El zinc es un elemento de un subgrupo secundario del segundo grupo, el cuarto período del sistema periódico. elementos químicos D. I. Mendeleev, con número atómico 30. Denotado por el símbolo Zn (lat. Zincum). Una sustancia simple, el zinc en condiciones normales es un metal de transición quebradizo de color blanco azulado (se deslustra en el aire y se cubre con una fina capa de óxido de zinc).

En el cuarto período, el zinc es el último elemento d, sus electrones de valencia 3d 10 4s 2 . En la formación de enlaces químicos, sólo los electrones del exterior nivel de energía, porque la configuración d 10 es muy estable. En los compuestos, el zinc tiene un estado de oxidación de +2.

El zinc es un metal reactivo, tiene propiedades reductoras pronunciadas, es inferior a los metales alcalinotérreos en actividad. Muestra propiedades anfóteras.

Interacción del zinc con los no metales
Cuando se calienta fuertemente en el aire, arde con una llama azulada brillante para formar óxido de zinc:
2Zn + O2 → 2ZnO.

Cuando se enciende, reacciona vigorosamente con azufre:
Zn + S → ZnS.

Reacciona con halógenos en condiciones normales en presencia de vapor de agua como catalizador:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2 .

Bajo la acción del vapor de fósforo sobre el zinc, se forman fosfuros:
Zn + 2P → ZnP 2 o 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .

El zinc no interactúa con hidrógeno, nitrógeno, boro, silicio, carbono.

Interacción del zinc con el agua.
Reacciona con vapor de agua al rojo vivo para formar óxido de zinc e hidrógeno:
Zn + H2O → ZnO + H2.

La interacción del zinc con los ácidos.
En la serie electroquímica de voltajes de los metales, el zinc está antes que el hidrógeno y lo desplaza de los ácidos no oxidantes:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.

Reacciona con ácido nítrico diluido para formar nitrato de zinc y nitrato de amonio:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Reacciona con ácidos sulfúrico y nítrico concentrados para formar una sal de zinc y productos de reducción de ácido:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Interacción del zinc con los álcalis
Reacciona con soluciones alcalinas para formar complejos hidroxo:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

cuando se fusiona, forma zincatos:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .

Interacción con amoníaco
Con amoníaco gaseoso a 550–600°C forma nitruro de zinc:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
se disuelve en una solución acuosa de amoníaco, formando hidróxido de tetraaminzinc:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2.

Interacción del zinc con óxidos y sales
El zinc desplaza los metales en la fila de tensión a la derecha de las soluciones de sales y óxidos:
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Óxido de zinc (II) ZnO - los cristales blancos, cuando se calientan, adquieren un color amarillo. Densidad 5,7 g/cm 3 , temperatura de sublimación 1800°C. A temperaturas superiores a 1000 °C, se reduce a zinc metálico con carbono, monóxido de carbono e hidrógeno:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO2;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

No interactúa con el agua. Muestra propiedades anfóteras, reacciona con soluciones de ácidos y álcalis:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Cuando se fusiona con óxidos metálicos, forma zincatos:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .

Al interactuar con óxidos no metálicos, forma sales, donde es un catión:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.

Hidróxido de zinc (II) Zn(OH) 2 - una sustancia incolora cristalina o amorfa. Densidad 3,05 g/cm 3 , a temperaturas superiores a 125 °C se descompone:
Zn(OH)2 → ZnO + H2O.

El hidróxido de zinc exhibe propiedades anfóteras, fácilmente soluble en ácidos y álcalis:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2;

también fácilmente soluble en amoníaco acuoso para formar hidróxido de tetraaminzinc:
Zn(OH)2 + 4NH3 → (OH)2.

Se obtiene en forma de precipitado blanco cuando las sales de zinc reaccionan con los álcalis:
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

Una aleación de zinc y cobre, el latón, se conocía en Antigua Grecia, Antiguo Egipto, India (siglo VII), China (siglo XI). Durante mucho tiempo no fue posible aislar zinc puro. En 1746, A. S. Marggraf desarrolló un método para obtener zinc puro calcinando una mezcla de su óxido con carbón sin acceso al aire en retortas refractarias de arcilla, seguida de condensación de vapor de zinc en refrigeradores. A escala industrial, la fundición de zinc comenzó en el siglo XVII.
Latín zincum se traduce como "recubrimiento blanco". El origen de esta palabra no está precisamente establecido. Presuntamente, proviene del persa "cheng", aunque este nombre no se refiere al zinc, sino a las piedras en general. La palabra "zinc" se encuentra en los escritos de Paracelso y otros investigadores de los siglos XVI y XVII. y se remonta, quizás, al antiguo "zinco" alemán - placa, una monstruosidad. El nombre "zinc" se volvió de uso común solo en la década de 1920.

