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

Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u skupini IB periodnog sustava D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atoma bakra u osnovnom stanju piše 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 opaža se takozvani “skok elektrona” s podrazine 4s na podrazinu 3d. Za bakar su uz nulu moguća oksidacijska stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 sklono je disproporcioniranju i stabilno je samo u netopljivim spojevima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao iu složenim spojevima, na primjer, Cl i OH. Spojevi bakra u oksidacijskom stanju +1 nemaju određenu boju. Tako bakrov (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žut (mali kristali), CuCl i CuI su bijele, a Cu 2 S crne i plave boje. Oksidacijsko stanje bakra jednako +2 je kemijski stabilnije. Soli koje sadrže bakar u ovom oksidacijskom stanju su plave i plavozelene boje.

Bakar je vrlo mekan, savitljiv i duktilan metal s visokom električnom i toplinskom vodljivošću. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar se nalazi u nizu aktivnosti metala desno od vodika, tj. spada u niskoaktivne metale.

s kisikom

U normalnim uvjetima bakar ne stupa u interakciju s kisikom. Za reakciju između njih potrebna je toplina. Ovisno o suvišku ili nedostatku kisika i temperaturnim uvjetima, bakrov (II) oksid i bakrov (I) oksid mogu nastati:

sa sumporom

Reakcija sumpora s bakrom, ovisno o uvjetima, može dovesti do stvaranja i bakrova (I) sulfida i bakrova (II) sulfida. Zagrijavanjem smjese praškastog Cu i S na temperaturu od 300-400 o C nastaje bakar (I) sulfid:

Ako nedostaje sumpora, a reakcija se odvija na temperaturama iznad 400 o C, nastaje bakrov (II) sulfid. Međutim, jednostavniji način dobivanja bakrova (II) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljikovom disulfidu:

Ova reakcija se odvija na sobnoj temperaturi.

s halogenima

Bakar reagira s fluorom, klorom i bromom, stvarajući halogenide opće formule CuHal 2, gdje je Hal F, Cl ili Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

U slučaju joda, najslabijeg oksidansa među halogenima, nastaje bakrov (I) jodid:

Bakar ne stupa u interakciju s vodikom, dušikom, ugljikom i silicijem.

s neoksidirajućim kiselinama

Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Budući da neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale u nizu aktivnosti do vodika; to znači da bakar ne reagira s takvim kiselinama.

s oksidirajućim kiselinama

- koncentrirana sumporna kiselina

Bakar reagira s koncentriranom sumpornom kiselinom i pri zagrijavanju i pri sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, reakcija se odvija prema jednadžbi:

Budući da bakar nije jako redukcijsko sredstvo, sumpor se u ovoj reakciji reducira samo do +4 oksidacijskog stanja (u SO 2).

- s razrijeđenom dušičnom kiselinom

Reakcija bakra s razrijeđenom HNO 3 dovodi do stvaranja bakrovog (II) nitrata i dušikovog monoksida:

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

- s koncentriranom dušičnom kiselinom

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

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

s oksidima nemetala

Bakar reagira s nekim oksidima nemetala. Na primjer, s oksidima kao što su NO 2, NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira do oksidacijskog stanja 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:

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

s metalnim oksidima

Kada se metalni bakar sinterira s bakrovim (II) oksidom na temperaturi od 1000-2000 o C, može se dobiti bakrov (I) oksid:

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

s metalnim solima

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

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Također se odvija zanimljiva reakcija u kojoj se bakar otapa u soli aktivnijeg metala - željeza u oksidacijskom stanju +3. Međutim, nema nikakvih proturječja, 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 koristi se u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.

Korozija bakra

Bakar s vremenom korodira u dodiru 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 labavom plavo-zelenom prevlakom bakrovog (II) hidroksikarbonata.

Kemijska svojstva cinka

Cink Zn je u skupini IIB IV razdoblja. Elektronska konfiguracija valentnih orbitala atoma kemijskog elementa u osnovnom stanju je 3d 10 4s 2. Za cink je moguće samo jedno jedino oksidacijsko stanje, jednako +2. Cinkov oksid ZnO i cinkov hidroksid Zn(OH) 2 imaju izražena amfoterna svojstva.

Cink potamni kada se skladišti na zraku, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako događa pri visokoj vlažnosti i u prisutnosti ugljičnog dioksida zbog reakcije:

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

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

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

Cink ne reagira izravno s vodikom, dušikom, ugljikom, silicijem i borom.

