат хрома(111)+вода 16)Сероводородная кислота +нетрат серебра=сульфид серебра+азотная кислота 17)Оксид железа(111)+водород=железо+вода 18)Нитрат меди(11)+алюминий=медь+нитрат алюминия 19)Гидроксид алюминия=оксид алюминия+вода

а)натрий—гидроксид натрия–сульфид натрия—хлорид натрия—сульфат натрия б)магний—сульфат магния—гидроксид магния—оксид магния–хлорид магния

в)свинец–оксид свинца(II)–нитрат свинца(II)–гидроксид свинца(II)–оксид свинца(II)-сульфат свинца(II) г)сера—сероводород—сульфит калия–хлорид калия–хлорид калия–соляная кислота д)кальций–гидроксид кальция—карбонат кальция–нитрат кальция–азотная кислота е)алюминий–сульфат алюминия—гидроксид алюминия—оксид алюминия–нитрат алюминия ж)сера–оксид серы(IV)–cернистая кислота—сульфит натрия–сернистая кислота з)кислород–оксид алюминия–сульфат алюминия–гидроксид алюминия–метаалюминат натрия к)алюминий–хлорид алюминия –нитрат алюминия–гидроксид алюминия–сульфат алюминия л)медь–хлорид меди (II)–медь–оксид меди(II)–нитрат меди(II) м)железо–хлорид железа(II)–гидроксид железа(II)–сульфат железа(II)–железо н)железо–хлорид железа(III)–нитрат железа(III)–сульфат железа(III)–железо

1. С водным раствором карбоната натрия реагирует

1)сульфат калия 3)сульфид меди(II)
2)оксид углерода(IV) 4)кремниевая кислота

2. С раствором хлорида бария реагирует
1)гидроксид кальция 3)сульфат натрия
2)гидроксид меди(II) 4) Водород

3. С раствором нитрата кальция реагирует
1) карбонат натрия 3)кремний
2)цинк 4) бромоводородная кислота

4. при взаимодействии 1 моль и 2 моль KoH образуется
1)средняя соль 3)кислая соль
2)основная соль 4)вещества не реагируют

5. В результате реакции силиката натрия с соляной кислотой образуется
1)силицид натрия 3)кремниевая кислота
2)Кремний 4)оксид кремния

1. Соль и щёлочь образуютс при взаимодействии растворов
1)

2.С раствором нитрата бария реагирует
1)хлорид натрия 3)карбонат калия
2)медь 4)карбонат кальция

3. С раствором нитрата бария реагирует
1)сульфат натрия 3)железо
2)хлорид слова 4)медь

4. С раствором сульфата цинка реагирует
1) магний 3)сера
2) оксид кремния 4)гидроксид аллюминия

5. химическая реакция (в растворе) возможна между

6) Между какими веществами протекает химическая реакция?
1) карбонатом кальция и нитратом натрия
2)силикатом магния и фосфатом калия
3)сульфатом железа (II) и сульфидом свинца
4)хлоридом бария и сульфатом цинка

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

Нахождение в природе, получение:

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

Физические свойства:

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

Химические свойства:

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

Важнейшие соединения:

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

Применение:

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

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

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

Источники: Википедия:

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

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

с кислородом

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

с серой

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

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

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

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

Cu + Br 2 = CuBr 2

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

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

с кислотами-неокислителями

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

с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой

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

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

— с разбавленной азотной кислотой

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

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

— с концентрированной азотной кислотой

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

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

с оксидами неметаллов

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

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

с оксидами металлов

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

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

с солями металлов

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

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

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

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

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

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

Коррозия меди

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

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

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

Химические свойства цинка

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

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

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

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

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

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

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

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

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

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

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

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

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

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

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

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

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

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

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

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

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

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

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

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

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

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

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

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

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

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

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

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

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

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

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

с галогенами

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

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

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

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

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

с азотом

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

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

с серой

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

Cr + S = o t => CrS

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

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

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

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

Взаимодействие с кислотами

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

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

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

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

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

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

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(разб.) = CrSO 4 + H 2

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

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

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

Химические свойства железа

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

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

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

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

С серой

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

Fe + S =t o => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа :

Fe + 2S =t o => FeS 2

С галогенами

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

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

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

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

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

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I 2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

С водородом

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

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями

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

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

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

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

Взаимодействие с кислотами-окислителями

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

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

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

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

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

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

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

1. 2H 2SO 4(конц.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O

сульфат меди

H 2SO 4(разб.) + Zn = ZnSO 4 + H 2
сульфат цинка
2. FeO + H 2 = Fe + H 2O
CuSO 4 + Fe = Cu↓ + FeSO 4

3. Сотавим соли азотной кислоты:
формула азотной кислоты HNO3 кислотный остаток NO3- — нитрат
Составим формулы солей:
Na+NO3- По таблице растворимости определим заряды ионов. Так как ион натрия и нитрат-ион имеют заряды «+» и «-» соответственно, то индексы в этой формуле ненужны. Получится такая формула:
Na+NO3- — нитрат натрия
Ca2+NO3- — По таблице растворимости определим заряды ионов. По правилу креста расставим индексы, но так как нитрат-ион это сложный ион с зарядом «-«, то его необходимо взять в скобки:
Ca2+(NO3)-2 — нитрат кальция
Al3+NO3- — По таблице растворимости определим заряды ионов. По правилу креста расставим индексы, но так как нитрат-ион это сложный ион с зарядом «-«, то его необходимо взять в скобки:
Al3+(NO3)-3 — нитрат алюминия
дальше металлы
хлорид цинка ZnCl2
нитрат аллюминия Al(NO3)3

Цинк – химический элемент – Цинковый портал

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

Цинк — химический элемент 12-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы второй группы), четвёртого периода периодической системы, Символ обозначения  Zn (лат. Zincum)

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:

  1.  изменение  цветовой гаммы готового  медного изделия (в результате осветления оттенок изменялся до «золотого»),
  2. кардинально менялись в лучшую сторону механические свойства готового выплавляемого изделия, возрастала пластичность, упругость, полученный сплав можно было раскатать в лист. При этом, меняя процентное соотношение цинка к меди в латуни, можно было изменять диапазон механических характеристик.

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.

[stextbox id=’logotip’]Слово «цинк» впервые встречается в трудах Парацельса, который назвал этот металл словом «zincum» или «zinken» в книге Liber Mineralium . Это слово, вероятно, происходит от немецкого Zinke, означающее «зубец» (кристаллиты металлического цинка похожи на иглы).[/stextbox]

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

  • сульфида цинка (ZnS) – основной компонент,
  • различных примесей – дополнительные составляющие.

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).                                                                                                                                                            

Цинк в различных соединениях присутствует

  1. в земной каре,
  2. в воде,
  3. в живых организмах.

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.

Наличие цинка в живых организмах колеблется от 5 до 10-4 %.

Цинк — химический элемент. Области применения

  1. Цинк активно используется при добыче и извлечении благородных металлов (золото, серебро) из обогащенных пород. Так, например, если добыча драгоценных металлов производится методом подземного выщелачивания, то металлический цинк используется в качестве восстановителя.
  2. В машиностроении используются различные способы цинкового покрытия для защиты металлического изделия от коррозионного разрушения.
  3. При производстве аккумуляторов и батареек цинк используют в качестве материала для отрицательно заряженного электрода. Самой высокой удельной энергоемкостью обладают цинк-воздушные аккумуляторные батареи.          
  4. В полиграфии применяются пластины для печати, выполненные из цинка.
  5. Производство краски – цинковые белила (окись цинка).
  6. Цинковые соединения используют в производстве по изготовлению п/проводников.
  7. Для изготовления люминесцирующего состава используются сульфид цинка.
  8. В приборостроении цинк специально вводят в некоторые виды твердых припоев для того, чтобы снизить температуру плавления.
  9. Производство фибры – во флюс для пайки металлов и различных компонентов вводят хлорид цинка.
  10.  Широка область применения сплава цинка с медью – латуни. Чаще всего данный сплав используют в машиностроении при производстве особо ответственных деталей (точное литье).
  11. Цинковые соединения применяют при изготовлении автомобильных резиновых шин.
  12. В оптике цинк используется при изготовлении специальных оптических стекол, которые имеют низкий коэффициент поглощения (в среднем инфракрасном спектральном диапазоне).
  13.  Медицина. Цинк. Для производства антисептиков и противовоспалительных препаратов используют окись цинка.
  14.  В отраве для грызунов также используются цинковые соединения (фосфид цинка).                                                                                 

температура плавления металла и другие характеристики, смеси и сплавы

Цинк или Zincum является 30 элементом периодической системы химических элементов Менделеева и обозначается символом Zn . В основном он используется при создании деформированных полуфабрикатов и в составе разного рода смесей. В чистом виде выглядит как хрупкий металл голубовато-серебристого цвета, быстро окисляется и покрывается защитной пленкой (оксидом), из-за которой заметно тускнеет.

Добывают его в Казахстане, Австралии, Иране и Боливии. Из-за сложностей в определении металла его часто называют «обманкой».

Историческая справка

Само название «цинк» впервые было упомянуто в книге « Liber Mineralium » Парацельса. По некоторым данным оно означало «зубец». Сплав цинка с медью или латунь известен давно. Его применяли в Древней Греции, Индии и Древнем Египте, позднее материал стал известен в Китае.

В чистом виде металл удалось получить лишь в первой половине XVIII века в 1738 году в Великобритании при помощи дистилляционного способа. Его открывателем стал Уильям Чемпион. Промышленное производство началось через 5 лет, а в 1746 году в Германии химик Андреас Сигизмунд Маргграф разработал и в деталях описал собственный способ получения цинка. Он предлагал использовать метод прокаливания смеси окиси металл с углем в огнеупорных ретортах из глины без доступа воздуха. Последующая конденсация паров должна была проходить в холодильнике. Из-за подробного описания и кропотливых разработок Маргграфа часто называют первооткрывателем вещества.

В начале XIX века был найден способ выделения металла путем прокатки при 100 C о-150 C о. В начале следующего века научились добывать цинк электролитическим способом. В России первый металл получили только в 1905 году.

Физические свойства

  • Атомный номер: 30.
  • Атомная масса: 65,37.
  • Атомный объем: 9,15
  • Плотность: 7,133 г/см3.
  • Температура, необходимая для плавления: 419,5 C о.
  • Температура кипения: 906 C о.
  • Поверхностная энергия: 105 мДж/м2.
  • Удельная электропроводность: 16,2*10-6 См/м.
  • Молярная теплоемкость: 25,4 Дж/(К*моль).
  • Молярный объем: 9,2 см3/моль.

