DEFINIŢIE
Zinc- al treizecilea element al tabelului periodic. Denumire - Zn din latinescul „zincum”. Situat în a patra perioadă, grupa IIB. Se referă la metale. Taxa de bază este de 30.
Principalii compuși naturali ai zincului din care este extras sunt mineralele galmei ZnCO 3 și zinc blende ZnS. Conținutul total de zinc în scoarta terestra este de aproximativ 0,01% (greutate).
Zincul este un metal albăstrui-argintiu (Fig. 1). La temperatura camerei este destul de fragil, dar la 100-150 o C se indoaie bine si se ruleaza in foi. Când este încălzit peste 200 o C, zincul devine foarte fragil. Când este expus la aer, acesta devine acoperit cu un strat subțire de oxid sau carbonat bazic, care îl protejează de oxidarea ulterioară. Apa nu are aproape niciun efect asupra zincului.
Orez. 1. Zinc. Aspect.
Masa atomică și moleculară a zincului
Masa moleculară relativă a substanței (M r) este un număr care arată de câte ori masa unei molecule date este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon și relativ masa atomica element (A r)— de câte ori masa medie a atomilor unui element chimic este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon.
Deoarece în stare liberă zincul există sub formă de molecule monoatomice de Zn, valorile sale atomice și greutate moleculară meci. Ele sunt egale cu 65,38.
Izotopi de zinc
Se știe că în natură cromul poate fi găsit sub formă de cinci izotopi stabili 64 Zn, 66 Zn, 67 Zn, 68 Zn și 70 Zn. Numerele lor de masă sunt 64, 66, 67, 68 și, respectiv, 70. Nucleul unui atom al izotopului de zinc 64 Zn conține treizeci de protoni și treizeci și patru de neutroni, iar izotopii rămași diferă de acesta doar prin numărul de neutroni.
Există izotopi artificiali instabili ai zincului cu numere de masă de la 54 la 83, precum și zece stări izomerice ale nucleelor, dintre care izotopul cu cea mai lungă viață este 65 Zn cu un timp de înjumătățire de 243,66 zile.
Ioni de zinc
La exterior nivelul de energie Atomul de zinc are doi electroni, care sunt de valență:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .
Ca urmare interacțiune chimică zincul renunță la electronii de valență, adică. este donatorul lor și se transformă într-un ion încărcat pozitiv:
Zn 0 -2e → Zn 2+ .
Moleculă și atom de zinc
În stare liberă, zincul există sub formă de molecule monoatomice de Zn. Iată câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de zinc:
Aliaje de zinc
Aliajele de zinc cu aluminiu, cupru și magneziu au o importanță industrială largă. Zincul se formează cu cupru grup important aliaje - alamă. Alama conține până la 45% zinc. Există alamă simplă și specială. Acesta din urmă conține alte elemente, cum ar fi fier, aluminiu, staniu și siliciu.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercita | Zincul tehnic cântărind 0,33 g a fost tratat cu o soluție diluată de acid sulfuric. Hidrogenul eliberat ocupă un volum de 112 ml în condiții normale. Calculați fracția de masă a zincului din metalul industrial. |
| Soluţie | Să scriem ecuația pentru reacția zincului cu acidul sulfuric diluat: Zn + H2S04 (diluat) = ZnS04 + H2. Să aflăm numărul de moli de hidrogen eliberați în timpul reacției: n (H2) = V (H2)/Vm; n (H2) = 112 × 10 -3 / 22,4 = 0,005 mol. Conform ecuației reacției n (H2):n (Zn) = 1:1, adică. n (H2) = n (Zn) = 0,005 mol. Apoi, masa de zinc pur (fără impurități) va fi egală cu ( masa molara- 65 g/mol): m pur (Zn) = 0,005 × 65 = 0,325 g. Fracție de masă zincul din metalul tehnic se calculează astfel: ω(Zn) = m pur (Zn)/ m tec (Zn) × 100%; ω(Zn) = 0,325/ 0,33 × 100%; ω(Zn) = 98,48%. |
| Răspuns | Fracția de masă a zincului în metalul tehnic este de 98,48%. |
EXEMPLUL 2
| Exercita | Calculați masa de zinc care trebuie dizolvată în acid clorhidric pentru a obține hidrogenul necesar pentru a reduce 20 g de oxid de cupru (II) la metal. |
| Soluţie | Să notăm ecuațiile reacțiilor care apar în funcție de condițiile problemei: Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2 (1); H2 + CuO = Cu + H20 (2). Să calculăm cantitatea de oxid de cupru (II) (masă molară - 80 g/mol): n (CuO) = m (CuO) / M (CuO); n (CuO) = 20/80 = 0,25 mol. Conform ecuației (2) n (CuO):n (H2) = 1:1, adică. n (CuO) = n (H2) = 0,25 mol. Apoi, numărul de moli de zinc care au reacţionat cu acidul clorhidric va fi egal cu 0,25 mol, deoarece n (Zn):n (H 2) = 1:1, adică. n(Zn) = n(H2). Masa zincului (masa molară este de 65 g/mol) este: m pur (Zn) = n (Zn) × M (Zn); m pur (Zn) = 0,25 × 65 = 16,25 g. |
| Răspuns | Masa zincului este de 16,25 g |
Zinc - element tabel periodic 2 subgrupe de 4 perioade cu număr atomic 30 și greutate atomică 65,39.