Cink reagira s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Tehnički cink posebno je lako topiv u kiselinama, budući da sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebice kadmija i bakra. Cink visoke čistoće otporan je na kiseline iz određenih razloga. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće dovodi se u kontakt s bakrom ili se u kiselu otopinu dodaje malo bakrene soli.

Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplina), metalni cink, budući da je u rastaljenom stanju, stupa u interakciju s 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 s koncentriranom sumpornom kiselinom stvarati sumporov dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik.

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

Sastav produkata redukcije dušične kiseline određen je 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 +10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

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

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

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

Cink reagira s otopinama lužina i nastaje tetrahidroksicinati i vodik:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

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

Kada se stopi s bezvodnim alkalijama, nastaje cink cinkati i vodik:

U visoko alkalnom okruženju, cink je izuzetno jak redukcijski agens, sposoban reducirati dušik u nitratima i nitritima u amonijak:

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

Uslijed kompleksiranja, cink se polako otapa u otopini amonijaka, reducirajući vodik:

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

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

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Kemijska svojstva kroma

Krom je element VIB skupine periodnog sustava elemenata. Elektronska konfiguracija atoma kroma zapisana je kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. u slučaju kroma, kao i u slučaju atoma bakra, uočava se tzv. “curenje elektrona”

Najčešća oksidacijska stanja kroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, au okviru programa Jedinstvenog državnog ispita iz kemije može se pretpostaviti da krom nema drugih oksidacijskih stanja.

U normalnim uvjetima, krom je otporan na koroziju u zraku i vodi.

Međudjelovanje s nemetalima

s kisikom

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

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

s halogenima

Krom reagira s klorom i fluorom na nižim temperaturama nego s kisikom (250 odnosno 300 o C):

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

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

Krom reagira s bromom pri užarenoj temperaturi (850-900 o C):

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

s dušikom

Metalni krom stupa u interakciju s 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 udjelima sumpora i kroma:

Cr+S= o t=>CrS

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

Krom ne reagira s vodikom.

Interakcija sa složenim tvarima

Interakcija s vodom

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

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

Interakcija s kiselinama

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

Cr + 6HNO3 (konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2SO 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 vodika, što znači da je sposoban otpuštati H2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. Tijekom takvih reakcija, u odsutnosti pristupa atmosferskom kisiku, nastaju soli kroma (II):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

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

Kada se reakcija provodi na otvorenom, dvovalentni krom trenutno oksidira kisikom koji se nalazi u zraku do oksidacijskog stupnja +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom će imati oblik:

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

Kada se metalni krom stopi s jakim oksidacijskim sredstvima u prisutnosti lužina, krom se oksidira do +6 oksidacijskog stanja, tvoreći kromati:

Kemijska svojstva željeza

Željezo Fe, kemijski element koji se nalazi u skupini VIIIB i ima redni broj 26 u periodnom sustavu. Raspodjela elektrona u atomu željeza je sljedeća: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, odnosno željezo pripada d-elementima, budući da je u njegovom slučaju d-podrazina popunjena. Najviše ga karakteriziraju dva oksidacijska stanja +2 i +3. FeO oksid i Fe(OH) 2 hidroksid imaju prevladavajuća bazična svojstva, dok Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid imaju izrazito amfoterna svojstva. Stoga se željezov oksid i hidroksid (lll) do neke mjere otapaju kada se kuhaju u koncentriranim otopinama lužina, a također reagiraju s bezvodnim lužinama tijekom taljenja. Treba napomenuti da je oksidacijsko stanje željeza +2 vrlo nestabilno, te lako prelazi u oksidacijsko stanje +3. Također su poznati spojevi željeza u rijetkom oksidacijskom stanju +6 - ferati, soli nepostojeće "željezne kiseline" H 2 FeO 4. Ovi spojevi su relativno stabilni samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim otopinama. Ako je alkalnost okoliša nedovoljna, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.

Interakcija s jednostavnim tvarima

S kisikom

Sagorijevanjem u čistom kisiku željezo stvara tzv željezo mjerilo, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja miješani oksid, čiji se sastav može konvencionalno predstaviti formulom FeO∙Fe 2 O 3. Reakcija izgaranja željeza ima oblik:

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

Sa sumporom

Kada se zagrije, željezo reagira sa sumporom i nastaje željezni sulfid:

Fe + S = t o=>FeS

Ili s viškom sumpora željezni disulfid:

Fe + 2S = t o=>FeS 2

S halogenima

Metalno željezo oksidiraju svi halogeni osim joda do oksidacijskog stanja +3, pri čemu nastaju željezni halogenidi (lll):

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

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

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

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

Treba napomenuti da spojevi feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenoj otopini do slobodnog joda I 2 dok se reduciraju do oksidacijskog stanja +2. Primjeri sličnih reakcija 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

S vodikom

Željezo ne reagira s vodikom (samo alkalijski metali i zemnoalkalijski metali reagiraju s vodikom iz metala):

Interakcija sa složenim tvarima

Interakcija s kiselinama

S neoksidirajućim kiselinama

Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da je sposobno istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (gotovo 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 = FeCl2 + H2

Trebate obratiti pozornost na takav trik u zadacima Jedinstvenog državnog ispita kao pitanje na temu do kojeg će stupnja oksidacije željezo oksidirati kada je izloženo razrijeđenoj i koncentriranoj solnoj kiselini. Točan 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 solnom kiselinom.

