Cink uobičajene čistoće aktivno reagira s kiselim otopinama. Cink: proizvodnja i primjena Interakcija cinka i vode

Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u grupi IB periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atoma bakra u osnovnom stanju zapisuje se kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 umjesto očekivane formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Drugim riječima, u slučaju atoma bakra, uočen je takozvani „skok elektrona“ sa 4s podnivoa na 3d podnivo. Za bakar, pored nule, moguća su oksidaciona stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 je sklono disproporcionalnosti i stabilno je samo u nerastvorljivim jedinjenjima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao iu kompleksnim jedinjenjima, na primjer, Cl i OH. Jedinjenja bakra u +1 oksidacionom stanju nemaju određenu boju. Tako bakar (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žuti (mali kristali), CuCl i CuI su bijeli, a Cu 2 S je crno-plavi. Oksidacijsko stanje bakra jednako +2 je hemijski stabilnije. Soli koje sadrže bakar u ovom oksidacionom stanju su plave i plavo-zelene boje.

Bakar je veoma mekan, savitljiv i duktilan metal visoke električne i toplotne provodljivosti. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar se nalazi u nizu aktivnosti metala desno od vodonika, tj. pripada niskoaktivnim metalima.

sa kiseonikom

U normalnim uslovima, bakar ne stupa u interakciju sa kiseonikom. Toplina je potrebna za reakciju između njih. Ovisno o višku ili manjku kisika i temperaturnim uvjetima, bakar (II) oksid i bakar (I) oksid mogu formirati:

sa sumporom

Reakcija sumpora sa bakrom, u zavisnosti od uslova, može dovesti do stvaranja i bakar (I) sulfida i bakar (II) sulfida. Kada se mješavina Cu i S u prahu zagrije na temperaturu od 300-400 o C, nastaje bakar (I) sulfid:

Ako postoji nedostatak sumpora i reakcija se odvija na temperaturama iznad 400 o C, nastaje bakar (II) sulfid. Međutim, jednostavniji način za dobivanje bakrovog (II) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljičnom disulfidu:

Ova reakcija se odvija na sobnoj temperaturi.

sa halogenima

Bakar reaguje sa fluorom, hlorom i bromom, formirajući halide opšte formule CuHal 2, gde je Hal F, Cl ili Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

U slučaju joda, najslabijeg oksidanta među halogenima, nastaje bakar (I) jodid:

Bakar ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, ugljenikom i silicijumom.

sa neoksidirajućim kiselinama

Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Pošto neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale u nizu aktivnosti do vodonika; to znači da bakar ne reaguje sa takvim kiselinama.

sa oksidirajućim kiselinama

- koncentrovana sumporna kiselina

Bakar reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i pri zagrevanju i na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, reakcija se odvija prema jednadžbi:

Pošto bakar nije jak redukcioni agens, sumpor se u ovoj reakciji redukuje samo do +4 oksidacionog stanja (u SO 2).

- sa razblaženom azotnom kiselinom

Reakcija bakra sa razrijeđenim HNO 3 dovodi do stvaranja bakar (II) nitrata i dušikovog monoksida:

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

- sa koncentrovanom azotnom kiselinom

Koncentrovani HNO 3 lako reaguje sa bakrom u normalnim uslovima. Razlika između reakcije bakra s koncentriranom dušičnom kiselinom i reakcije s razrijeđenom dušičnom kiselinom leži u produktu redukcije dušika. U slučaju koncentriranog HNO 3, dušik se reducira u manjoj mjeri: umjesto dušikovog oksida (II) nastaje dušikov oksid (IV), što je posljedica veće konkurencije između molekula dušične kiseline u koncentriranoj kiselini za redukcijsko sredstvo (Cu ) elektroni:

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

sa nemetalnim oksidima

Bakar reaguje sa nekim oksidima nemetala. Na primjer, kod oksida kao što su NO 2, NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira u oksidacijsko stanje 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:

U slučaju sumpor-dioksida, umjesto jednostavne tvari (sumpora) nastaje bakar(I) sulfid. To je zbog činjenice da bakar i sumpor, za razliku od dušika, reagiraju:

sa metalnim oksidima

Kada se metalni bakar sinteruje sa bakar (II) oksidom na temperaturi od 1000-2000 o C, može se dobiti bakar (I) oksid:

Također, metalni bakar može reducirati željezo (III) oksid u željezo (II) oksid nakon kalcinacije:

sa metalnim solima

Bakar istiskuje manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz rastvora njihovih soli:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Događa se i zanimljiva reakcija u kojoj se bakar rastvara u soli aktivnijeg metala – gvožđa u oksidacionom stanju +3. Međutim, nema kontradiktornosti, jer bakar ne istiskuje željezo iz njegove soli, već ga samo reducira iz oksidacijskog stanja +3 u oksidacijsko stanje +2:

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

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

Posljednja reakcija se koristi u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.

Korozija bakra

Bakar vremenom korodira kada je u kontaktu s vlagom, ugljičnim dioksidom i atmosferskim kisikom:

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

Kao rezultat ove reakcije, bakreni proizvodi su prekriveni labavim plavo-zelenim premazom od bakar (II) hidroksikarbonata.

Hemijska svojstva cinka

Cink Zn je u grupi IIB IV perioda. Elektronska konfiguracija valentnih orbitala atoma hemijskog elementa u osnovnom stanju je 3d 10 4s 2. Za cink je moguće samo jedno stanje oksidacije, jednako +2. Cink oksid ZnO i cink hidroksid Zn(OH) 2 imaju izražena amfoterna svojstva.

