Химические свойства цинка
Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. 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 + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3
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:
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 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:
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.
Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
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:
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:
Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:
Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4
Цинк
Чтобы поделиться, нажимайте
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 3d104s2.
В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d10 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 + O2 → 2ZnO.
При поджигании энергично реагирует с серой: Zn + S → ZnS.
С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl2 → ZnCl2.
При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P → ZnP2 или 3Zn + 2P → Zn3P2.
С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.
Взаимодействие цинка с водой
Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: Zn + H2O → ZnO + H2.
Взаимодействие цинка с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2; Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.
Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот: Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
- Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
- 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
- 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
- 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Взаимодействие цинка со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2.
Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка: 3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2; растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка: Zn + 4NH3 + 2H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2.
Взаимодействие цинка с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов: Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4; Zn + CuO → Cu + ZnO.
Оксид цинка (II) ZnO
– белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см3, 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 + CO2; ZnO + H2 → Zn + H2O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + MgO → MgZnO2.
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4, ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2
– бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH)2 → ZnO + H2O.
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4];
также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка: Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2.
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.
Характеристика сульфата цинка
Рассмотренные нами ранее химические свойства цинка, в частности, его реакции с разбавленной сульфатной кислотой, подтверждают образование средней соли – сернокислого цинка. Это бесцветные кристаллы, нагревая которые до 600° и выше, можно получить оксосульфаты и трехокись серы. При дальнейшем нагревании сернокислый цинк преобразуется в оксид цинка. Соль растворима в воде и глицерине. Вещество выделяют из раствора при температуре до 39°C в виде кристаллогидрата, формула которого ZnSO4×7H2O. В этом виде его называют цинковым купоросом.
В интервале температур 39°-70° получают шестиводную соль, а выше 70° в составе кристаллогидрата остается только одна молекула воды. Физико-химические свойства сульфата цинка позволяют применять его в качестве отбеливателя при изготовлении бумаги, в виде минерального удобрения в растениеводстве, как подкормку в рационе домашних животных и птицы. В текстильной промышленности соединение используют в производстве вискозной ткани, в окрашивании ситца.
Сернокислый цинк входит также в состав раствора электролита, применяемого в процессе гальванического покрытия слоем цинка железных или стальных изделий диффузным способом или методом горячего оцинкования. Слой цинка в течение длительного времени защищает такие конструкции от коррозии. Учитывая химические свойства цинка, нужно отметить, что в условиях высокой солености воды, значительных колебаний температуры и влажности воздуха оцинкование не дает желаемого эффекта. Поэтому в промышленности нашли широкое применение сплавы металла с медью, магнием и алюминием.
Коррозия цинка в воде
Коррозия цинка в воде наблюдается при температуре выше 55 °C. С повышением температуры скорость коррозии увеличивается, максимум наблюдается при температуре 70 °C. После этого разрушение металла проходит очень медленно. Это связано с образованием в воде на поверхности цинка продуктов коррозии. При температурах до 55 °C и выше 90 – 95 °C продукты коррозии обладают достаточно высокими защитными свойствами, образуя на поверхности плотную сплошную пленку. Максимальная скорость коррозии цинка объясняется образованием рыхлой пленки, состоящей с Zn(OH)2, которая не имеет хороших защитных свойств, т.к. легко отслаивается.
В нейтральных растворах коррозия цинка проходит с кислородной деполяризацией.
В морской воде цинковое покрытие стали можно назвать достаточно эффективным. За год расходуется около 0,03 мм цинка. Срок службы цинкового покрытия, толщиной 0,13 мм составляет около 4 – 5 лет, что достаточно много для такой агрессивной среды. Для алюминия и его сплавов, находящихся в морской воде, цинк является протектором.
Для уменьшения скорости коррозии цинка в водной среде применяют следующие ингибиторы: кремненатриевую и двухромовонатриевую соль, гексаметафосфат натрия, ланолин, буру.