Interakcija s oksidirajućim kiselinama

U normalnim uvjetima željezo ne reagira s koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom zbog pasivizacije. Međutim, reagira s njima kada se kuha:

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 stupnja +2, a koncentrirana sumporna kiselina do +3.

Korozija (hrđanje) željeza

Na vlažnom zraku željezo vrlo brzo hrđa:

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

Željezo ne reagira s vodom u nedostatku kisika, ni u normalnim uvjetima ni kad se kuha. Reakcija s vodom događa se samo pri temperaturama iznad crvene topline (>800 o C). oni..

Cink je metal koji se nalazi pod brojem 30 u periodnom sustavu i ima oznaku Zn. Topi se na temperaturi od 419 °C, no ako je vrelište 913 °C, počinje se pretvarati u paru. Na normalnim temperaturama, stanje je krhko, ali na sto stupnjeva počinje se savijati.

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

Cink je kemijski element koji ima svoja posebna svojstva, prednosti i nedostatke. Široko se koristi u ljudskom svakodnevnom životu, u farmaciji i metalurgiji.

Značajke cinka

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

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

Prijelazni je metal, ima oksidacijsko stanje +2, radioaktivni je izotop, vrijeme poluraspada 244 dana.

Element se ne vadi u svom čistom obliku. Sadržano u rudama i mineralima: kleofan, marmatit, wurtzit, cincit. Nužno je prisutan u leguri s aluminijem, bakrom, kositrom i niklom.

Kemijska, fizikalna svojstva i karakteristike cinka

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

Fizička svojstva cinka uključuju njegovo stanje. Glavni faktor je temperatura. Ako je na sobnoj temperaturi krhki materijal, gustoća cinka je 7130 kg/m 3 (˃ gustoća čelika), koji se praktički ne savija, onda se pri dizanju lako savija i u tvornicama se valja u limove. Ako uzmete viši temperaturni režim, materijal dobiva tekuće stanje, a ako podignete temperaturu za 400-450 °C stupnjeva, tada će jednostavno ispariti. Ovo je jedinstvenost - mijenjanje vašeg stanja. Ako je izložen kiselinama i lužinama, može se raspasti, eksplodirati ili rastopiti.

Formula cinka je Zn – cink. Atomska masa cinka je 65,382 amu.

Elektronska formula: jezgra atoma metala sadrži 30 protona, 35 neutrona. U atomu postoje 4 energetske razine – 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 sustav s čvrsto stisnutim atomima. Podaci o rešetki: A=2,66U, C=4,94.

Struktura i sastav cinka

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

Što se tiče primjene, među svim elementima periodnog sustava, metal zauzima 23. mjesto. U prirodi se element pojavljuje u obliku sulfida s primjesama olova Pb, kadmija Cd, željeza Fe, bakra Cu, srebra Ag.

Ovisno o količini nečistoća, metal se označava.

Proizvodnja cinka

Kao što je gore spomenuto, u prirodi ne postoji čisti oblik ovog elementa. Vadi se iz drugih stijena, kao što su rude - kadmij, galij, minerali - sfalerit.

Metal se dobiva u tvornici. Svako postrojenje ima svoje karakteristične karakteristike proizvodnje, pa je oprema za dobivanje čistog materijala različita. Moglo bi biti ovako:

• Rotori, smješteni okomito, su elektrolitički.
• Specijalne peći s dovoljno visokom temperaturom za pečenje, kao i posebne električne peći.
• Transporteri i kupke za elektrolizu.

Ovisno o usvojenoj metodi iskopavanja metala, koristi se odgovarajuća oprema.

Dobivanje čistog cinka

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

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

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

Postoje 2 načina za dobivanje metala:

1. Pirometalurški - odvija se proces gorenja, nakon čega se dobivena masa obnavlja uz pomoć crnog ugljena i koksa. Završni proces je slijeganje.
2. Elektrolitički – ekstrahirana masa se tretira sumpornom kiselinom. Dobivena otopina se podvrgava elektrolizi, tijekom koje se metal taloži i topi u pećima.