Cink tamni kada se čuva na vazduhu, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako događa pri visokoj vlažnosti i u prisustvu ugljičnog dioksida zbog reakcije:

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

Para cinka gori u zraku, a tanka traka cinka, nakon što se užari u plamenu gorionika, gori zelenkastim plamenom:

Kada se zagrije, metalni cink također stupa u interakciju s halogenima, sumporom i fosforom:

Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom.

Cink reaguje s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Tehnički cink je posebno lako rastvorljiv u kiselinama, jer sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebno kadmijuma i bakra. Cink visoke čistoće je iz određenih razloga otporan na kiseline. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće se dovodi u kontakt sa bakrom ili se u kiseli rastvor dodaje malo soli bakra.

Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplota), metal cinka, koji je u rastopljenom stanju, stupa u interakciju sa pregrijanom vodenom parom, oslobađajući iz nje vodik:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Cink također reagira s oksidirajućim kiselinama: koncentriranom sumpornom i dušičnom.

Cink kao aktivni metal može formirati sumpor-dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik sa koncentriranom sumpornom kiselinom.

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

Sastav redukcijskih produkata dušične kiseline određuje se koncentracijom otopine:

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

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

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

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

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

Na smjer procesa također utiču temperatura, količina kiseline, čistoća metala i vrijeme reakcije.

Cink reaguje sa rastvorima alkalija i nastaje tetrahidroksicinati i vodonik:

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

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

Kada se spoji sa bezvodnim alkalijama, nastaje cink cinkati i vodonik:

U visoko alkalnoj sredini, cink je izuzetno jak redukcioni agens, sposoban da redukuje azot u nitratima i nitritima u amonijak:

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

Zbog kompleksiranja, cink se polako otapa u rastvoru amonijaka, redukujući vodonik:

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

Cink također reducira manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz vodenih otopina njihovih soli:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Hemijska svojstva hroma

Krom je element grupe VIB periodnog sistema. Elektronska konfiguracija atoma hroma je zapisana kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. u slučaju hroma, kao i u slučaju atoma bakra, uočava se tzv. „curenje elektrona“

Najčešće pokazana oksidaciona stanja hroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, a u okviru programa Jedinstvenog državnog ispita iz hemije može se pretpostaviti da hrom nema druga oksidaciona stanja.

U normalnim uslovima, hrom je otporan na koroziju u vazduhu i vodi.

Interakcija sa nemetalima

sa kiseonikom

Zagrijan na temperaturu veću od 600 o C, metalni krom u prahu sagorijeva u čistom kisiku stvarajući krom (III) oksid:

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

sa halogenima

Krom reaguje sa hlorom i fluorom na nižim temperaturama nego sa kiseonikom (250 odnosno 300 o C):

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

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

Krom reaguje sa bromom na usijanoj temperaturi (850-900 o C):

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

sa azotom

Metalni hrom stupa u interakciju sa dušikom na temperaturama iznad 1000 o C:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

sa sumporom

Sa sumporom, krom može formirati i krom (II) sulfid i krom (III) sulfid, što ovisi o omjeru sumpora i hroma:

Cr+S= o t=>CrS

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

Krom ne reaguje sa vodonikom.

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa vodom

Krom je metal srednje aktivnosti (nalazi se u nizu aktivnosti metala između aluminija i vodonika). To znači da se reakcija odvija između usijanog hroma i pregrijane vodene pare:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Interakcija sa kiselinama

Krom se u normalnim uvjetima pasivizira koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom, međutim, otapa se u njima nakon ključanja, dok oksidira do oksidacijskog stanja +3:

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

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

U slučaju razrijeđene dušične kiseline, glavni proizvod redukcije dušika je jednostavna tvar N 2:

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

Krom se nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodonika, što znači da je sposoban oslobađati H2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. Tokom takvih reakcija, u nedostatku pristupa atmosferskom kiseoniku, nastaju soli hroma (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

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

Kada se reakcija izvodi na otvorenom, dvovalentni krom se trenutno oksidira kisikom sadržanim u zraku do oksidacijskog stanja +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom imat će oblik:

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

Kada je metalni hrom fuzionisan sa jakim oksidacionim agensima u prisustvu alkalija, hrom se oksidira do +6 oksidacionog stanja, formirajući hromati:

Hemijska svojstva gvožđa

Gvožđe Fe, hemijski element koji se nalazi u grupi VIIIB i ima serijski broj 26 u periodnom sistemu. Raspodjela elektrona u atomu gvožđa je sledeća: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, odnosno gvožđe pripada d-elementima, pošto je u njegovom slučaju popunjen d-podnivo. Najviše ga karakterišu dva oksidaciona stanja +2 i +3. FeO oksid i Fe(OH) 2 hidroksid imaju dominantna bazična svojstva, dok Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid imaju primetno amfoterna svojstva. Dakle, željezni oksid i hidroksid (lll) se u određenoj mjeri otapaju kada se kuhaju u koncentriranim otopinama alkalija, a također reagiraju s bezvodnim alkalijama tokom fuzije. Treba napomenuti da je oksidaciono stanje gvožđa +2 vrlo nestabilno i lako prelazi u oksidaciono stanje +3. Poznata su i jedinjenja gvožđa u retkom oksidacionom stanju +6 - ferati, soli nepostojeće „gvozdene kiseline“ H 2 FeO 4. Ova jedinjenja su relativno stabilna samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim rastvorima. Ako je alkalnost okoline nedovoljna, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

