Proprietățile chimice ale cuprului

Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB din tabelul periodic al lui D.I. Configurația electronică a atomului de cupru în starea fundamentală este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 în loc de formula așteptată 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Cu alte cuvinte, în cazul atomului de cupru, se observă un așa-numit „salt de electroni” de la subnivelul 4s la subnivelul 3d. Pentru cupru, pe lângă zero, sunt posibile stările de oxidare +1 și +2. Starea de oxidare +1 este predispusă la disproporționare și este stabilă numai în compuși insolubili precum CuI, CuCl, Cu20 etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, CI și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Astfel, oxidul de cupru (I), în funcție de mărimea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI sunt albe, iar Cu 2 S este negru și albastru. Starea de oxidare a cuprului egală cu +2 este mai stabilă din punct de vedere chimic. Sărurile care conțin cupru în această stare de oxidare sunt de culoare albastră și albastru-verde.

Cuprul este un metal foarte moale, maleabil și ductil, cu o conductivitate electrică și termică ridicată. Culoarea cuprului metalic este roșu-roz. Cuprul este situat în seria de activitate a metalelor la dreapta hidrogenului, adică. aparține metalelor slab active.

cu oxigen

În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Căldura este necesară pentru ca reacția dintre ele să aibă loc. În funcție de excesul sau deficiența de oxigen și condițiile de temperatură, oxidul de cupru (II) și oxidul de cupru (I) pot forma:

cu sulf

Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condiții, poate duce la formarea atât a sulfurei de cupru (I) cât și a sulfurei de cupru (II). Când un amestec de cu pulbere și S este încălzit la o temperatură de 300-400 o C, se formează sulfură de cupru (I):

Dacă există o lipsă de sulf și reacția se realizează la temperaturi peste 400 o C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, o modalitate mai simplă de a obține sulfură de cupru (II) din substanțe simple este interacțiunea cuprului cu sulful dizolvat în disulfură de carbon:

Această reacție are loc la temperatura camerei.

cu halogeni

Cuprul reacţionează cu fluor, clor şi brom, formând halogenuri cu formula generală CuHal 2, unde Hal este F, Cl sau Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

În cazul iodului, cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, se formează iodură de cupru (I):

Cuprul nu interacționează cu hidrogenul, azotul, carbonul și siliciul.

cu acizi neoxidanţi

Aproape toți acizii sunt acizi neoxidanți, cu excepția acidului sulfuric concentrat și a acidului azotic de orice concentrație. Deoarece acizii neoxidanți sunt capabili să oxideze doar metalele din seria de activitate până la hidrogen; aceasta înseamnă că cuprul nu reacționează cu astfel de acizi.

cu acizi oxidanţi

- acid sulfuric concentrat

Cuprul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat atât când este încălzit, cât şi la temperatura camerei. Când este încălzită, reacția se desfășoară conform ecuației:

Deoarece cuprul nu este un agent reducător puternic, sulful este redus în această reacție doar la starea de oxidare +4 (în SO2).

- cu acid azotic diluat

Reacția cuprului cu HNO 3 diluat duce la formarea azotatului de cupru (II) și a monoxidului de azot:

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

- cu acid azotic concentrat

HNO 3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acidul azotic concentrat și reacția cu acidul azotic diluat constă în produsul reducerii azotului. În cazul HNO 3 concentrat, azotul este redus într-o măsură mai mică: în locul oxidului azotic (II), se formează oxidul azotic (IV), care se datorează concurenței mai mari dintre moleculele de acid azotic din acidul concentrat pentru agent reducător (Cu ) electroni:

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

cu oxizi nemetalici

Cuprul reacţionează cu unii oxizi nemetalici. De exemplu, cu oxizi precum NO2, NO, N2O, cuprul este oxidat la oxid de cupru (II), iar azotul este redus la starea de oxidare 0, adică. se formează substanța simplă N2:

În cazul dioxidului de sulf, în locul substanței simple (sulf) se formează sulfură de cupru(I). Acest lucru se datorează faptului că cuprul și sulful, spre deosebire de azot, reacționează:

cu oxizi metalici

Când cuprul metalic este sinterizat cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 o C, se poate obține oxid de cupru (I):

De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la oxid de fier (II) la calcinare:

cu săruri metalice

Cuprul înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile sărurilor lor:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Are loc și o reacție interesantă în care cuprul se dizolvă în sarea unui metal mai activ - fierul în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, pentru că cuprul nu înlocuiește fierul din sarea sa, ci doar îl reduce de la starea de oxidare +3 la starea de oxidare +2:

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

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

Ultima reacție este utilizată în producția de microcircuite în stadiul de gravare a plăcilor de circuite din cupru.

Coroziunea cuprului

Cuprul se corodează în timp în contact cu umiditatea, dioxidul de carbon și oxigenul atmosferic:

2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3

Ca rezultat al acestei reacții, produsele de cupru sunt acoperite cu un strat liber albastru-verde de hidroxicarbonat de cupru (II).

Proprietățile chimice ale zincului

Zincul Zn este în grupa IIB din perioada IV. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în starea fundamentală este 3d 10 4s 2. Pentru zinc, este posibilă o singură stare de oxidare, egală cu +2. Oxidul de zinc ZnO și hidroxidul de zinc Zn(OH) 2 au proprietăți amfotere pronunțate.