Zinc fragil de metal de tranziție.
- Proprietățile chimice ale zincului sunt direct influențate de relația sa cu blocul de elemente d. Acest grup forme legături chimice numai electronii exteriori ai orbitalului d. Prin urmare, elementul are o stare de oxidare caracteristică de +2 și este similar cu proprietățile magneziului.
- Rețeaua hexagonală de zinc a fost descrisă în Elveția în secolul al XVI-lea și a fost denumită „ace cristaline”. Metalul de tranziție are mulți izotopi în varietățile sale. Cea mai stabilă dintre cele radioactive este de 65 zn cu un timp de înjumătățire de 245 de zile.
- Zincul metal în condiții normale este o substanță fragilă. Densitatea sa este de 7,13 g/cm³. În lumină, luciul inerent tuturor metalelor aruncă o culoare gri-albăstruie. Punctul de topire începe de la 46 °C, iar punctul de fierbere începe de la 906 °C. Afișând proprietăți amfotere, elementul este inferior ca activitate doar față de metale alcalino-pământoase. Potențialul redox este de 0,76 V.
Zincul este un metal rezistent la coroziune. În interval valoarea pH-ului aciditate pH 9–11, se observă stabilitate maximă. În condiții atmosferice, coroziunea nu are loc datorită aspectului la suprafață folie protectoare- oxid de zinc. Coroziunea va avea loc prin depolarizare cu hidrogen sau oxigen.
Rolul în metalurgie
Procesele hidro- și pirometalurgice sunt cele mai comune metode de producere a metalului zinc din minereu. Proprietățile sale nu sunt în niciun fel inferioare cromului ca acoperire anticorozivă. Jumătate din tot zincul produs este folosit pentru aplicarea unui strat protector pe fier și oțel.
Aplicare anticoroziune a zincului.
Datorită punctului de topire scăzut al zincului și al aliajelor sale cu alte metale, apare problema sensibilității la supraîncălzire. Prin urmare, supraîncălzirea excesivă în producție determină întreruperea procesului cu oxidarea ulterioară a aliajului. Cele mai comune aliaje sunt cuprul (alama) și plumbul. Sunt utilizate pe scară largă în tehnologie, baterii alcaline, celule galvaniceși aliaje cu alte metale nobile.
Caracteristicile proprietăților unui element se modifică sub influența impurităților. De exemplu: un aliaj eutectic ternar de plumb și zinc cu un amestec de staniu se topește mult mai ușor decât zincul însuși și este distrus sub presiune fierbinte. Adăugarea de numai 0,2% fier la zinc crește fragilitatea acestuia de mai multe ori. Bismutul și arsenul, care sunt puțin solubile în element, au în general un efect negativ asupra caracteristicilor tehnologice ale substanței rezultate.
În industrie, proprietățile de restaurare ale elementului au o funcție importantă. Participă la precipitarea aurului din soluții, la producerea hidrosulfitului și la extracția cuprului și a cadmiului din minereu.
Reacții cu elemente
Interacțiunea cu acizii
Reacția bună a zincului cu majoritatea acizilor se datorează poziției sale în raport cu hidrogenul în serie electrochimică activitate metalică. Aceasta produce multe săruri importante de zinc. Aceste săruri sunt predominant incolore, sunt cristale higroscopice, ale căror soluții, datorită hidrolizei, au un mediu acid. În cazul sărurilor altor metale, le va deplasa și din soluție dacă acestea se află în seria de tensiune în dreapta elementului.