Sa kiseonikom

Kada se sagori u čistom kiseoniku, gvožđe stvara tzv gvožđe skala, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja miješani oksid, čiji sastav se može konvencionalno predstaviti formulom FeO∙Fe 2 O 3. Reakcija sagorevanja gvožđa ima oblik:

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

Sa sumporom

Kada se zagrije, gvožđe reaguje sa sumporom i formira željezni sulfid:

Fe + S = t o=>FeS

Ili sa viškom sumpora gvožđe disulfid:

Fe + 2S = t o=>FeS 2

Sa halogenima

Metalno željezo oksidiraju svi halogeni osim joda do +3 oksidacijskog stanja, stvarajući željezne halogenide (lll):

2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 – željezo fluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – željezni hlorid (lll)

Jod, kao najslabiji oksidant među halogenima, oksidira željezo samo do oksidacijskog stanja +2:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 – gvožđe jodid (ll)

Treba napomenuti da jedinjenja feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenom rastvoru do slobodnog joda I 2 dok se redukuju u oksidaciono stanje +2. Primjeri sličnih reakcija iz FIPI banke:

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

Sa vodonikom

Gvožđe ne reaguje sa vodonikom (samo alkalni i zemnoalkalni metali reaguju sa vodonikom iz metala):

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa kiselinama

Sa neoksidirajućim kiselinama

Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da je sposobno istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (skoro sve kiseline osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 bilo koje koncentracije):

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

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Morate obratiti pažnju na takav trik u zadacima Jedinstvenog državnog ispita kao pitanje na temu do kojeg stupnja oksidacije će željezo oksidirati kada je izloženo razrijeđenoj i koncentriranoj klorovodičnoj kiselini. Tačan odgovor je do +2 u oba slučaja.

Zamka ovdje leži u intuitivnom očekivanju dublje oksidacije željeza (do d.o. +3) u slučaju njegove interakcije s koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom.

Interakcija sa oksidirajućim kiselinama

U normalnim uslovima, gvožđe ne reaguje sa koncentrisanom sumpornom i azotnom kiselinom zbog pasivacije. Međutim, reaguje s njima kada se prokuha:

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

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Imajte na umu da razrijeđena sumporna kiselina oksidira željezo do oksidacijskog stanja od +2, a koncentrirana sumporna kiselina do +3.

Korozija (rđanje) gvožđa

U vlažnom vazduhu, gvožđe vrlo brzo rđa:

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

Gvožđe ne reaguje sa vodom u odsustvu kiseonika, ni u normalnim uslovima ni kada je prokuvano. Reakcija sa vodom se odvija samo pri temperaturama iznad crvene toplote (>800 o C). one..

Cink je metal koji je broj 30 u periodnom sistemu i ima oznaku Zn. Topi se na temperaturi od 419 °C, ali ako je tačka ključanja 913 °C, počinje da se pretvara u paru. Na normalnim temperaturama stanje je krhko, ali na sto stepeni počinje da se savija.

Boja cinka je plavo-bela. Pri izlaganju kisiku dolazi do oksidacije, kao i do prevlake od karbonata, koja štiti metal od daljnjih reakcija oksidacije. Pojava hidroksida na cinku znači da voda nema uticaja na hemijski element.

Cink je hemijski element koji ima svoja karakteristična svojstva, prednosti i nedostatke. Široko se koristi u svakodnevnom životu ljudi, u farmaciji i metalurgiji.

Karakteristike cinka

Metal je neophodan i široko se koristi u gotovo svim područjima svakodnevnog ljudskog života.

Rudarstvo se uglavnom obavlja u Iranu, Kazahstanu, Australiji i Boliviji. U Rusiji je proizvođač OJSC GMK Dalpolimetal.

To je prelazni metal, ima oksidaciono stanje +2, radioaktivni izotop, poluživot od 244 dana.

Element se ne kopa u svom čistom obliku. Sadrži u rudama i mineralima: kleiofan, marmatit, vurcit, cincit. Nužno je prisutan u leguri sa aluminijumom, bakrom, kalajem i niklom.

Hemijska, fizička svojstva i karakteristike cinka

Cink je metal koji ima niz svojstava i karakteristika koje ga razlikuju od ostalih elemenata periodnog sistema.

Fizička svojstva cinka uključuju njegovo stanje. Glavni faktor je temperatura. Ako se na sobnoj temperaturi radi o krhkom materijalu, gustoća cinka je 7130 kg/m 3 (˃ gustoća čelika), koji se praktički ne savija, onda kada se podigne, lako se savija i u tvornicama se valja u limove. Ako uzmete viši temperaturni režim, materijal dobija tečno stanje, a ako temperaturu podignete za 400-450 °C, onda će jednostavno ispariti. Ovo je jedinstvenost - mijenjanje vašeg stanja. Ako je izložen kiselinama i alkalijama, može se raspasti, eksplodirati ili otopiti.

Formula cinka je Zn – cink. Atomska masa cinka je 65.382 amu.

Elektronska formula: jezgro atoma metala sadrži 30 protona, 35 neutrona. Postoje 4 energetska nivoa u atomu - 30 elektrona. (Sl. struktura atoma cinka) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

Kristalna rešetka cinka je heksagonalni kristalni sistem sa čvrsto stisnutim atomima. Podaci o rešetki: A=2,66U, C=4,94.

Struktura i sastav cinka

Iskopani i neobrađeni materijal ima izotope 64, 66, 67, elektrone 2-8-18-2.

Po primjeni, među svim elementima periodnog sistema, metal zauzima 23. mjesto. U prirodi se element pojavljuje u obliku sulfida sa primesama olova Pb, kadmijuma Cd, gvožđa Fe, bakra Cu, srebra Ag.