Zincul se patează atunci când este depozitat în aer, devenind acoperit cu un strat subțire de oxid de ZnO. Oxidarea are loc mai ales ușor la umiditate ridicată și în prezența dioxidului de carbon datorită reacției:

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

Vaporii de zinc ard în aer, iar o fâșie subțire de zinc, după ce a fost incandescentă într-o flacără de arzător, arde cu o flacără verzuie:

Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogenii, sulful și fosforul:

Zincul nu reacționează direct cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul și borul.

Zincul reacţionează cu acizii neoxidanţi pentru a elibera hidrogen:

Zn + H2S04 (20%) → ZnS04 + H2

Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2

Zincul tehnic este deosebit de ușor solubil în acizi, deoarece conține impurități ale altor metale mai puțin active, în special cadmiu și cupru. Din anumite motive, zincul de înaltă puritate este rezistent la acizi. Pentru a accelera reacția, o probă de înaltă puritate de zinc este adusă în contact cu cuprul sau se adaugă puțină sare de cupru la soluția acidă.

La o temperatură de 800-900 o C (căldură roșie), metalul zinc, fiind în stare topit, interacționează cu vaporii de apă supraîncălziți, eliberând hidrogen din acesta:

Zn + H2O = ZnO + H2

Zincul reacționează și cu acizii oxidanți: sulfuric și azotic concentrat.

Zincul ca metal activ poate forma dioxid de sulf, sulf elementar și chiar hidrogen sulfurat cu acid sulfuric concentrat.

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

Compoziția produșilor de reducere ai acidului azotic este determinată de concentrația soluției:

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

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn +10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Direcția procesului este, de asemenea, influențată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.
Zincul reacționează cu soluțiile alcaline pentru a se forma tetrahidroxicinatiși hidrogen:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

Atunci când este fuzionat cu alcalii anhidre, se formează zinc zincațiși hidrogen:

Într-un mediu foarte alcalin, zincul este un agent reducător extrem de puternic, capabil să reducă azotul din nitrați și nitriți la amoniac:

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

Datorită complexării, zincul se dizolvă încet în soluție de amoniac, reducând hidrogenul:

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

Zincul reduce, de asemenea, metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile apoase ale sărurilor lor:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Proprietățile chimice ale cromului

Cromul este un element din grupa VIB a tabelului periodic. Configurația electronică a atomului de crom este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, adică. în cazul cromului, precum și în cazul atomului de cupru, se observă așa-numita „scurgere de electroni”

Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ele trebuie amintite și, în cadrul programului de examinare unificată de stat în chimie, se poate presupune că cromul nu are alte stări de oxidare.

În condiții normale, cromul este rezistent la coroziune atât în ​​aer, cât și în apă.

Interacțiunea cu nemetale

cu oxigen

Încălzită la o temperatură de peste 600 o C, cromul metal sub formă de pulbere arde în oxigen pur formând oxid de crom (III):

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr 2 O 3

cu halogeni

Cromul reacţionează cu clorul şi fluorul la temperaturi mai scăzute decât cu oxigenul (250, respectiv 300 o C):

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

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl 3

Cromul reacţionează cu bromul la o temperatură roşie (850-900 o C):

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

cu azot

Cromul metalic interacționează cu azotul la temperaturi peste 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

cu sulf

Cu sulf, cromul poate forma atât sulfură de crom (II), cât și sulfură de crom (III), care depinde de proporțiile de sulf și crom:

Cr+S= o t=> CrS

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

Cromul nu reacționează cu hidrogenul.

Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu apa

Cromul este un metal cu activitate medie (situat în seria de activitate a metalelor între aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul înroșit și vaporii de apă supraîncălziți:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interacțiunea cu acizii

Cromul în condiții normale este pasivizat de acizi sulfuric și azotic concentrați, totuși, se dizolvă în ei la fierbere, în timp ce se oxidează la starea de oxidare +3:

Cr + 6HNO3(conc.) = la=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2S04(conc) = la=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este substanța simplă N 2:

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

Cromul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H2 din soluțiile de acizi neoxidanți. În timpul unor astfel de reacții, în absența accesului la oxigenul atmosferic, se formează săruri de crom (II):

Cr + 2HCI = CrCI2 + H2

Cr + H2S04 (diluat) = CrS04 + H2

Când reacția este efectuată în aer liber, cromul divalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la starea de oxidare +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acidul clorhidric va lua forma:

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

Când cromul metalic este fuzionat cu agenți oxidanți puternici în prezența alcalinelor, cromul este oxidat la starea de oxidare +6, formând cromații:

Proprietățile chimice ale fierului

Fier Fe, un element chimic situat în grupa VIIIB și având numărul de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor în atomul de fier este următoarea: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, adică fierul aparține elementelor d, deoarece subnivelul d este umplut în cazul său. Se caracterizează cel mai mult prin două stări de oxidare +2 și +3. Oxidul de FeO și hidroxidul de Fe(OH) 2 au proprietăți de bază predominante, în timp ce oxidul de Fe 2 O 3 și hidroxidul de Fe(OH) 3 au proprietăți semnificativ amfotere. Astfel, oxidul și hidroxidul de fier (llll) se dizolvă într-o oarecare măsură atunci când sunt fierte în soluții concentrate de alcaline și, de asemenea, reacţionează cu alcalii anhidre în timpul fuziunii. Trebuie remarcat faptul că starea de oxidare a fierului +2 este foarte instabilă și trece cu ușurință în starea de oxidare +3. De asemenea, sunt cunoscuți compușii de fier în stare de oxidare rară +6 - ferați, săruri ale inexistentei „acid de fier” H 2 FeO 4. Acești compuși sunt relativ stabili doar în stare solidă sau în soluții puternic alcaline. Dacă alcalinitatea mediului este insuficientă, ferrații oxidează rapid chiar și apa, eliberând oxigen din aceasta.