Când interacționează cu acizii, se formează săruri de zinc.
Într-o soluție a elementului cu acid sulfuric la temperaturi sub 38 °C, se formează sulfat de zinc, al cărui nume științific este sulfat de ZnSO4. Este folosit în producția de viscoză, în unele ramuri ale metalurgiei și în medicină ca dezinfectant. Clorura de ZnCl2 se obține dintr-o soluție de acid clorhidric cu zinc. Este folosit în producția de baterii, impregnarea antiseptică a lemnului și a fibrei de hârtie.
Compuși derivați
- Zincul și proprietățile sale amfotere sunt transferate hidroxizilor de zinc Zn (OH)2. Aceste substanțe prezintă comportamentul chimic al acizilor și bazelor în același timp. Hidroxidul poate fi obţinut sub formă de precipitat alb prin acţiunea unui alcalin asupra sulfatului. În stare naturală, hidroxidul este o substanță cristalină care se descompune la temperaturi peste 130 °C. Folosit pentru sinteza sărurilor de zinc.
- Vechea metodă de extragere a oxidului de ZnO, denumită anterior „procesul francez”, poate fi numită eficientă. În prezența aerului puternic încălzit în jurul plăcii celulei, vor începe să se elibereze vapori de zinc, care apoi se vor aprinde cu o lumină albăstruie, formând un oxid. În producția pe scară largă, este extras din mineralul natural zincit. În plus, descompunerea termică a compușilor mai complecși, cum ar fi hidroxidul, este utilizată pe scară largă pentru a produce oxid.
- Pulberea incoloră de oxid alb, insolubilă în apă, își exprimă dualitatea chimică. Prin fuzionarea oxidului de zinc cu alcalii se obțin zincați. Când se topește cu oxizi - silicați. Conductivitatea termică proprie îi permite să fie un semiconductor, a cărui bandă interzisă este de 3,36 eV. Oxidul are o gamă largă de utilizări în industria chimică, devenind o umplutură în multe materiale plastice. În electronică, nici un singur tub cu fascicul TV nu se poate descurca fără el. De asemenea, este inclus în majoritatea unguentelor dermatologice.
2. Valorile densității ρ și ale volumului atomic cresc odată cu creșterea masei atomice.
Proprietăți chimice
1. Activitatea chimică scade odată cu creșterea masei atomice (în subgrupul principal -
viceversa).
2. Agenți de complexare buni (spre deosebire de elementele subgrupului principal).
Zincul și compușii săi
Zincul este un metal alb-argintiu. În compuși prezintă o singură stare de oxidare +2; Compușii de zinc sunt necolorați.
Potențialul redox normal într-un mediu acid al sistemului Zn 2+ / Zn este -0,76 V, iar într-un mediu alcalin al sistemului ZnO 2 2- / Zn este -1,22 V. Prin urmare, zincul se dizolvă în acizi și alcali diluați
Zn + 2НCl → ZnCl2 + H2
Zn + H2 SO4 (dil) → ZnSO4 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
Zincul nu descompune apa, deoarece V soluție apoasă se acoperă rapid cu o folie de protecție
oxid, care îl protejează de coroziune.
Zincul este un agent reducător puternic și înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta în rând
tensiuni) din soluţii ale sărurilor lor
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Oxidul de zinc prezintă un caracter amfoter, dizolvându-se atât în acizi, cât și în soluții alcaline:
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
Când este încălzit, complexul anion tetrahidroxizincat se deshidratează:
2- → ZnO2 2- + 2H2 O
Hidroxidul de zinc prezintă, de asemenea, proprietăți amfotere. Este insolubil în apă, dar solubil în acizi și alcalii;
Zn(OH)2 + 2HCI → ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2
Ionul Zn 2+ este un agent complexant energetic cu un număr de coordonare de 4. Spre deosebire de hidroxidul de aluminiu, hidroxidul de zinc se dizolvă într-o soluție apoasă de amoniac:
Zn(OH)2 + 2NH3 → (OH)2
Cadmiul și compușii săi
Cadmiul este un metal alb, lucios, moale, maleabil; foarte puțin solubil în acizi neoxidanți, foarte solubil în HNO 3 diluat (potențial normal Cd / Cd 2+ = -
Cadmiul formează o singură serie de compuși, unde este divalent. Ionul CD 2+ este incolor.