U zavisnosti od količine nečistoća, metal se označava.

Proizvodnja cinka

Kao što je gore spomenuto, u prirodi ne postoji čist oblik ovog elementa. Iskopava se iz drugih stena, kao što su ruda - kadmijum, galijum, minerali - sfalerit.

Metal se dobija u fabrici. Svaki pogon ima svoje karakteristične proizvodne karakteristike, pa je i oprema za dobijanje čistog materijala različita. Moglo bi biti ovako:

• Rotori, postavljeni okomito, su elektrolitski.
• Specijalne peći sa dovoljno visokom temperaturom za pečenje, kao i posebne električne peći.
• Transporteri i kupke za elektrolizu.

U zavisnosti od usvojene metode vađenja metala, koristi se odgovarajuća oprema.

Dobivanje čistog cinka

Kao što je već spomenuto, u prirodi ne postoji čista vrsta. Uglavnom se vadi iz ruda u kojima dolazi sa raznim elementima.

Za dobivanje čistog materijala koristi se poseban proces flotacije sa selektivnošću. Nakon procesa, ruda se raspada na elemente: cink, olovo, bakar i tako dalje.

Čisti metal ekstrahovan ovom metodom peče se u posebnoj peći. Tamo, pri određenim temperaturama, sulfidno stanje materijala prelazi u oksid. Prilikom pečenja oslobađa se plin koji sadrži sumpor koji se koristi za proizvodnju sumporne kiseline.

Postoje 2 načina za dobijanje metala:

1. Pirometalurški - odvija se proces gorenja, nakon čega se dobivena masa obnavlja uz pomoć crnog uglja i koksa. Završni proces je sređivanje.
2. Elektrolitičko – ekstrahovana masa se tretira sumpornom kiselinom. Dobiveni rastvor se podvrgava elektrolizi, tokom koje se metal taloži i topi u pećima.

Topljenje cinka u peći

Temperatura topljenja cinka u peći je 419-480 °C stepeni. Ako se temperatura prekorači, tada materijal počinje isparavati. Na ovoj temperaturi je dozvoljena primesa gvožđa od 0,05%.

Pri željeznoj kamatnoj stopi od 0,2, tabak se ne može motati.

Za topljenje čistog metala koriste se različite metode, sve do proizvodnje cinkove pare, koja se šalje u posebne rezervoare i tamo tvar pada.

Primena metala

Svojstva cinka omogućavaju njegovu upotrebu u mnogim područjima. u postocima:

1. Galvanizacija – do 60%.
2. Medicina – 10%.
3. Razne legure koje sadrže ovaj metal 10%.
4. Proizvodnja guma 10%.
5. Proizvodnja boja – 10%.

Upotreba cinka je također neophodna za restauraciju metala kao što su zlato, srebro i platina.

Cink u metalurgiji

Metalurška industrija koristi ovaj element periodnog sistema kao glavni za postizanje određenih ciljeva. Topljenje livenog gvožđa i čelika je glavno u celoj metalurgiji zemlje. Ali ovi metali su podložni negativnim utjecajima okoline. Bez određenog tretmana, metali brzo oksidiraju, što dovodi do njihovog propadanja. Najbolja zaštita je galvanizacija.

Nanošenje zaštitnog filma na liveno gvožđe i čelik najbolji je lek protiv korozije. Oko 40% ukupne proizvodnje čistog materijala troši se na pocinčavanje.

Metode galvanizacije

Metalurška postrojenja se razlikuju ne samo po opremi, već i po korištenim proizvodnim metodama. Zavisi od politike cijena i lokacije (prirodni resursi koji se koriste za metaluršku industriju). Postoji nekoliko metoda galvanizacije, o kojima će biti riječi u nastavku.

Metoda toplog pocinčavanja

Ova metoda uključuje potapanje metalnog dijela u tečnu otopinu. To se dešava ovako:

1. Dio ili proizvod se odmašćuje, čisti, pere i suši.
2. Zatim se cink topi u tečno stanje na temperaturama do 480 °C.
3. Pripremljeni proizvod se spušta u tečni rastvor. Istovremeno se dobro navlaži u otopini i formira se premaz debljine do 450 mikrona. Ovo je 100% zaštita od uticaja spoljašnjih faktora na proizvod (vlaga, direktna sunčeva svetlost, voda sa hemijskim nečistoćama).

Ali ova metoda ima niz nedostataka:

• Cink film na proizvodu rezultira neravnim slojem.
• Ova metoda se ne može koristiti za dijelove koji ispunjavaju precizne standarde prema GOST-u. Gdje se svaki milimetar smatra defektom.
• Nakon vrućeg pocinčavanja, neće svaki dio ostati čvrst i otporan na habanje, jer se nakon prolaska kroz visoke temperature pojavljuje lomljivost.

Ova metoda također nije prikladna za proizvode premazane bojama i lakovima.

Hladno cinkovanje

Ova metoda ima 2 naziva: galvanski i elektrolitički. Način premazivanja proizvoda zaštitom od korozije je sljedeći:

1. Metalni dio, proizvod je pripremljen (odmašćen, očišćen).
2. Nakon toga se provodi "metoda bojenja" - koristi se poseban sastav, koji ima glavnu komponentu - cink.
3. Dio se premazuje ovim sastavom prskanjem.

Zahvaljujući ovoj metodi, zaštićeni su dijelovi s preciznim tolerancijama i proizvodi premazani bojama i lakovima. Povećava otpornost na vanjske faktore koji dovode do korozije.

