Цинкът с обикновена чистота реагира активно с киселинни разтвори. Цинк: получаване и приложение Взаимодействие на цинк и вода

Медта (Cu) принадлежи към d-елементите и се намира в група IB на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Електронната конфигурация на медния атом в основно състояние се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо очакваната формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. С други думи, в случая на медния атом се наблюдава така наречения „електронен скок“ от подниво 4s към подниво 3d. За медта, освен нула, са възможни степени на окисление +1 и +2. Степента на окисление +1 е склонна към диспропорциониране и е стабилна само в неразтворими съединения като CuI, CuCl, Cu 2 O и др., Както и в сложни съединения, например Cl и OH. Медните съединения в степен на окисление +1 нямат определен цвят. Така медният (I) оксид, в зависимост от размера на кристалите, може да бъде тъмночервен (големи кристали) и жълт (малки кристали), CuCl и CuI са бели, а Cu 2 S е черен и син. Степента на окисление на медта, равна на +2, е по-химически стабилна. Солите, съдържащи мед в това състояние на окисление, са сини и синьо-зелени на цвят.

Медта е много мек, ковък и пластичен метал с висока електрическа и топлопроводимост. Цветът на металната мед е червено-розов. Медта е разположена в серията на активност от метали вдясно от водорода, т.е. принадлежи към нискоактивните метали.

с кислород

При нормални условия медта не взаимодейства с кислорода. За протичане на реакцията между тях е необходима топлина. В зависимост от излишъка или дефицита на кислород и температурните условия, медният (II) оксид и медният (I) оксид могат да образуват:

със сяра

Реакцията на сяра с мед, в зависимост от условията, може да доведе до образуването както на меден (I) сулфид, така и на меден (II) сулфид. Когато смес от прахообразни Cu и S се нагрява до температура 300-400 o C, се образува меден (I) сулфид:

При липса на сяра и реакцията протича при температури над 400 o C се образува меден (II) сулфид. Въпреки това, по-прост начин за получаване на меден (II) сулфид от прости вещества е взаимодействието на мед със сяра, разтворена във въглероден дисулфид:

Тази реакция протича при стайна температура.

с халогени

Медта реагира с флуор, хлор и бром, образувайки халиди с обща формула CuHal 2, където Hal е F, Cl или Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

В случай на йод, най-слабият окислител сред халогените, се образува меден (I) йодид:

Медта не взаимодейства с водород, азот, въглерод и силиций.

с неокисляващи киселини

Почти всички киселини са неокисляващи киселини, с изключение на концентрираната сярна киселина и азотната киселина с всякаква концентрация. Тъй като неокисляващите киселини могат да окисляват само метали в серията активност до водород; това означава, че медта не реагира с такива киселини.

с окислителни киселини

- концентрирана сярна киселина

Медта реагира с концентрирана сярна киселина както при нагряване, така и при стайна температура. При нагряване реакцията протича съгласно уравнението:

Тъй като медта не е силен редуциращ агент, сярата се редуцира в тази реакция само до степен на окисление +4 (в SO 2).

- с разредена азотна киселина

Реакцията на мед с разреден HNO 3 води до образуването на меден (II) нитрат и азотен оксид:

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

- с концентрирана азотна киселина

Концентрираната HNO 3 лесно реагира с медта при нормални условия. Разликата между реакцията на мед с концентрирана азотна киселина и реакцията с разредена азотна киселина е в продукта на азотна редукция. В случая на концентрирана HNO 3 азотът се редуцира в по-малка степен: вместо азотен оксид (II) се образува азотен оксид (IV), което се дължи на по-голямата конкуренция между молекулите на азотната киселина в концентрирана киселина за редуциращ агент (Cu ) електрони:

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

с неметални оксиди

Медта реагира с някои неметални оксиди. Например, с оксиди като NO 2, NO, N 2 O, медта се окислява до меден (II) оксид, а азотът се редуцира до степен на окисление 0, т.е. образува се просто вещество N 2:

В случая на серен диоксид се образува меден (I) сулфид вместо простото вещество (сяра). Това се дължи на факта, че медта и сярата, за разлика от азота, реагират:

с метални оксиди

Когато металната мед се синтерова с меден (II) оксид при температура 1000-2000 o C, може да се получи меден (I) оксид:

Освен това металната мед може да редуцира железен (III) оксид до железен (II) оксид при калциниране:

с метални соли

Медта измества по-малко активните метали (вдясно от нея в серията активност) от разтвори на техните соли:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Протича и интересна реакция, при която медта се разтваря в солта на по-активен метал - желязото в степен на окисление +3. Противоречия обаче няма, т.к медта не измества желязото от неговата сол, а само го редуцира от степен на окисление +3 до степен на окисление +2:

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

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

Последната реакция се използва при производството на микросхеми на етапа на ецване на медни платки.

Корозия на медта

Медта корозира с течение на времето при контакт с влага, въглероден диоксид и атмосферен кислород:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

В резултат на тази реакция медните продукти се покриват с рехаво синьо-зелено покритие от меден (II) хидроксикарбонат.