Zinc(lat. Zincum), Zn, element chimic Grupa II a sistemului periodic al lui Mendeleev; număr atomic 30, greutate atomică 65,38, metal alb-albăstrui. Există 5 izotopi stabili cunoscuți cu numere de masă 64, 66, 67, 68 și 70; cel mai frecvent este 64 Zn (48,89%). S-au obținut artificial o serie de izotopi radioactivi, dintre care cel mai longeviv este 65 Zn cu un timp de înjumătățire T ½ = 245 zile; folosit ca indicator izotopic.
Informații istorice. Un aliaj de zinc și cupru - alamă - era cunoscut grecilor antici și egiptenilor. Multă vreme nu a fost posibilă izolarea zincului pur. În 1746, A. S. Marggraf a dezvoltat o metodă de producere a metalului prin calcinarea unui amestec din oxidul său și cărbune fără acces la aer în retorte refractare de lut, urmată de condensarea vaporilor de zinc în frigidere. Topirea zincului a început la scară industrială în secolul al XVII-lea.
Distribuția zincului în natură. Conținutul mediu de zinc în scoarța terestră (clarke) este de 8,3 10 -3% în greutate, în rocile magmatice bazice este puțin mai mare (1,3 10 -2%) decât în rocile acide (6 10 -3%). Sunt cunoscute 66 de minerale de zinc, dintre care cele mai importante sunt zincita, sfalerita, willemita, calamina, smithsonite, Frank-linite ZnFe 2 O 4 . Zincul este un migrant acvatic energetic; Migrația sa în apele termale împreună cu Pb este deosebit de caracteristică; Din aceste ape se precipită sulfuri de zinc, care au importanță industrială. De asemenea, zincul migrează viguros la suprafaţă şi ape subterane; principalul precipitant pentru acesta este H 2 S, sorbția prin argile și alte procese joacă un rol mai mic. Zincul este un element biogen important; materia vie contine in medie 5·10 -4% Zinc, dar exista si organisme concentratoare (de exemplu, unele violete).
Proprietățile fizice ale zincului. Zincul este un metal cu duritate medie. La rece este fragil, dar la 100-150 °C este foarte plastic și se rulează ușor în foi și folie cu o grosime de aproximativ zecimi de milimetru. La 250 °C devine din nou fragil. Nu are modificări polimorfe. Cristalizează într-o rețea hexagonală cu parametrii a = 2,6594Å, c = 4,9370Å. Raza atomică 1,37Å; Zn2+ ionic -0,83Â. Densitatea zincului solid este 7,133 g/cm3 (20 °C), lichid 6,66 g/cm3 (419,5 °C); tpl 419,5 °C; punctul de fierbere 906 °C. Coeficient de temperatură de dilatare liniară 39,7 10 -3 (20-250 °C), coeficient de conductivitate termică 110,950 W/(m K) 0,265 cal/cm sec °C (20 °C), rezistivitate electrică 5,9 10 -6 ohm cm (20) °C), căldură specifică Zinc 25,433 kJ/(kg K.). Rezistenta la tractiune 200-250 MN/m2 (2000-2500 kgf/cm2), alungire relativa 40-50%, duritate Brinell 400-500 MN/m2 (4000-5000 kgf/cm2). Zincul este diamagnetic, susceptibilitatea sa magnetică specifică este -0,175·10 -6.
Proprietățile chimice ale zincului. 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 un metal activ și un 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 aerul umed, în special în prezența CO 2 , distrugerea metalelor are loc chiar și la temperaturi normale. Când este puternic încălzit în aer sau oxigen, zincul arde intens cu o flacără albăstruie, producând fum alb de oxid de zinc ZnO. 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 cu 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 ai zincului; 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.