Estar en la naturaleza, obteniendo:

El mineral de zinc más común es la esfalerita o blenda de zinc. El componente principal del mineral es el sulfuro de zinc ZnS, y varias impurezas le dan a esta sustancia todo tipo de colores. Aparentemente, por esto el mineral se llama enganche. La blenda de zinc se considera el mineral principal a partir del cual se formaron otros minerales del elemento No. 30: smithsonita ZnCO 3 , zincita ZnO, calamina 2ZnO SiO 2 H 2 O. En Altai, a menudo se pueden encontrar minerales de "ardilla" rayada, una mezcla de blenda de zinc y espato pardo. Una pieza de tal mineral desde la distancia realmente parece un animal rayado oculto.
La extracción de zinc comienza con la concentración del mineral por métodos de sedimentación o flotación, luego se quema para formar óxidos: 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
El óxido de zinc se procesa por el método electrolítico o se reduce con coque. En el primer caso, el zinc se lixivia del óxido crudo con una solución diluida de ácido sulfúrico, las impurezas de cadmio se precipitan con polvo de zinc y la solución de sulfato de zinc se somete a electrólisis. El metal de 99,95% de pureza se deposita sobre cátodos de aluminio.

Propiedades físicas:

En su forma pura, es un metal blanco plateado bastante dúctil. Es quebradizo a temperatura ambiente; cuando la placa se dobla, se escucha un crujido por la fricción de los cristalitos (generalmente más fuerte que el "grito de estaño"). A 100-150 °C el zinc es plástico. Las impurezas, incluso las menores, aumentan considerablemente la fragilidad del zinc. Punto de fusión - 692°C, punto de ebullición - 1180°C

Propiedades químicas:

Un metal anfótero típico. El potencial de electrodo estándar es de -0,76 V, en la serie de potenciales estándar se ubica antes que el hierro. En el aire, el zinc se cubre con una fina película de óxido de ZnO. Se quema cuando se calienta. Cuando se calienta, el zinc reacciona con halógenos, con fósforo, formando fosfuros Zn 3 P 2 y ZnP 2, con azufre y sus análogos, formando varios calcogenuros, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 y ZnTe. El zinc no reacciona directamente con hidrógeno, nitrógeno, carbono, silicio y boro. El nitruro Zn 3 N 2 se obtiene por reacción de zinc con amoníaco a 550-600°C.
El zinc de pureza ordinaria reacciona activamente con soluciones de ácidos y álcalis, formando hidroxozincatos en el último caso: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
El zinc muy puro no reacciona con soluciones de ácidos y álcalis.
El zinc se caracteriza por compuestos con un estado de oxidación de +2.

Las conexiones más importantes:

óxido de zinc- ZnO, blanco, anfótero, reacciona tanto con soluciones ácidas como con álcalis:
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (fusión).
hidróxido de zinc- se forma como un precipitado blanco gelatinoso cuando se agrega álcali a soluciones acuosas de sales de zinc. hidróxido anfótero
sales de zinc. Sólidos cristalinos incoloros. En soluciones acuosas, los iones de zinc Zn 2+ forman complejos acuosos 2+ y 2+ y sufren una fuerte hidrólisis.
zincatos se forman por la interacción del óxido o hidróxido de zinc con los álcalis. Cuando se fusionan, se forman metacincatos (por ejemplo, Na 2 ZnO 2), que, al disolverse en agua, pasan a tetrahidroxozincatos: Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O \u003d Na 2. Cuando las soluciones se acidifican, precipita el hidróxido de zinc.