Nedostaci ove metode: tanak zaštitni sloj - do 35 mikrona. To rezultira manjom zaštitom i kraćim periodima zaštite.

Metoda termičke difuzije

Ovom metodom se pravi premaz koji je elektroda pozitivnog polariteta, dok metal proizvoda (čelik) postaje negativan polaritet. Pojavljuje se elektrohemijski zaštitni sloj.

Metoda je primjenjiva samo ako su dijelovi izrađeni od ugljičnog čelika, lijevanog željeza ili čelika sa nečistoćama. Cink se koristi na sljedeće načine:

1. Na temperaturama od 290 °C do 450 °C u praškastom mediju, površina dijela je zasićena Zn. Ovdje je bitno označavanje čelika, kao i vrsta proizvoda - odabire se odgovarajuća temperatura.
2. Debljina zaštitnog sloja dostiže 110 mikrona.
3. Proizvod izrađen od čelika ili lijevanog željeza stavlja se u zatvoreni rezervoar.
4. Tu se dodaje posebna smjesa.
5. Posljednji korak je poseban tretman proizvoda kako bi se spriječila pojava bijelog cvjetanja od slane vode.

Ova metoda se uglavnom koristi kada je potrebno premazati dijelove koji imaju složen oblik: niti, male poteze. Stvaranje jednolikog zaštitnog sloja je važno, jer su ovi dijelovi višestruko izloženi vanjskim agresivnim sredinama (konstantna vlaga).

Ova metoda osigurava najveći postotak zaštite proizvoda od korozije. Pocinčani premaz je otporan na habanje i praktički neuništiv, što je vrlo važno za dijelove koji se vremenom rotiraju i rastavljaju.

Druge upotrebe cinka

Osim za pocinčavanje, metal se koristi i u drugim industrijama.

1. Cinkovi limovi. Za proizvodnju limova izvodi se valjanje, pri čemu je važna duktilnost. Zavisi od temperature. Temperatura od 25 °C daje plastičnost samo u jednoj ravni, što stvara određena svojstva metala. Ovdje je glavna stvar zašto je list napravljen. Što je temperatura viša, metal postaje tanji. Ovisno o tome, proizvod ima oznaku Ts1, Ts2, Ts3. Nakon toga se od listova stvaraju razni proizvodi za automobile, profili za gradnju i popravku, za štampu i tako dalje.
2. Legure cinka. Za poboljšana svojstva metalnih proizvoda, dodaje se cink. Ove legure se stvaraju na visokim temperaturama u specijalnim pećima. Najčešće proizvedene legure su bakar i aluminijum. Ove legure se koriste za proizvodnju ležajeva i raznih čaura, koji su primenljivi u mašinstvu, brodogradnji i vazduhoplovstvu.

U kućnoj upotrebi, pocinčana kanta, korito i limovi na krovu su norma. Koristi se cink, a ne hrom ili nikal. I ne samo da je cinkovanje jeftinije od oblaganja drugim materijalima. Ovo je najpouzdaniji i dugotrajniji zaštitni materijal od hroma ili drugih korištenih materijala.

Kao rezultat toga, cink je najčešći metal koji se široko koristi u metalurgiji. U mašinstvu, građevinarstvu, medicini materijal se koristi ne samo kao zaštita od korozije, već i za povećanje čvrstoće i dugog veka trajanja. U privatnim kućama pocinčani limovi štite krov od padavina, u zgradama su zidovi i stropovi obloženi gipsanim pločama na bazi pocinčanih profila.

Gotovo svaka domaćica u svojoj kući ima pocinčanu kantu ili korito koje dugo koristi.

Eksterna elektronska konfiguracija atoma Zn je 3d104s2. Oksidacijsko stanje u jedinjenjima je +2. Normalni redoks potencijal od 0,76 V karakteriše cink kao aktivni metal i energetski redukcioni agens. Na zraku na temperaturama do 100 °C, cink brzo tamni, prekrivajući se površinskim filmom bazičnih karbonata. U vlažnom vazduhu, posebno u prisustvu CO2, metal se raspada sa stvaranjem bazičnog cink bikarbonata, čak i na uobičajenim temperaturama.

Na vrućim temperaturama, može se oksidirati vodenom parom, oslobađajući vodik i ugljični dioksid. Kada se dovoljno zagrije na zraku, gori svijetlim zelenkasto-plavim plamenom da nastane cink oksid sa značajnim oslobađanjem energije.

U skladu sa mjestom koje zauzima cink u nizu naprezanja, on se lako rastvara u razrijeđenim kiselinama uz oslobađanje vodonika. U ovom slučaju, koncentrirana kiselina se reducira u dušikove okside, a razrijeđena kiselina se reducira u amonijak. Rastvaranje u konc. H3S04 je praćeno oslobađanjem sumpor-dioksida, a ne vodonika.

Mješavina cinkovog praha i sumpora reagira eksplozivno kada se zagrije.

Cink ne stupa u interakciju s dušikom čak ni u parama, ali prilično lako na vrućim temperaturama reagira s amonijakom, formirajući cink nitrid - Zn3Na.

Cink karbid ZnC, nastao zagrijavanjem cinka u struji acetilena, razlaže se s vodom i razrijeđenim kiselinama.

Kada se metalni cink zagrije u parama fosfora na 440-780°C, formiraju se fosfidi - Zn3Ps i ZnP2.