Taljenje cinka u peći

Temperatura taljenja cinka u peći je 419-480 °C stupnjeva. Ako je temperatura prekoračena, tada materijal počinje isparavati. Pri ovoj temperaturi dopuštena je primjesa željeza od 0,05%.

Pri željeznoj kamati od 0,2 lim se ne može smotati.

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

Primjena metala

Svojstva cinka omogućuju njegovu upotrebu u mnogim područjima. Kao postotak:

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

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

Cink u metalurgiji

Metalurška industrija koristi ovaj element periodnog sustava kao glavni za postizanje određenih ciljeva. Taljenje lijevanog željeza i čelika glavno je u cijeloj metalurgiji zemlje. Ali ti su metali osjetljivi na negativne utjecaje iz okoliša. Bez određenog tretmana, metali brzo oksidiraju, što dovodi do njihovog propadanja. Najbolja zaštita je pocinčavanje.

Nanošenje zaštitnog filma na lijevano željezo i čelik najbolji je lijek protiv korozije. Oko 40% ukupne proizvodnje čistog materijala troši se na pocinčavanje.

Metode pocinčavanja

Metalurška postrojenja razlikuju se ne samo po svojoj opremi, već i po proizvodnim metodama koje se koriste. Ovisi o cjenovnoj politici i lokaciji (prirodni resursi koji se koriste za metaluršku industriju). Postoji nekoliko metoda pocinčavanja, o kojima se govori u nastavku.

Metoda vrućeg cinčanja

Ova metoda uključuje uranjanje metalnog dijela u tekuću otopinu. To se događa ovako:

1. Dio ili proizvod se odmašćuje, čisti, pere i suši.
2. Zatim se cink topi u tekuće stanje na temperaturama do 480 °C.
3. Pripremljeni proizvod se spušta u tekuću otopinu. Istodobno se dobro navlaži u otopini i formira se premaz debljine do 450 mikrona. Ovo je 100% zaštita od utjecaja vanjskih čimbenika na proizvod (vlaga, izravna sunčeva svjetlost, voda s kemijskim nečistoćama).

Ali ova metoda ima niz nedostataka:

• Film cinka na proizvodu rezultira neravnomjernim slojem.
• Ova metoda se ne može koristiti za dijelove koji zadovoljavaju točne standarde prema GOST-u. Gdje se svaki milimetar smatra nedostatkom.
• Nakon vrućeg pocinčavanja neće svaki dio ostati čvrst i otporan na habanje, jer se nakon prolaska kroz visoke temperature pojavljuje krtost.

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

Hladno pocinčavanje

Ova metoda ima 2 naziva: galvanska i elektrolitička. Metoda premazivanja proizvoda zaštitom od korozije je sljedeća:

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 je obložen ovim sastavom prskanjem.

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

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

Metoda toplinske difuzije

Ova metoda čini premaz koji je elektroda s pozitivnim polaritetom, dok metal proizvoda (čelik) postaje negativnog polariteta. Pojavljuje se elektrokemijski zaštitni sloj.

Metoda je primjenjiva samo ako su dijelovi izrađeni od ugljičnog čelika, lijevanog željeza ili čelika s 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 važna oznaka čelika, kao i vrsta proizvoda - odabrana je odgovarajuća temperatura.
2. Debljina zaštitnog sloja doseže 110 mikrona.
3. Proizvod od čelika ili lijevanog željeza stavlja se u zatvoreni spremnik.
4. Tamo se dodaje posebna smjesa.
5. Posljednji korak je posebna obrada proizvoda kako bi se spriječila pojava bijelih cvjetova od slane vode.

Ova metoda se uglavnom koristi kada je potrebno premazati dijelove koji imaju složen oblik: niti, male poteze. Stvaranje jedinstvenog 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 tijekom vremena okreću i rastavljaju.

Druge upotrebe cinka

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

1. Cinkovi limovi. Za proizvodnju listova izvodi se valjanje, u kojem je važna duktilnost. Ovisi o temperaturi. Temperatura od 25 °C daje plastičnost samo u jednoj ravnini, što stvara određena svojstva metala. Ovdje je glavna stvar zašto je list napravljen. Što je viša temperatura, metal postaje tanji. Ovisno o tome, proizvod je označen Ts1, Ts2, Ts3. Nakon toga od limova nastaju razni proizvodi za automobile, profili za gradnju i popravak, za tisak itd.
2. Cinkove legure. Za poboljšana svojstva metalnih proizvoda dodaje se cink. Ove legure se stvaraju na visokim temperaturama u posebnim pećima. Najčešće proizvedene legure su bakar i aluminij. Ove se legure koriste za izradu ležajeva i raznih čahura, primjenjivih u strojogradnji, brodogradnji i zrakoplovstvu.