Solicitud:

Producción de recubrimientos anticorrosivos. - El zinc metálico en forma de barras se utiliza para proteger contra la corrosión los productos de acero en contacto con el agua de mar. Aproximadamente la mitad de todo el zinc producido se utiliza para la producción de acero galvanizado, un tercio, en el galvanizado en caliente de productos terminados, el resto, para tiras y alambres.
- De gran importancia práctica son las aleaciones de zinc: latón (cobre más 20-50% de zinc). Para el moldeo por inyección, además del latón, se utiliza un número cada vez mayor de aleaciones especiales de zinc.
- Otra área de aplicación es la producción de pilas secas, aunque en los últimos años ha disminuido significativamente.
- El telururo de zinc ZnTe se utiliza como material para fotoresistores, receptores de infrarrojos, dosímetros y contadores de radiación. - Acetato de zinc Zn(CH 3 COO) 2 se utiliza como fijador en el teñido de tejidos, conservante de la madera, agente antifúngico en medicina, catalizador en síntesis orgánica. El acetato de zinc es un ingrediente de los cementos dentales y se utiliza en la fabricación de esmaltes y porcelana.

El zinc es uno de los elementos biológicamente activos más importantes y es esencial para todas las formas de vida. Su papel se debe principalmente a que forma parte de más de 40 enzimas importantes. Se ha establecido la función del zinc en proteínas responsables del reconocimiento de la secuencia de bases del ADN y, por tanto, de la regulación de la transferencia de información genética durante la replicación del ADN. El zinc participa en el metabolismo de los carbohidratos con la ayuda de una hormona que contiene zinc: la insulina. Solo en presencia de zinc funciona la vitamina A. El zinc también es necesario para la formación de huesos.
Al mismo tiempo, los iones de zinc son tóxicos.

Bespomesnykh S., Shtanova I.
Universidad Estatal KhF Tyumen, 571 grupos.

Fuentes: Wikipedia:

La configuración electrónica externa del átomo de Zn es 3d104s2. El estado de oxidación en los compuestos es +2. El potencial redox normal de 0,76 V caracteriza al zinc como un metal activo y un agente reductor energético. En el aire a temperaturas de hasta 100 °C, el zinc se empaña rápidamente y se cubre con una película superficial de carbonatos básicos. En aire húmedo, especialmente en presencia de CO2, el metal se destruye con la formación de bicarbonato de zinc básico incluso a temperaturas ordinarias.

A una temperatura de calor rojo, puede ser oxidado por vapor de agua con liberación de hidrógeno y dióxido de carbono. Cuando se calienta lo suficiente en el aire, arde con una llama azul verdosa brillante para formar óxido de zinc con una liberación significativa de energía.

De acuerdo con el lugar que ocupa el zinc en la serie de voltajes, se disuelve fácilmente en ácidos diluidos con desprendimiento de hidrógeno. En este caso, el ácido concentrado se reduce a óxidos de nitrógeno, el ácido diluido se reduce a amoníaco. Disolución en conc. H3S04 va acompañado de la liberación no de hidrógeno, sino de dióxido de azufre.

Una mezcla de polvo de zinc y azufre reacciona explosivamente cuando se calienta.

El zinc no interactúa con el nitrógeno ni siquiera en los vapores, sino que reacciona fácilmente con el amoníaco a una temperatura al rojo vivo, formando nitruro de zinc - Zn3Na.

Carburo de zinc ZnC, formado por calentamiento de zinc en una corriente de acetileno, descompuesto por agua y ácidos diluidos.

Cuando el zinc metálico se calienta en vapor de fósforo a 440–780°C, se forman fosfuros, Zn3Ps y ZnP2.

En estado fundido, el zinc es infinitamente miscible con muchos metales: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

El zinc forma compuestos con muchos metales, por ejemplo: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

El zinc es fácilmente soluble en álcalis, así como en soluciones acuosas de amoníaco y cloruro de amonio, especialmente cuando se calienta. La velocidad de disolución del zinc no solo en álcalis, sino también en ácidos depende de su pureza. El zinc muy puro se disuelve lentamente y, para acelerar el proceso, se recomienda introducir unas gotas de una solución de sulfato de cobre muy diluida en la solución (aparición de pares galvánicos).

Interacción con no metales

Cuando se calienta fuertemente en el aire, arde con una llama azulada brillante para formar óxido de zinc:

Cuando se enciende, reacciona vigorosamente con azufre:

Reacciona con halógenos en condiciones normales en presencia de vapor de agua como catalizador:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Bajo la acción del vapor de fósforo sobre el zinc, se forman fosfuros:

Zn + 2P = ZnP2 o

3Zn + 2P = Zn3P2

El zinc no interactúa con hidrógeno, nitrógeno, boro, silicio, carbono.