U rastopljenom stanju, cink se neograničeno miješa sa mnogim metalima: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

Cink formira spojeve s mnogim metalima, na primjer: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

Cink se prilično lako otapa u alkalijama, kao i vodenim rastvorima amonijaka i amonijum hlorida, posebno kada se zagreje. Brzina rastvaranja cinka ne samo u alkalijama, već iu kiselinama ovisi o njegovoj čistoći. Vrlo čisti cink se sporo otapa, a za ubrzavanje procesa preporučuje se unošenje nekoliko kapi jako razrijeđene otopine bakar sulfata u otopinu (pojava galvanskih parova).

Interakcija sa nemetalima

Kada se jako zagrije na zraku, gori svijetlim plavkastim plamenom da nastane cink oksid:

Kada se zapali, snažno reaguje sa sumporom:

Reaguje sa halogenima u normalnim uslovima u prisustvu vodene pare kao katalizatora:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Kada fosforna para djeluje na cink, nastaju fosfidi:

Zn + 2P = ZnP2 ili

3Zn + 2P = Zn3P2

Cink ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, borom, silicijumom ili ugljenikom.

Interakcija sa vodom

Reaguje s vodenom parom na crvenoj toplini da nastane cink oksid i vodik:

Zn + H2O = ZnO + H2

Interakcija sa kiselinama

U elektrohemijskom naponskom nizu metala, cink se nalazi prije vodika i istiskuje ga iz neoksidirajućih kiselina:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Reaguje sa razblaženom azotnom kiselinom da formira cink nitrat i amonijum nitrat:

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

Reaguje s koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom kako bi se formirala sol cinka i produkti redukcije kiseline:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

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

Interakcija sa alkalijama

Reaguje sa alkalnim rastvorima da formira hidrokso komplekse:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

kada se stapa, formira cinkate:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Interakcija sa amonijakom

Sa gasovitim amonijakom na 550-600°C formira cink nitrid:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

otapa se u vodenom rastvoru amonijaka, formirajući tetraaminijum cink hidroksid:

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

Interakcija sa oksidima i solima

Cink istiskuje metale koji se nalaze u naponskom nizu desno od njega iz rastvora soli i oksida:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Nalazi se u drugoj grupi, sekundarnoj podgrupi periodnog sistema Mendeljejeva i prelazni je metal. Serijski broj elementa je 30, masa 65,37. Elektronska konfiguracija vanjskog sloja atoma je 4s2. Jedini i konstantan je “+2”. Prijelazne metale karakterizira stvaranje kompleksnih spojeva u kojima djeluju kao agens kompleksiranja s različitim koordinacijskim brojevima. Ovo se odnosi i na cink. Postoji 5 izotopa koji su stabilni u prirodi sa masenim brojevima od 64 do 70. Štaviše, izotop 65Zn je radioaktivan, njegovo vrijeme poluraspada je 244 dana.

Cink je srebrnoplavi metal koji, kada je izložen zraku, brzo postaje prevučen zaštitnim oksidnim filmom, skrivajući svoj sjaj. Kada se oksidni film ukloni, cink pokazuje svojstva metala - sjaj i karakterističan sjajan sjaj. U prirodi, cink se nalazi u mnogim mineralima i rudama. Najčešći: kleiofan, cink blenda (sfalerit), vurcit, marmatit, kalamin, smitsonit, willemit, cincit, franklinit.

Smithsonite

U sastavu mešovitih ruda, cink susreće svoje stalne pratioce: talij, germanijum, indijum, galijum i kadmijum. Zemljina kora sadrži 0,0076% cinka, a 0,07 mg/l ovog metala nalazi se u morskoj vodi u obliku soli. Formula cinka kao jednostavne supstance je Zn, hemijska veza je metalna. Cink ima heksagonalnu gustu kristalnu rešetku.

Fizička i hemijska svojstva cinka

Tačka topljenja cinka je 420 °C. U normalnim uslovima to je lomljiv metal. Zagrijavanjem na 100-150 °C povećava se savitljivost i duktilnost cinka, te je moguća izrada žice od metala i rolne folije. Tačka ključanja cinka je 906 °C. Ovaj metal je odličan provodnik. Počevši od 200 °C, cink se lako melje u sivi prah i gubi svoju plastičnost. Metal ima dobru toplotnu provodljivost i toplotni kapacitet. Opisani fizički parametri omogućavaju upotrebu cinka u spojevima s drugim elementima. Mesing je najpoznatija legura cinka.

Duvački duvački instrumenti

U normalnim uvjetima, površina cinka je trenutno prekrivena oksidom u obliku mutne sivo-bijele prevlake. Nastaje zbog činjenice da kisik u zraku oksidira čistu tvar. Cink kao jednostavna supstanca reaguje sa halkogenima, halogenima, kiseonikom, alkalijama, kiselinama, amonijumom (njegovim solima), . Cink ne stupa u interakciju sa dušikom, vodonikom, borom, ugljikom i silicijumom. Hemijski čisti cink ne reaguje sa rastvorima kiselina i alkalija. - metal je amfoteran, au reakcijama sa alkalijama stvara kompleksna jedinjenja - hidroksinate. Kliknite da saznate koji eksperimenti za proučavanje svojstava cinka se mogu izvesti kod kuće.

Reakcija sumporne kiseline sa cinkom i proizvodnja vodika

Reakcija razrijeđene sumporne kiseline s cinkom glavna je laboratorijska metoda za proizvodnju vodika. U tu svrhu koristi se čisti zrnati (granulirani) cink ili tehnički cink u obliku otpadaka i strugotina.

Ako se uzimaju vrlo čisti cink i sumporna kiselina, vodik se polako oslobađa, posebno na početku reakcije. Stoga se u otopinu koja se ohladila nakon razrjeđivanja ponekad dodaje malo otopine bakar sulfata. Metalni bakar taložen na površini cinka ubrzava reakciju. Optimalan način za razrjeđivanje kiseline za proizvodnju vodika je razrjeđivanje koncentrirane sumporne kiseline gustoće 1,19 s vodom u omjeru 1:1.