Цинк обладает слабыми механическими свойствами, при нормальной температуре легко ломается и крошится, но при температуре 100 C о-150 C о становится довольно тягучим и легко поддается деформации: куется, раскатывается в листы. Простая вода для металла безопасна, а кислоты и щелочи легко разъедают. Из-за этого цинк в чистом виде для изготовления деталей не применяют, только сплавы.

Химические свойства

Внешняя электронная конфигурация одного атома цинка можно записать как 3 d 104 s 2. Металл активен и является энергичным восстановителем. При температуре в 100 C она открытом воздухе покрывается пленкой, состоящей из основных карбонатов, и сильно тускнеет. При воздействии углекислого газа и повышенной влажности элемент начинает разрушаться. В кислородной или обычной среде при сильном нагревании цинк сгорает, образуя голубоватое пламя и белый дым, который состоит из оксида цинка. Огнеопасно воздействуют на цинк сухие элементы фтора, брома и хлора, но только при участии паров воды.

При соединении металла и сильных минеральных кислот первый растворяется, особенно если смеси нагреть, в результате образуются соответствующие соли. Щелочи, расплавы и растворы окисляют вещество, в результате образуются цинкиты, растворимые в воде, и выделяется водород. Интенсивность воздействия кислот и щелочей зависит от наличия в цинке примесей. Чем более «чист» металл, тем слабее он взаимодействует из-за перенапряжения водорода.

Содержание в природе

Как самостоятельный элемент цинк в природе не встречается. Его можно добыть из 66 минералов, среди которых сфалерит, каламин, франклинит, цинкит, виллемит, смитсонит. Первый является наиболее распространенным источником металла, его часто называют «цинковой обманкой». Он состоит из сульфида цинка и примесей, которые придают минералу разнообразные цвета. Это осложняет его поиск и правильное определение.

Найти цинк можно в кислых и изверженных породах — во последних его немного больше. Часто металл в виде сульфида вместе со свинцом встречается в термальных водах, мигрирует в поверхностных и подземных источниках.

Особенности выплавки

Температура, необходимая для плавления цинка, должна быть меньше 419 C о, но и не больше 480 C о. В противном случае вырастет угар металла и повысится износ стенок ванны, которую стандартно производят из железа. В расплавленном состоянии допускается не более 0,05% примеси железа, иначе температура, нужная при плавлении, начнет повышаться. Если процент содержания железа будет превышать 0,2%, цинк нельзя будет подвергать прокатке.

Цинк получают из полиметаллических руд, в которых может содержаться до 4% элемента. Если руды были обогащены селективной флотацией, из них можно получить до 60% цинковых концентратов, остальное будет занято концентратами других металлов. Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем слое, после чего сульфид цинка переходит в оксид, и выделяется сернистый газ. Последний идет в расход: из него получают серную кислоту.

Чтобы перевести оксид цинка в сам металл, используют два способа.

  1. Дистилляционный или пирометаллургический. Концентрат обжигают, затем подвергают спеканию, чтобы придать газопроницаемости и зернистости и восстанавливают при помощи кокса или угля при воздействии температуры в 1200-1300 C о. Во время реакции образуются пары металла, который конденсируют и разливают в изложницы. Чистота цинка достигает 98,7%, после можно повысить ее до 99,995% при помощи ректификации, но последний способ достаточно дорогой и сложный.
  2. Электролитический или гидрометаллургический. Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой, раствор очищают от примесей при помощи цинковой пыли и подвергают электролизу в выложенных изнутри свинцом или винипластом ваннах. Цинк оседает на алюминиевых катодах, откуда его собирают и плавят в индукционных печах. Чистота металла, полученного этим способом, достигает 99,95%.

Смеси и сплавы

Для усиления прочности и увеличения температуры плавления металл смешивают с медью, алюминием, оловом, магнием и свинцом.

Самым известным и востребованным сплавом является латунь. Это смесь меди с добавлением цинка, иногда встречаются и олово, никель, марганец, железо, свинец. Плотность латуни достигает 8700 кг/м3. Температура, нужная для плавления, держится на отметке 880 C о — 950 C о: чем больше в ней содержание цинка, тем она ниже. Сплав отлично сопротивляется неблагоприятной внешней среде, хоть и чернеет на воздухе, если не покрыта лаком, прекрасно полируется и сваривается контактной сваркой.

Существует два вида латуни:

  1. Альфа-латунь: более пластична, хорошо гнется в любом состоянии, но сильнее изнашивается.
  2. Альфа+бета-латунь: деформируется только при нагревании, при этом более износостойка. Часто сплавляют с магнием, алюминием, свинцом и железом. Это позволяет увеличить прочность, но уменьшает пластичность.

Сплав Zamak или Zamac состоит из цинка, алюминия, меди и магния. Само название образовано из первых букв латинских названий: Zink — Aluminium — Magnesium — Kupfer / Cuprum (Цинк-Алюминий-Магний-Медь). В СССР сплав был известен как ЦАМ: Цинк-Алюминий-Медь. Активно применяется в литье под давлением, плавление начинается при низкой температуре (381 C о — 387 C о) и имеет низкий коэффициент трения (0,07). Обладает повышенной прочностью, что позволяет получать изделия сложной формы, которые не боятся сломаться: дверные ручки, клюшки для гольфа, затворы огнестрельного оружия, строительную фурнитуру, застежки разных видов и рыболовные снасти.

Небольшой процент цинка (не более 0,01%) содержится в гартовых сплавах, применяемых в полиграфии для отливки типографских шрифтов и линеек, печатных форм и машинного набора. Это устаревшие смеси, на место которых пришел чистый цинк с небольшим добавлением примесей.

Невысокая температура, которая требуется для плавления цинка, часто компенсируется за счет сплавов с другими металлами, но бывает и наоборот. Если температура, необходимая для плавления «чистого» металла, составляет 419,5 C о, то сплав с оловом снижается до 199 C о, а с оловом и свинцом — до 150 C о. И хотя такие сплавы можно паять и варить, чаще всего смеси с цинком применяют только для заделки имеющихся дефектов из-за их слабой прочности. Например, сплав олова, свинца и цинка рекомендуется применять только на никелированных изделиях.

Чаще всего цинковые сплавы применяют для создания карбюраторов, рам спидометров, радиаторных решеток, гидравлических тормозов, насосов и декоративных элементов, деталей для стиральных машин, миксеров и кухонного оборудования, часовых корпусов, пишущих машинок, кассовых аппаратов и бытовой техники. Эти детали нельзя применять в промышленном производстве: при повышении температуры до 100 C о прочность изделия снижается на треть, а твердость — почти на 40%. При понижении температуры до 0 C о цинк становится слишком хрупким, что может привести к поломке.

Применение

Цинк является одним из наиболее востребованных металлов в мире: он находится на третьем месте по объему добычи среди цветных металлов, уступая только меди и алюминию. Этому способствует и его невысокая цена. Чаще всего его применяют для защиты от коррозии и в качестве части сплава, например, латуни.

  1. В металлургии цинк особенно ценен. Его наносят тонким слоем на стальную поверхность многих металлоконструкций, чтобы полностью защитить их от ржавчины на механическом и химическом уровне. На это расходуется до 40% от всей добычи. Поскольку цинк, в отличие от никеля, кобальта, олова и кадмия, активнее железа, он первым начинает контактировать с недружелюбной внешней средой, полностью защищая основу.
  2. Чистый металл используют для восстановления благородных металлов после добычи путем выщелачивания. Также с его помощью происходит добыча золота и серебра из чернового свинца.
  3. Цинк является наиболее электроположительным металлом, практически не реагирующим на воду. Это позволило создать большое число разнообразных химических источников тока: воздушно-цинковые, серебряно-цинковые, ртутно-цинковые, «сухие» элементы Лекланше.
  4. Цинковую пыль используют в фейерверках и пиротехнике для создания голубого огня, в краске, особенно в цинковых белилах — для антикоррозийной защиты и лучшего прилипания к основе. Она же применяется для вытеснения драгоценных металлов из цианистых растворов и для очистки раствора сульфата цинка от кадмия и меди.
  5. В полиграфии цинк применяют для отливки шрифтов и печать иллюстраций: цинкография применяется с XIX века. При этом типографское клише готовится на цинковой основе с небольшим — не более 5% — добавлением других металлов. Перед каждым травлением пластину отжигают и прокатывают в нагретом состояние.
  6. В медицине оксид цинка используют в качестве антисептика в мазях «Паста Лассара», «Судокрем», «Цинковая мазь», а также в качестве присыпки, зубных паст и материала для цементирования зубов. Применяют металл для создания бактерицидных потолков и самоочищающихся поверхностей. Раньше цинк применяли для фотокаталитической очистки воды в промышленных масштабах.

В живых организмах

В теле человека содержится около 2 граммов цинка, около 400 ферментов содержат его. К последним относятся ферменты, катализирующие гидролиз белков, сложных эфиров и лептидов, полимеризацию РНК и ДНК, образование альдегидов. Чистый элемент содержится в мышцах, поджелудочной железе и печени. В день мужчинам требуется 11 мг цинка, женщинам — 8 мг.

В организме цинк выполняет следующие функции:

  1. Нормализует деятельность простаты;
  2. Способствует метаболизму витамина Е;
  3. Принимает участие в синтезе анаболических гормонов: гормоне роста, инсулине, тестостероне и других;
  4. Участвует в продукции мужских гормонов и спермы;
  5. Помогает расщепить алкоголь в организме.

При недостатке элемента в организме наблюдается быстрая утомляемость, раздражительность, потеря памяти, снижение зрения и веса без объективной причины, приступы аллергии, депрессивное состояние. Происходит понижение уровня инсулина и накопление в теле некоторых элементов: железа, свинца, меди, кадмия.

В продуктах питания

Элемент имеется в мясе, сыре, кунжуте, устрицах, шоколаде, бобовых, овсянке, подсолнечных и тыквенных семечках, часто присутствует в минеральной воде. Наибольший процент цинка содержится в следующих продуктах (из расчета на 100 грамм):

  1. Устрицы (до 40 мг), анчоусы (1,72 мг), осьминог (1,68 мг), карп (1,48 мг), икра (до 1 мг), сельдь (около 1 мг).
  2. Тыквенные семечки (10 мг), кунжут (7 мг), подсолнечные семечки (5,3 мг), арахис (4 мг), грецкие орехи (3 мг), миндаль (3 мг).
  3. Говядина (до 8,4 мг), баранина (до 6 мг), говяжья печень (4 мг), свинина (до 3,5 мг), курица (до 3,5 мг).
  4. Какао-порошок без сахара и подсластителей (6,81 мг), чистый горький шоколад (2,3 мг), шоколадные конфеты (до 2 мг в зависимости от количества и вида шоколада).
  5. Чечевица (4,78 мг), овес (3,97 мг), пшеница (3,46 мг), соевые бобы (3 мг), рожь (2,65 мг), хлеб (до 1,5 мг), зеленый горошек (1,24 мг), горох (1,2 мг), ростки бамбука (1,1 мг), рис (1 мг), злаковое печенье (до 1 мг).
  6. Твердый сыр (до 4 мг).