Химични свойства на цинка

Цинкът Zn е в група IIB на IV период. Електронната конфигурация на валентните орбитали на атомите на химичния елемент в основно състояние е 3d 10 4s 2. За цинка е възможно само едно единствено състояние на окисление, равно на +2. Цинковият оксид ZnO и цинковият хидроксид Zn(OH) 2 имат изразени амфотерни свойства.

Цинкът потъмнява, когато се съхранява на въздух, като се покрива с тънък слой ZnO оксид. Окисляването става особено лесно при висока влажност и в присъствието на въглероден диоксид поради реакцията:

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

Цинковите пари горят във въздуха и тънка ивица цинк, след като е нажежена в пламък на горелка, гори със зеленикав пламък:

При нагряване металният цинк също взаимодейства с халогени, сяра и фосфор:

Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор.

Цинкът реагира с неокисляващи киселини, за да освободи водород:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Техническият цинк е особено лесно разтворим в киселини, тъй като съдържа примеси от други по-малко активни метали, по-специално кадмий и мед. Цинкът с висока чистота е устойчив на киселини по определени причини. За да се ускори реакцията, проба от цинк с висока чистота се поставя в контакт с мед или се добавя малко медна сол към киселинния разтвор.

При температура 800-900 o C (червена топлина), цинковият метал, който е в разтопено състояние, взаимодейства с прегрята водна пара, освобождавайки водород от него:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинкът реагира и с окислителни киселини: концентрирана сярна и азотна.

Цинкът като активен метал може да образува серен диоксид, елементарна сяра и дори сероводород с концентрирана сярна киселина.

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

Съставът на продуктите на редукция на азотната киселина се определя от концентрацията на разтвора:

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

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

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

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

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

Посоката на процеса също се влияе от температурата, количеството киселина, чистотата на метала и времето за реакция.

Цинкът реагира с алкални разтвори, за да се образува тетрахидроксицинатии водород:

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

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

Когато се слее с безводни алкали, се образува цинк цинковеи водород:

В силно алкална среда цинкът е изключително силен редуциращ агент, способен да редуцира азота в нитратите и нитритите до амоняк:

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

Поради комплексообразуването, цинкът бавно се разтваря в разтвор на амоняк, редуцирайки водорода:

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

Цинкът също редуцира по-малко активните метали (вдясно от него в серията активност) от водни разтвори на техните соли:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химични свойства на хрома

Хромът е елемент от VIB група на периодичната таблица. Електронната конфигурация на хромния атом се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, т.е. при хрома, както и при медния атом се наблюдава така нареченото „изтичане на електрони“

Най-често срещаните степени на окисление на хрома са +2, +3 и +6. Те трябва да се запомнят и в рамките на програмата за единен държавен изпит по химия може да се приеме, че хромът няма други степени на окисление.

При нормални условия хромът е устойчив на корозия както във въздуха, така и във водата.

Взаимодействие с неметали

с кислород

Нагрят до температура над 600 o C, прахообразният метален хром изгаря в чист кислород, образувайки хромен (III) оксид:

4Cr + 3O2 = о T=> 2Cr 2 O 3

с халогени

Хромът реагира с хлор и флуор при по-ниски температури, отколкото с кислород (съответно 250 и 300 o C):

2Cr + 3F 2 = о T=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = о T=> 2CrCl 3

Хромът реагира с бром при температура на нагряване (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = о T=> 2CrBr 3

с азот

Металният хром взаимодейства с азота при температури над 1000 o C:

2Cr + N 2 = оT=> 2CrN

със сяра

Със сярата хромът може да образува както хром (II) сулфид, така и хром (III) сулфид, което зависи от съотношението на сярата и хрома:

Cr+S= о т=>CrS

2Cr + 3S = о т=> Cr 2 S 3

Хромът не реагира с водород.

Взаимодействие със сложни вещества

Взаимодействие с вода

Хромът е метал със средна активност (намира се в редицата на активност на металите между алуминия и водорода). Това означава, че реакцията протича между нажежен до червено хром и прегрята водна пара:

2Cr + 3H2O = о т=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с киселини

Хромът при нормални условия се пасивира от концентрирани сярна и азотна киселина, но се разтваря в тях при кипене, докато се окислява до степен на окисление +3:

Cr + 6HNO 3 (конц.) = да се=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (конц.) = да се=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случай на разредена азотна киселина, основният продукт от редукция на азот е простото вещество N 2:

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

Хромът е разположен в серията активност вляво от водорода, което означава, че той е способен да отделя Н2 от разтвори на неокисляващи киселини. По време на такива реакции, при липса на достъп до атмосферен кислород, се образуват соли на хром (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (разреден) = CrSO 4 + H 2

Когато реакцията се провежда на открито, двувалентният хром незабавно се окислява от съдържащия се във въздуха кислород до степен на окисление +3. В този случай, например, уравнението със солна киселина ще приеме формата:

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

Когато металният хром се слее със силни окислители в присъствието на основи, хромът се окислява до степен на окисление +6, образувайки хромати:

Химични свойства на желязото

Желязо Fe, химичен елемент, намиращ се в група VIIIB и имащ пореден номер 26 в периодичната таблица. Разпределението на електроните в атома на желязото е както следва: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, т.е. желязото принадлежи към d-елементите, тъй като d-поднивото е запълнено в неговия случай. Характеризира се най-вече с две степени на окисление +2 и +3. FeO оксидът и Fe(OH) 2 хидроксидът имат преобладаващи основни свойства, докато Fe 2 O 3 оксидът и Fe(OH) 3 хидроксидът имат забележимо амфотерни свойства. По този начин железният оксид и хидроксидът (lll) се разтварят до известна степен при кипене в концентрирани разтвори на основи и също реагират с безводни основи по време на топене. Трябва да се отбележи, че степента на окисление на желязото +2 е много нестабилна и лесно преминава в степен на окисление +3. Известни са и железни съединения в рядко състояние на окисление +6 - ферати, соли на несъществуващата „желязна киселина“ H 2 FeO 4. Тези съединения са относително стабилни само в твърдо състояние или в силно алкални разтвори. Ако алкалността на средата е недостатъчна, фератите бързо окисляват дори водата, освобождавайки кислород от нея.

Взаимодействие с прости вещества

С кислород

При изгаряне в чист кислород желязото образува т.нар желязо мащаб, имащ формулата Fe 3 O 4 и всъщност представляващ смесен оксид, чийто състав може условно да бъде представен с формулата FeO∙Fe 2 O 3. Реакцията на горене на желязото има формата:

3Fe + 2O 2 = да се=> Fe 3 O 4

Със сяра

При нагряване желязото реагира със сярата, за да образува железен сулфид:

Fe + S = да се=>FeS

Или с излишък от сяра железен дисулфид:

Fe + 2S = да се=>FeS 2

С халогени

Металното желязо се окислява от всички халогени с изключение на йод до степен на окисление +3, образувайки железни халиди (lll):

2Fe + 3F 2 = да се=> 2FeF 3 – железен флуорид (lll)

2Fe + 3Cl 2 = да се=> 2FeCl 3 – железен хлорид (lll)

Йодът, като най-слабият окислител сред халогените, окислява желязото само до степен на окисление +2:

Fe + I 2 = да се=> FeI 2 – железен йодид (ll)

Трябва да се отбележи, че съединенията на тривалентно желязо лесно окисляват йодидните йони във воден разтвор до свободен йод I 2, докато се редуцират до степен на окисление +2. Примери за подобни реакции от банка 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

С водород

Желязото не реагира с водород (само алкални метали и алкалоземни метали реагират с водород от метали):

Взаимодействие със сложни вещества

Взаимодействие с киселини

С неокисляващи киселини

Тъй като желязото е разположено в серията активност вляво от водорода, това означава, че то е способно да измества водорода от неокисляващи киселини (почти всички киселини с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 с всякаква концентрация):

Fe + H 2 SO 4 (разреден) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Трябва да обърнете внимание на такъв трик в задачите на Единния държавен изпит като въпрос по темата до каква степен на окисление желязото ще се окисли, когато е изложено на разредена и концентрирана солна киселина. Верният отговор е до +2 и в двата случая.

Капанът тук се крие в интуитивното очакване за по-дълбоко окисление на желязото (до d.o. +3) в случай на взаимодействието му с концентрирана солна киселина.

Взаимодействие с окислителни киселини

При нормални условия желязото не реагира с концентрирана сярна и азотна киселина поради пасивация. Въпреки това, той реагира с тях при варене:

2Fe + 6H 2 SO 4 = о т=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = о т=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Моля, имайте предвид, че разредената сярна киселина окислява желязото до степен на окисление +2, а концентрираната сярна киселина до +3.

Корозия (ръжда) на желязо

Във влажен въздух желязото много бързо ръждясва:

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

Желязото не реагира с вода при липса на кислород, нито при нормални условия, нито при кипене. Реакцията с вода протича само при температури над червена топлина (>800 o C). тези..

Цинкът е метал, който е номер 30 в периодичната таблица и има обозначението Zn. Топи се при температура 419 °C, но ако точката на кипене е 913 °C, започва да се превръща в пара. При нормални температури състоянието е крехко, но при сто градуса започва да се огъва.

Цветът на цинка е синьо-бял. При излагане на кислород се получава окисление, както и покритие от карбонат, което предпазва метала от по-нататъшни окислителни реакции. Появата на хидроксид върху цинка означава, че водата няма ефект върху химичния елемент.

Цинкът е химичен елемент, който има свои собствени отличителни свойства, предимства и недостатъци. Той се използва широко в ежедневието на хората, във фармацевтиката и металургията.

Свойства на цинка

Металът е необходим и широко използван в почти всички сфери на ежедневието на човека.

Добивът се извършва главно в Иран, Казахстан, Австралия и Боливия. В Русия производителят е OJSC GMK Dalpolimetal.

Той е преходен метал, има степен на окисление +2, радиоактивен изотоп, период на полуразпад 244 дни.

Елементът не се добива в чист вид. Съдържа се в руди и минерали: клейофан, марматит, вюрцит, цинкит. Задължително присъства в сплав с алуминий, мед, калай и никел.