U kućanstvu su standard pocinčana kanta, korito i limovi na krovu. Koristi se cink, a ne krom ili nikal. I ne samo da je pocinčavanje jeftinije od premazivanja drugim materijalima. Ovo je najpouzdaniji i najdugotrajniji zaštitni materijal od kroma ili drugih korištenih materijala.

Kao rezultat toga, cink je najčešći metal koji se široko koristi u metalurgiji. U strojarstvu, građevinarstvu, medicini, materijal se koristi ne samo kao zaštita od korozije, već i za povećanje čvrstoće i dugog vijeka trajanja. U privatnim kućama pocinčane ploče štite krov od padalina, u zgradama su zidovi i stropovi obloženi pločama od gipsanih ploča na bazi pocinčanih profila.

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

Vanjska elektronska konfiguracija atoma Zn je 3d104s2. Oksidacijsko stanje u spojevima je +2. Normalni redoks potencijal od 0,76 V karakterizira cink kao aktivni metal i energetski redukcijski agens. Na zraku na temperaturama do 100 °C cink brzo potamni, prekrivajući se površinskim filmom bazičnih karbonata. U vlažnom zraku, posebno u prisutnosti CO2, metal se raspada uz stvaranje bazičnog cink bikarbonata, čak i pri običnim 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 stvarajući cinkov oksid uz značajno oslobađanje energije.

U skladu s mjestom koje cink zauzima u nizu naprezanja, on se lako otapa u razrijeđenim kiselinama uz oslobađanje vodika. U tom slučaju koncentrirana kiselina se reducira u dušikove okside, a razrijeđena kiselina se reducira u amonijak. Otapanje u konc. H3S04 prati oslobađanje sumpornog dioksida, a ne vodika.

Mješavina cinkovog praha i sumpora reagira eksplozivno kada se zagrije.

Cink ne stupa u interakciju s dušikom čak ni u parama, ali vrlo lako na vrućim temperaturama reagira s amonijakom, stvarajući cinkov nitrid - Zn3Na.

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

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

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

Cink stvara 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 lužinama, kao i vodenim otopinama amonijaka i amonijevog klorida, osobito pri zagrijavanju. Brzina otapanja cinka ne samo u alkalijama, već iu kiselinama ovisi o njegovoj čistoći. Vrlo čisti cink otapa se sporo, a za ubrzanje procesa preporuča se u otopinu ukapati nekoliko kapi jako razrijeđene otopine bakrenog sulfata (pojava galvanskih parova).

Međudjelovanje s nemetalima

Kad se jako zagrije na zraku, gori svijetlim plavičastim plamenom stvarajući cinkov oksid:

Kada se zapali, snažno reagira sa sumporom:

Reagira s halogenima pod normalnim uvjetima u prisutnosti vodene pare kao katalizatora:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Kada para fosfora djeluje na cink, nastaju fosfidi:

Zn + 2P = ZnP2 odn

3Zn + 2P = Zn3P2

Cink ne stupa u interakciju s vodikom, dušikom, borom, silicijem ili ugljikom.

Interakcija s vodom

Reagira s vodenom parom na crvenoj vrućini i stvara cinkov oksid i vodik:

Zn + H2O = ZnO + H2

Interakcija s kiselinama

U elektrokemijskom nizu napona metala, cink se nalazi ispred vodika i istiskuje ga iz neoksidirajućih kiselina:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Reagira s razrijeđenom nitratnom kiselinom i stvara cink nitrat i amonijev nitrat:

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

Reagira s koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom stvarajući cinkovu sol i produkte redukcije kiseline:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

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

Interakcija s alkalijama

Reagira s alkalijskim otopinama stvarajući hidrokso komplekse:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

kada se stopi, formira cinkate:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Interakcija s amonijakom

S plinovitim amonijakom na 550-600°C stvara cink nitrid:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

otapa se u vodenoj otopini amonijaka, stvarajući tetraaminijum cink hidroksid:

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

Interakcija s oksidima i solima

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

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Nalazi se u drugoj skupini, sekundarnoj podskupini periodnog sustava Mendeljejeva i prijelazni je metal. Serijski broj elementa je 30, masa je 65,37. Elektronska konfiguracija vanjskog sloja atoma je 4s2. Jedino i konstantno je “+2”. Za prijelazne metale karakteristično je stvaranje kompleksnih spojeva u kojima djeluju kao kompleksirajuće sredstvo s različitim koordinacijskim brojevima. To se također odnosi i na cink. Postoji 5 izotopa koji su stabilni u prirodi s masenim brojevima od 64 do 70. Štoviše, izotop 65Zn je radioaktivan, njegovo vrijeme poluraspada je 244 dana.