Interacțiunea cu substanțe simple

Cu oxigen

Când este ars în oxigen pur, fierul formează așa-numitul fier scară, având formula Fe 3 O 4 și reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziție poate fi reprezentată convențional prin formula FeO∙Fe 2 O 3. Reacția de ardere a fierului are forma:

3Fe + 2O 2 = la=> Fe 3 O 4

Cu sulf

Când este încălzit, fierul reacționează cu sulful formând sulfură feroasă:

Fe + S = la=> FeS

Sau cu sulf în exces bisulfură de fier:

Fe + 2S = la=> FeS 2

Cu halogeni

Fierul metalic este oxidat de toți halogenii, cu excepția iodului, până la starea de oxidare +3, formând halogenuri de fier (lll):

2Fe + 3F 2 = la=> 2FeF 3 – fluorură de fier (lll)

2Fe + 3Cl2 = la=> 2FeCl 3 – clorură ferică (lll)

Iodul, ca cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, oxidează fierul doar la starea de oxidare +2:

Fe + I 2 = la=> FeI 2 – iodură de fier (ll)

Cu hidrogen

Fierul nu reacționează cu hidrogenul (doar metalele alcaline și pământurile alcalino-pământoase reacționează cu hidrogenul din metale):

Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu acizii

Cu acizi neoxidanți

Deoarece fierul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, aceasta înseamnă că este capabil să înlocuiască hidrogenul din acizii neoxidanți (aproape toți acizii, cu excepția H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3 de orice concentrație):

Fe + H2S04 (diluat) = FeS04 + H2

Fe + 2HCI = FeCI2 + H2

Trebuie să acordați atenție unui astfel de truc în sarcinile de examinare unificată de stat ca o întrebare pe tema în ce grad de oxidare se va oxida fierul atunci când este expus la acid clorhidric diluat și concentrat. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.

Capcana constă aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (la d.o. +3) în cazul interacțiunii sale cu acidul clorhidric concentrat.

Interacțiunea cu acizii oxidanți

În condiții normale, fierul nu reacționează cu acizii sulfuric și azotic concentrați datorită pasivării. Cu toate acestea, reacționează cu ele când este fiert:

2Fe + 6H2S04 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Vă rugăm să rețineți că acidul sulfuric diluat oxidează fierul la o stare de oxidare de +2, iar acidul sulfuric concentrat la +3.

Coroziunea (ruginirea) fierului

În aer umed, fierul de călcat ruginește foarte repede:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

Fierul nu reacționează cu apa în absența oxigenului, nici în condiții normale, nici când este fiert. Reacția cu apa are loc numai la temperaturi peste căldura roșie (>800 o C). acestea.:

Proprietăți chimice

Configurația electronică externă a atomului de Zn este 3d 10 4s 2. Starea de oxidare în compuși este +2. Potențialul redox normal de 0,76 V caracterizează zincul ca metal activ și agent reducător energetic. În aer la temperaturi de până la 100 °C, zincul se pătează rapid, devenind acoperit cu o peliculă de suprafață de carbonați bazici. În aer, zincul este acoperit cu o peliculă subțire de oxid de ZnO. Când este încălzit puternic, arde pentru a forma oxid alb amfoter ZnO.

2Zn + O2 = 2ZnO

Fluorul uscat, clorul și bromul nu reacționează cu zincul la rece, dar în prezența vaporilor de apă metalul se poate aprinde, formând, de exemplu, ZnCl 2. Un amestec încălzit de pulbere de zinc și sulf dă sulfură de zinc ZnS. Sulfura de zinc precipită atunci când hidrogenul sulfurat acționează asupra soluțiilor apoase slab acide sau amoniacale de săruri de Zn. Hidrura de ZnH2 se obţine prin reacţia LiAlH4 cu Zn(CH3)2 şi alţi compuşi de zinc; o substanță asemănătoare metalului care se descompune în elemente când este încălzită.

Nitrură Zn 3 N 2 - pulbere neagră, se formează când este încălzită la 600 ° C într-un curent de amoniac; stabil în aer până la 750 °C, apa îl descompune. Carbura de zinc ZnC2 a fost obţinută prin încălzirea zincului într-un curent de acetilenă. Acizii minerali puternici dizolvă puternic zincul, mai ales atunci când sunt încălziți, pentru a forma sărurile corespunzătoare. Când interacționează cu HCI diluat și H2S04, H2 este eliberat, iar cu HNO3, în plus, NO, NO2, NH3. Zincul reacţionează cu HCI concentrat, H2SO4 şi HNO3, eliberând H2, SO2, NO şi respectiv NO2. Soluțiile și topiturile de alcali oxidează zincul, eliberând H2 și formând zinciți solubili în apă. Intensitatea acțiunii acizilor și alcalinelor asupra zincului depinde de prezența impurităților în acesta. Zincul pur este mai puțin reactiv față de acești reactivi datorită supratensiunii ridicate de hidrogen. În apă, sărurile de zinc se hidrolizează când sunt încălzite, eliberând un precipitat alb de hidroxid de Zn(OH)2. Sunt cunoscuți compuși complecși care conțin zinc, de exemplu SO4 și alții.