Химични, физични свойства и характеристики на цинка

Цинкът е метал, който има редица свойства и характеристики, които го отличават от другите елементи на периодичната таблица.

Физичните свойства на цинка включват неговото състояние. Основният фактор е температурата. Ако при стайна температура е крехък материал, плътността на цинка е 7130 kg/m 3 (˃ плътността на стоманата), която практически не се огъва, тогава при повдигане лесно се огъва и се навива на листове във фабриките. Ако вземете по-висок температурен режим, материалът придобива течно състояние и ако повишите температурата с 400-450 °C градуса, тогава той просто ще се изпари. Това е уникалност - промяна на вашето състояние. Ако бъде изложен на киселини и основи, той може да се разпадне, да експлодира или да се стопи.

Формулата на цинка е Zn – цинк. Атомната маса на цинка е 65,382 amu.

Електронна формула: ядрото на металния атом съдържа 30 протона, 35 неутрона. В атома има 4 енергийни нива - 30 електрона. (Фиг. структура на цинковия атом) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

Кристалната решетка на цинка е шестоъгълна кристална система с плътно притиснати атоми. Данни за решетката: A=2.66U, C=4.94.

Структура и състав на цинка

Добитият и необработен материал има изотопи 64, 66, 67, електрони 2-8-18-2.

По приложение сред всички елементи на периодичната таблица металът се нарежда на 23-то място. В природата елементът се среща под формата на сулфид с примеси на олово Pb, кадмий Cd, желязо Fe, мед Cu, сребро Ag.

В зависимост от количеството на примесите металът се маркира.

Производство на цинк

Както бе споменато по-горе, в природата няма чиста форма на този елемент. Добива се от други скали, като руда - кадмий, галий, минерали - сфалерит.

Металът се получава в завода. Всеки завод има свои собствени отличителни производствени характеристики, така че оборудването за получаване на чист материал е различно. Може да е така:

• Роторите, разположени вертикално, са електролитни.
• Специални пещи с достатъчно висока температура за изпичане, както и специални електрически пещи.
• Конвейери и вани за електролиза.

В зависимост от възприетия метод за добив на метал се използва подходящо оборудване.

Получаване на чист цинк

Както бе споменато по-горе, в природата няма чисти видове. Извлича се главно от руди, в които идва с различни елементи.

За получаване на чист материал се използва специален флотационен процес със селективност. След процеса рудата се разпада на елементи: цинк, олово, мед и др.

Извлеченият по този метод чист метал се изпича в специална пещ. Там при определени температури сулфидното състояние на материала се превръща в оксид. По време на печенето се отделя газ, съдържащ сяра, който се използва за производството на сярна киселина.

Има 2 начина за получаване на метал:

1. Пирометалургичен - протича процесът на изгаряне, след което получената маса се възстановява с помощта на черни въглища и кокс. Последният процес е утаяване.
2. Електролитен – извлечената маса се обработва със сярна киселина. Полученият разтвор се подлага на електролиза, по време на която металът се утаява и се топи в пещи.

Топене на цинк в пещ

Температурата на топене на цинка в пещ е 419-480 °C градуса. Ако температурата бъде превишена, тогава материалът започва да се изпарява. При тази температура е разрешена добавка на желязо от 0,05%.

При желязна лихва 0,2 листът не може да се навие.

Използват се различни методи за топене на чист метал, до производството на цинкови пари, които се изпращат в специални резервоари и там веществото пада.

Приложение на метал

Свойствата на цинка позволяват използването му в много области. Като процент:

1. Поцинковане – до 60%.
2. Медицина – 10%.
3. Различни сплави, съдържащи този метал 10%.
4. Производство на гуми 10%.
5. Производство на бои – 10%.

Използването на цинк е необходимо и за възстановяването на метали като злато, сребро и платина.

Цинк в металургията

Металургичната индустрия използва този елемент от периодичната таблица като основен за постигане на определени цели. Топенето на чугун и стомана е основното в цялата металургия на страната. Но тези метали са податливи на отрицателни влияния на околната среда. Без определена обработка металите бързо се окисляват, което води до тяхното разваляне. Най-добрата защита е поцинковане.

Поставянето на защитен филм върху чугун и стомана е най-доброто средство срещу корозия. Около 40% от общото производство на чист материал се изразходва за поцинковане.

Методи за поцинковане

Металургичните предприятия се отличават не само с оборудването си, но и с използваните производствени методи. Зависи от ценовата политика и местоположението (природните ресурси, използвани за металургичната промишленост). Има няколко метода за поцинковане, които са разгледани по-долу.

Метод на горещо поцинковане

Този метод включва потапяне на метална част в течен разтвор. Това се случва така:

1. Частта или продуктът се обезмаслява, почиства, измива и изсушава.
2. След това цинкът се стопява до течно състояние при температури до 480 °C.
3. Приготвеният продукт се спуска в течния разтвор. В същото време той е добре намокрен в разтвора и се образува покритие с дебелина до 450 микрона. Това е 100% защита срещу въздействието на външни фактори върху продукта (влага, пряка слънчева светлина, вода с химически примеси).