Obținerea zincului. Zincul este extras din minereuri polimetalice care conțin 1-4% Zn sub formă de sulfură, precum și Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Minereurile sunt îmbogățite prin flotație selectivă, obținându-se concentrate de zinc (50-60% Zn) și în același timp concentrate de plumb, cupru, uneori și pirite. Concentratele de zinc sunt arse în cuptoare într-un pat fluidizat, transformând sulfura de zinc în oxid de ZnO; dioxidul de sulf SO 2 rezultat este consumat la producerea acidului sulfuric. Există două rute de la ZnO la Zn. Conform metodei pirometalurgice (distilare), care a existat de mult timp, concentratul calcinat este supus sinterizării pentru a conferi granularitate și permeabilitate la gaz, apoi redus cu cărbune sau cocs la 1200-1300 ° C: ZnO + C = Zn + CO. Vaporii de metal rezultați sunt condensați și turnați în forme. La început, reducerea s-a efectuat numai în retorte din lut copt, acționate manual, ulterior au început să utilizeze retorte mecanizate verticale din carborundum, apoi - cuptoare electrice cu arbore și arc; Din concentrate de plumb-zinc Zincul se obține în furnalele înalte. Productivitatea a crescut treptat, dar zincul conținea până la 3% impurități, inclusiv cadmiu valoros. Distilarea Zincul este purificat prin segregare (adică prin decantarea metalului lichid din fier și o parte din plumb la 500 °C), atingând o puritate de 98,7%. Cel folosit este uneori mai complex și curatenie costisitoare rectificarea produce metal cu o puritate de 99,995% și permite extragerea cadmiului.
Principala metodă de obținere a zincului este electrolitică (hidrometalurgică). Concentratele prăjite sunt tratate cu acid sulfuric; soluția de sulfat rezultată este curățată de impurități (prin precipitarea lor cu praf de zinc) și supusă electrolizei în băi strâns căptușite în interior cu plumb sau plastic vinil. Zincul este depus pe catozii de aluminiu, din care este îndepărtat (decupat) zilnic și topit în cuptoarele cu inducție. De obicei, puritatea zincului electrolitic este de 99,95%, completitatea extracției acestuia din concentrat (ținând cont de procesarea deșeurilor) este de 93-94%. Din deșeurile de producție se obțin sulfat de zinc, Pb, Cu, Cd, Au, Ag; uneori și In, Ga, Ge, Tl.
Aplicarea zincului. Aproximativ jumătate din zincul produs este cheltuit pentru protejarea oțelului împotriva coroziunii (Galvanizare). Deoarece zincul este clasat înaintea fierului în seria de tensiuni, atunci când fierul galvanizat intră într-un mediu corosiv, zincul este supus distrugerii. Datorită proprietăților sale bune de turnare și punctului de topire scăzut, zincul este utilizat pentru turnarea prin injecție a diferitelor piese mici de aeronave și alte mașini. Aliajele de cupru și zinc - alamă, nichel argint, precum și zinc cu plumb și alte metale sunt utilizate pe scară largă în tehnologie. Zincul dă compuși intermetalici cu aur și argint (insolubili în plumb lichid) și de aceea zincul este folosit pentru rafinarea plumbului din metale nobile. Sub formă de pulbere, zincul servește ca agent reducător într-o serie de procese chimice și tehnologice: în producția de hidrosulfit, în timpul precipitării aurului din soluții industriale de cianură, cupru și cadmiu în timpul purificării soluțiilor de sulfat de zinc și altele. Mulți compuși de zinc sunt fosfori, de exemplu, cele trei culori primare de pe un ecran de kinescop depind de ZnS Ag ( albastru), ZnSe Ag ( verde) şi Zn3 (PO4)2·Mn (roşu). Materialele semiconductoare importante sunt compușii de zinc de tip A II B VI - ZnS, ZnSe, ZnTe, ZnO. Cele mai comune surse de curent chimic au zincul ca electrod negativ.
Zincul în organism. Zincul ca unul dintre nutrienti prezent în mod constant în țesuturile plantelor și animalelor. Conținutul mediu de zinc în majoritatea organismelor terestre și marine este de miimi de procent. Ciupercile, în special cele otrăvitoare, sunt bogate în zinc, licheni, conifere și unele animale marine nevertebrate, precum stridiile (0,4% greutate uscată). În zonele cu conținut ridicat de zinc în roci, se găsesc așa-numitele plante galmaine care concentrează zinc. Zincul pătrunde în corpul plantelor din sol și apă, și al animalelor - cu alimente. Necesarul uman zilnic de zinc (5-20 mg) este acoperit de produse de panificație, carne, lapte și legume; La sugari, necesarul de Zinc (4-6 mg) este satisfăcut prin laptele matern.