Oxidul de zinc reacționează atât cu soluțiile acide:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

și cu alcalii:

ZnO + 2NaOH (fuziune) = Na2ZnO2 + H2O

Zincul de puritate obișnuită reacționează activ cu soluțiile acide:

Zn + 2HCI = ZnCl2 + H2

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

și soluții alcaline:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

formând hidroxinați. Zincul foarte pur nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcaline. Interacțiunea începe atunci când se adaugă câteva picături de soluție de sulfat de cupru CuSO4.

Când este încălzit, zincul reacționează cu nemetale (cu excepția hidrogenului, carbonului și azotului). Reacționează activ cu acizii:

Zn + H2S04 (diluat) = ZnS04 + H2

Zincul este singurul element al grupului care se dizolvă în soluții apoase de alcalii pentru a forma 2– ioni (hidroxicinați):

Zn + 2OH – + 2H 2 O = 2– + H 2

Când zincul metalic este dizolvat într-o soluție de amoniac, se formează un complex de amoniac:

Zn + 4NH 3 H 2 O = (OH) 2 + 2H 2 O + H 2

Unul dintre metalele care a fost descoperit cu destul de mult timp în urmă, dar până în prezent nu și-a pierdut relevanța în utilizare datorită proprietăților sale remarcabile, este zincul. Proprietățile sale fizice și chimice fac posibilă utilizarea materialului într-o mare varietate de industrii și viața de zi cu zi. De asemenea, are un impact semnificativ asupra sănătății umane.

O scurtă istorie a descoperirii elementului

Oamenii știau ce este zincul chiar înainte de epoca noastră. La urma urmei, atunci au învățat să folosească aliaje care conțin acest metal. Egiptenii foloseau minereuri care conțin cupru și zinc, le topeau și obțineau un material foarte puternic, rezistent la oxidare. Au fost găsite articole de uz casnic și vase realizate din acest material.

Numele de zinc apare în scrierile medicului Paracelsus în secolul al XVI-lea d.Hr. În aceeași perioadă, chinezii au început să folosească în mod activ metalul, aruncând monede din acesta. Treptat, cunoștințele despre această substanță și proprietățile sale tehnice bune se răspândesc în Europa. Apoi, în Germania și Anglia au învățat și ce este zincul și unde poate fi folosit.

Alama a fost unul dintre primele și cele mai cunoscute aliaje, folosit încă din cele mai vechi timpuri în Cipru și mai târziu în Germania și alte țări.

Numele provine din latinescul zincum, dar etimologia nu este pe deplin clară. Există mai multe versiuni.

1. Din germanul zinke, care se traduce prin „margine”.
2. Din latinescul zincum, care înseamnă „acoperire albă”.
3. „cheng” persan, adică piatră.
4. Zinco german vechi, care se traduce prin „placă”, „ochi”.

Elementul și-a primit numele actual abia la începutul secolului al XX-lea. Importanța ionilor de zinc în corpul uman a devenit cunoscută doar relativ recent (secolul XX). Înainte de aceasta, nu au fost asociate boli cu acest element.

Cu toate acestea, se știe că deja în antichitate, multe popoare foloseau supe făcute din carne tânără de miel ca mijloc de recuperare după boală și pentru o recuperare rapidă. Astăzi putem spune că efectul a fost obținut datorită ionilor de zinc, pe care acest fel de mâncare îi conține destul de mult. A ajutat la restabilirea circulației sângelui, ameliorarea oboselii și a activat activitatea creierului.

Element Zinc: caracteristici

Acest element este situat în tabelul periodic în a doua grupă, un subgrup secundar. Număr de serie 30, masa de zinc - 65,37. Singura stare de oxidare constantă este +2. Configurația electronică a stratului exterior al atomului 4s 2.

În tabel, zincul, cuprul, cadmiul, cromul, manganul și multe altele sunt metale de tranziție. Acestea includ toți cei ai căror electroni umplu subnivelurile de energie d și f exterioare și pre-externe.

Săruri de zinc

Aproape toate sărurile care nu sunt duble și complexe, adică nu conțin ioni colorați străini, sunt incolore. Cele mai populare în ceea ce privește utilizarea umană sunt următoarele.

1. Clorura de zinc - ZnCL 2. Un alt nume pentru compus este acidul de lipit. În exterior, apare ca cristale albe care absorb bine umiditatea aerului. Folosit pentru a curăța suprafața metalelor înainte de lipire, pentru a obține fibre, în baterii, pentru a impregna lemnul înainte de prelucrare ca dezinfectant.
2. sulfură de zinc. Pulbere albă, care devine rapid galbenă când este încălzită. Are un punct de topire ridicat, spre deosebire de metalul pur. Este utilizat în producția de compuși luminiscenți aplicați pe ecrane, panouri și alte obiecte. Este un semiconductor.
3. - o otravă comună folosită pentru a scăpa de animalele care roade (șoareci, șobolani).
4. Smithsonit sau carbonat de zinc - ZnCO 3. Compus cristalin incolor, insolubil în apă. Este folosit în producția petrochimică, precum și în reacțiile de producție de mătase. Este un catalizator în sinteza organică și este folosit ca îngrășământ pentru sol.
5. Acetat de zinc - (CH 3 COO) 2 Zn. Cristale incolore, foarte solubile în toți solvenții de orice natură. Este utilizat pe scară largă în industria chimică, medicală și alimentară. Folosit pentru tratarea nosofaringitei. Folosit ca aditiv alimentar E650 - împrospătează respirația, previne apariția plăcii pe dinți atunci când este inclusă în guma de mestecat. De asemenea, este folosit pentru decaparea coloranților, conservarea lemnului, producerea de materiale plastice și alte sinteze organice. Aproape peste tot joacă rolul unui inhibitor.
6. Iodura de zinc este un cristal alb folosit în radiografie, ca electrolit în baterii și ca colorant pentru microscopia electronică.
7. Cristale negre sau verde închis care nu pot fi obținute prin sinteză directă, deoarece zincul nu reacționează cu azotul. Format din amoniac metalic. La temperaturi ridicate se descompune cu eliberarea de zinc, prin urmare este folosit pentru producerea lui.
8. Nitrat de zinc. Cristale higroscopice incolore. Zincul este utilizat sub această formă în industria textilă și a pielii pentru tratarea țesăturilor.