Но този метод има редица недостатъци:

• Цинковият филм върху продукта води до неравномерен слой.
• Този метод не може да се използва за части, които отговарят на точни стандарти съгласно GOST. Където всеки милиметър се счита за дефект.
• След горещо поцинковане не всяка част ще остане здрава и устойчива на износване, тъй като след преминаване през високи температури се появява крехкост.

Този метод също не е подходящ за продукти, покрити с бои и лакове.

Студено поцинковане

Този метод има 2 имена: галваничен и електролитен. Методът за покриване на продукт с антикорозионна защита е както следва:

1. Металната част, продуктът е подготвен (обезмаслен, почистен).
2. След това се извършва „методът на оцветяване“ - използва се специален състав, който има основен компонент - цинк.
3. Частта е покрита с този състав чрез пръскане.

Благодарение на този метод се защитават детайли с точни допуски и продукти, покрити с бои и лакове. Повишава устойчивостта на външни фактори, водещи до корозия.

Недостатъци на този метод: тънък защитен слой - до 35 микрона. Това води до по-слаба защита и по-кратки периоди на защита.

Метод на термична дифузия

Този метод прави покритие, което представлява електрод с положителна полярност, докато металът на продукта (стомана) става с отрицателна полярност. Появява се електрохимичен защитен слой.

Методът е приложим само ако частите са изработени от въглеродна стомана, чугун или стомана с примеси. Цинкът се използва по следните начини:

1. При температури от 290 °C до 450 °C в прахова среда повърхността на детайла е наситена с Zn. Тук има значение маркировката на стоманата, както и вида на продукта - избрана е подходящата температура.
2. Дебелината на защитния слой достига 110 микрона.
3. Продукт от стомана или чугун се поставя в затворен резервоар.
4. Там се добавя специална смес.
5. Последната стъпка е специална обработка на продукта, за да се предотврати появата на бели ефлоресценции от солена вода.

Този метод се използва главно, когато е необходимо да се покрият части със сложна форма: нишки, малки щрихи. Образуването на равномерен защитен слой е важно, тъй като тези части са подложени на многократно излагане на външни агресивни среди (постоянна влага).

Този метод осигурява най-висок процент защита на продукта от корозия. Поцинкованото покритие е устойчиво на износване и практически неразрушимо, което е много важно за части, които се въртят и разглобяват с течение на времето.

Други употреби на цинк

Освен за поцинковане, металът се използва и в други отрасли.

1. Цинкови листове. За производството на листове се извършва валцуване, при което пластичността е важна. Зависи от температурата. Температура от 25 ° C дава пластичност само в една равнина, което създава определени свойства на метала. Основното тук е защо е направен листът. Колкото по-висока е температурата, толкова по-тънък става металът. В зависимост от това продуктът се обозначава с Ts1, Ts2, Ts3. След това от листовете се създават различни продукти за автомобили, профили за строителство и ремонт, за печат и др.
2. Цинкови сплави. За подобряване на свойствата на металните продукти се добавя цинк. Тези сплави се създават при високи температури в специални пещи. Най-често произвежданите сплави са мед и алуминий. Тези сплави се използват за производството на лагери и различни втулки, които са приложими в машиностроенето, корабостроенето и авиацията.

При домашна употреба поцинкована кофа, корито и листове на покрива са норма. Използва се цинк, а не хром или никел. И не само, че поцинковането е по-евтино от покритието с други материали. Това е най-надеждният и дълготраен защитен материал от хрома или други използвани материали.

В резултат на това цинкът е най-разпространеният метал, широко използван в металургията. В машиностроенето, строителството, медицината материалът се използва не само като защита срещу корозия, но и за увеличаване на здравината и дълъг експлоатационен живот. В частни къщи поцинкованите листове предпазват покрива от валежи; в сградите стените и таваните са облицовани с листове от гипсокартон на базата на поцинковани профили.

Почти всяка домакиня има в къщата си поцинкована кофа или корито, която използва дълго време.

Външната електронна конфигурация на атома Zn е 3d104s2. Степента на окисление в съединенията е +2. Нормалният редокс потенциал от 0,76 V характеризира цинка като активен метал и енергиен редуциращ агент. Във въздуха при температури до 100 °C цинкът бързо потъмнява, покривайки се с повърхностен филм от основни карбонати. Във влажен въздух, особено в присъствието на CO2, металът се разлага с образуването на основен цинков бикарбонат дори при обикновени температури.

При високи температури може да се окисли от водна пара, освобождавайки водород и въглероден диоксид. Когато се нагрее достатъчно на въздух, той гори с ярък зеленикаво-син пламък, за да образува цинков оксид със значително освобождаване на енергия.

В съответствие с мястото, което цинкът заема в поредицата от напрежения, той лесно се разтваря в разредени киселини с отделяне на водород. В този случай концентрираната киселина се редуцира до азотни оксиди, а разредената киселина се редуцира до амоняк. Разтваряне в конц. H3S04 се придружава от отделяне на серен диоксид, а не на водород.

Смес от цинков прах и сяра реагира експлозивно при нагряване.