Reakcija koncentrovane sumporne kiseline sa cinkom

U koncentriranoj sumpornoj kiselini oksidacijski agens nije kation vodika, već jači oksidacijski agens - sulfatni ion. Ne manifestira se kao oksidant u razrijeđenoj sumpornoj kiselini zbog jake hidratacije i, kao rezultat, male pokretljivosti.

Kako će koncentrirana sumporna kiselina reagirati s cinkom ovisi o temperaturi i koncentraciji. Jednačine reakcije:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Koncentrovana sumporna kiselina je jako oksidaciono sredstvo zbog oksidacionog stanja sumpora (S⁺⁶). On stupa u interakciju čak i sa nisko aktivnim metalima, odnosno s metalima prije i poslije vodika, i, za razliku od razrijeđene kiseline, nikada ne oslobađa vodonik tokom ovih reakcija. U reakcijama koncentrirane sumporne kiseline s metalima uvijek nastaju tri produkta: sol, voda i produkt redukcije sumpora. Koncentrirana sumporna kiselina je toliko jak oksidant da čak oksidira i neke nemetale (ugalj, sumpor, fosfor).

Cink je tipičan predstavnik grupe metalnih elemenata i ima čitav niz njihovih karakteristika: metalni sjaj, duktilnost, električnu i toplotnu provodljivost. Međutim, hemijska svojstva cinka se donekle razlikuju od osnovnih reakcija svojstvenih većini metala. Element se može ponašati kao nemetal pod određenim uslovima, na primer, reagovati sa alkalijama. Ova pojava se naziva amfoternost. U našem članku ćemo proučavati fizička svojstva cinka, a također ćemo razmotriti tipične reakcije karakteristične za metal i njegove spojeve.

Položaj elementa u periodnom sistemu i distribucija u prirodi

Metal se nalazi u sekundarnoj podgrupi druge grupe periodnog sistema. Osim cinka, sadrži kadmijum i živu. Cink spada u d-elemente i nalazi se u četvrtom periodu. U kemijskim reakcijama, njegovi atomi uvijek daju elektrone posljednjeg energetskog nivoa, stoga u takvim spojevima elementa kao što su oksid, intermedijarne soli i hidroksid, metal pokazuje oksidacijsko stanje +2. Struktura atoma objašnjava sva fizička i hemijska svojstva cinka i njegovih spojeva. Ukupni sadržaj metala u tlu je približno 0,01 tež. %. Nalazi se u mineralima kao što su galmea i cink blende. S obzirom da je u njima nizak sadržaj cinka, stijene se prvo podvrgavaju obogaćivanju koje se vrši u osovinskim pećima. Većina minerala koji sadrže cink su sulfidi, karbonati i sulfati. To su soli cinka, čija su hemijska svojstva u osnovi njihovih procesa obrade, kao što je pečenje.

Proizvodnja metala

Teška reakcija oksidacije cink karbonata ili sulfida proizvodi njegov oksid. Proces se odvija u fluidizovanom sloju. Ovo je posebna metoda zasnovana na bliskom kontaktu fino mljevenog minerala i struje vrućeg zraka koja se kreće velikom brzinom. Zatim se cink oksid ZnO reducira koksom, a nastale metalne pare se uklanjaju iz reakcione sfere. Druga metoda proizvodnje metala, zasnovana na hemijskim svojstvima cinka i njegovih spojeva, je elektroliza otopine cink sulfata. To je redoks reakcija koja se javlja pod uticajem električne struje. Metal visoke čistoće se nanosi na elektrodu.

Fizičke karakteristike

Plavkasto-srebrni, lomljiv metal u normalnim uslovima. U temperaturnom rasponu od 100° do 150°, cink postaje fleksibilan i može se valjati u limove. Kada se zagrije iznad 200°, metal postaje neobično krt. Pod uticajem atmosferskog kiseonika, komadići cinka su prekriveni tankim slojem oksida, a daljom oksidacijom prelazi u hidroksikarbonat koji ima ulogu protektora i sprečava dalju interakciju metala sa atmosferskim kiseonikom. Fizička i hemijska svojstva cinka su međusobno povezana. Razmotrimo ovo na primjeru interakcije metala s vodom i kisikom.

Teška oksidacija i reakcija s vodom

Kada se jako zagriju na zraku, cink strugotine gore plavim plamenom, stvarajući cink oksid.

Pokazuje amfoterna svojstva. U vodenoj pari zagrijanoj do usijane temperature, metal istiskuje vodonik iz molekula H 2 O, osim toga nastaje cink oksid. Hemijska svojstva supstance dokazuju njenu sposobnost interakcije i sa kiselinama i sa alkalijama.

Redox reakcije koje uključuju cink

Pošto element dolazi ispred vodonika u nizu aktivnosti metala, on je u stanju da ga istisne iz molekula kiseline.

Produkti reakcije između cinka i kiselina će zavisiti od dva faktora:

• vrsta kiseline
• njegovu koncentraciju

Cink oksid

Bijeli porozni prah koji požuti kada se zagrije i vrati u prvobitnu boju kada se ohladi je metalni oksid. Hemijska svojstva cink oksida i jednačine reakcije za njegovu interakciju s kiselinama i alkalijama potvrđuju amfoternu prirodu spoja. Dakle, tvar ne može reagirati s vodom, ali stupa u interakciju s kiselinama i alkalijama. Reakcioni proizvodi će biti srednje soli (u slučaju interakcije sa kiselinama) ili kompleksna jedinjenja - tetrahidroksocinati.