Aliaje de zinc

După cum am menționat mai sus, cel mai comun aliaj de zinc este alama. Este cunoscut din cele mai vechi timpuri și este încă folosit activ de oameni până în zilele noastre. Cum este el?

Alama este cupru și zinc, care sunt combinate armonios cu alte câteva metale, oferind un plus de strălucire, rezistență și refractare aliajului. Zincul este inclus ca element de aliere, cuprul ca principal. Culoarea materialului este galbenă și strălucitoare, dar poate deveni neagră în aer liber într-un mediu umed. Punctul de topire este de aproximativ 950 o C, acesta poate varia în funcție de conținutul de zinc (cu cât este mai mult, cu atât temperatura este mai scăzută).

Materialul este bine rulat în foi, țevi și sudate prin contact. Are caracteristici tehnice bune, astfel că din el sunt realizate următoarele elemente:.

1. Piese de mașini și diverse dispozitive tehnice.
2. Mâneci și produse ștampilate.
3. Piulițe, șuruburi, țevi.
4. Fitinguri, bucse, piese anticorozive pentru diverse tipuri de transport.
5. Detalii ceas.

Cea mai mare parte a metalului pe care îl considerăm extras în lume este destinat în mod special producției acestui aliaj.

Un alt tip de compus intermetalic este antimonidul de zinc. Formula sa este Zn 4 Sb 3. Este, de asemenea, un aliaj care este folosit ca semiconductor în tranzistoare, camere termice și dispozitive magnetorezistive.

Este evident că utilizarea zincului și a compușilor săi este foarte largă și aproape peste tot. Acest metal este la fel de popular ca cuprul și aluminiul, argintul și aurul, manganul și fierul. Importanța sa este deosebit de mare în scopuri tehnice ca material anticoroziv. La urma urmei, diferite aliaje și produse sunt acoperite cu zinc pentru a le proteja de acest proces natural distructiv.

Rolul biologic

Ce este zincul din punct de vedere medical și biologic? Contează pentru viața organismelor și cât de mare este? Se pare că ionii de zinc pur și simplu trebuie să fie prezenți în ființele vii. În caz contrar, deficitul va duce la următoarele consecințe:

• anemie;
• scăderea insulinei;
• alergii;
• pierdere în greutate și memorie;
• oboseală;
• depresie;
• vedere neclara;
• iritabilitate și altele.

Principalele locuri de concentrare a ionilor de zinc în corpul uman sunt ficatul și mușchii. De asemenea, acest metal face parte din majoritatea enzimelor (de exemplu, anhidrază carbonică). Prin urmare, majoritatea reacțiilor catalitice au loc cu participarea zincului.

Ce fac mai exact ionii?

1. Participă la sinteza hormonilor masculini și a lichidului seminal.
2. Promovează absorbția vitaminei E.
3. Participa la descompunerea moleculelor de alcool din organism.
4. Ei sunt participanți direcți la sinteza multor hormoni (insulina, hormonul de creștere, testosteronul și alții).
5. Ia parte la hematopoieza și vindecarea țesuturilor deteriorate.
6. Reglează secreția glandelor sebacee, menține creșterea normală a părului și a unghiilor și promovează procesele de regenerare a pielii.
7. Are capacitatea de a elimina toxinele din organism și de a întări sistemul imunitar.
8. Afectează formarea senzațiilor gustative, precum și simțul mirosului.
9. Ia parte la procesele de transcripție, metabolismul vitaminei A, sinteza nucleică și dezintegrare.
10. Este un participant la toate etapele de creștere și dezvoltare a celulelor și, de asemenea, însoțește procesul de exprimare a genelor.

Toate acestea dovedesc încă o dată cât de important este acest metal. Rolul său în sistemele biologice a fost clarificat abia în secolul al XX-lea. Multe necazuri și boli din trecut ar fi putut fi evitate dacă oamenii ar fi știut despre tratamentul cu medicamente pe bază de zinc.

Cum poți menține cantitatea necesară din acest element în organism? Răspunsul este evident. Este necesar să consumați alimente care conțin zinc. Lista poate fi lungă, așa că îi vom indica doar pe cei cu numărul maxim al elementului în cauză:

• nuci si seminte;
• leguminoase;
• carne;
• fructe de mare, în special stridii;
• cereale și pâine;
• produse lactate;
• verdeturi, legume si fructe.