Цинкът не взаимодейства с азота дори в изпарения, но доста лесно при червени температури реагира с амоняк, образувайки цинков нитрид - Zn3Na.

Цинковият карбид ZnC, образуван при нагряване на цинк в поток от ацетилен, се разлага с вода и разредени киселини.

При нагряване на металния цинк във фосфорни пари до 440-780°C се образуват фосфиди - Zn3Ps и ZnP2.

В разтопено състояние цинкът се смесва неограничено с много метали: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

Цинкът образува съединения с много метали, например: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

Цинкът се разтваря доста лесно в основи, както и във водни разтвори на амоняк и амониев хлорид, особено при нагряване. Скоростта на разтваряне на цинка не само в основи, но и в киселини зависи от неговата чистота. Много чистият цинк се разтваря бавно и за ускоряване на процеса се препоръчва да се въведат няколко капки силно разреден разтвор на меден сулфат в разтвора (появата на галванични двойки).

Взаимодействие с неметали

При силно нагряване във въздуха той гори с ярък синкав пламък, образувайки цинков оксид:

При запалване реагира енергично със сяра:

Реагира с халогени при нормални условия в присъствието на водна пара като катализатор:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Когато фосфорните пари действат върху цинка, се образуват фосфиди:

Zn + 2P = ZnP2 или

3Zn + 2P = Zn3P2

Цинкът не взаимодейства с водород, азот, бор, силиций или въглерод.

Взаимодействие с вода

Реагира с водна пара при нагряване до червено, за да образува цинков оксид и водород:

Zn + H2O = ZnO + H2

Взаимодействие с киселини

В електрохимичните напрежения на металите, цинкът се намира преди водорода и го измества от неокисляващите киселини:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Реагира с разредена азотна киселина, за да образува цинков нитрат и амониев нитрат:

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Реагира с концентрирана сярна и азотна киселина, за да образува цинкова сол и киселинно редуциращи продукти:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Взаимодействие с алкали

Реагира с алкални разтвори за образуване на хидроксо комплекси:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

когато се слее, образува цинкати:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Взаимодействие с амоняк

С газообразен амоняк при 550-600°C образува цинков нитрид:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

разтваря се във воден разтвор на амоняк, образувайки тетраамониев цинков хидроксид:

Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2

Взаимодействие с оксиди и соли

Цинкът измества металите, разположени в серията на напрежение вдясно от него от разтвори на соли и оксиди:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Той се намира във втората група, вторична подгрупа на периодичната таблица на Менделеев и е преходен метал. Серийният номер на елемента е 30, масата е 65,37. Електронната конфигурация на външния слой на атома е 4s2. Единственото и постоянно е „+2“. Преходните метали се характеризират с образуването на комплексни съединения, в които те действат като комплексообразуващ агент с различни координационни числа. Това важи и за цинка. Има 5 изотопа, които са стабилни в природата с масови числа от 64 до 70. Освен това изотопът 65Zn е радиоактивен, неговият полуживот е 244 дни.

Цинкът е сребристо-син метал, който, когато е изложен на въздух, бързо се покрива със защитен оксиден филм, скривайки блясъка му. При отстраняване на оксидния филм цинкът проявява свойствата на металите - сияние и характерен ярък блясък. В природата цинкът се намира в много минерали и руди. Най-често срещаните: клейофан, цинкова бленда (сфалерит), вюрцит, марматит, каламин, смитсонит, вилемит, цинкит, франклинит.

Смитсонит

Като част от смесените руди, цинкът се среща със своите постоянни спътници: талий, германий, индий, галий и кадмий. В земната кора се съдържа 0,0076% цинк, а 0,07 mg/l от този метал се съдържа в морската вода под формата на соли. Формулата на цинка като просто вещество е Zn, химичната връзка е метална. Цинкът има хексагонална плътна кристална решетка.

Физични и химични свойства на цинка

Точката на топене на цинка е 420 °C. При нормални условия е чуплив метал. При нагряване до 100-150 ° C ковкостта и пластичността на цинка се увеличават и е възможно да се произвежда тел от метално и ролково фолио. Точката на кипене на цинка е 906 °C. Този метал е отличен проводник. Започвайки от 200 °C, цинкът лесно се смила на сив прах и губи своята пластичност. Металът има добра топлопроводимост и топлинен капацитет. Описаните физични параметри позволяват използването на цинк в съединения с други елементи. Месингът е най-известната цинкова сплав.

Медни духови инструменти

При нормални условия повърхността на цинка моментално се покрива с оксид под формата на матово сиво-бяло покритие. Образува се поради факта, че кислородът във въздуха окислява чисто вещество. Цинкът като просто вещество реагира с халкогени, халогени, кислород, основи, киселини, амоний (неговите соли), . Цинкът не взаимодейства с азот, водород, бор, въглерод и силиций. Химически чистият цинк не реагира с разтвори на киселини и основи. - металът е амфотерен и при реакции с алкали образува комплексни съединения - хидроксинати. Щракнете, за да разберете какви експерименти за изследване на свойствата на цинка могат да се правят у дома.