Cink je srebrnoplavi metal koji se, kada je izložen zraku, brzo prekriva zaštitnim oksidnim filmom koji prikriva njegov sjaj. Kada se oksidni film ukloni, cink pokazuje svojstva metala - sjaj i karakterističan svijetli sjaj. U prirodi se cink nalazi u mnogim mineralima i rudama. Najčešći: kleofan, cinkova mješavina (sfalerit), wurtzit, marmatit, kalamin, smithsonit, willemit, cincit, franklinit.

Smithsonite

Kao dio miješanih ruda, cink susreće svoje stalne pratioce: talij, germanij, indij, galij i kadmij. 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 tvari je Zn, kemijska veza je metalna. Cink ima heksagonalnu gustu kristalnu rešetku.

Fizikalna i kemijska svojstva cinka

Talište cinka je 420 °C. U normalnim uvjetima to je krti metal. Kada se zagrije na 100-150 °C, raste kovljivost i duktilnost cinka, pa je moguće proizvoditi žicu od metala i rolne folije. Vrelište cinka je 906 °C. Ovaj metal je izvrstan vodič. Počevši od 200 °C, cink se lako melje u sivi prah i gubi svoju plastičnost. Metal ima dobru toplinsku vodljivost i toplinski kapacitet. Opisani fizikalni parametri dopuštaju korištenje cinka u spojevima s drugim elementima. Mesing je najpoznatija legura cinka.

Limeni duhački instrumenti

Pod normalnim uvjetima, površina cinka trenutno je prekrivena oksidom u obliku mutne sivo-bijele prevlake. Nastaje zbog činjenice da kisik u zraku oksidira čistu tvar. Cink kao jednostavna tvar reagira s halkogenima, halogenima, kisikom, lužinama, kiselinama, amonijem (njegovim solima), . Cink ne stupa u interakciju s dušikom, vodikom, borom, ugljikom i silicijem. Kemijski čisti cink ne reagira s otopinama kiselina i lužina. - metal je amfoteran, a u reakcijama s lužinama stvara kompleksne spojeve - hidroksinate. Kliknite kako biste saznali koji se pokusi za proučavanje svojstava cinka mogu provesti kod kuće.

Reakcija sumporne kiseline s cinkom i nastajanje vodika

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

Ako se uzme vrlo čisti cink i sumporna kiselina, vodik se sporo oslobađa, osobito na početku reakcije. Stoga se ponekad otopini koja se ohladi nakon razrjeđivanja doda malo otopine bakrenog sulfata. Metalni bakar taložen na površini cinka ubrzava reakciju. Optimalan način razrjeđivanja kiseline za proizvodnju vodika je razrjeđivanje koncentrirane sumporne kiseline gustoće 1,19 s vodom u omjeru 1:1.

Reakcija koncentrirane sumporne kiseline s cinkom

U koncentriranoj sumpornoj kiselini oksidacijsko sredstvo nije vodikov kation, već jače oksidacijsko sredstvo - sulfatni ion. Ne manifestira se kao oksidacijsko sredstvo u razrijeđenoj sumpornoj kiselini zbog jake hidratacije i, kao rezultat toga, niske pokretljivosti.

Kako će koncentrirana sumporna kiselina reagirati s cinkom ovisi o temperaturi i koncentraciji. Reakcijske jednadžbe:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Koncentrirana sumporna kiselina je jako oksidacijsko sredstvo zbog oksidacijskog stanja sumpora (S⁺⁶). Interakcija je čak i s nisko aktivnim metalima, odnosno s metalima prije i poslije vodika, i za razliku od razrijeđene kiseline, nikada ne oslobađa vodik tijekom tih reakcija. U reakcijama koncentrirane sumporne kiseline s metalima uvijek nastaju tri produkta: sol, voda i produkt redukcije sumpora. Koncentrirana sumporna kiselina je tako jako oksidacijsko sredstvo da čak oksidira i neke nemetale (ugljen, sumpor, fosfor).