Utilizarea umană

Am indicat deja în general în ce sectoare și domenii ale industriei se utilizează zincul. Prețul acestui metal și aliajele sale este destul de mare. De exemplu, o foaie de alamă care măsoară 0,6 x 1,5 este evaluată aproximativ la 260 de ruble. Și acest lucru este destul de justificat, deoarece calitatea materialului este destul de ridicată.

Deci, zincul metalic, adică ca o substanță simplă, este utilizat:

• pentru acoperirea anticorozivă pe produse din fier și oțel;
• în baterii;
• tipografii;
• ca agent reducător și catalizator în sinteze organice;
• în metalurgie pentru izolarea altor metale din soluţiile lor.

Este folosit nu numai în scopuri cosmetice, despre care am menționat deja, ci și ca umplutură în producția de cauciuc, ca pigment alb în vopsele.

Am vorbit despre unde sunt utilizate diferite săruri de zinc atunci când luăm în considerare acești compuși. Este evident că, în general, zincul și substanțele sale sunt componente importante și semnificative în industrie, medicină și alte domenii, fără de care multe procese ar fi imposibile sau foarte dificile.

ZINC (element chimic) ZINC (element chimic)

ZINC (lat. Zincum), Zn (a se citi „zinc”), element chimic cu număr atomic 30, greutate atomică 65,39. Zincul natural constă dintr-un amestec de cinci nuclizi stabili: 64 Zn (48,6% în greutate), 66 Zn (27,9%), 67 Zn (4,1%), 68 Zn (18,8%) și 70 Zn (0,6%). Situat în a patra perioadă în grupa IIB a sistemului periodic. Configurarea a două straturi electronice exterioare 3 s 2 p 6 d 10 4s 2 . În compuși prezintă o stare de oxidare de +2 (valență II).
Raza atomului de Zn este de 0,139 nm, raza ionului Zn 2+ este de 0,060 nm (numărul de coordonare 4), 0,0740 nm (numărul de coordonare 6) și 0,090 nm (numărul de coordonare 8). Energiile de ionizare secvențială ale atomului corespund la 9,394, 17,964, 39,7, 61,6 și 86,3 eV. Electronegativitatea după Pauling (cm. PAULING Linus) 1,66.
Referință istorică
Aliaje de zinc cu cupru - alama (cm. ALAMĂ)- erau cunoscute de vechii greci și egipteni. Zincul a fost obținut în secolul al V-lea. î.Hr e. in India. istoricul roman Strabon (cm. STRABO)în 60-20 î.Hr. e. a scris despre obținerea zincului metalic sau „argint fals”. Ulterior, secretul obținerii zincului în Europa s-a pierdut, deoarece zincul format în timpul reducerii termice a minereurilor de zinc se transformă în abur la 900°C. Vaporii de zinc reacţionează cu oxigenul (cm. OXIGEN) aer, formând oxid de zinc liber, pe care alchimiștii l-au numit „lână albă”.
În 1743, prima fabrică de zinc metal a fost deschisă în Bristol, unde minereul de zinc a fost redus în retorte fără acces la aer. În 1746 A. S. Marggraff (cm. MARGGRAF Andreas Sigismund) a dezvoltat o metodă de producere a metalului prin calcinarea unui amestec din oxidul său și cărbune fără acces la aer în retorte, urmată de condensarea vaporilor de zinc în frigidere.
Cuvântul „zinc” apare în scrierile lui Paracelsus (cm. PARACELSUS)şi alţi cercetători ai secolelor XVI-XVII. și se întoarce, probabil, la vechiul „zinc” german - plăcuță, orbitor. Numele acestui metal s-a schimbat de mai multe ori de-a lungul istoriei sale. Numele „zinc” a devenit folosit în mod obișnuit abia în anii 1920.
Fiind în natură
Conținutul de zinc din scoarța terestră este de 8,3·10–3% din masă, în apa Oceanului Mondial 0,01 mg/l. Există 66 de minerale de zinc cunoscute, dintre care cele mai importante sunt sfalerita (cm. SFALERITĂ), cleiofan (cm. CLEIOPHANES), marmatită (cm. MARMATITE), wurtzit, (cm. WURTZITE) smithsonite (cm. SMITHSONITE) ZnCO3, calamină (cm. CALAMINA) Zn4(OH)4Si207H20, zincit (cm. ZINCIT) ZnO, willemite (cm. WILLEMITH). Zincul face parte din minereurile polimetalice, care conțin și cupru, plumb, cadmiu , indiu (cm. INDIU), galiu (cm. GALIU), taliu (cm. TALIU) si altii. Zincul este un element biogen important: materia vie conține 5·10–4% în greutate.