Cink oksid se koristi u proizvodnji bijele boje, koja se naziva cink bijela. U dermatologiji se tvar uključuje u masti, pudere i paste koje djeluju protuupalno i isušuju kožu. Većina proizvedenog cink oksida koristi se kao punilo za gumu. Nastavljajući proučavanje hemijskih svojstava cinka i njegovih spojeva, razmotrimo Zn(OH) 2 hidroksid.

Amfoterna priroda cink hidroksida

Bijeli talog koji ispada pod djelovanjem lužine na otopine soli metala je baza cinka. Jedinjenje se brzo otapa kada je izloženo kiselinama ili alkalijama. Prva vrsta reakcije završava stvaranjem srednjih soli, druga - cinkata. Kompleksne soli – hidroksicinati – izoluju se u čvrstom obliku. Posebna karakteristika cink hidroksida je njegova sposobnost da se otapa u vodenom rastvoru amonijaka i formira tetraaminijum cink hidroksid i vodu. Baza cinka je slab elektrolit, pa se i njegove prosječne soli i cinkati u vodenim otopinama mogu hidrolizirati, odnosno njihovi ioni reagiraju s vodom i formiraju molekule cink hidroksida. Otopine soli metala poput klorida ili nitrata bit će kisele zbog nakupljanja viška vodikovih jona.

Karakteristike cink sulfata

Hemijska svojstva cinka koje smo ranije ispitali, posebno njegove reakcije s razrijeđenom sulfatnom kiselinom, potvrđuju stvaranje prosječne soli - cink sulfata. To su bezbojni kristali, koji, zagrijani na 600° i više, mogu proizvesti oksosulfate i sumpor trioksid. Daljnjim zagrijavanjem, cink sulfat se pretvara u cink oksid. Sol je rastvorljiva u vodi i glicerinu. Supstanca se izoluje iz rastvora na temperaturama do 39°C u obliku kristalnog hidrata, čija je formula ZnSO 4 × 7H 2 O. U ovom obliku se naziva cink sulfat.

U temperaturnom opsegu 39°-70° dobija se heksahidratna so, a iznad 70° u kristalnom hidratu ostaje samo jedan molekul vode. Fizičko-hemijska svojstva cink-sulfata omogućavaju da se koristi kao izbjeljivač u proizvodnji papira, kao mineralno gnojivo u biljnoj proizvodnji i kao gnojivo u ishrani domaćih životinja i peradi. U tekstilnoj industriji smjesa se koristi u proizvodnji viskoznih tkanina i u bojanju cinca.

Cink sulfat je također uključen u otopinu elektrolita koja se koristi u procesu galvanskog prevlačenja proizvoda od željeza ili čelika slojem cinka difuznom metodom ili metodom vrućeg pocinčavanja. Sloj cinka štiti takve strukture od korozije dugo vremena. S obzirom na hemijska svojstva cinka, treba napomenuti da u uslovima visokog saliniteta vode, značajnih fluktuacija temperature i vlažnosti vazduha, cinkovanje ne daje željeni efekat. Stoga se legure metala s bakrom, magnezijem i aluminijem široko koriste u industriji.

Primjena legura koje sadrže cink

Transport mnogih hemikalija, poput amonijaka, kroz cjevovode zahtijeva posebne zahtjeve za sastav metala od kojeg su cijevi napravljene. Izrađuju se na bazi legura gvožđa sa magnezijumom, aluminijumom i cinkom i imaju visoku otpornost na koroziju na agresivne hemijske sredine. Osim toga, cink poboljšava mehanička svojstva legura i neutralizira štetne učinke nečistoća kao što su nikl i bakar. Legure bakra i cinka se široko koriste u industrijskim procesima elektrolize. Tankeri se koriste za transport naftnih derivata. Izrađene su od aluminijskih legura koje pored magnezija, hroma i mangana sadrže veliki udio cinka. Materijali ovog sastava ne samo da imaju visoka antikorozivna svojstva i povećanu čvrstoću, već i kriogenu otpornost.

Uloga cinka u ljudskom tijelu

Sadržaj Zn u ćelijama je 0,0003%, pa je klasifikovan kao mikroelement. Hemijska svojstva i reakcije cinka i njegovih spojeva igraju važnu ulogu u metabolizmu i održavanju normalnog nivoa homeostaze, kako na nivou ćelije, tako i na nivou cijelog organizma u cjelini. Metalni joni su dio važnih enzima i drugih biološki aktivnih supstanci. Na primjer, poznato je da cink ima ozbiljan utjecaj na formiranje i funkcije muškog reproduktivnog sistema. Dio je koenzima hormona testosterona, koji je odgovoran za plodnost sjemene tekućine i formiranje sekundarnih polnih karakteristika. Neproteinski dio drugog važnog hormona, inzulina, koji proizvode beta ćelije Langerhansovih otočića u pankreasu, također sadrži element u tragovima. Imuni status organizma je takođe direktno povezan sa koncentracijom u ćelijama jona Zn+2, koji se nalaze u hormonu timusa – timulinu i timopoetinu. Visoka koncentracija cinka zabilježena je u nuklearnim strukturama - hromozomima koji sadrže deoksiribonukleinsku kiselinu i sudjeluju u prijenosu nasljednih informacija stanice.

U našem članku proučavali smo kemijske funkcije cinka i njegovih spojeva, a također smo utvrdili njegovu ulogu u životu ljudskog tijela.