Оксид цинка: свойства
Трехмерная визуализация Оксида цинка
Микроэлемент, играющий важную роль в метаболизме клеток и стабилизации клеточных мембран. Является составной частью многих ферментных систем, в которых он является либо коэнзимом, либо неотъемлемой частью фермента. Принимает участие в регуляции синтеза белка и углеводов. Наличие цинка является необходимым условием для нормального функционирования иммунной системы. Цинк оказывает позитивное влияние на память, способствует усвоению витамина А, необходимого для поддержания зрения, облегчает накопление инсулина в организме и продлевает его действие, поддерживает процесс восстановления тканей и заживления ран. Цинк необходим для нормального роста и процесса воспроизводства. Дефицит цинка возникает в случаях парентерального лечения без соответствующих пищевых добавок, при хронических заболеваний кишечника (таких как колит и болезнь Крона), у пациентов с кишечными свищами, при некоторых кожных заболеваниях (например, при энтеропатическом акродерматите), реже в случае цирроза печени, при почечной недостаточности, резекции желудка. В случаях дефицита цинка наблюдается нарушение концентрации, расстройства вкуса, отсутствие аппетита, снижение иммунитета, плохое заживление ран, повышение артериального давления, гиперхолестеринемия, куриная слепота, гиперплазия предстательной железы, нарушение роста у детей, и в случаях существенного дефицита цинка — дерматологические заболевания, такие как очаговая и злокачественная алопеция. Содержание цинка в организме в среднем составляет 1,4–2,3 г, из которых около 98% находится внутри клеток (в основном в эритроцитах, коже, сперме, в предстательной железе, костях, в слизистой оболочке кишечника). Некоторые соединения цинка (например, оксид цинка), обладают вяжущими и высушивающими свойствами. Сульфат цинка обладает противовоспалительными свойствами. После применения перорально соли цинка слабо всасываются из желудочно-кишечного тракта (примерно на 20–40%). Средняя концентрация цинка в крови составляет 11,3–17,6 ммоль/л. Цинк выводится из организма в основном с фекалиями.
история
Соединения цинка, вероятно , использовались ранними людьми, в обработанных и необработанных формах, как краска или лекарственной мази, но их состав является неопределенным. Использование pushpanjan
, вероятно , оксид цинка, как мазь для глаз и открытых ран, упоминается в индийской медицинской тексте Чарака Самхита , думал на сегодняшний день от 500 г. до н.э. или ранее. Оксид цинка мазь также упоминается в греческой врач Диоскорид (1 век н.э.). Гален предложил лечения язвенных раки с оксидом цинка, как и Авиценна в его
Канон медицины
. Оксид цинка не больше не используется для лечения рака кожи, хотя она по — прежнему используется в качестве ингредиента в продуктах , таких как порошок младенца и кремы против опрелостей , каламиновый крем, анти — перхоти шампуни , и антисептических мазей.
Римляне получают значительные количества меди (сплав цинка и меди ) еще в 200 г. до н.э. процесса цементации , где медь реагирует с оксидом цинка. Оксид цинка , как полагают, были произведены путем нагревания цинка руды в шахтной печи. Этот освобожденный металлический цинк в виде пара, который затем вознесенном дымоход и конденсируется в виде оксида. Этот процесс был описан Диоскорид в 1 веке нашей эры. Оксид цинка также извлечены из цинковых рудников в Zawar в Индии , начиная со второй половины первого тысячелетия до н. Это было возможно , также изготавливали таким же образом и используется для производства латуни.
С 12 до цинка века и оксида цинка 16 были признаны и произведено в Индии , используя примитивную форму процесса прямого синтеза. Из Индии, производство цинка переехал в Китай в 17 — м веке. В 1743 году первый европейский Цинковый завод был создан в Бристоле , Великобритания.
Основное использование оксида цинка (цинк белого) было в красках и в качестве добавки к мазям. Цинковые белила были приняты в качестве пигмента в масляной живописи на 1834, но она также не смешивается с маслом. Эта проблема была решена за счет оптимизации синтеза ZnO. В 1845 году, Леклер в Париже производил масляную краску на больших масштабах, и к 1850 году, цинковые белила в настоящее время производятся по всей Европе. Успех цинка белой краской был связан с его преимуществами по сравнению с традиционным белым свинцом: цинковые белила, по существу, постоянные в солнечном свете, она не почернели от серы воздуха, он не токсичен и более экономичный. Поскольку цинк белого настолько «чистый» он ценен для создания оттенков с другими цветами, но это делает довольно хрупкую сухую пленку при замешанной с другими цветами. Например, в конце 1890-х и начале 1900-х годов, некоторые художники использовали цинковые белила в качестве основания для своих картин маслом. Все эти картины разработаны трещины на протяжении многих лет.