Rolul biologic al zincului este asociat cu participarea sa la reacțiile enzimatice care au loc în celule. Face parte din cele mai importante enzime: anhidrază carbonică, diverse dehidrogenaze, fosfataze asociate cu respirația și altele. procese fiziologice, proteinaze și peptidaze implicate în metabolismul proteinelor, enzimele de metabolism al acidului nucleic (ARN și ADN polimeraze) și altele. Zincul joacă un rol semnificativ în sinteza moleculelor de ARN mesager în secțiunile corespunzătoare de ADN (transcripție), în stabilizarea ribozomilor și biopolimerilor (ARN, ADN, unele proteine).
La plante, împreună cu participarea la respirație, metabolismul proteinelor și al acidului nucleic, zincul reglează creșterea, afectează formarea aminoacidului triptofan și crește conținutul de gibereline. Zincul stabilizează macromolecule de diferite membrane biologiceși poate fi o parte integrantă a acestora, influențează transportul ionilor și participă la organizarea supramoleculară a organitelor celulare. În prezența zincului în cultura Ustilago sphaerogena, se formează un număr mai mare de mitocondrii cu o lipsă de zinc în Euglena gracilis, ribozomii dispar. Zincul este necesar pentru dezvoltarea oului și a embrionului (în absența acestuia, semințele nu se formează). Crește rezistența plantelor la secetă, căldură și frig. Deficiența de zinc duce la diviziunea celulară afectată, diferite boli funcționale - albirea vârfurilor de porumb, rozeta plantelor și altele. La animale, pe lângă participarea la respirație și la metabolismul acidului nucleic, zincul crește activitatea gonadelor și afectează formarea scheletului fetal. S-a demonstrat că deficiența de zinc la șobolanii care alăptează reduce conținutul de ARN și sinteza proteinelor în creier și încetinește dezvoltarea creierului. O proteină care conține zinc a fost izolată din saliva glandei parotide umane; se presupune că stimulează regenerarea celulelor papilelor gustative ale limbii și le susține funcția gustativă. Zincul joacă un rol protector în organism atunci când mediul este poluat cu cadmiu.
Deficiența de zinc în organism duce la nanism și la întârzierea dezvoltării sexuale; când pătrunde în exces în organism, sunt posibile efecte cancerigene și efecte toxice asupra inimii, sângelui, gonadelor etc . La topirea aliajelor care conțin zinc sunt posibile cazuri de febră de turnătorie. Preparatele de zinc sub formă de soluții (sulfat de zinc) și ca parte a pulberilor, paste, unguente, supozitoare (oxid de zinc) sunt utilizate în medicină ca astringenți și dezinfectanți.
Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB tabel periodic D.I. Mendeleev. Configuratie electronica atomul de cupru în starea fundamentală este scris 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, Cu 2O 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 generala 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 loc de oxid de azot (II), se formează oxid de azot (IV), care se datorează concurenței mai mari dintre moleculele de acid azotic din acid concentrat pentru electronii agentului reducător (Cu):
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 o substanță simplă N 2:
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 s-au pronunțat proprietăți amfotere.
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 zinc grad înalt puritățile sunt aduse în contact cu cuprul sau se adaugă puțină sare de cupru în 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
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 ar trebui să fie amintite, și în interior Programe de examene de stat unificate Conform chimiei, putem 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 mai mare de 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 încins și vaporii de apă supraîncălziți:
2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2
Interacțiunea cu acizii
Cromul în condiţii normale este pasivizat de sulf concentrat şi acizi azotici, totuși, se dizolvă în ele la fierbere, în timp ce se oxidează la starea de oxidare +3:
Cr + 6HNO3(conc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2S04(conc) = t o=> Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este substanța simplă N2:
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 = t o=> Fe 3 O 4
Cu sulf
Când este încălzit, fierul reacţionează cu sulful formând sulfură feroasă:
Fe + S = t o=> FeS
Sau cu sulf în exces bisulfură de fier:
Fe + 2S = t o=> 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 = t o=> 2FeF 3 – fluorură de fier (lll)
2Fe + 3Cl2 = t o=> 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 = t o=> FeI 2 – iodură de fier (ll)
Trebuie remarcat faptul că compușii fierului feric oxidează cu ușurință ionii de iodură într-o soluție apoasă pentru a elibera iod I 2 în timp ce se reduc la starea de oxidare +2. Exemple de reacții similare de la banca FIPI:
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
Cu hidrogen
Fierul nu reacționează cu hidrogenul (doar metalele alcaline și metalele 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 acestui truc Teme de examen de stat unificat, 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 diluat acid sulfuric oxidează fierul la o stare de oxidare de +2 și se concentrează 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). aceste..