Chitanță
Zincul este extras din minereuri polimetalice care conțin 1-4% Zn sub formă de sulfură. Minereul este îmbogățit pentru a produce concentrat de zinc (50-60%). Concentratele de zinc sunt arse în cuptoare cu pat fluidizat, transformând sulfura de zinc în ZnO. Există două rute de la ZnO la Zn. Conform metodei pirometalurgice, concentratul este sinterizat și apoi redus cu cărbune sau cocs la 1200-1300°C. Apoi, vaporii de zinc evaporați din cuptor sunt condensați.
ZnO + C = Zn + CO.
Principala metodă de obținere a zincului este hidrometalurgică. Concentratele arse sunt tratate cu acid sulfuric. Impuritățile sunt îndepărtate din soluția de sulfat rezultată prin precipitarea lor cu praf de zinc. Soluția purificată este supusă electrolizei. Zincul este depus pe catozii de aluminiu. Puritatea zincului electrolitic este de 99,95%.
Pentru a obține zinc de înaltă puritate, se utilizează topirea zonei (cm. ZONE DE TOPIRE).
Proprietati fizice si chimice
Zincul este un metal alb-albăstrui.
Are o rețea hexagonală cu parametri A= 0,26649 nm, Cu= 0,49468 nm. Punct de topire 419,58°C, punct de fierbere 906,2°C, densitate 7,133 kg/dm3. La temperatura camerei este fragil. La 100-150°C este plastic. Potențialul standard al electrodului este de –0,76 V, în domeniul potențialelor standard este situat până la fierul Fe.
În aer, zincul este acoperit cu o peliculă subțire de oxid de ZnO. Când este încălzit puternic, arde pentru a forma un amfoter (cm. AMFOTERICE) oxid de ZnO alb.
2Zn + O2 = 2ZnO
Oxidul de zinc reacționează atât cu soluțiile acide:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
și cu alcalii:
ZnO + 2NaOH (fuziune) = Na2ZnO2 + H2O
În această reacție, se formează zincat de sodiu Na2ZnO2.
Zincul de puritate obișnuită reacționează activ cu soluțiile acide:
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2
și soluții alcaline:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,
formând hidroxinați. Zincul foarte pur nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcaline. Interacțiunea începe atunci când se adaugă câteva picături de soluție de sulfat de cupru CuSO4.
Când este încălzit, zincul reacţionează cu halogenii (cm. HALOGEN) cu formarea de halogenuri de ZnHal 2. Cu fosfor (cm. FOSFOR) zincul formează fosfuri Zn 3 P 2 şi ZnP 2. Cu sulf (cm. SULF)și analogii săi - seleniu (cm. SELENIU)și telur (cm. TELURIU)- diverse calcogenuri (cm. CALCOGENIDE), ZnS, ZnSe, ZnSe 2 și ZnTe.
Cu hidrogen (cm. HIDROGEN), azot (cm. AZOT), carbon (cm. CARBON), siliciu (cm. SILICIU)și bor (cm. BOR (element chimic)) zincul nu reacționează direct. Nitrura Zn 3 N 2 se obţine prin reacţia zincului cu amoniacul (cm. AMONIAC) NH3 la 550-600°C.
În soluții apoase se formează ionii de zinc Zn 2+ complexe acvatice 2+ și 2+.
Aplicație
Cea mai mare parte a zincului produs este cheltuită pentru fabricarea de acoperiri anticorozive pentru fier și oțel. Zincul este folosit în baterii și baterii cu celule uscate. Foile de zinc sunt folosite în tipărire. Aliajele de zinc (alama, nichel argint si altele) sunt folosite in tehnologie. ZnO servește ca pigment în alb de zinc. Compușii zincului sunt semiconductori. Traversele de cale ferată sunt impregnate cu o soluție de clorură de zinc ZnCl 2, protejându-le de putrezire.
Acțiune fiziologică
Zincul face parte din peste 40 de metaloenzime care catalizează hidroliza peptidelor, proteinelor și altor compuși din corpul uman. Zincul face parte din hormonul insulina. (cm. INSULINĂ) Zincul intră în corpul uman cu carne, lapte și ouă.
Plantele cu o lipsă de zinc în sol se îmbolnăvesc.
Metalul zinc este ușor toxic. Fosfura și oxidul de zinc sunt otrăvitoare. Ingestia de saruri de zinc solubile in organism duce la indigestie si iritatii ale mucoaselor. MPC pentru zinc în apă este de 1,0 mg/l.