В последнее время, наиболее оксид цинка был использован в резиновой промышленности , чтобы противостоять коррозии . В 1970 — х годах, второй по величине применения ZnO было ксерокопирование . Высококачественный ZnO производства «французским процессом» был добавлен в копировальной бумаги в качестве наполнителя. Это приложение вскоре было вытеснено титаном .
Свойства
Физические свойства
Теплопроводность: 54 Вт/(м·К).
Оксид цинка является прямозонным полупроводником с шириной запрещённой зоны 3,36 эВ. Естественное смещение стехиометрического отношения в сторону обогащения кислородом придаёт ему электронный тип проводимости.
При нагревании вещество меняет цвет: белый при комнатной температуре, оксид цинка становится жёлтым. Объясняется это уменьшением ширины запрещённой зоны и сдвигом края в спектре поглощения из УФ-области в синюю область видимого спектра.
Химические свойства
Химически оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей цинка, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксоцинкаты (например, Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6] и др.):
Zn(OH)3−+OH−⟶Zn(OH)42−⋅{\displaystyle {\ce {- + OH- -> ^2-.}}}
Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат:
ZnO+4NH3+H2O⟶Zn(NH3)4(OH)2⋅{\displaystyle {\ce {ZnO + 4NH3 + H2O -> (OH)2.}}}
При сплавлении со щелочами и оксидами некоторых металлов оксид цинка образует цинкаты:
ZnO+2NaOH⟶Na2ZnO2+H2O;{\displaystyle {\ce {ZnO + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2O;}}} ZnO+CoO⟶CoZnO2⋅{\displaystyle {\ce {ZnO + CoO -> CoZnO2.}}}
При сплавлении с оксидом бора и диоксидом кремния оксид цинка образует стеклообразные бораты и силикаты:
ZnO+B2O3⟶Zn(BO2)2;{\displaystyle {\ce {ZnO + B2O3 -> Zn(BO2)2;}}} ZnO+SiO2⟶ZnSiO3⋅{\displaystyle {\ce {ZnO + SiO2 ->ZnSiO3.}}}
При смешивании порошка оксида цинка с концентрированным раствором хлорида цинка образуется быстро (за 2—3 минуты) твердеющая масса — цинковый цемент.
Теоретический материал по теме «Цинк и его соединения» методическая разработка по химии (9 класс)
ЦИНК И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛА
Цинк — элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Электронная формула в основном состоянии 1s22s22p63s23p63d104s2, в возбуждённом состоянии 4s14 p1. В атомах цинка d-подуровень стабилен и его электроны не принимают участия в образовании химических связей, поэтому атомы проявляют степень окисления +2.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
Элемент цинк находится в составе неорганических веществ:
- Цинковая обманка – ZnS
- Цинковый шпат — ZnCO3
- Цинковая шпинель — ZnO ∙ Al2O3
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Металл средней активности, при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).
ПОЛУЧЕНИЕ ЦИНКА
- Пирометаллургический метод – руду обжигают, а оксид восстанавливают коксом
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2; ZnO + С = Zn + CO
- Гидрометаллургический – руду обрабатывают раствором серной кислоты, из полученного сульфата цинк выделяют электролизом.
- Электролиз растворов солей цинка
ZnSO4 +2H2O Zn + O2 + H2SO4 + H2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Цинк – металл, образующий амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Цинк во влажном воздухе покрывается защитной устойчивой гидроксидно-карбонатной плёнкой.