Опасность для человека

Отравление цинком обычно происходит при длительном вдыхании его паров. Первыми признаками являются сильная жажда, потеря аппетита, сладковатый привкус во рту. Нередко появляется усталость, сонливость, сухой кашель, чувство разбитости, давящая боль в грудной клетке. Длительное воздействие может привести к бесплодию, малокровию, задержке в развитие. В быту опасность представляет оцинкованная посуда, в которой длительно хранится пища.

Оцените статью: Поделитесь с друзьями!

Степени окисления цинка в технологиях производства и использование

Степень окисления цинка характеризует способность металла образовывать соединения в результате взаимодействия с реагентами. Это свойство используется при поиске, извлечении химического элемента из руды и промышленном производстве.

Цинк используется в промышленности и в медицине

Характеристика металла

Цинк принадлежит к группе цветных металлов и занимает по добыче третье место в мире, уступая только алюминию и меди. Хотя в мире наблюдается перепроизводство, добыча сырья непрерывно растет в связи с обширными потребностями применения в строительстве, химической промышленности и машиностроении.

Химический элемент № 30 – цветной металл, белого цвета с синим оттенком. Его плотность составляет 7,13 г/см3, а температура плавления – 419,5 °C. Ковким и эластичным он становится при разогреве до температуры 150— 200 °C.

С увеличением температурного градиента его можно преобразовать в порошок, а пары способны воспламеняться на воздухе с образованием густого дыма белого цвета, представляющего собой окись.

Добыча цинка

Химический элемент № 30 является достаточно распространенным на Земле. Он содержится в более чем 60 минералах, среди которых наиболее перспективными для добычи являются:

  • вюрцит;
  • сфалерит;
  • цинкит;
  • смитсонит;
  • каламин.

Низкая концентрация в породе обусловливает переработку и обогащение руды непосредственно вблизи месторождения. Технология извлечения сырья из сульфидных руд предусматривает использование флотационного или гравитационного способа.

Добыча и переработка руды

Выплавка металла производится электролитическим или термическим способом.

Термическая обработка предполагает обжиг руды, предварительно измельченной и обогащенной.

В результате обжига образуется оксид. Концентрат подвергают спеканию с последующим восстановлением углем при температуре +1200 °C. Технология извлечения чистого материала постоянно совершенствуется, что минимизирует содержание второстепенных компонентов.

Основным способом добычи цинка, который применяется в промышленности, является электролитический.

Обогащенный концентрат руды обрабатывают серной кислотой с последующей очисткой раствора от примесей. Химически чистый компонент осаждается на алюминиевых катодах, а из отходов производства извлекают купорос.

В настоящее время добычу сырья осуществляет 50 стран. Крупнейший в мире цинковый рудник находится на Аляске в горах и эксплуатируется круглый год.

В связи с возрастающими потребностями промышленного производства в сырье, рассматриваются альтернативные источники его добычи, среди которых особое место занимают донные отложения океана.

Альтернативный источник добычи цинка

Технология извлечения химического элемента из руды постоянно усовершенствуется и позволяет повысить интенсивность разработки уже разведанных месторождений.

Окислительные реакции металла

Окисление цинка происходит на воздухе с образованием оксидной пленки, которая защищает поверхность от дальнейшего разрушения под влиянием реагентов и препятствует вытеснению водорода из воды.

Степенью окисления, которую проявляет химический элемент в соединениях, является +2.

  • Цинк легко растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. В результате реакции происходит восстановление серной кислоты до серы или сероводорода.
  • В результате реакции цинка с азотной кислотой образуются различные продукты восстановления кислоты.
  • При взаимодействии цинка с раствором перманганата калия происходит обесцвечивание раствора.
  • Реакция металла с ванадатом калия характеризуется восстановлением ванадия с последовательным изменением цвета раствора: желтый, синий, зеленый, фиолетовый.
  • Металлический цинк растворяется в растворах щелочей с высокой концентрацией.
  • Оксиды металла можно получить в результате термического разложения карбонатов и синтеза простых веществ.
  • Соли цинка легко подвергаются гидролизу. В результате реакции металлического цинка с раствором хлорида металла, выделяется водород.

Применение цинка

Материал настолько прочно вошел в быт, что его часто можно не заметить в обыкновенных изделиях: водосточной трубе, ведре, инвентаре для сада и огорода, в патроне электрической лампочки и деталях машин.

  • Использование цинка в качестве материала для покрытия изделий предотвращает коррозионные процессы и повышает устойчивость к механическим повреждениям и воздействию агрессивной среды.
  • Цинк используют для формирования металлических сплавов, самым известным из которых является латунь. Для ее изготовления используется 20% добытого сырья.
  • Цинк является сырьем для химической промышленности. Его используют для изготовления гальванических батарей, минеральных красок, очистки растворов.
  • Половина добытого в мире металла используется для нанесения защитных покрытий, и только 15% используется для изготовления исключительно цинковых изделий.
  • Химический элемент № 30 является важным минералом, обеспечивающим нормальное функционирование организма, поэтому его используют в фармакологии для изготовления витаминных комплексов.

Микроэлементы | справочник Пестициды.ru

Микроэлементы являются активным веществом микроудобрений.

Микроэлементы распространены в земной коре в концентрациях, не превышающих 0,1 %, а в живом веществе они обнаруживаются в количестве 10-3–10-12%. К группе микроэлементов относят металлы, неметаллы, галогены. Единственная их общая черта – низкое содержание в живых тканях.

Микроэлементы принимают самое активное участие во многих жизненных процессах, происходящих в растениях на молекулярном уровне. Путем воздействия на ферментную систему либо в непосредственной связи с биополимерами растений они стимулируют или ингибируют протекание физиологических процессов в тканях.

Для корректировки содержания микроэлементов в почве практикуют некорневые подкормки в течение вегетации, предпосевную обработку семян и посадочного материала, а также внесение в почву необходимых веществ в виде удобрений.

Физические и химические свойства

Микроэлементы различны по своим физическим и химическим свойствам. Среди них встречаются металлы (цинк, медь, марганец, кобальт, ванадий, молибден), неметаллы (бор), галогены (йод).

Химические элементы подразделяются на необходимые для растений и полезные им.

питательные элементы отвечают следующим требованиям:
  • без элемента не может завершиться жизненный цикл растения;
  • физиологические функции, выполняемые с участием конкретного элемента, не осуществляются при его замене на другой элемент;
  • элемент обязательно вовлекается в метаболизм растения.

Однако существует ряд условностей в использовании данного термина. Дело в том, что сложности с его применением возникают уже при сравнении необходимости того или иного элемента для жизни высших и низших растений и, тем более, животных и человека. Так, например, не доказана необходимость бора для некоторых грибов, спорна необходимость наличия кобальта для осуществления физиологических функций целого ряда растений. К бесспорно необходимым элементам относят марганец, цинк, медь, молибден, бор, хлор, никель.

– это питательные элементы, обладающие способностью стимулировать рост и развитие растений, но не в полной мере соответствующие трем требованиям, приведенным выше. К этой группе относятся и те элементы, которые необходимы только в определенных условиях и только для определенных видов растений. В настоящее время из микроэлементов полезными для растений считаются кобальт, селен, кремний, алюминий, йод и другие.[2]

В настоящее время жизненно необходимыми для растений считаются только около десяти микроэлементов, еще несколько – необходимыми узкому кругу видов. Для остальных элементов известно, что они могут оказывать стимулирующее действие на растения, но их функции не установлены.[5]

Некоторые физические и химические свойства микроэлементов, согласно данным:[3][9]

Микроэлемент

Атомный номер

Атомная масса

Группа

Cвойства

Т. кип,

°C

Т. плавл,

°C

Физическое состояние при нормальны условиях

Бор (В)

5

10,81

III

неметалл

3700

2075

порошок черного цвета

Ванадий (V)

23

50,94

V

металл

3400

1900

металл серебристого цвета

Йод (I)

53

126,90

VII

галоген

113,6

185,5

черно-фиолетовые кристаллы

Марганец (Mn)

25

54,94

VII

металл

2095

1244

металл серебристого белого цвета

Кобальт (Со)

27

59,93

VIII

металл

2960

1494

твердый, тягучий, блестящий металл

Медь (Cu)

29

63,54

I

металл

2600

1083

металл красного, в изломе розового цвета

Цинк (Zn)

30

65,39

II

металл

906

419,5

голубовато-серебристый металл

Молибден (Мо)

42

95,94

VI

металл

4800

2620

светло-серый металл

Содержание микроэлементов в природе

Микроэлементы содержатся в небольших количествах практически повсеместно: в горных породах, почве, растениях и, естественно, в организме человека и животных.

Бор. В небольших количествах в составе различных соединений можно встретить во всех почвах, воде, в составе растительных и животных организмов.[5]

Йод. Образует мало самостоятельных минералов, но присутствует во многих в виде изоморфных примесей.[5]

Марганец. Один из наиболее распространенных в литосфере элементов. Преобладает в почвообразующих породах.[2]

Кобальт. Содержание в литосфере незначительно. Присутствует в растениях, при этом, бобовые культуры богаче кобальтом, чем злаковые.[6]

Медь. В земной коре – 0,01 %. Встречается в свободном состоянии в виде самородков, иногда очень значительных размеров.[7]

Цинк. Широко распространен в природе. В породах цинк содержится в виде простого сульфида, а также замещает магний в силикатах.[2]

Ванадий. Относится к рассеянным элементам и в свободном виде в природе не встречается.[7]

Молибден. Связан с гранитными и другими кислыми магматическими породами. Содержание его в этих породах колеблется в пределах 1–2 мг/кг.[5]

Факторы, определяющие концентрацию микроэлементов в почвах

Содержание микроэлементов в почвах зависит от многих факторов и подчинено ряду закономерностей:

  • Чем больше микроэлементов в горной породе, тем больше их и в почве. Эта неизменная, за некоторым исключением, закономерность (например, йод) проистекает из того факта, что основным источником поступления микроэлементов в почву являются материнские горные породы. Известно, что в процессе длительного почвообразования происходит перераспределение химических элементов исходных горных пород, но при этом специфические свойства и химические особенности микроэлементов горных пород практически навсегда сохраняются в почвах.[1]
  • Концентрация микроэлементов в почвообразующих породах увеличивается с возрастанием содержания физической глины и уменьшается с увеличением содержания песка и супеси. Это объясняется тем, что в состав глин включен монтмориллонит, содержащий большую концентрацию микроэлементов, чем включенный в состав песка кварц. Обычно в пределах одного почвенного района закономерность возрастания содержания микроэлементов от песков к глинистым породам увеличивается, но между породами в различных областях можно наблюдать значительные различия.
  • Один из определяющих факторов содержания микроэлементов в породах – карбонатность.
  • Почвы с реакцией, близкой к нейтральной, содержат больше микроэлементов.
  • Почвообразующие породы, расположенные в зоне активного воздействия грунтовых вод и подверженные процессу заболачивания, приобретают некоторые особенности по содержанию микроэлементов.
  • Почвы с повышенным накоплением органического вещества, как правило, и микроэлементами обеспечены в достаточной степени. Это связано с тем, что в растительных остатках и плазме микроорганизмов находится значительное количество микроэлементов. Гумусовые вещества обладают большей адсорбционной способностью и поглощают ионы микроэлементов из окружающей среды.
  • Содержание в почве водорастворимых солей оказывает большое влияние на наличие в ней микроэлементов.
  • Специфика условий почвообразования также накладывает свой отпечаток на количественное содержание микроэлементов в почвах.
  • Концентрация микроэлементов в грунтовых водах сильно влияет на их содержание в почве. В данном случае наблюдается тесная взаимосвязь, поскольку и колебание концентрации микроэлементов в почвенно-грунтовых водах – следствие разнообразия почвенного покрова и почвообразующих пород.[1]
  • “>

Содержание микроэлементов в различных типах почв

характеризуются самыми высокими концентрациями микроэлементов (исключение – барий). содержат в 2–2,5 раза больше кобальта, стронция и хрома, чем пески. Содержание ванадия, бора и марганца в тех же породах уже в 3–4 раза больше, чем в песчаных. накапливают ванадий, хром, марганец, кобальт. включают подвижные формы меди и марганца. и близкой к нейтральной реакцией содержат больше марганца. содержат больше валового и подвижного кобальта. характеризуются содержанием подвижного бора от 10 до 20 % от валового.

Однако по общим запасам микроэлементов в почве нельзя судить об их доступности для растений. Микроэлементы могут присутствовать в почве в формах, недоступных растениям. В связи с этим важно учитывать не столько общее содержание микроэлементов, сколько наличие их усвояемых форм.[1]

Содержание валовых и усвояемых форм микроэлементов в основных типах почв СНГ. (мг/кг) числитель – валовое содержание, знаменатель – усвояемые формы, согласно данным:[1]

Почва

B

Cu

Zn

Mn

Mo

Co

V

I

Дерново-

подзолистая

1,5–6 ,6

0,08–0,38

0,1–47,9

0,05–5,0

20–67

0,12–20,0

40–7200

50,0–150

1,0–4,0

0,04–0,97

0,45–14,0

0,12–3,0

10–62

н.д.

0,5–4,4

н.д.

Чернозем

4–12

0,38–1,58

7–18

4,5–10,0

24–90

0,10–0,25

200–5600

1,0–75

0,7–8,6

0,02–0,33

2,6–13,0

1,10–2,2

37–125

н.д.

2,0–9,8

н.д.

Серозем

8,8–160,3

0,23–0,62

5–20

2,5–10,0

26–63

0,09–1,12

310–3800

1,5-125

0,7–2,0

0,03-0,15

н.д.

0,9-1,5

50–87

н.д.

1,3–38

н.д.

Каштановая

100–200

0,30–0,90

0,6–20

8,0–14,0

53

0,06–0,14

600–1270

1,5–75

0,2–2,0

0,09–0,62

8,6

0,1–6,0

56

н.д.

2,0–9,8

н.д.

Бурая

40,5

0,38–1,95

14–44,5

6,0–12,0

32,5–54,0

0,03–0,20

390–580

1,5–75

0,4–2,8

0,06–0,12

2,3–3,8

0,57–2,25

56

н.д.

0,3–5,3

н.д.

Роль в растении

Биохимические функции

Роль микроэлементов для растений многогранна. Они призваны улучшать обмен веществ, устранять функциональные нарушения, содействовать нормальному течению физиолого-биохимических процессов, влиять на процессы фотосинтеза и дыхания. Под действием микроэлементов возрастает устойчивость растений к бактериальным и грибковым заболеваниям, неблагоприятным факторам окружающей среды (засухе, повышению или понижению температуры, тяжелой зимовке и прочим).

Установлено, что микроэлементы входят в состав большого числа ферментов, играющих важную роль в жизни растений. Все биохимические реакции синтеза, распада, обмена органических веществ протекают только при участии ферментов.

в составе микроудобрений повышают активность ферментов пероксидазы и полифенолоксидазы как в семядолях, так и в корнях гороха, но не изменяют их активности в проростках. При этом, и у гороха, и у кукурузы пероксидазная окислительная система преобладает над полифенолоксидазной.

Микроэлементы с ферментами могут быть связаны прочно и непрочно. Непрочные связи присущи тем элементам, которые способны оказывать сходное действие на направленность фотосинтеза, окислительно-восстановительных процессов, обмен углеводов, накопление витаминов и ряд других процессов. Это микроэлементы, вступающие в биохимические реакции как двухвалентные металлы. Примером могут служить цинк и кобальт.[1]

Роль в растении и главные функции некоторых необходимых питательные микроэлементов, согласно данным:[5]

Микроэлемент

В какие компоненты входит

Процессы, в которых участвует

Бор

Фосфоглюконаты

Метаболизм и перенос углеводов,

Синтез флавоноидов, 

Синтез нуклеиновых кислот,

Утилизация фосфата,образование полифенолов.

Кобальт

Кофермент кобамид

Симбиотическая фиксация азота (возможно и у не клубеньковых растений), стимулирование окислительно-восстановительных реакций при синтезе хлорофилла и протеинов.

Медь

Разнообразные оксиданты, пластоцианины, ценилоплазмин.

Окисление, фотосинтез, метаболизм протеинов и углеводов,

Возможно, участвует в симбиотической фиксации азота и окислительно-восстановительных реакциях.

Йод

Тирозин и его производные у покрытосеменных  и водорослей

 

Марганец

Многие ферментные системы

Фотопродукция кислорода в хлоропластах и косвенное участие  в восстановлении NO3

Молибден

Нитратредуктаза, нитрогеназа, оксидазы и молибденоферридоксин

Фиксация азота, восстановление NO3

Окислительно-восстановительные реакции

Ванадий

Порфины,  гемопротеины

Метаболизм липидов, фотосинтез в зеленых водорослях и, возможно, участие в фиксации N2

Цинк

Ангидразы, дегидрогеназы, протеиназы и пептидазы

Метаболизм углеводов и белков

Недостаток (дефицит) микроэлементов в растениях

Изменения листьев при дефиците цинка

Изменения листьев при дефиците цинка


1 – хлороз листьев пшеницы; 2 – бурые пятна на листьях риса

Использовано изображение:[13][15]

При недостаточном поступлении какого-либо микроэлемента из числа необходимых питательных элементов рост растения отклоняется от нормы или прекращается вовсе, а дальнейшее развитие растения, в особенности его метаболические циклы, нарушаются.[5]

При недостатке микроэлементов активность многих ферментов резко снижается. Например, установлено, что при недостатке меди резко падает активность ферментов, в состав которых входит медь, а именно, полифенолоксидазы и аскорбатоксидазы.[1]

Симптомы недостаточности (дефицита) трудно свести к одному знаменателю, но, все же, они характерны для конкретных микроэлементов. Наиболее часто наблюдается хлороз.

Визуальная симптоматика очень важна для диагностики недостаточности, но нарушения метаболических процессов и, как следствие, потеря биомассы продукции могут наступать прежде, чем симптомы недостаточности будут заметны. Для улучшения методов диагностики дефицита микроэлементов ряд авторов предлагает биохимические индикаторы. К сожалению, широкое применение этого способа ограничено в связи с большой изменчивостью энзиматической активности и трудностью определения данного показателя.

Наиболее широко используются тесты – анализ почв и растений. Но и в этом случае неподвижные формы микроэлементов, находящиеся в старых частях растения, могут исказить данные. Однако анализ растительных тканей успешно используют для установления дефицита микроэлементов путем сравнения с содержанием этих соединений в тех же тканях нормальных растений, того же возраста и в тех же органах.

При устранении дефицита микроэлементов при помощи удобрений следует учитывать тот факт, что подобная процедура является эффективной, только если содержание элемента в почве либо его доступность достаточно низкие.

В любом случае, формирование дефицита микроэлементов в растениях является результатом сложного взаимодействия нескольких факторов. Многочисленные наблюдения доказали, что свойства и генезис почв – это главные причины, вызывающие дефицит микроэлементов в растении. Обычно недостаток микроэлементов связан с почвами высокой кислотности (светлыми песчанистыми) и щелочными (известковистыми) почвами с неблагоприятным водным режимом, а также с избытком фосфатов, азота, кальция, оксидов железа и марганца.[5]

Симптомы недостатка микроэлементов питания у сельскохозяйственных культур, согласно данным:[5]

Элемент

Симптомы

Чувствительные культуры

Бор

Хлороз и покоричневение молодых листьев,

Погибшие верхушечные почки,

Нарушение развития цветов,

Поражение сердцевины растений и корней,

Мультипликация при делении клеток

Бобовые,

Капуста и близкие виды,

Свекла,

Сельдерей,

Виноград,

Фруктовые деревья (груши и яблони)

Медь

Вилт,

Меланизм,

Белые скрученные макушки,

Ослабление образования метелок,

Нарушение одревеснения

Злаки (овес),

Подсолнечник,

Шпинат,

Люцерна.

Марганец

Пятна хлороза,

Некроз молодых листьев,

Ослабленный тургор

Злаки (овес),

Бобовые,

Фруктовые деревья (яблони, вишни, цитрусовые)

Молибден

Хлороз края листовой пластинки,

Нарушение свертывания цветной капусты,

Огненные края и деформация листьев,

Разрушение зародышевых тканей.

Капуста, близкие виды,

Бобовые

Цинк

Межжилковый хлороз (у однодольных),

Остановка роста,

Розетчатость листьев у деревьев,

Фиолетово-красные точки на листьях

 

Зерновые (кукуруза),

Бобовые,

Травы,

Хмель,

Лен,

Виноград,

Фруктовые деревья (цитрусы).

Избыток микроэлементов в растениях

Дисбаланс микроэлементов

Дисбаланс микроэлементов


Поражения листовой пластины при дефиците и избытке микроэлементов у пшеницы

1 – избыток бора; 2 – избыток марганца;

3 – дефицит цинка

Использовано изображение:[11][12][14]

Метаболические нарушения в растениях вызывают не только недостаток, но и избыток элементов питания. Растения более устойчивы к повышенной, чем к пониженной концентрации микроэлементов.