Interacción con el agua

Reacciona con vapor de agua al rojo vivo para formar óxido de zinc e hidrógeno:

Zn + H2O = ZnO + H2

Interacción con ácidos

En la serie electroquímica de voltajes de los metales, el zinc está antes que el hidrógeno y lo desplaza de los ácidos no oxidantes:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Reacciona con ácido nítrico diluido para formar nitrato de zinc y nitrato de amonio:

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

Reacciona con ácidos sulfúrico y nítrico concentrados para formar una sal de zinc y productos de reducción de ácido:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

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

Interacción con álcalis

Reacciona con soluciones alcalinas para formar complejos hidroxo:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

cuando se fusiona, forma zincatos:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Interacción con amoníaco

Con amoníaco gaseoso a 550-600°C forma nitruro de zinc:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

se disuelve en una solución acuosa de amoníaco, formando hidróxido de tetraaminzinc:

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

Interacción con óxidos y sales.

El zinc desplaza los metales en la fila de tensión a la derecha de las soluciones de sales y óxidos:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

institución educativa estatal

medio educación vocacional región de leningrado Colegio Politécnico de Podporozhye

Trabajos de búsqueda e investigación en química.

Sujeto:

"El zinc y sus propiedades"

Completado por: estudiante del grupo No. 89

Nombre completo: Yurikov Aleksey Alexandrovich

Revisado por el profesor: Yadykina Ludmila Alekseevna

Podporozhye

1. Posición en el sistema periódico y la estructura del átomo.

2. Historial de descubrimiento

3. estar en la naturaleza

4. Propiedades físicas

5. Propiedades químicas

6. Obtención de zinc metálico

7. Aplicaciones e implicaciones para la salud humana

8. Mi investigación

9. Literatura

Posición en el sistema periódico

y la estructura del átomo

Elemento cinc (Zn) en la tabla periódica tiene un número de serie 30.

Está en el cuarto período del segundo grupo.

peso atómico = 65,37

valencia II

El zinc natural consiste en una mezcla de cinco nucleidos estables: 64Zn (48,6 % en peso), 66Zn (27,9 %), 67Zn (4,1 %), 68Zn (18,8 %) y 70Zn (0,6 %).

Configuración de dos capas de electrones exteriores 3 s 2 pag 6 d 10 4 s 2 .

Historial de descubrimiento

Las aleaciones de zinc y cobre (latón) eran conocidas por los antiguos griegos y egipcios. El zinc se obtuvo en el siglo V. antes de Cristo mi. En India. El historiador romano Estrabón en 60-20 a. mi. escribió sobre la obtención de zinc metálico, o "plata falsa". Posteriormente, se perdió el secreto de la obtención de zinc en Europa, ya que el zinc formado durante la reducción térmica de los minerales de zinc a 900 °C pasa a vapor. Los vapores de zinc reaccionan con el oxígeno atmosférico, formando óxido de zinc suelto, que los alquimistas llamaron "lana blanca".

zinc metalizado

En el siglo XVI se hicieron los primeros intentos de fundir zinc en las fábricas. Pero la producción "no salió", las dificultades tecnológicas eran insuperables. Intentaron obtener zinc de la misma manera que otros metales. El mineral se quemaba, convirtiendo el zinc en óxido, luego este óxido se reducía con carbón...

El zinc, por supuesto, se redujo al interactuar con el carbón, pero... no se fundió. No se fundió porque este metal ya se había evaporado en el horno de fusión: su punto de ebullición era de solo 906 ° C. Y había aire en el horno. Al encontrarse con él, los vapores activos de zinc reaccionaron con el oxígeno y el producto inicial, el óxido de zinc, se formó nuevamente.

Fue posible establecer la producción de zinc en Europa solo después de que el mineral comenzó a reducirse en retortas cerradas sin acceso al aire. Ahora se obtiene aproximadamente el mismo zinc "en bruto" y se purifica mediante refinación. Aproximadamente la mitad del zinc que se produce en el mundo ahora se obtiene por el método pirometalúrgico y la otra mitad por el método hidrometalúrgico.