- С неметаллами
Zn + S = ZnS
Zn + Г2 = ZnГ2 (Г2 = F, Cl, Br, I)
3Zn + 2P = Zn3P2
- Реагирует с растворами кислот:
Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2
- С кислотами – окислителями:
Zn + 2H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 (конц) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 (конц) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Zn + 4HNO3 (конц) = Zn(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
4Zn + 10HNO3 (разб) = 4Zn(NO3) 2 + 2N2O+ 5H2O
4Zn + 10HNO3 (очень разб) = 4Zn(NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O
- С растворами щелочей:
Zn + 4NH4OH (конц) = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 + 2H2O
Zn + 2NaOH (тв) Na2ZnO2 + H2
- С оксидами неметаллов и аммиаком:
3Zn + SO2 2ZnO + ZnS
Zn + CO2 ZnO + CO
3Zn + 2NH3 Zn3N2 + 3H2
- С водой (с водяным паром при нагревании)
Zn + H2O ZnO + H2
- C щелочным расплавом в щелочной среде
3Zn + KClO3 + 6KOH 3K2ZnO2 + KCl + 3H2O
- C солями
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Zn + 2Na[Ag(CN)2] (p-p) = Na2[Zn(CN)4] + 2Ag
СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКА
Оксид цинка ZnO – рыхлый белый порошок, при нагревании желтеет, в воде практически нерастворим, обладает амфотерными свойствами.
Получение:
- Zn(OH)2 ZnO + H2O
- 2Zn + O2 = 2ZnO
Химические свойства:
Реагирует с кислотами и щелочами, кислотными и основными оксидами, восстанавливается коксом
- ZnO + H2S = ZnS + H2O
- ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O
- ZnO + N2O5 Zn(NO3)2
- ZnO + SiO2 ZnSiO3
- ZnO + K2O K2ZnO2
- ZnO + C Zn + CO
- ZnO + BaCO3 BaZnO2 + CO2
Гидроксид цинка Zn(OH)2 – аморфное вещество белого цвета, нерастворимое в воде, обладает амфотерными свойствами.
Получение:
Образуется обменной реакцией между растворимой солью цинка и щелочью:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl
Химические свойства
Реагирует с кислотами и щелочами, углекислым газом, разлагается при нагревании.
- Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
- Zn(OH)2 + 2NaOH (конц) = Na2[Zn(OH)4]
- 2Zn(OH)2 суспензия + СO2 = (ZnOH)2CO3 + H2O
- Zn(OH)2 + CaO CaZnO2 + H2O
- Zn(OH)2 + SiO2 ZnSiO3 + H2O
- Zn(OH)2 + 4NH3∙ H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O
- Zn(OH)2 ZnO + H2O
Соли Zn2+ — хорошо растворимы в воде, подвергаются гидролизу по катиону.
Zn(NO3)2 + H2O ↔ ZnOHNO3 + HNO3
Цинкаты разлагаются растворами кислот, при нагревании или разбавлении водой.
- Na2[Zn(OH)4] + 2HCl (недост) = 2NaCl + Zn(OH)2 + 2H2O
- Na2[Zn(OH)4] + 4HCl (изб) = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
- Na2[Zn(OH)4] + CO2 = Na2CO3 + Zn(OH)2 + H2O
- Na2[Zn(OH)4] (разбавление) = Zn(OH)2 + 2NaOH
Сульфид цинка ZnS реагирует с растворами кислот и окисляется кислородом воздуха при нагревании (обжиг):
ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
Дозировка
Суточная потребность в цинке, в зависимости от возраста, составляет: дети младше 10 лет: 5 мг, дети и подростки 10–15 лет: 15 мг, взрослые: 15–20 мг. При беременности и в период лактации потребность в цинке увеличивается до 25 мг/день. Энтеропатический акродерматит, очаговая алопеция: перорально перед едой в среднем 45 мг 3 ×/день, снижая дозу по мере улучшения состояния. Таблетки не следует делить или жевать. Наружно – больные места на коже смазывать 1–3 ×/день. Смотреть также: описания препаратов.
Примечания
Препарат в форме глазных капель может привести к временному расстройству зрения, поэтому не следует управлять транспортными средствами и обслуживать механическое оборудование непосредственно после применения препарата. Перед использованием капель следует снять мягкие контактные линзы и одеть их по истечении не менее 30 минут после применения.
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 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, 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 Fe2O3 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» H2FeO4. 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 Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4
С серой
При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =to=> FeS
Либо же при избытке серы дисульфид железа:
Fe + 2S =to=> FeS2
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)
2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)
2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:
Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
С водородом
Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):
Взаимодействие со сложными веществами
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 H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):
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.
С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:
2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
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 + 6H2O + 3O2 = 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 оС). т.е.:
Химические свойства алюминия
Алюминий находится в третьей группе периодической системы элементов. Заряд ядра атома алюминия +13, на внешнем электронном слое три электрона.