Главные реакции, связанные с токсичным действием микроэлементов:

  • изменение проницаемости клеточных мембран;
  • реакции тиольных групп с катионами;
  • конкуренция с жизненно важными метаболитами;
  • большое сродство с фосфатными группами и активными центрами в АДФ и АТФ;
  • захват в молекулах позиций, занимаемых жизненно важными группами, такими, как фосфат и нитрат.

Оценка влияния токсичных концентраций элементов на растение достаточно сложна, поскольку зависит от множества факторов. К числу наиболее важных относят пропорции, в которых ионы и их соединения присутствуют в почвенном растворе.

Например, токсичность арсената и селената заметно понижается при избытке сульфата и фосфата. Металлоорганические соединения могут быть более токсичными, чем катионы того же элемента. Кислородные анионы элементов, как правило, более ядовиты, чем их простые катионы.

Наиболее токсичными для высших растений являются медь, никель, свинец, кобальт.

Видимые симптомы токсичности изменяются в зависимости от вида растения, но имеются и общие, неспецифические симптомы фитотоксичности: хлорозные и бурые точки на листовых пластинках и их краях, а также коричневые чахлые корни кораллоподобной конфигурации.

Симптомы токсичности микроэлементов у распространенных с/х культур, согласно данным:[5]

Элемент

Симптомы

Чувствительные культуры

Бор

Хлороз краев и концов листьев,

Бурые точки на листья,

Загнивание ростовых точек,

Скручивание и отмирание старых листьев

Злаки,

Картофель,

Помидоры,

Огурцы,

Подсолнечник,

Горчица

Кобальт

Межжилковый хлороз молодых листьев,

Белые края и кончики листьев,

Уродливые кончики корней

Злаки,

Картофель,

Помидоры,

Огурцы,

Подсолнечник,

Горчица

Медь

Темно-зеленые листья,

Корни толстые, короткие или похожие на колючую проволоку,

Угнетение образования побегов

Злаки,

Бобовые,

Шпинат,

Саженцы цитрусовых, Гладиолусы

Марганец

Хлороз и некротические поражения у старых листьев,

Буровато-черные или красные некротические пятна,

Накопление частиц оксида марганца в клетках эпидермиса,

Засохшие кончики листьев,

Чахлые корни

Злаки,

Бобовые,

Картофель,

Капуста

Молибден

Пожелтение или покоричневение листьев,

Угнетение роста корней,

Угнетение кущения

Злаки

Цинк

Хлороз и некроз концов листьев,

Межжилковый хлороз молодых листьев,

Задержка роста у растения в целом,

Корни повреждены, похожи на колючую проволоку.

Злаки,

Шпинат

Содержание микроэлементов в различных соединениях

Микроудобрения – это удобрения, в которых действующим веществом является один (или несколько) микроэлементов. Они могут быть представлены как в виде минеральных форм, так и органоминеральными соединениями. Микроудобрения классифицируют по основному элементу, который они содержат (марганцевые, цинковые, медьсодержащие и прочее).

Микроэлементы могут входить и в состав макроудобрений в виде примесей. Определенное количество микроэлементов привносится в почву и в составе органических удобрений. На практике в качестве микроудобрений часто используют отходы различных производств, обогащенные микроэлементами.[2]

Способы применения микроудобрений и удобрений, содержащих микроэлементы

Микроудобрения применяют для внесения в почву, некорневых подкормок и предпосадочной обработки семян. Дозы микроудобрений малы. Это требует высокой точности дозирования и равномерности внесения.

применяется для радикального повышения содержания микроэлементов в почве на протяжении всего вегетационного периода. При этом способе могут наблюдаться отрицательные эффекты:
  • образование трудно растворимых форм микроэлементов,
  • вымывание микроэлементов за пределы корнеобитаемого слоя.

Не рекомендуется вносить в почву дорогостоящие виды микроудобрений, особенно осенью. В данном случае лучше использовать различные макроудобрения, модифицированные микроэлементами, труднодоступные промышленные отходы и удобрения пролонгированного действия.

самый распространенный способ использования микроудобрений. Этот способ технологичен и позволяет сочетать обработку семян с их посевом. Именно такая форма обработки способствует оптимизации питания растения микроэлементами на самых ранних стадиях развития. Часто обработку семян микроэлементами сочетают с применением пленкообразующих веществ, регуляторов роста и протравителей. Этот процесс носит название инкрустации семян. рекомендуется проводить при непосредственном обнаружении дефицита микроэлемента. Этот способ позволяет корректировать питание растений микроэлементами, избегая негативных последствий внесения микроудобрений в почву.[2]

Среднее содержание микроэлементов в виде примесей в минеральных удобрениях и мелиорантах, мг/кг, согласно данным:[2]

Удобрение

Бор

Молибден

Цинк

Медь

Кобальт

Марганец

Фосфофоритная мука

Месторождение Кингисеппа

Месторождения Каратау

 

 

 

9,9

 

2,1

 

1,4

30,6

 

22,5

550,0

Суперфосфат

0,4

2,0

0,7

134,8

Суперфосфат двойной

109,0

8,0

34,0

Калийная соль (сырая)

8,4

10,0

0,3

10,0

1,3

42,2

Калий хлористый

0,2

10,0

5,0

1,0

5,0

Аммиачная селитра

0,2

0,1

0,6

Аммония сульфат

6,4

0,1

15,0

9,0

25,0

0,1

Натриевая селитра

0,4

1,0

8,0

25,9

Аммофос

следы

14,5

2,9

следы

37,0

Мочевина

следы

1,3

0,9

0,7

следы

Комплексные NPK – удобрения

123,0

34,0

138,0

Известковые материалы

4,0

0,3

20,0

10,0

1,6

100,0

Эффект от применения удобрений, содержащих микроэлементы

Применение микроудобрений в сельском хозяйстве является существенным резервом повышения урожайности культурных растений. В среднем микроудобрения обеспечивают повышение урожайности на 10–12 % и более.[10]

повышают урожайность сахарной свеклы,люцерны, клевера, тимофеевки, картофеля, капусты, огурцов, томатов, синих баклажанов, плодово-ягодных, зерновых культур, хлопчатника, силосной кукурузы, а также благотворно влияют на качество продукции, повышая содержание в ней белка, сахаров, сырого протеина, жиров, клейковины, витаминов.[8]повышают урожайность и улучшают качество сельскохозяйственной продукции у таких видов культурных растений, какзерновые, лен, кормовые культуры, корнеплоды сахарной свеклы, многолетние травы, картофель на дерново-подзолистых почвах, томаты, морковь.[1] положительно влияют на урожайность и качество картофеля, бобовых культур, томата, гречихи, гороха, ячменя, овса, льна, ячменя, озимой ржи, сахарной свеклы, семян клевера, конопли, винограда и других плодово-ягодных культур, огурцов, лука, цветной капусты, салата.[1] улучшают рост и развитие, повышают содержание белка в бобовых, технических, зерновых и овощных культурах.[1]в зависимости от кислотности почв благотворно влияют на кукурузу, салат, клевер, корнеплоды сахарной свеклы, капусту, лук, персик, вишню, яблоню, землянику, виноград.[1] в малых дозах эффективно действуют на горох, лен, люцерну, горчицу, овес, пшеницу, кукурузу, бобовые культуры, красный клевер.[6]при предпосевной обработке семян способствуют повышению урожайности сахарной свеклы, хлопчатника, кукурузы, овса, подсолнечника, томата, лука, капусты, огурца. Кроме того, повышается содержание йода в растениях.[1]повышают урожайность и улучшают качество льна, конопли, сахарной свеклы, клевера, люцерны, зернобобовых, кукурузы, подсолнечника, картофеля, корневых корнеплодов, овощных культур, плодово-ягодных культур, зерновых злаков.[1]

При написании статьи использовались источники:[3][4][9]

 

Статья составлена с использованием следующих материалов:

Литературные источники:

1.

Анспок П.И. Микроудобрения: Справочник.– 2-е издание, переработанное и дополненное.– Л.: Агропромиздат. Ленинградское отделение, 1990.– 272 с.

2.

Битюцкий Н.П. Микроэлементы и растение. Учебное пособие. – СПб.: Издательство Санкт-петербургского университета, 1999. – 232 с.

3.

Глинка Н.Л. Общая химия. Учебник для ВУЗов. Изд: Л: Химия, 1985 г, с 731

4.

Жеребцов Н. А., Попова Т. Н., Артюхов В. Г. Биохимия. – Воронеж: Издательство Воронежского государственного университета, 2002. – 696с.

5.

Кабата-Пендиас А., Пендиас Х. Микроэлементы в почвах и растениях: Перевод с англиского.– М.: Мир, 1989.– 439 с., ил.

6.

Каталымов М.В. Микроэлементы и микроудобрения.– М.: Издательство «Химия», 1965.– 332 с.

7.

Краткая химическая энциклопедия, Главный редактор Н.Л. Кнунянц,  Москва, 1964

8.

Минеев В.Г. Агрохимия: Учебник.– 2-е издание, переработанное и дополненное.– М.: Издательство МГУ, Издательство «КолосС», 2004.– 720 с., [16] л. ил.: ил. – (Классический университетский учебник).

9.

Химическая энциклопедия:  в пяти томах: т.1: А-Дарзана/Редкол.: Кнунянц И.Л. (гл. ред.) и др. – М.: Советская энциклопедия, 1988. – 623.: ил

10.

Ягодин Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.И. Агрохимия / Под редакцией Б.А. Ягодина.– М.: Колос, 2002.– 584 с.: ил (Учебники и учебные пособия для студентов высших учебных заведений).

Изображения (переработаны):

11.12.13.14.15.

Zinc deficiency, by  Donald Groth, Louisiana State University AgCenter, Bugwood.org, по лицензии CC BY

Свернуть Список всех источников

Что такое цинк?

Что такое цинк? Происхождение / значение названия Zinc
Название происходит от немецких слов Zink, Zinken и Zincum, означающих «зубчатый, заостренный или зазубренный», и считается, что эти слова использовались в отношении металлических кристаллов цинка. которые после плавки имеют игольчатый вид.

Что такое цинк? Группа Периодической таблицы и классификация элемента цинка
Элементы можно классифицировать на основе их физических состояний (состояний вещества) e.грамм. газ, твердое тело или жидкость. Этот элемент прочный. Цинк классифицируется как «переходный металл», который находится в группах 3–12 Периодической таблицы. Элементы, классифицируемые как переходные металлы, обычно характеризуются как пластичные, податливые и способные проводить электричество и тепло. Почти 75% всех элементов Периодической таблицы классифицируются как металлы, которые подробно описаны в Списке металлов.