Debe tenerse en cuenta que los minerales de zinc puro casi nunca se encuentran en la naturaleza. Los compuestos de zinc (generalmente 1-5% en términos de metal) son parte de los minerales polimetálicos. Los concentrados de zinc obtenidos durante el beneficio del mineral contienen 48-65 % de zinc, hasta 2 % de cobre, hasta 2 % de plomo, hasta 12 % de hierro. Y más una fracción de un por ciento de metales dispersos y raros...

La compleja composición química y mineralógica de los minerales que contienen zinc fue una de las razones por las que la producción de zinc nació larga y difícil. Todavía hay problemas sin resolver en el procesamiento de minerales polimetálicos... Pero volvamos a la pirometalurgia del zinc: este proceso revela características puramente individuales de este elemento.

Con un enfriamiento brusco, el zinc se vaporiza inmediatamente, sin pasar por el estado líquido, se convierte en polvo sólido. Esto complica un poco la producción, aunque el zinc elemental se considera no tóxico. A menudo es necesario almacenar zinc en forma de polvo y no fundirlo en lingotes.

En pirotecnia, el polvo de zinc se usa para producir llamas azules. El polvo de zinc se utiliza en la producción de metales raros y preciosos. En particular, este zinc se usa para desplazar el oro y la plata de las soluciones de cianuro. Paradójicamente, cuando el propio zinc (y el cadmio) se obtienen por el método hidrometalúrgico, el polvo de zinc se utiliza para purificar una solución de sulfato de cobre y cadmio. Pero eso no es todo. ¿Se ha preguntado alguna vez por qué los puentes metálicos, los tramos de los pisos de las fábricas y otros productos metálicos grandes suelen pintarse de gris?

El principal componente de la pintura utilizada en todos estos casos es el mismo polvo de zinc. Mezclado con óxido de zinc y aceite de linaza, se convierte en una pintura que brinda una excelente protección contra la corrosión. Esta pintura también es barata, plástica, se adhiere bien a la superficie metálica y no se despega con los cambios de temperatura. El color del mouse es más una ventaja que una desventaja. Los productos que están cubiertos con dicha pintura no deben estar marcados y al mismo tiempo limpios.

Las propiedades del zinc se ven fuertemente afectadas por su grado de pureza. Con una pureza del 99,9 y 99,99 %, el zinc se disuelve bien en ácidos. Pero vale la pena "agregar" uno más nueve (99,999%), y el zinc se vuelve insoluble en ácidos incluso cuando se calienta fuertemente. El zinc de esta pureza también se distingue por su alta plasticidad, puede estirarse en hilos delgados. Y el zinc ordinario se puede enrollar en láminas delgadas, solo calentándolo a 100-150 ° C. Calentado a 250 ° C y más, hasta el punto de fusión, el zinc nuevamente se vuelve quebradizo: se produce otra reorganización de su estructura cristalina.

La hoja de zinc se usa ampliamente en la producción de celdas galvánicas. La primera "columna voltaica" constaba de círculos de zinc y cobre. Y en las fuentes de corriente química modernas, el electrodo negativo suele estar hecho de zinc.

El papel de este elemento en la poligrafía es significativo. El zinc se utiliza para hacer clichés que permiten reproducir dibujos y fotografías en forma impresa. El zinc tipográfico especialmente preparado y procesado percibe una imagen fotográfica. Esta imagen está protegida en los lugares correctos con pintura, y el futuro cliché está grabado con ácido. La imagen se graba en relieve, los grabadores experimentados la limpian, hacen impresiones y luego estos clichés van a las máquinas de impresión.

Existen requisitos especiales para imprimir zinc: en primer lugar, debe tener una estructura de grano fino, especialmente en la superficie del lingote. Por lo tanto, el zinc destinado a la impresión siempre se vierte en moldes cerrados. Para "alinear" la estructura, se utiliza el recocido a 375°C, seguido de un enfriamiento lento y un laminado en caliente. La presencia de impurezas en tal metal, especialmente plomo, también está estrictamente limitada. Si hay mucho, entonces no será posible grabar el cliché como debería ser. Si el plomo es inferior al 0,4%, es difícil obtener la estructura cristalina fina deseada. Es en este borde que los metalúrgicos “caminan” en un esfuerzo por satisfacer las demandas de la industria de la impresión.

estar en la naturaleza

En la naturaleza, el zinc se presenta solo en forma de compuestos.

esfalerita(blenda de zinc, ZnS) tiene la forma de cristales cúbicos amarillos o marrones; densidad 3,9-4,2 g / cm 3, dureza 3-4 en la escala de Mohs. Contiene cadmio, indio, galio, manganeso, mercurio, germanio, hierro, cobre, estaño y plomo como impurezas.