По строению атомов и положению в периодической системе можно предположить, что у элементов третьей группы металлические свойства должны быть выражены слабее, чем у элементов второй группы. Это действительно так.
При химических реакциях атом алюминия отдает три электрона внешнего слоя, обращаясь в трех зарядный положительный ион Al3+. Поэтому во всех его устойчивых соединениях алюминий положительно трехвалентен. Его соединения проявляют амфотерные свойства.
Алюминий – химически активный металл и проявляет себя как восстановитель. Однако его активность снижает оксидная пленка, которая образуется на его поверхности. Поэтому во многих реакциях пленка сначала удаляется, а затем осуществляется взаимодействие с веществами. Рассмотрим на конкретных примерах химические свойства алюминия.
- Алюминий соединяется с кислородом воздуха и при нагревании и при обыкновенной температуре. На его поверхности быстро образуется тончайшая плотная пленка окиси алюминия. Она трудно проницаема для газов и защищает металл от дальнейшего окисления.
В раздробленном состоянии и при повышенной температуре алюминий бурно реагирует с кислородом с выделением большого количества тепла. В результате образуется окись алюминия.4Al + 3O2 → 2Al2O3
- Со многими неметаллами реакции происходят при нагревании.
2Al + 3S → Al2S3 Al + P → AlP 2Al + N2 → 2AlN 4Al + 3C → Al4C3 - С водой взаимодействует при удалении оксидной пленки. Реакция протекает энергично, вытесняя водород из воды.
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2 - Взаимодействие с кислотами. Опустим алюминиевые стружки в пробирку с соляной или разбавленной серной кислотой. Алюминий растворяется, вытесняя из кислоты водород и образуя соль.
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al +3H2SO4(разб.)→ Al2(SO4)3 + 3H2↑С концентрированной азотной и серной кислотой не реагирует. Поэтому концентрированная азотная кислота хранится в алюминиевых емкостях и транспортируется в алюминиевых резервуарах.
С разбавленной азотной кислотой вступает в реакцию с образованием
N2O, N2 или NH4NO3. 8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
- Поскольку алюминий обладает амфотерными свойствами, он характеризуется реакциями со щелочами.
2Al + 2NaOH + 10H2O → 2Na[Al(H2O)2(OH)4] + 3H2↑ - Алюминий взаимодействует с окислами большинства металлов, вытесняя менее активный металл. Этот метод используется в промышленности для получения металлов и называется алюминотермией.
2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2O3
Использование цинка в гальванических элементах
Химические свойства цинка лежат в основе принципа действия различных видов гальванических приборов. Марганцево-цинковый элемент является наиболее распространенным в технике. Он работает благодаря прохождению окислительно-восстановительной реакции между металлом и диоксидом марганца. Из них изготавливаются оба электрода и помещаются внутрь прибора. Действующее вещество — хлорид аммония — имеет вид пасты, или же им пропитываются пористые пластины, вставленные между катодом и анодом. Воздушно-цинковый элемент представлен отрицательным цинковым электродом – катодом. Анод — это угольно- графитовый стержень, заполненный воздухом. В качестве электролита используют растворы хлорида аммония или едкого натрия.
История открытия:
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.
Коррозия цинка в кислотах
Как цинк обычной чистоты, так и его оксид корродируют при контакте с кислотами. Очень чистый цинк с растворами кислот и щелочей не реагирует даже при повышении температуры. Реакция начинается только при добавлении сульфата меди (CuSO4). Коррозия цинка также наблюдается в растворах щелочных, кислых солей.
В кислотах и подкисленных средах коррозия цинка проходит с водородной деполяризацией, т.е. выделением водорода.
Коррозия цинка в соляной кислоте протекает интенсивно, с образованием хлорида цинка и выделением водорода по реакции:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.
Одним из направлений применения соляной кислоты является именно получение хлорида цинка.
Коррозия цинка в серной кислоте также протекает довольно интенсивно, с образованием сульфата цинка и выделением водорода по реакции:
Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑.
Окислительно-восстановительные реакции с участием цинка
Так как элемент в ряду активности металлов стоит перед водородом, он способен вытеснять его из молекул кислот.