Взаимодействие на сярна киселина с цинк и получаване на водород

Реакцията на разредена сярна киселина с цинк е основният лабораторен метод за получаване на водород. За тази цел се използва чист зърнест (гранулиран) цинк или технически цинк под формата на изрезки и стружки.

Ако се вземат много чист цинк и сярна киселина, водородът се отделя бавно, особено в началото на реакцията. Следователно, малко разтвор на меден сулфат понякога се добавя към разтвора, който е охладен след разреждането. Медният метал, отложен върху повърхността на цинка, ускорява реакцията. Оптималният начин за разреждане на киселина за получаване на водород е да се разреди концентрирана сярна киселина с плътност 1,19 с вода в съотношение 1:1.

Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с цинк

В концентрираната сярна киселина окислителят не е водородният катион, а по-силен окислител - сулфатният йон. Той не се проявява като окислител в разредена сярна киселина поради силна хидратация и в резултат на това ниска подвижност.

Как концентрираната сярна киселина ще реагира с цинка зависи от температурата и концентрацията. Реакционни уравнения:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Концентрираната сярна киселина е силен окислител поради степента на окисление на сярата (S⁺⁶). Той взаимодейства дори с ниско активни метали, тоест с метали преди и след водород, и за разлика от разредената киселина никога не отделя водород по време на тези реакции. При реакции на концентрирана сярна киселина с метали винаги се образуват три продукта: сол, вода и продукт на редукция на сяра. Концентрираната сярна киселина е толкова силен окислител, че дори окислява някои неметали (въглища, сяра, фосфор).

Цинкът е типичен представител на групата на металните елементи и притежава пълния набор от техните характеристики: метален блясък, пластичност, електро- и топлопроводимост. Химичните свойства на цинка обаче се различават до известна степен от основните реакции, присъщи на повечето метали. Един елемент може да се държи като неметал при определени условия, например да реагира с алкали. Това явление се нарича амфотерност. В нашата статия ще проучим физичните свойства на цинка и ще разгледаме типичните реакции, характерни за метала и неговите съединения.

Позиция на елемента в периодичната система и разпространение в природата

Металът се намира във вторична подгрупа на втора група на периодичната система. Освен цинк съдържа кадмий и живак. Цинкът принадлежи към d-елементите и е в четвъртия период. При химични реакции неговите атоми винаги се отказват от електрони на последното енергийно ниво, следователно в такива съединения на елемента като оксид, междинни соли и хидроксид металът показва степен на окисление +2. Структурата на атома обяснява всички физични и химични свойства на цинка и неговите съединения. Общото съдържание на метал в почвата е приблизително 0,01 тегл. %. Намира се в минерали като галмея и цинкова смес. Тъй като съдържанието на цинк в тях е ниско, скалите първо се подлагат на обогатяване, което се извършва в шахтови пещи. Повечето минерали, съдържащи цинк, са сулфиди, карбонати и сулфати. Това са цинкови соли, чиито химични свойства са в основата на техните процеси на обработка, като например печене.

Метално производство

Тежката окислителна реакция на цинков карбонат или сулфид произвежда неговия оксид. Процесът протича в кипящ слой. Това е специален метод, базиран на близък контакт на фино смлян минерал и поток горещ въздух, движещ се с висока скорост. След това цинковият оксид ZnO се редуцира с кокс и получените метални пари се отстраняват от реакционната сфера. Друг метод за производство на метал, базиран на химичните свойства на цинка и неговите съединения, е електролизата на разтвор на цинков сулфат. Това е редокс реакция, която протича под въздействието на електрически ток. Върху електрода се отлага метал с висока чистота.

Физически характеристики

Синкаво-сребрист, крехък метал при нормални условия. В температурния диапазон от 100° до 150° цинкът става гъвкав и може да се навива на листове. При нагряване над 200° металът става необичайно крехък. Под въздействието на атмосферния кислород парчетата цинк се покриват с тънък слой оксид и при по-нататъшно окисление се превръщат в хидроксикарбонат, който играе ролята на протектор и предотвратява по-нататъшното взаимодействие на метала с атмосферния кислород. Физичните и химичните свойства на цинка са взаимосвързани. Нека разгледаме това на примера на взаимодействието на метал с вода и кислород.

Силно окисление и реакция с вода

При силно нагряване на въздух цинковите стружки горят със син пламък, образувайки цинков оксид.

Проявява амфотерни свойства. Във водна пара, нагрята до гореща температура, металът измества водорода от молекулите на Н2О, освен това се образува цинков оксид. Химичните свойства на веществото доказват способността му да взаимодейства както с киселини, така и с основи.

Редокс реакции с участието на цинк

Тъй като елементът идва преди водорода в серията активност на металите, той е в състояние да го измести от киселинните молекули.

Продуктите на реакцията между цинк и киселини ще зависят от два фактора:

• вид киселина
• неговата концентрация

Цинков оксид

Бял порест прах, който става жълт при нагряване и се връща към първоначалния си цвят при охлаждане, е метален оксид. Химичните свойства на цинковия оксид и реакционните уравнения за взаимодействието му с киселини и основи потвърждават амфотерния характер на съединението. По този начин веществото не може да реагира с вода, но взаимодейства както с киселини, така и с основи. Продуктите на реакцията ще бъдат средни соли (в случай на взаимодействие с киселини) или комплексни съединения - тетрахидроксоцинати.