Cink je tipičan predstavnik skupine metalnih elemenata i ima cijeli niz njihovih karakteristika: metalni sjaj, duktilnost, električnu i toplinsku vodljivost. Međutim, kemijska svojstva cinka donekle se razlikuju od osnovnih reakcija svojstvenih većini metala. Element se pod određenim uvjetima može ponašati kao nemetal, na primjer, reagirati s alkalijama. Ova pojava se naziva amfoternost. U našem ćemo članku proučiti fizikalna svojstva cinka, a također ćemo razmotriti tipične reakcije karakteristične za metal i njegove spojeve.

Položaj elementa u periodnom sustavu i rasprostranjenost u prirodi

Metal se nalazi u sekundarnoj podskupini druge skupine periodnog sustava. Osim cinka, sadrži kadmij i živu. Cink pripada d-elementima i nalazi se u četvrtoj periodi. U kemijskim reakcijama njegovi atomi uvijek odustaju od elektrona posljednje energetske razine, stoga u takvim spojevima elementa kao što su oksid, intermedijarne soli i hidroksid, metal pokazuje oksidacijsko stanje +2. Struktura atoma objašnjava sva fizikalna i kemijska svojstva cinka i njegovih spojeva. Ukupni sadržaj metala u tlu je približno 0,01 tež. %. Nalazi se u mineralima kao što su galmea i cinkova mješavina. Budući da je sadržaj cinka u njima nizak, stijene se najprije podvrgavaju obogaćivanju koje se provodi u osovinskim pećima. Većina minerala koji sadrže cink su sulfidi, karbonati i sulfati. To su cinkove soli čija su kemijska svojstva temelj procesa njihove obrade, kao što je prženje.

Proizvodnja metala

Teška reakcija oksidacije cinkovog karbonata ili sulfida proizvodi njegov oksid. Proces se odvija u fluidiziranom sloju. Ovo je posebna metoda koja se temelji na bliskom kontaktu fino mljevenog minerala i struje vrućeg zraka koja se kreće velikom brzinom. Zatim se cinkov oksid ZnO reducira koksom, a nastale pare metala uklanjaju se iz reakcijske sfere. Druga metoda proizvodnje metala, koja se temelji na kemijskim svojstvima cinka i njegovih spojeva, je elektroliza otopine cinkovog sulfata. To je redoks reakcija koja se odvija pod utjecajem električne struje. Metal visoke čistoće taloži se na elektrodu.

Fizičke karakteristike

Plavkasto-srebrni, lomljivi metal u normalnim uvjetima. U temperaturnom području od 100° do 150° cink postaje fleksibilan i može se smotati u ploče. Kad se zagrije iznad 200°, metal postaje neobično krt. Pod utjecajem atmosferskog kisika komadići cinka prekrivaju se tankim slojem oksida, a daljnjom oksidacijom prelazi u hidroksikarbonat koji ima ulogu zaštitnika i sprječava daljnju interakciju metala s atmosferskim kisikom. Fizikalna i kemijska svojstva cinka međusobno su povezana. Razmotrimo ovo na primjeru interakcije metala s vodom i kisikom.

Jaka oksidacija i reakcija s vodom

Kad se jako zagriju na zraku, strugotine cinka gore plavim plamenom, stvarajući cinkov oksid.

Pokazuje amfoterna svojstva. U vodenoj pari zagrijanoj na vruću temperaturu, metal istiskuje vodik iz molekula H 2 O, osim toga nastaje cinkov oksid. Kemijska svojstva tvari dokazuju njegovu sposobnost interakcije s kiselinama i alkalijama.

Redoks reakcije koje uključuju cink

Budući da element dolazi prije vodika u nizu aktivnosti metala, on ga može istisnuti iz molekula kiseline.

Produkti reakcije između cinka i kiselina ovisit će o dva čimbenika:

• vrsta kiseline
• njegovu koncentraciju

Cinkov oksid

Bijeli porozni prah koji grijanjem požuti, a hlađenjem vraća svoju prvobitnu boju je metalni oksid. Kemijska svojstva cinkovog oksida i jednadžbe reakcije za njegovu interakciju s kiselinama i alkalijama potvrđuju amfoternu prirodu spoja. Dakle, tvar ne može reagirati s vodom, ali komunicira s kiselinama i alkalijama. Produkti reakcije bit će srednje soli (u slučaju interakcije s kiselinama) ili složeni spojevi - tetrahidroksocinati.

Cinkov oksid koristi se u proizvodnji bijele boje, koja se naziva cinkova bijela. U dermatologiji, tvar je uključena u masti, pudere i paste koje imaju protuupalni učinak i sušenje kože. Većina proizvedenog cinkovog oksida koristi se kao punilo za gumu. Nastavljajući proučavati kemijska svojstva cinka i njegovih spojeva, razmotrimo Zn (OH) 2 hidroksid.