Характеристики и физические свойства цинка
Физические свойства цинка обычно можно наблюдать с помощью наших органов чувств или путем численных измерений, таких как определение его точек кипения, замерзания и плавления.Физические свойства цинка заключаются в том, что это твердый, голубовато-белый, относительно мягкий блестящий металл. Он не является ни пластичным, ни податливым при комнатной температуре, однако при нагревании он становится пластичным и податливым, и затем его можно свернуть в листы.

Характеристики и химические свойства цинка
Цинк – довольно химически активный металл, который может соединяться с кислородом и другими неметаллами. Металлический цинк тускнеет на влажном воздухе и горит на воздухе с образованием белого оксида цинка. Он является хорошим проводником электричества и реагирует с разбавленными кислотами с выделением водорода.Цинк не реагирует с водой.

Факты об открытии и история элемента цинка
Сплавы цинка использовались с древних времен древними египтянами, азиатами, греками, китайцами и римлянами. Цинк был определен как уникальный металл металлургом Расаратной Самучкой в ​​800 году. В 1526 году Парацельс (1493-1541), немецкий химик, родившийся в Швейцарии, первым опубликовал упоминание о металле как о цинке. В 1546 году цинк был признан в Европе отдельным металлом, когда немецкий ученый Георг Агрикола (1490–1555) заметил, что металл, который он назвал цинком, производился на рудниках в Силезии (регион, который сейчас является частью Германии и Польши).В 1746 году цинк был выделен из минералов химиком Андреасом Маргграфом (1709–1782) путем нагревания каламина и углерода. Антуан Лавуазье (1743 1794) включил цинк в список в 1787 году.

Факты о цинковых сплавах
Оружейный металл – сплав меди и цинка
Ормолу – сплав меди, цинка и олова, напоминающий золото
Бронза – Сплав меди и олова
Латунь – Сплав, состоящий из двух частей меди и одной части цинка

Что такое цинк? Возникновение цинкового элемента
Возникновение.Цинка в природе не так много. Его соединения были обнаружены во многих разных странах, но он не входит в состав обычных горных пород и минералов, и его распространение довольно локально и ограничено определенными месторождениями или карманами. Встречается в основном в следующих рудах:

Сфалерит (цинковая обманка) ZnS.
Цинкит ZnO.
Смитсонит ZnCO3.
Виллемит Zn2SiO4.
Франклинит ZnOFe2O3.

Обычно получают из цинковой обманки и каламина
Цинк – четвертый по распространенности металл

Содержание элемента в различных средах
% во Вселенной 0.00003%
% на Солнце 0,0002%
% в метеоритах 0,018%
% в земной коре 0,0078%
% в океане 510 -7 %
% в людях 0,0033%

Важное применение цинка – цинкование других металлов
Одно из наиболее важных применений цинка – это цинкование других металлов, поскольку цинк устойчив к коррозии. Процесс гальванизации включает нанесение тонкого слоя цинка на поверхность второго металла, что защищает другие металлы от коррозии.Оцинкованный цинк используется при изготовлении предохранителей, корпусов счетчиков, кровли, водостоков и различных предметов домашнего обихода.

Использование цинка в медицине – здоровье и лечение
Интересная информация содержится в следующей таблице «Использование цинка в медицине, здоровье и лечение». Цинк используется для устранения недостатков и предотвращения инфекций. Он используется для лечения различных заболеваний, включая заболевания верхних дыхательных путей, угри, нервную анорексию, дегенерацию желтого пятна, мужское бесплодие и серповидно-клеточную анемию.Соединения цинка используются для различных целей, в том числе как вяжущее и кровоостанавливающее средство, как пищевая добавка, защитное средство для кожи, солнцезащитный крем и противогрибковый крем. Медицинское использование цинка, связанные с ним проблемы со здоровьем и расстройства, а также лечение с использованием различных препаратов.

Сопутствующие виды использования цинка
Отливки под давлением в автомобильной промышленности
Используется для формования самых разных сплавов
Цинкование металлов
Футеровка гробов
Электрические предохранители
Аноды
Прокат цинка используется как часть контейнеров для аккумуляторов
Оксид цинка используется в красках
Хлорид цинка используется в качестве дезодоранта
Хлорид цинка используется в качестве консерванта для древесины
Сульфид цинка используется в люминесцентных средствах
В медицинских целях для лечения высыпаний
Шкафы для счетчиков
Кровля
Желоба

Свойства и применение металлического цинка

Цинк (Zn) – это металл в большом количестве, обнаруженный в земной коре, с множеством промышленных и биологических применений.При комнатной температуре цинк становится хрупким и имеет бело-голубой цвет, но его можно отполировать до блеска.

Основной металл, цинк, в основном используется для гальванизации стали, процесса, который защищает металл от нежелательной коррозии. Сплавы цинка, включая латунь, жизненно важны для широкого спектра применений, от коррозионно-стойких морских компонентов до музыкальных инструментов.

Физические свойства

Прочность: Цинк – это слабый металл, его предел прочности на растяжение менее чем в два раза ниже, чем у низкоуглеродистой стали.Обычно он не используется в несущих устройствах, хотя недорогие механические детали могут быть отлиты под давлением из цинка.

Прочность: Чистый цинк имеет низкую вязкость и, как правило, хрупкий, но сплавы цинка обычно имеют высокую ударную вязкость по сравнению с другими сплавами для литья под давлением.

Пластичность: Между 212 и 302 градусами по Фаренгейту цинк становится пластичным и пластичным, но при повышенных температурах он становится хрупким. Цинковые сплавы значительно улучшают это свойство по сравнению с чистым металлом, что позволяет использовать более сложные методы изготовления.

Электропроводность: Цинк обладает средней проводимостью для металла. Однако его сильные электрохимические свойства хорошо подходят для щелочных батарей и во время процесса цинкования.

История цинка

Искусственные изделия из цинкового сплава были надежно датированы 500 годом до нашей эры, а цинк был впервые намеренно добавлен в медь для образования латуни примерно в 200–300 годах до нашей эры. Латунь дополняла бронзу во времена Римской империи при производстве монет, оружия и предметов искусства.Латунь оставалась основным применением цинка до 1746 года, когда Андреас Сигизмунд Маргграф тщательно задокументировал процесс выделения чистого элемента. Хотя цинк ранее был изолирован в других частях мира, его подробное описание помогло цинку стать коммерчески доступным по всей Европе.

Алессандро Вольта создал первую батарею в 1800 году с использованием медных и цинковых пластин, открыв новую эру электрических знаний. К 1837 году Станислас Сорель назвал свой новый процесс цинкования «гальванизацией» в честь Луиджи Гальвани, который обнаружил оживляющий эффект электричества при вскрытии лягушек.Гальванизация, форма катодной защиты, может защитить самые разные металлы. В настоящее время это основное промышленное применение чистого цинка.

Цинк на рынке

Цинк в основном добывается из руды, содержащей сульфид цинка, цинковую обманку или сфалерит.

Страны, добывающие и производящие наиболее очищенный цинк, в порядке убывания – это Китай, Перу, Австралия, США и Канада. По данным Геологической службы США, в 2014 году было добыто около 13,4 миллиона метрических тонн цинка в концентрате, из которых около 36% приходится на Китай.

По данным Международной исследовательской группы по свинцу и цинку, в 2013 году в промышленности было потреблено около 13 миллионов метрических тонн цинка – путем цинкования, латунных и бронзовых сплавов, цинковых сплавов, химического производства и литья под давлением.

Цинк торгуется на Лондонской бирже металлов (LME) по контрактам «особого высокого качества» с минимальной чистотой 99,995% в 25-тонных слитках.

Обычные сплавы

  • Латунь: 3-45% Zn по весу, используется в музыкальных инструментах, клапанах и фурнитуре.
  • Нейзильбер: 20% Zn по весу, он используется из-за его блестящего серебряного внешнего вида в ювелирных изделиях, изделиях из серебра, моделях железнодорожных путей и музыкальных инструментах.
  • Цинковые сплавы для литья под давлением: > 78% Zn по весу, он обычно содержит небольшие количества (менее нескольких процентных пунктов) Pb, Sn, Cu, Al и Mg для улучшения характеристик литья под давлением и механических свойств. Он используется для изготовления небольших замысловатых форм и подходит для движущихся частей машин. Самый дешевый из этих сплавов называют металлическим горшком, и они служат недорогой заменой стали.

Интересные факты о цинке

Цинк важен для всей жизни на Земле, и он используется более чем в 300 ферментах. Дефицит цинка был признан клинической проблемой здоровья в 1961 году. Международная цинковая ассоциация объясняет, что цинк имеет решающее значение для правильного клеточного роста и митоза, фертильности, функции иммунной системы, вкуса, запаха, здоровой кожи и зрения.

Пенни Соединенных Штатов сделаны с цинковым сердечником, который составляет 98% от их общего веса.Остальные 2% – это медное покрытие с электролитическим покрытием. Количество меди, используемой в копейках, может быть изменено, если Казначейство США сочтет их слишком дорогими в производстве. В экономике США циркулирует до 2 миллиардов пенни с цинковыми сердечниками.

Химия цинка – Chemistry LibreTexts

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Физические свойства
  2. Химические свойства
  3. Ссылки
  4. Авторы и авторство

Название цинка немецкого происхождения – цинк.Он был известен с доисторических времен, и соединения, а также металл использовались много лет, прежде чем кто-либо вообще задумывался об элементах! Цинк (Zn) – бело-голубой металл средней прочности, твердости и пластичности. Цинк является одним из наименее распространенных элементов и в основном производится электролизом водного сульфата цинка. Около одной трети всего металлического цинка используется для изготовления оцинкованных гвоздей. Из-за своей низкой температуры плавления и способности образовывать связи с железом или сталью он служит для покрытия металла и защиты его от коррозии.Металлический цинк также используется для изготовления сухих аккумуляторных батарей.

Физические свойства

Чистый цинк – это голубовато-серебряный пластичный металл с низкой температурой плавления и кипения. Большинство цинка сегодня получают из ZnS, извлекают из руды цинковой обманки и обжигают для удаления серы. Цинк также можно получить электролизом водного раствора сульфата цинка, обычным лабораторным упражнением.

Рис. 1: Латунная матрица, образцы цинка и меди.из Википедии

Цинк играет огромную роль в производстве сплавов. Один из самых известных цинковых сплавов – латунь, которая содержит от 55 до 95% меди. Цинк также участвует в производстве припоя, который имеет относительно низкую температуру плавления. Припой используется для соединения электрических компонентов, а также труб и других металлов.