En la red cristalina de la esfalerita, los átomos de zinc se alternan con los de azufre y viceversa. Los átomos de azufre en la red forman un empaque cúbico. El átomo de zinc se encuentra en estos vacíos tetraédricos.

WURTZIT(ZnS) es un cristal hexagonal marrón-negro con una densidad de 3,98 g/cm 3 y una dureza de 3,5-4 en la escala de Mohs. Suele contener más zinc que esfalerita. En la red de wurtzita, cada átomo de zinc está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de azufre y viceversa. La disposición de las capas de wurtzita difiere de la disposición de las capas de esfalerita.

SMITHSONITA(espato de zinc, ZnCO 3) se presenta en forma de cristales trigonales blancos (verdes, grises, marrones, dependiendo de las impurezas) con una densidad de 4.3-4.5 g / cm 3 y una dureza de 5 en la escala de Mohs.

KALAMIN(Zn 2 SiO 4 *H 2 O*ZnCO 3 o Zn 4 (OH) 4 *H 2 O*ZnCO 3) es una mezcla de carbonato y silicato de zinc; forma cristales rómbicos de color blanco (verde, azul, amarillo, marrón según las impurezas) con una densidad de 3,4-3,5 g/cm 3 y una dureza de 4,5-5 en la escala de Mohs.

willemith(Zn 2 SiO 4) se presenta en forma de cristales romboédricos incoloros o de color amarillo-marrón con una densidad de 3,89-4,18 g/cm 3 y una dureza de 5-5,5 en la escala de Mohs.

ZINCITO(ZnO) - cristales hexagonales de color amarillo, naranja o rojo con una red de tipo wurtzita y una dureza de 4-4,5 en la escala de Mohs.

GANITO(Zn) tiene la apariencia de cristales de color verde oscuro con una densidad de 4-4,6 g/cm 3 y una dureza de 7,5-8 en la escala de Mohs.

Además de los anteriores, también se conocen otros minerales de zinc:

monheimita (Zn, Fe)CO 3

hidrocicita ZnCO 3 *2Zn(OH) 2

trustita (Zn, Mn)SiO 4

Zn heterolito

franklinita (Zn, Mn)

calcofanita (Mn, Zn) Mn 2 O 5 *2H 2 O

goslarita ZnSO 4 * 7H 2 O

calcanita de zinc (Zn, Cu)SO 4 *5H 2 O

Adán Zn 2 (AsO 4 ) OH

tarbuttita Zn 2 (PO 4)OH

decloisita (Zn, Cu)Pb(VO 4)OH

legrandita Zn 3 (AsO 4) 2 * 3H 2 O

Hopeita Zn 3 (PO 4) * 4H 2 O

Propiedades físicas

El zinc es un metal blanco azulado de dureza media, que funde a 419 °C, ya 913 °C se convierte en vapor; su densidad es de 7,14 g/cm 3 . A temperaturas ordinarias, el zinc es bastante quebradizo, pero a 100-110 °C se dobla bien y se enrolla en láminas. En el aire, se cubre con una película protectora de óxido.

Propiedades químicas

En el aire a temperaturas de hasta 100 °C, el zinc se empaña rápidamente y se cubre con una película superficial de carbonatos básicos. En aire húmedo, especialmente en presencia de CO 2 , el metal se destruye incluso a temperaturas ordinarias. Cuando se calienta fuertemente en aire o en oxígeno, el zinc arde intensamente con una llama azulada para formar humo blancoóxido de zinc ZnO. El flúor, el cloro y el bromo secos no interactúan con el zinc en frío, pero en presencia de vapor de agua, el metal puede encenderse y formar, por ejemplo, ZnCl 2 . Una mezcla calentada de polvo de zinc con azufre da sulfuro de zinc ZnS Los ácidos minerales fuertes disuelven vigorosamente el zinc, especialmente cuando se calienta, para formar las sales correspondientes. Cuando interactúa con HCl diluido y H 2 SO 4, se libera H 2 y con HNO 3, además, NO, NO 2, NH 3. El zinc reacciona con HCl concentrado, H 2 SO 4 y HNO 3 , liberando H 2 , SO 2 , NO y NO 2 , respectivamente. Las soluciones y fundidos de álcalis oxidan el zinc con la liberación de H 2 y la formación de cincitas solubles en agua. La intensidad de la acción de los ácidos y álcalis sobre el Zinc depende de la presencia de impurezas en el mismo. El Zinc puro es menos reactivo con respecto a estos reactivos debido a la alta sobretensión de hidrógeno que tiene. En agua, las sales de zinc se hidrolizan cuando se calientan, liberando un precipitado blanco de hidróxido de Zn(OH) 2 . Compuestos complejos conocidos que contienen Zinc, como el SO 4 y otros.