Amfoterna priroda cinkovog hidroksida

Bijeli talog koji ispada pod djelovanjem lužina na otopine metalnih soli je baza cinka. Spoj se brzo otapa kada je izložen kiselinama ili alkalijama. Prva vrsta reakcije završava stvaranjem srednjih soli, druga - cinkati. Kompleksne soli - hidroksicinati - izoliraju se u krutom obliku. Posebna značajka cink hidroksida je njegova sposobnost otapanja u vodenoj otopini amonijaka pri čemu nastaje tetraaminijum cink hidroksid i voda. Baza cinka je slab elektrolit, stoga su i njezine srednje soli i cinkati u vodenim otopinama hidrolizabilni, odnosno njihovi ioni reagiraju s vodom i tvore molekule cinkovog hidroksida. Otopine metalnih soli poput klorida ili nitrata bit će kisele zbog nakupljanja viška vodikovih iona.

Karakteristike cink sulfata

Kemijska svojstva cinka koja smo ranije ispitali, posebice njegove reakcije s razrijeđenom sulfatnom kiselinom, potvrđuju stvaranje prosječne soli - cinkovog sulfata. To su bezbojni kristali, koji pri zagrijavanju na 600° i više mogu proizvesti oksosulfate i sumporov trioksid. Daljnjim zagrijavanjem cinkov sulfat se pretvara u cinkov oksid. Sol je topiva u vodi i glicerinu. Tvar se izolira iz otopine na temperaturama do 39°C u obliku kristalnog hidrata, čija je formula ZnSO 4 × 7H 2 O. U ovom obliku naziva se cinkov sulfat.

U temperaturnom području 39°-70° dobiva se heksahidratna sol, a iznad 70° ostaje samo jedna molekula vode u kristalnom hidratu. Fizikalno-kemijska svojstva cinkovog sulfata omogućuju njegovu primjenu kao izbjeljivač u proizvodnji papira, kao mineralno gnojivo u biljnoj proizvodnji te kao gnojivo u prehrani domaćih životinja i peradi. U tekstilnoj industriji, spoj se koristi u proizvodnji viskoznih tkanina iu bojanju chintza.

Cinkov sulfat je također uključen u otopinu elektrolita koja se koristi u procesu galvanskog presvlačenja proizvoda od željeza ili čelika slojem cinka difuznom metodom ili metodom vrućeg cinčanja. Sloj cinka štiti takve strukture od korozije dugo vremena. S obzirom na kemijska svojstva cinka, treba napomenuti da u uvjetima visokog saliniteta vode, značajnih kolebanja temperature i vlažnosti zraka, pocinčavanje ne daje željeni učinak. Stoga se metalne legure s bakrom, magnezijem i aluminijem široko koriste u industriji.

Primjena legura koje sadrže cink

Transport mnogih kemikalija, poput amonijaka, kroz cjevovode zahtijeva posebne zahtjeve za sastav metala od kojeg su cijevi izrađene. Izrađeni su na bazi legura željeza s magnezijem, aluminijem i cinkom i imaju visoku antikorozivnu otpornost na agresivna kemijska okruženja. Osim toga, cink poboljšava mehanička svojstva legura i neutralizira štetne učinke nečistoća poput nikla i bakra. Legure bakra i cinka naširoko se koriste u procesima industrijske elektrolize. Za prijevoz naftnih derivata koriste se cisterne. Izgrađeni su od aluminijskih legura koje osim magnezija, kroma 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 organizmu

Sadržaj Zn u stanicama je 0,0003%, pa se svrstava u mikroelemente. Kemijska svojstva i reakcije cinka i njegovih spojeva imaju važnu ulogu u metabolizmu i održavanju normalne razine homeostaze, kako na razini stanice, tako i cijelog organizma u cjelini. Metalni ioni dio su važnih enzima i drugih biološki aktivnih tvari. Na primjer, poznato je da cink ima ozbiljan učinak na formiranje i funkcije muškog reproduktivnog sustava. Dio je koenzima hormona testosterona koji je odgovoran za plodnost sjemene tekućine i formiranje sekundarnih spolnih obilježja. Neproteinski dio još jednog važnog hormona, inzulina, kojeg proizvode beta stanice Langerhansovih otočića u gušterači, također sadrži element u tragovima. Imunološki status organizma također je izravno povezan s koncentracijom u stanicama iona Zn +2, koji se nalaze u hormonu timusa - timulinu i timopoetinu. Visoka koncentracija cinka zabilježena je u nuklearnim strukturama - kromosomima koji sadrže deoksiribonukleinsku kiselinu i sudjeluju u prijenosu nasljednih informacija stanice.

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