Химические свойства

Цинк достаточно устойчив к коррозии и используется в качестве покрытия для неблагородных металлов, таких как железо («гальваника»).Цинк легко отливать или формовать. Цинк обладает множеством уникальных характеристик. Например, его пар горит на воздухе зеленым пламенем, образуя оксид цинка. Оксид цинка – это обычное соединение цинка, которое используется в красках, косметике, пластмассах и многом другом. Металлический цинк очень медленно реагирует со слабыми кислотами. Сера имеет сильное сродство с цинком. При нагревании два порошка взрывоопасно реагируют с образованием сульфида цинка. Сульфид цинка используется для изготовления телевизионных экранов и люминесцентных ламп.

Цинк также реагирует с галогенами.Однако по мере того, как электроотрицательность среди галогенной группы уменьшается, реакционная способность с цинком уменьшается. Таким образом, наиболее электроотрицательный из галогенов (фтор) бурно реагирует с цинком, в то время как менее электроотрицательный галоген (йод) выделяет лишь небольшое количество тепла. Интересно, что на свойства цинка сильно влияют такие примеси, как свинец, кадмий и железо. Кроме того, цинк чаще всего используется в качестве восстановителя в химических реакциях, и он образует комплексные ионы с ионами аммиака и цианида.

Список литературы

  1. Городецкий, Малка; Зингерман, Аммон. «Электроформование: импровизированный эксперимент по гальванике». J. Chem. Educ. 1980 , 57 , 514.

Авторы и авторство

  • Табата Шнелькер
  • Стивен Р. Марсден

фактов о цинке для детей (все, что вам нужно знать!)

Цинк – это химический элемент с атомным номером 30 и символом Zn.Он имеет 30 протонов, 30 электронов и 34 нейтрона в наиболее распространенном изотопе. В периодической таблице цинк является первым элементом двенадцатой группы. В ненаучных терминах цинк известен как «спелтер».

Цинк БЫСТРЫЙ ФАКТ:
  • атомный номер: 30
  • Атомный вес: 65,39
  • Символ: Zn
  • Классификация: переходный металл
  • Точка плавления: 419 ° C, 787 ° F
  • Точка кипения: 907 ° C, 1665 ° F
  • Плотность: 7,14 г на см в кубе
  • Фаза при стандартных условиях: твердый
  • Обнаружено: немецким химиком Андреасом Маргграфом в 1746 году.

Открытие:

Цинк используется людьми с древних времен. Его использовали для изготовления латунного сплава вместе с медью. Цинк был открыт еще до его официального открытия. Немецкий химик Андреас Маргграф был первым ученым, который в 1746 году выделил чистый металлический цинк путем нагревания углерода и каламина.

Металлический цинк впервые был произведен в Индии в 12 веке. Однако Европа обнаружила металл к концу 16 века.

Название цинк было открыто немецким алхимиком Парацельсом.Оно происходит от немецкого слова «Zinn», означающего «олово».

Характеристики и свойства:

Чистый металлический цинк имеет голубовато-серебристый цвет и твердый при стандартных условиях. При температуре выше 100 ° C цинк становится более пластичным и менее хрупким. Чистый цинк занимает 24-е место по содержанию в земной коре.

Температура плавления и кипения цинка относительно низкая для металла. Температура кипения составляет 1664,6 ° F (907 ° C), а точка плавления цинка составляет 787,1 ° F (419,5 ° C). Цинк – хороший проводник электричества.Цинк реагирует с углекислым газом и образует тонкий слой карбоната цинка, когда его оставляют на открытом воздухе.

Этот слой карбоната цинка защищает металл и предотвращает его дальнейшую реакцию. Чистый цинк не реагирует с кислородом. Однако растворяется в большинстве кислот и некоторых щелочах. Отличительной особенностью цинка является его способность противостоять коррозии и, следовательно, защищать другие металлы.

Где находится цинк?

Цинк в чистом виде найти сложно.Тем не мение; цинк содержится в минералах земной коры. В небольших количествах встречается в воздухе и океанах.

Сфалерит, вюрцит, гемиморфит и смитсонит – это минералы, из которых добывается цинк. Основное производство цинка добывается в Австралии, Китае и Перу.

Применение и преимущества соединений цинка:

Соединения цинка, такие как оксид цинка, используются, например, во многих коммерческих продуктах; пластмассы, краски, резиновые изделия, косметика, чернила, мыло, напольные покрытия, текстиль, фармацевтические препараты и батареи.Цинк также используется в продуктах по уходу за кожей, таких как солнцезащитные лосьоны, мази и средства от насекомых.

Для людей и животных цинк является важным питательным веществом. Это второй наиболее известный след металла, обнаруженный в нашем теле, первый – это железо. В среднем в организме взрослого человека содержится от 2 до 4 граммов цинка. Человеческому организму нужен цинк для построения ДНК, который содержится в более чем сотне ферментов. Это также помогает нашему организму защищаться от вредоносных вирусов и бактерий. Цинк является важным минералом для роста человеческого тела, поэтому его важно принимать детям и женщинам во время беременности.Цинк также важен для мозга и помогает в обучении. Карбонат цинка также был обнаружен в таблетках, используемых для лечения воспаленных глаз. Он также используется в детской присыпке и зубной пасте. Дефицит цинка может привести ко многим заболеваниям.

Об этом сообщает

. Сегодня почти половина цинка используется для оживления других металлов, таких как сталь и железо. Эти металлы покрыты тонким слоем цинка, чтобы защитить их от ржавчины и коррозии. Другое использование цинка – это, например, сплавы с другими металлами; Латунь – это сплав меди и цинка, который используется с древних времен.Помимо латуни, теллурид кадмия-цинка, нейзильбер и цинк-алюминий также являются сплавами цинка.

Продукты, содержащие цинк:

Человеческое тело требует приема цинка для правильного развития и роста.

Пища, являющаяся хорошим источником цинка, – нежирное мясо, такое как печень, морепродукты, такие как омары и устрицы, баранина, говядина.

Еще одним хорошим источником цинка являются миндаль, семена, орехи, бобы и цельнозерновые, если они выращиваются на цинковой почве.

Изотопы:

Существует пять стабильных изотопов цинка природного происхождения.64Zn, 66Zn, 67Zn, 68Zn и 70Zn – изотопы цинка. 64Zn – самый распространенный (естественное содержание 48,6%) изотоп в земной коре.

применений цинка и атомных свойств с характеристиками

Мы разрабатываем использование цинка и атомные свойства с характеристиками. Цинк – это химический элемент бледно-серо-голубого цвета с атомным номером 30. Его символ – Zn, он принадлежит к группе переходных металлов, и его обычное состояние в природе – твердое.Цинк находится на позиции 30 в таблице Менделеева.

Вы можете посетить нашу главную страницу управляемой: периодической таблицы

На этой странице вы можете открыть для себя химические свойства цинка и информацию о цинке и других элементах периодической таблицы, таких как кадмий, медь, галлий или скандий. Вы также узнаете, для чего нужен цинк, и узнаете о его использовании благодаря его свойствам, связанным с цинком, таким как его атомный номер или обычное состояние, в котором можно найти цинк.

Вы можете увидеть такие качества цинка, как его температура плавления и кипения, его магнитные свойства или его химический символ. Кроме того, здесь вы найдете информацию о его атомных свойствах, таких как распределение электронов в атомах цинка и других свойствах.

Для некоторых элементов часть этой информации неизвестна. В этих случаях мы показываем приписываемые им свойства.

Свойства цинка

Переходные металлы, также называемые переходными элементами, – это группа, к которой принадлежит цинк.В этой группе химических элементов, к которой принадлежит цинк, есть элементы, расположенные в центральной части периодической таблицы, а именно в блоке d. Среди характеристик, которыми обладает цинк, так же как и характеристиками остальных переходных металлов, является включение в его электронную конфигурацию d-орбитали, частично заполненной электронами. Свойства этого типа металла, в том числе цинка, заключаются в его высокой твердости, высокой температуре кипения и плавления, а также в том, что он хорошо проводит электричество и тепло.

Цинк в естественной форме твердый (диамагнитный). Цинк – это бледно-серовато-голубой химический элемент, относящийся к группе переходных металлов. Атомный номер цинка – 30. Химический символ цинка – Zn. Температура плавления цинка составляет 692,68 градуса Кельвина или 420,53 градуса Цельсия или градуса Цельсия. Температура кипения цинка составляет 1180 градусов Кельвина или 907,85 градусов Цельсия или градусов Цельсия.

Цинк – это минерал, который необходим нашему организму для правильного функционирования и содержится в продуктах питания.По следующей ссылке вы можете найти список продуктов, содержащих цинк.

Использование цинка

Цинк – металл цвета от голубовато-белого до серебристо-серого. Он твердый и хрупкий при большинстве температур, но его можно сделать пластичным при нагревании до 100–150 градусов по Цельсию. Обычно он встречается с другими неблагородными металлами, такими как медь и свинец. Самые большие месторождения цинка находятся в Австралии, Азии и США. Цинк является важным минералом и важен для многих аспектов здоровья человека.Если вы когда-нибудь задумывались над , что такое цинк для , вот список его возможных применений:

  • Цинк в основном используется в качестве антикоррозионного средства в металлических изделиях. Используется в процессе цинкования. Гальванизация – это покрытие других металлов железом или сталью. Около половины цинка, используемого во всем мире, идет на цинкование. Гальванизация используется для изготовления проволочной сетки, перил, подвесных мостов, фонарных столбов, металлических крыш, теплообменников и кузовов автомобилей.
  • Цинк используется в качестве анода в других металлах, особенно в металлах, используемых в электромонтажных работах или при контакте с морской водой.
  • Он также используется в качестве анода в батареях. В цинковых и угольных батареях используется лист этого металла.
  • Цинк сплавлен с медью для создания латуни. Латунь используется для изготовления самых разных изделий, таких как трубы, инструменты, коммуникационное оборудование, инструменты и водяные клапаны.
  • Он также используется в сплавах с такими элементами, как никель, алюминий (для сварки) и бронза.
  • В некоторых странах, например в США, цинк используется для изготовления монет.
  • Цинк используется с медью, магнием и алюминием в автомобильной, электротехнической и инструментальной промышленности.
  • Оксид цинка используется в качестве белого пигмента в красках и чернилах для копировальных аппаратов.
  • Оксид цинка также используется в резине для защиты от УФ-излучения.
  • Хлорид цинка используется в древесине как антипирен и для ее консервации.
  • Сульфид цинка используется в качестве люминесцентной краски для поверхностей часов, рентгеновских лучей, телевизионных экранов и светящихся в темноте красок.
  • Он также используется в сельскохозяйственных фунгицидах.
  • Цинк также используется в пищевых добавках.Он очень полезен при заживлении ран, сокращает продолжительность и тяжесть простудных заболеваний и обладает противомикробными свойствами, которые помогают облегчить симптомы гастроэнтерита.
  • Он также используется в солнцезащитных кремах. Он используется в зубных пастах для предотвращения неприятного запаха изо рта и в шампунях для остановки перхоти.