Propiedades químicas

La configuración electrónica externa del átomo de Zn es 3d 10 4s 2 . El estado de oxidación en los compuestos es +2. El potencial redox normal de 0,76 V caracteriza al zinc como un metal activo y un agente reductor energético. En el aire a temperaturas de hasta 100 °C, el zinc se empaña rápidamente y se cubre con una película superficial de carbonatos básicos. En el aire, el zinc se cubre con una fina película de óxido de ZnO. Cuando se calienta fuertemente, se quema con la formación de óxido blanco anfótero ZnO.

2Zn + O2 = 2ZnO

El flúor, el cloro y el bromo secos no interactúan con el zinc en frío, pero en presencia de vapor de agua, el metal puede encenderse y formar, por ejemplo, ZnCl 2 . Una mezcla calentada de polvo de zinc con azufre da sulfuro de zinc ZnS. El sulfuro de zinc precipita bajo la acción del sulfuro de hidrógeno en soluciones acuosas de sales de Zn débilmente ácidas o amoniacales. El hidruro de ZnH 2 se obtiene haciendo reaccionar LiAlH 4 con Zn(CH 3) 2 y otros compuestos de zinc; Sustancia similar al metal que se descompone en elementos cuando se calienta.

Nitruro Zn 3 N 2 - polvo negro, formado cuando se calienta a 600 ° C en una corriente de amoníaco; estable en el aire hasta 750 °C, el agua lo descompone. El carburo de zinc ZnC 2 se obtuvo calentando zinc en una corriente de acetileno. Los ácidos minerales fuertes disuelven vigorosamente el zinc, especialmente cuando se calientan, para formar las sales correspondientes. Cuando interactúa con HCl diluido y H 2 SO 4, se libera H 2 y con HNO 3, además, NO, NO 2, NH 3. El zinc reacciona con HCl concentrado, H 2 SO 4 y HNO 3 , liberando H 2 , SO 2 , NO y NO 2 , respectivamente. Las soluciones y fundidos de álcalis oxidan el zinc con la liberación de H 2 y la formación de cincitas solubles en agua. La intensidad de la acción de los ácidos y álcalis sobre el zinc depende de la presencia de impurezas en él. El zinc puro es menos reactivo con respecto a estos reactivos debido a la alta sobretensión de hidrógeno que tiene. En agua, las sales de zinc se hidrolizan cuando se calientan, liberando un precipitado blanco de hidróxido de Zn(OH) 2 . Compuestos complejos conocidos que contienen Zinc, como el SO 4 y otros.

El óxido de zinc reacciona tanto con soluciones ácidas:

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

y álcalis:

ZnO + 2NaOH (fusión) \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O

El zinc de pureza ordinaria reacciona activamente con soluciones ácidas:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

y soluciones alcalinas:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

formando hidroxo-cincatos. El zinc muy puro no reacciona con soluciones de ácidos y álcalis. La interacción comienza con la adición de unas gotas de una solución de sulfato de cobre CuSO 4 .

Cuando se calienta, el zinc interactúa con los no metales (excepto el hidrógeno, el carbono y el nitrógeno). Reacciona activamente con ácidos:

Zn + H 2 SO 4 (razb.) \u003d ZnSO 4 + H 2

El zinc es el único elemento del grupo que se disuelve en soluciones acuosas de álcalis con la formación de iones 2– (hidroxozincatos):

Zn + 2OH - + 2H 2 O \u003d 2- + H 2

Cuando el zinc metálico se disuelve en una solución de amoníaco, se forma un complejo de amoníaco:

Zn + 4NH 3 H 2 O \u003d (OH) 2 + 2H 2 O + H 2