Цинковият оксид се използва при производството на бяла боя, която се нарича цинкова бяла. В дерматологията веществото се включва в мехлеми, прахове и пасти, които имат противовъзпалително и изсушаващо действие върху кожата. Повечето от произведения цинков оксид се използва като пълнител за каучук. Продължавайки да изучаваме химичните свойства на цинка и неговите съединения, нека разгледаме Zn(OH) 2 хидроксид.

Амфотерна природа на цинковия хидроксид

Бялата утайка, която се отделя под действието на алкали върху разтвори на метални соли, е основата на цинка. Съединението се разтваря бързо, когато е изложено на киселини или основи. Първият тип реакция завършва с образуването на средни соли, вторият - цинкати. Комплексните соли - хидроксицинатите - се изолират в твърда форма. Специална характеристика на цинковия хидроксид е способността му да се разтваря във воден разтвор на амоняк, за да образува тетраамониев цинков хидроксид и вода. Цинковата основа е слаб електролит, поради което нейните средни соли и цинкатите във водни разтвори са хидролизируеми, т.е. техните йони реагират с вода и образуват молекули на цинков хидроксид. Разтворите на метални соли като хлорид или нитрат ще бъдат киселинни поради натрупването на излишни водородни йони.

Характеристики на цинков сулфат

Химичните свойства на цинка, които разгледахме по-рано, по-специално реакциите му с разредена сулфатна киселина, потвърждават образуването на средна сол - цинков сулфат. Това са безцветни кристали, които при нагряване до 600° и повече могат да произвеждат оксосулфати и серен триоксид. При допълнително нагряване цинковият сулфат се превръща в цинков оксид. Солта е разтворима във вода и глицерин. Веществото се изолира от разтвора при температури до 39 ° C под формата на кристален хидрат, чиято формула е ZnSO 4 × 7H 2 O. В тази форма се нарича цинков сулфат.

В температурния диапазон 39°-70° се получава хексахидратна сол, а над 70° в кристалохидрата остава само една молекула вода. Физикохимичните свойства на цинковия сулфат позволяват използването му като белина в производството на хартия, като минерален тор в растениевъдството и като тор в диетата на домашни животни и птици. В текстилната промишленост съединението се използва при производството на вискозна тъкан и при боядисването на chintz.

Цинковият сулфат също е включен в електролитния разтвор, използван в процеса на галванично покритие на продукти от желязо или стомана със слой цинк, използвайки дифузен метод или метод на горещо поцинковане. Слой от цинк предпазва такива конструкции от корозия за дълго време. Като се имат предвид химичните свойства на цинка, трябва да се отбележи, че при условия на висока соленост на водата, значителни колебания в температурата и влажността на въздуха, поцинковането не дава желания ефект. Поради това металните сплави с мед, магнезий и алуминий се използват широко в индустрията.

Приложение на сплави, съдържащи цинк

Транспортирането на много химикали, като амоняк, по тръбопроводи изисква специални изисквания към състава на метала, от който са направени тръбите. Изработени са на базата на сплави на желязо с магнезий, алуминий и цинк и имат висока антикорозионна устойчивост на агресивни химически среди. Освен това цинкът подобрява механичните свойства на сплавите и неутрализира вредното въздействие на примеси като никел и мед. Медните и цинковите сплави се използват широко в процесите на промишлена електролиза. Танкерите се използват за превоз на петролни продукти. Те са изградени от алуминиеви сплави, съдържащи освен магнезий, хром и манган, голяма част от цинк. Материалите от този състав имат не само високи антикорозионни свойства и повишена якост, но и криогенна устойчивост.

Ролята на цинка в човешкото тяло

Съдържанието на Zn в клетките е 0,0003%, поради което се класифицира като микроелемент. Химичните свойства и реакции на цинка и неговите съединения играят важна роля в метаболизма и поддържането на нормално ниво на хомеостаза, както на ниво клетка, така и на целия организъм като цяло. Металните йони са част от важни ензими и други биологично активни вещества. Известно е например, че цинкът има сериозен ефект върху формирането и функциите на мъжката репродуктивна система. Той е част от коензима на хормона тестостерон, който е отговорен за плодовитостта на семенната течност и образуването на вторични полови белези. Непротеиновата част на друг важен хормон, инсулинът, произвеждан от бета клетките на Лангерхансовите острови в панкреаса, също съдържа микроелемент. Имунният статус на организма също е пряко свързан с концентрацията в клетките на Zn +2 йони, които се намират в хормоните на тимуса - тимулин и тимопоетин. Висока концентрация на цинк се регистрира в ядрени структури - хромозоми, съдържащи дезоксирибонуклеинова киселина и участващи в предаването на наследствената информация на клетката.

В нашата статия проучихме химичните функции на цинка и неговите съединения, а също така определихме ролята му в живота на човешкото тяло.