Атомные свойства цинка

Атомная масса элемента определяется общей массой нейтронов и протонов, которые могут быть найдены в одном атоме, принадлежащем этому элементу.Что касается позиции, где находится цинк в периодической таблице элементов, цинк находится в группе 12 и периоде 4. Цинк имеет атомную массу 65 409 единиц.

Электронная конфигурация цинка – [Ar] 3d104s2. Электронная конфигурация элементов определяет форму, в которой электроны структурированы в атомах элемента. Средний радиус цинка составляет 135 пм, его атомный радиус, или радиус Бора, составляет 142 пм, его ковалентный радиус составляет 131 пм, а радиус Ван-дер-Ваальса равен 139 пм.Цинк имеет в общей сложности 30 электронов, которые распределяются следующим образом: в первом слое у него 2 электрона, во втором – 8 электронов, в третьем слое – 18 электронов, а в четвертом – 2 электрона.

Вы можете посетить нашу главную страницу управляемой: периодической таблицы

Характеристики цинка

Ниже представлена ​​таблица с основными характеристиками цинка.

От
цинк
Химический знак Zn
Атомный номер 30
Группа 12
Период 4
Внешний вид бледно-серовато-синий
Блок д
Плотность 7140 кг / м3
Атомная масса 65,409 u
Средний радиус 135 вечера
Атомное радио 142
Ковалентный радиус 131 вечера
Радио Ван дер Ваальса 139 вечера
Электронная конфигурация [Ar] 3d104s2
Электронов на слой 2, 8, 18, 2
Степени окисления два
Оксид амфотерный
Кристаллическая структура шестигранник
Государство цельный
Температура плавления 692.68 К
Точка кипения 1180 К
Теплота плавления 7322 кДж / моль
Давление пара 192,2 Па до 692,73 К
Электроотрицательность 1,6
Удельная теплоемкость 390 Дж / (кг)
Электропроводность 16,6 · 106См / м
Теплопроводность 116 Вт / (км)

Вы можете посетить нашу главную страницу управляемой периодической таблицы

Zinc Facts

Это разные образцы чистого цинка.В свежем виде металл блестящий серебристо-серый металлик. (Alchemist-hp) Цинк – это металл с атомным номером 30 и символом элемента Zn.

Цинк – это серебристо-серый металл с символом элемента Zn и атомным номером 30. Этот элемент необходим для жизни человека и широко используется в коммерческих целях. Эти факты о цинке включают основные факты, химические и физические свойства, а также интересные мелочи об элементе.


Основные факты о цинке

Название : Цинк

Атомный номер : 30

Символ элемента : Zn

Атомная масса : 65.38 (2)

Группа : группа 12

Период : период 4

Блок : d-блок

Семейство элементов : пост-переходный или переходный металл

Электронная конфигурация : [ Ar] 3d 10 4s 2

Discovery : Цинк был открыт индийскими металлургами незадолго до 1000 г. до н. Э. Индийский алхимик Расаратна Самучкая признал его новым металлом в 800 году.Немецкий химик Андреас Сигизмунд Маргграф впервые выделил чистый элемент в 1746 году.

Алхимики ссылались на цинк, используя его алхимический символ.

Происхождение имени : Название «цинк» было задокументировано Парацельсом, который назвал этот металл «цинком» или «цинкен» в своей книге Liber Mineralium II в 16 веке. Предположительно, оно происходит от немецкого слова zinke , что означает «зубчатый» или «зазубренный». Это относится к игольчатому виду кристаллов цинка.У цинка было множество алхимических символов.

Изотопы : Природный цинк состоит из смеси пяти изотопов. Самый распространенный изотоп – 64 Zn. Хотя технически это радиоизотоп, его период полураспада настолько велик (4,3 × 10 18 лет), что он считается стабильным. Синтезировано несколько десятков радиоизотопов цинка.

Область применения : Цинк является 4-м наиболее часто используемым промышленным металлом после железа, алюминия и меди. Примерно половина из 12 миллионов тонн цинка, производимых ежегодно, идет на цинкование.Около 17% продукции приходится на латунь и бронзу. Также важны соединения цинка. Оксид цинка содержится в красках и солнцезащитных кремах.

Биологическая активность : Цинк является важным питательным веществом. Организм человека использует его для ферментативных реакций, оплодотворения яйцеклеток, образования лейкоцитов и деления клеток. Дефицит цинка – одна из причин возрастного ухудшения зрения. Однако слишком много цинка вызывает проблемы. Избыток цинка подавляет всасывание железа и может привести к необратимой потере обоняния и вкуса.FDA выпустило предупреждения о цинковых тампонах и спреях, чтобы повысить осведомленность о рисках.

Источники : Около 95% добываемого цинка получают из сульфидной руды цинка. Цинк легко перерабатывается. Около 30% используемого сегодня цинка – это вторичный металл.


Физические данные

Плотность (комнатная температура) : 7,14 г / см 3

Точка плавления : 692,68 K (419,53 ° C, 787,15 ° F)

Точка кипения : 1180 K (907 ° C, 1665 ° F)

Состояние при 20 ºC : Твердый

Тепло плавления : 7.32 кДж / моль

Теплота испарения : 115 кДж / моль

Молярная теплоемкость : 25,470 Дж / (моль · К)

Магнитное упорядочение : диамагнитное

Кристаллическая структура : гексагональная близкая- упакованный (hcp)

Твердость по Моосу : 2,5


Атомные данные

Электроотрицательность : 1,65 (Полинг)

Атомный радиус : 134 пм (эмпирический)

C 16:00

Радиус Ван-дер-Ваальса : 139 pm

Энергия первой ионизации : 906.4 кДж / моль

2-я энергия ионизации : 1733,3 кДж / моль

3-я энергия ионизации : 3833 кДж / моль

Степени окисления : Наиболее распространенная степень окисления +2. Другие степени окисления включают -2, 0 и +1.


10 Фактов о цинке

  1. Цинк является вторым по распространенности металлом в организме человека после железа.
  2. Проглатывание цинковых монет (например, пенни США) может вызвать отравление цинком и привести к летальному исходу.Цинк вступает в реакцию с соляной кислотой в желудке, разъедая желудочно-кишечный тракт.
  3. Соли цинка горят характерным сине-зеленым пламенем.
  4. Хотя гальванизация защищает другие металлы от коррозии, цинк действительно окисляется на воздухе. Образуется слой карбоната цинка, который защищает лежащий под ним металл от дальнейшего воздействия.
  5. Цинк – 24-й по содержанию элемент в земной коре. Это 30-й по содержанию элемент в морской воде.
  6. Древние греки и римляне знали о цинке и использовали его, но не так часто, как железо или медь.Вероятно, это связано с тем, что цинк выкипает из большинства руд, прежде чем его можно будет извлечь. В то время как древние люди обычно использовали цинк в качестве сплава, лист цинка из Афин датируется 300 годом до нашей эры.
  7. Хотя Марграаф получил признание за выделение этого элемента, английский металлург Уильям Чампион запатентовал процесс выделения цинка несколькими годами ранее.
  8. Тест Риннмана на цинк является химическим индикатором элемента. В тесте используется бумага с кобальтицианидом, которая становится зеленой в присутствии элемента.
  9. Первые в мире таблетки состояли из карбонатов цинка. Таблетки, обнаруженные на римском корабле, потерпевшем крушение в 140 г. до н.э., использовались для успокоения воспаленных глаз.
  10. Алхимики сожгли цинк на воздухе, чтобы получить оксид цинка. Из-за своего внешнего вида оксид цинка получил название lana Философская («философская шерсть») или nix album («белый снег»).

Ссылки

  • Эмсли, Джон (2001). «Цинк». Строительные блоки природы: путеводитель по элементам от А до Я .Оксфорд, Англия, Великобритания: Издательство Оксфордского университета. С. 499–505. ISBN 0-19-850340-7.
  • Greenwood, N. N .; Эрншоу, А. (1997). Химия элементов (2-е изд.). Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 0-7506-3365-4.
  • Лехто Р. С. (1968). «Цинк». В Клиффорде А. Хэмпеле. Энциклопедия химических элементов . Нью-Йорк: Книжная корпорация Рейнхольда. С. 822–830. ISBN 0-442-15598-0.
  • Lide, David R., ed. (2006) Справочник по химии и физике (87-е изд.). Бока-Ратон, Флорида: CRC Press, Taylor & Francis Group. ISBN 0-8493-0487-3.

Связанные сообщения

Характеристики поверхностного и объемного элементного состава …: Эпидемиология

PP-30-026

Предпосылки / цели:

Изучить характеристики объемного и элементного состава поверхности атмосферных PM 2,5 в 5 городах Китая, которые по-разному подвержены влиянию песчано-пылевых явлений.

Методы:

В период с 16 апреля по 17 мая 2008 г. пробы окружающего воздуха PM 2,5 были отобраны на территории песчано-пылевых источников (город Хотан) и в зонах, затронутых песчаными бурями (Корла, Дуньхуан, Ланьчжоу и Пекин). Рентгеновская фотоэлектронная спектроскопия и рентгеновская флуоресценция были использованы для анализа элементного состава поверхности, химического состояния и общего элементного состава PM 2,5 соответственно. Элементные данные также были обработаны с использованием факторного анализа для выявления их источников.

Результатов:

Поверхностный и объемный элементный состав окружающего PM 2,5 в разных городах значительно различается. В Пекине и Ланьчжоу процентное содержание поверхностных элементов (углеродсодержащие соединения, азотсодержащие соединения и сульфаты), а также объемных элементов (цинк, сера, медь и свинец) были намного выше, чем в других трех странах. города. В городах Хотан и Корла – поверхностное и объемное содержание элементов (натрия, железа, кальция, калия, хлора, кремния, алюминия и магния) PM 2.5 были значительно выше, чем в Пекине и Ланьчжоу; цинк, железо и магний были обогащены на поверхности PM 2,5 . Ниже приведены результаты факторного анализа:

  1. Объемные и поверхностные элементы, такие как натрий, железо, кальций, калий, хлор, кремний, алюминий и магний, поступили из природных источников, тогда как цинк и сульфат – из антропогенных источников;
  2. Элементы поверхности, включая алифатический углерод, углерод в сочетании с азотом, карбонильный углерод, органический азот и соль аммония, являются антропогенными загрязнителями;
  3. Из массовых элементов марганец был получен из природных источников, а медь и свинец – из антропогенных загрязнителей.

Заключение:

В районах, серьезно пострадавших от песчаной бури, основной и поверхностный элементный состав PM

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.