Продукты реакции между цинком и кислотами будут зависеть от двух факторов:
- вида кислоты
- ее концентрации
Разбавленная серная кислота, которая не проявляет ярко выраженных окислительных свойств, реагирует с металлом по схеме:
Таким же образом протекают реакции элемента с фосфорной и разбавленной серной кислотами. Химические свойства, реакции цинка с нитратной кислотой имеют свои особенности. Разбавленный раствор азотной кислоты средней концентрации и цинк взаимодействуют между собой с образованием оксида азота (II), воды и средней соли – нитрата цинка. Концентрированная нитратная кислота с металлом реагируют таким образом, что в продуктах можно обнаружить оксид азота (IV), среднюю соль и воду.
Очень разбавленный раствор азотной кислоты и цинк в качестве восстановителя взаимодействуют между собой с образованием нитрата цинка, воды и нескольких возможных продуктов: аммиака, свободного азота или оксида азота (I).
Атмосферная коррозия цинка
Коррозия цинка в атмосферных условиях не протекает. Это связано с образованием на поверхности тонкой защитной пленки основного оксида цинка – ZnO. Достаточно высокой коррозионной стойкостью отличается цинк, находясь и в морской атмосфере. Поверхность покрывается гидроксидом цинка и его основными углекислыми солями. Находясь в морской атмосфере цинковое покрытие, толщиной 0, 03 мм хорошо защищает поверхность изделия на протяжении восьми лет.
Промышленная атмосфера (с примесями SO2, SO3, HCl) негативно сказывается на коррозионную стойкость цинка. Срок службы цинкового покрытия такой же толщины ограничивается четырьмя годами. Сельская атмосфера особого негативного влияния не оказывает, срок службы – около 11 лет.
Оксид цинка. Свойства и применение
Оксид цинка (другое название — окись цинка) — это амфотерный оксид, кристаллический бесцветный порошок, желтеющий при постепенном нагревании и сублимирующийся при 1800 градусах. Нерастворим в воде. Степень окисления цинка в этом соединения — 2. Химическая формула ZnO
Данное вещество имеет важное значение для человечества. Оно обладает многогранным воздействием на организм человека
Оксид цинка: свойства физические
- Теплопроводность составляет 54 Вт/(м*К).
- Является полупроводником с шириной зоны 3,3 эВ.
Химические свойства оксида цинка
- Реагирует с кислотами. При этом образуются соли.
- Реагирует с щелочами с образованием тетра-, три- и гексагидроксицинкатов.
- Данное вещество растворяется в аммиачном водном растворе. При этом образуется комплексный аммиакат.
- При сплавлении с оксидами и щелочами цинковый оксид образует цинкаты.
- При сплавлении с оксидами кремния и бора цинковый оксид образует силикаты и стекловидные борты.
Как получают цинковый оксид (ZnO)
Оксид цинка можно получить несколькими способами:
- из природного минерала цинкита;
- путем сжигания паров цинка (Zn) в кислороде (O) — это так называемый «французский процесс»;
- посредством термического разложения следующих соединений: гидроокиси Zn(OH)2, ацетата цинка Zn(CH3COO)2, нитрата Zn(NO3), карбоната ZnCO3;
- при окислительном обжиге ZnS (сульфид цинка);
- при гидротермальном синтезе;
- путем извлечения из шламов и пылей металлургических комбинатов. Особое значение имеют те комбинаты, которые специализируются на металлоломе, содержащем значительную долю железа оцинкованного.
Применение оксида цинка
Цинковый оксид применяют в производстве резины, бумаги, некоторых пластмасс, резинотехнических изделий, искусственной кожи, электрокабеля, стекла, керамики, косметики (кремы для загара, различные косметические процедуры) и парфюмерии. Он используется в качестве активатора вулканизации различных каучуков, катализатора синтеза органического вещества — метанола, вулканизирующего агента каучуков хлоропреновых, пигмента и наполнителя в производстве. Раньше оксид цинка был нужен в качестве белого пигмента в производстве эмалей и красок, но сейчас он полностью вытеснен TiO2 (титана двуокись нетоксичная). Широкое распространение цинковый оксид получил и в лакокрасочной, шинной и нефтеперерабатывающей промышленностях.