Dicţionar enciclopedic. 2009 .

Vedeți ce este „ZINC (element chimic)” în alte dicționare:

Zinc (lat. Zincum), Zn, element chimic din grupa II a sistemului periodic al lui Mendeleev; număr atomic 30, masă atomică 65,38, metal alb-albăstrui. Există 5 izotopi stabili cunoscuți cu numere de masă 64, 66, 67, 68 și 70; cel mai comun... ... Marea Enciclopedie Sovietică

Elementul clorură de argint este o sursă chimică primară de curent în care anodul este zinc, catodul este clorură de argint, iar electrolitul este o soluție apoasă de clorură de amoniu (amoniac) sau clorură de sodiu. Cuprins 1 Istoria invenției 2 Parametri ... Wikipedia

- (French Chlore, German Chlor, English Chlorine) un element din grupa halogenilor; semnul său este Cl; greutate atomică 35,451 [Conform calculului lui Clarke al datelor Stas.] la O ​​= 16; Particula de Cl 2, care se potrivește bine prin densitățile sale găsite de Bunsen și Regnault în raport cu... ...

- (Argentum, argent, Silber), chimic. Semnul Ag. S. este unul dintre metalele cunoscute omului din cele mai vechi timpuri. În natură se găsește atât în ​​stare nativă, cât și sub formă de compuși cu alte corpuri (cu sulf, de exemplu Ag 2S... ... Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (Argentum, argent, Silber), chimic. Semnul Ag. S. este unul dintre metalele cunoscute omului din cele mai vechi timpuri. În natură, se găsește atât în ​​stare nativă, cât și sub formă de compuși cu alte corpuri (cu sulf, de exemplu argint Ag2S ... Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (Platine French, Platina or um English, Platin German; Pt = 194,83, dacă O = 16 conform K. Seibert). P. este de obicei însoțit de alte metale, iar cele din aceste metale care îi sunt adiacente în proprietățile lor chimice se numesc... ... Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (Bromum; forma chimică Br, greutate atomică 80) un element nemetalic din grupa halogenilor, descoperit în 1826 de chimistul francez Balard în soluții mamă de săruri de apă de mare; B. și-a primit numele de la cuvântul grecesc Βρωμος duhoare.… … Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (Soufre franceză, Sulphur sau Brimstone engleză, Schwefel germană, θετον greacă, latină Sulphur, de unde simbolul S; greutatea atomică 32,06 la O ​​= 16 [Determinată de Stas din compoziția sulfurei de argint Ag 2 S]) aparține printre cele mai importante elemente nemetalice.... ... Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Este situat în a doua grupă, un subgrup secundar al tabelului periodic al lui Mendeleev și este un metal de tranziție. Numărul de serie al elementului este 30, masa este 65,37. Configurația electronică a stratului exterior al atomului este 4s2. Singura și constantă este „+2”. Metalele de tranziție se caracterizează prin formarea de compuși complecși în care acționează ca un agent de complexare cu numere de coordonare diferite. Acest lucru este valabil și pentru zinc. Există 5 izotopi stabili în natură, cu numere de masă de la 64 la 70. Mai mult, izotopul 65Zn este radioactiv, timpul său de înjumătățire este de 244 de zile.

Zincul este un metal de culoare albastru-argintiu care, atunci când este expus la aer, devine rapid acoperit cu o peliculă de oxid de protecție, ascunzându-și strălucirea. Când pelicula de oxid este îndepărtată, zincul prezintă proprietățile metalelor - strălucire și o strălucire strălucitoare caracteristică. În natură, zincul se găsește în multe minerale și minereuri. Cele mai comune: cleiofan, blenda de zinc (sfalerita), wurtzita, marmatita, calamina, smithsonita, willemita, zincita, franklinita.

Ca parte a minereurilor mixte, zincul își întâlnește însoțitorii constanti: taliu, germaniu, indiu, galiu și cadmiu. Scoarta terestra contine 0,0076% zinc, iar 0,07 mg/l din acest metal se gaseste in apa de mare sub forma de saruri. Formula zincului ca substanță simplă este Zn, legătura chimică este metalică. Zincul are o rețea cristalină densă hexagonală.

Proprietățile fizice și chimice ale zincului

Punctul de topire al zincului este de 420 °C. În condiții normale, este un metal fragil. Când este încălzit la 100-150 °C, maleabilitatea și ductilitatea zincului crește și este posibil să se producă sârmă din metal și folie rulată. Punctul de fierbere al zincului este de 906 °C. Acest metal este un conductor excelent. Începând de la 200 °C, zincul este ușor măcinat în pulbere gri și își pierde plasticitatea. Metalul are o conductivitate termică bună și o capacitate termică bună. Parametrii fizici descriși permit utilizarea zincului în compuși cu alte elemente. Alama este cel mai cunoscut aliaj de zinc.

În condiții normale, suprafața zincului este acoperită instantaneu cu oxid sub forma unui strat de acoperire alb-gri. Se formează datorită faptului că oxigenul din aer oxidează o substanță pură. Zincul ca substanță simplă reacționează cu calcogeni, halogeni, oxigen, alcalii, acizi, amoniu (sărurile sale), . Zincul nu interacționează cu azotul, hidrogenul, borul, carbonul și siliciul. Zincul pur chimic nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcaline. - metalul este amfoter, iar în reacțiile cu alcalii formează compuși complecși - hidroxinați. Faceți clic pentru a afla ce experimente pentru a studia proprietățile zincului se pot face acasă.

Reacția acidului sulfuric cu zincul și producerea de hidrogen

Reacția acidului sulfuric diluat cu zincul este principala metodă de laborator pentru producerea hidrogenului. În acest scop, se folosește zinc pur granulat (granulat) sau zinc tehnic sub formă de resturi și așchii.

Dacă se iau zinc și acid sulfuric foarte pur, atunci hidrogenul este eliberat lent, mai ales la începutul reacției. Prin urmare, se adaugă uneori puțină soluție de sulfat de cupru la soluția care s-a răcit după diluare. Cupru metal depus pe suprafața zincului accelerează reacția. Modul optim de a dilua un acid pentru a produce hidrogen este diluarea acidului sulfuric concentrat cu o densitate de 1,19 cu apă într-un raport de 1:1.

Reacția acidului sulfuric concentrat cu zincul

În acidul sulfuric concentrat, agentul de oxidare nu este cationul hidrogen, ci un agent oxidant mai puternic - ionul sulfat. Nu se manifestă ca un agent oxidant în acid sulfuric diluat datorită hidratării puternice și, ca urmare, mobilității scăzute.

Modul în care acidul sulfuric concentrat va reacționa cu zincul depinde de temperatură și concentrație. Ecuații de reacție:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic datorită stării de oxidare a sulfului (S⁺⁶). Interacționează chiar și cu metale slab active, adică cu metale înainte și după hidrogen și, spre deosebire de acidul diluat, nu eliberează niciodată hidrogen în timpul acestor reacții. În reacțiile acidului sulfuric concentrat cu metale, se formează întotdeauna trei produse: sare, apă și un produs de reducere a sulfului. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant atât de puternic încât chiar oxidează unele nemetale (cărbune, sulf, fosfor).