Получил широкое распространение оксид цинка и в медицине и фармацевтике (препараты «Цинковая мазь», «Судокрем», «Паста Лассара»). Его используют в составе антисептических мазей, в виде присыпок. На практике его применяют для создания бактерицидных потолков и покрытий в больницах, самоочищающихся поверхностей. При помощи оксида цинка производят зубные пасты и цементы для терапевтической стоматологии. Раньше использовался в промышленных масштабах для фотокаталитической очистки воды.
Также рассматриваемое нами вещество применяется в производстве красок и стекол на основе стекла жидкого, как один из компонентов удалителя ржавчины и как добавка к животным кормам. Помимо того, порошок данного вещества является перспективным материалом в качестве рабочей среды для лазеров порошковых. На основе цинкового оксида создан светоид голубой расцветки. А некоторые наноструктуры (например, тонкие пленки) на основе этого вещества могут применяться как биологические или газовые чувствительные сенсоры.
Какое влияние оказывает на человека оксид цинка?
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 ZnCO3, цинкит ZnO, каламин 2ZnO·SiO2·Н2O. 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 + 3О2 = 2ZnО + 2SO2 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.
Химические свойства
Чистый ZnO , представляет собой белый порошок, но в природе это происходит как редкий минерал цинкит , который обычно содержит марганец и другие примеси , которые придают желтый до красного цвета.
Кристаллический оксид цинка Термохромный , изменяется от белого до желтого при нагревании на воздухе и возвращаясь к белому при охлаждении. Это изменение цвета вызвано небольшой потерей кислорода в окружающую среду при высоких температурах с образованием нестехиометрического Zn 1 + х O, где при температуре 800 ° С, х = 0,00007.
Оксид цинка является амфотерным оксидом . Это почти нерастворим в воде, но растворяется в большинстве кислот , таких как соляная кислота:
ZnO + 2 HCl → ZnCl 2 + Н 2 О
Твердый оксид цинка также растворяется в щелочах, чтобы дать растворимые цинкаты:
ZnO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2
ZnO медленно реагирует с жирными кислотами в масле с получением соответствующих карбоксилатов , такие как олеат или стеарат . ZnO , образует цементные подобные продукты при смешивании с сильным водным раствором хлорида цинка и их лучше всего описаны как цинк гидроксильных хлориды. Этот цемент был использован в стоматологии.
гопеита
ZnO , также образует цементный-подобный материал , когда обрабатывают фосфорной кислотой ; родственные материалы используются в стоматологии. Одним из основных компонентов фосфата цинка цемента производства этой реакции гопеита , Zn 3 (PO 4 ) 2 · 4H 2 O.
ZnO , разлагается в парах цинка и кислорода на уровне около 1975 ° С при нормальном давлении кислорода. В карботермической реакции , нагревание с углеродом преобразует оксид цинка в пар при значительно более низкой температуре (около 950 ° C).
ZnO + C → Zn (пара) + СО
Оксид цинка может бурно реагировать с алюминиевыми и магниевыми порошками с хлорированным каучуком и льняным маслом при нагревании , вызывая опасность пожара и взрыва.
Он реагирует с сероводородом с получением сульфида цинка . Эта реакция используется в коммерческих целях.
ZnO + H 2 S → ZnS + H 2 O
Химические свойства хрома
Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, 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 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):
4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3
с галогенами
С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):
2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3
2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3
С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):
2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3
с азотом
С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:
2Cr + N2 =ot=> 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 =ot=> CrS
2Cr + 3S =ot=> Cr2S3
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 + 3H2O =ot=> Cr2O3 + 3H2↑
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 + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:
10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O
Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
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 + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы: ****
Противопоказания
Повышенная чувствительность к препарату; почечная недостаточность. Наружно не следует применять на сочащиеся или покрытые струпьями раны. Взаимодействие с другими препаратами Не следует принимать одновременно цинкосодержащие препараты и тетрациклин (цинк снижает его абсорбцию), а также соединения железа, кальция, ацетилсалициловую кислоту, индометацин, тиазидные диуретики, хелатообразователи (D-пеницилламин), кортикостероиды. Побочные эффекты Тошнота, рвота, боль в животе, диарея, головная боль, металлический привкус во рту. В результате длительного использования солей цинка могут возникнуть анемия и дефицит меди в организме.
