ZINOK: HISTÓRIA, VLASTNOSTI, ŠTRUKTÚRA, RIZIKÁ, POUŽITIA - CHÉMIA - 2025

Zinok je prechodný kov patriaci do skupiny 12 periodickej tabuľky prvkov, a je reprezentovaný chemickej značky Zn. Je to 24. prvok v zemskej kôre, ktorý sa nachádza v minerároch síry, ako je napríklad sfalerit alebo uhličitany, ako je napríklad smitsonit.

Je to kov veľmi známy v populárnej kultúre; Príkladom sú zinkové strechy, ako aj doplnky na reguláciu mužských hormónov. Nachádza sa v mnohých potravinách a je nevyhnutným prvkom pre nespočetné množstvo metabolických procesov. Jeho mierny príjem má niekoľko výhod v porovnaní s negatívnymi účinkami jeho prebytku v tele.

Strecha zliatiny zinku v Riverside Museum. Zdroj: Eoin

Zinok je známy už dávno pred pozinkovaním ocele a iných kovov striebornou farbou. Mosadz, zliatina rôzneho zloženia medi a zinku, je súčasťou historických objektov už tisíce rokov. Dnes je jeho zlatá farba často viditeľná v niektorých hudobných nástrojoch.

Podobne je to kov, pomocou ktorého sa vyrábajú alkalické batérie, pretože jeho znížená sila a ľahkosť darovania elektrónov z neho robí dobrú voľbu ako materiál anódy. Jeho hlavným použitím je galvanizácia ocelí, ich potiahnutie vrstvou zinku, ktorá oxiduje alebo obetuje, aby sa zabránilo spodnej korózii železa pod ním.

Vo svojich derivátových zlúčeninách má takmer vždy oxidačné číslo alebo stav +2. Preto sa ión Zn ²⁺ považuje za obalený molekulárnym alebo iónovým prostredím. Hoci Zn ²⁺ je Lewisova kyselina, ktorá môže spôsobiť problémy v bunkách, koordinovaná s inými molekulami, pozitívne interaguje s enzýmami a DNA.

Zinok je teda dôležitým kofaktorom mnohých metalo-enzýmov. Napriek svojej nesmierne dôležitej biochémii a brilancii svojich nazelenalých zábleskov a plameňov pri horení sa vo svete vedy považuje za „nudný“ kov; pretože jej vlastnosti postrádajú atraktivitu iných kovov a jej teplota topenia je podstatne nižšia ako ich.

histórie

starovek

Zinok sa manipuluje už tisíce rokov; ale bez povšimnutia, pretože staroveké civilizácie vrátane Peržanov, Rimanov, Transylváncov a Grékov už vyrábali predmety, mince a mosadzné zbrane.

Preto je mosadz jednou z najstarších známych zliatin. Sú to pripraví z minerálnej CALAMINE, Zn ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ · H ₂ O, ktoré krajiny a zahrieva v prítomnosti vlny a medi.

Počas tohto procesu malé množstvá kovového zinku, ktoré sa mohli tvoriť, unikli ako para, čo oneskoruje jeho identifikáciu ako chemického prvku po celé roky. V priebehu storočí mosadz a iné zliatiny zvyšovali obsah zinku a vyzerali viac sivo.

V 14. storočí sa im v Indii už podarilo vyrobiť kovový zinok, ktorý nazvali Jasada a potom ho obchodovali s Čínou.

Alchymisti to dokázali získať, aby mohli vykonávať svoje experimenty. Bola to slávna historická postava Paracelsus, ktorá ju nazývala „zinok“, možno podľa podobnosti medzi kryštálmi zinku a zubami. Postupne, uprostred iných mien a rôznych kultúr, skončil názov „zinok“ zrážanie tohto kovu.

Izolácia

Aj keď India už vyrábala kovový zinok už od 13. nejde teda o kovovú vzorku značnej čistoty. William Champion vylepšil túto metódu v roku 1738 vo Veľkej Británii pomocou vertikálnej retortovej pece.

V roku 1746 nemecká chemička Andreas Sigismund Marggraf získala „prvýkrát“ vzorku čistého zinku zahrievaním kalamínu v prítomnosti aktívneho uhlia (lepšie redukčné činidlo ako vlna) vo vnútri nádoby s meďou. Tento spôsob výroby zinku sa vyvíjal komerčne a súbežne s výrobou šampiónov.

Neskôr sa vyvinuli procesy, ktoré sa nakoniec stali nezávislými od calamínu, pričom namiesto toho používali oxid zinočnatý; inými slovami, veľmi podobné súčasnému pyrometalurgickému procesu. Zlepšili sa aj pece, ktoré boli schopné produkovať zvyšujúce sa množstvo zinku.

Dovtedy neexistovala žiadna aplikácia, ktorá by si vyžadovala obrovské množstvo zinku; to sa však zmenilo s príspevkami Luigiho Galvaniho a Alessandra Voltu, ktorý ustúpil konceptu galvanizácie. Volta tiež prišiel s tým, čo je známe ako galvanický článok, a zinok bol čoskoro súčasťou návrhu suchých článkov.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Fyzický vzhľad

Je to šedivý kov, obvykle dostupný vo forme granúl alebo prášku. Je fyzicky slabý, takže nie je dobrou voľbou pre aplikácie, kde musí podporovať ťažké objekty.

Podobne je krehký, aj keď pri zahriatí nad 100 ° C sa stáva kujnou a tvárnou; do 250 ° C, teplota, pri ktorej je krehká a znovu nastriekateľná.

Molárna hmota

65,38 g / mol

Atómové číslo (Z)

30

Bod topenia

419,53 ° C. Tento nízky bod topenia svedčí o jeho slabej kovovej väzbe. Po roztavení má vzhľad podobný tekutému hliníku.

Bod varu

907 ° C

Teplota samovznietenia

460 ° C

Hustota

-7,14 g / ml pri teplote miestnosti

-6,57 g / ml pri teplote topenia, to znamená práve pri tavení alebo topení

Teplo fúzie

7,32 kJ / mol

Odparovacie teplo

115 kJ / mol

Molárna tepelná kapacita

25 470 J / (mol K)

electronegativity

1,65 v Paulingovej stupnici

Ionizačné energie

-Prvé: 906,4 kJ / mol (Zn ⁺ plyn)

- Sekunda: 1733,3 kJ / mol ( plynný Zn ²⁺ )

-Third: 3833 kJ / mol ( plynný Zn ³⁺ )

Atómové rádio

Empirické 134 hodín

Kovalentný polomer

122 ± 4 pm

Mohsova tvrdosť

2.5. Táto hodnota je podstatne nižšia v porovnaní s tvrdosťou iných prechodných kovov, to znamená volfrámu.

Magnetické usporiadanie

Diamagnetic

Tepelná vodivosť

116 W / (m K)

Elektrický odpor

59 nΩm pri 20 ° C

rozpustnosť

Je nerozpustný vo vode, pokiaľ ho chráni jeho oxidová vrstva. Akonáhle je odstránený útoku kyseliny alebo bázy, sú konce zinku sa nechá reagovať s vodou za vzniku komplexné vodné, Zn (OH ₂ ) ₆ ²⁺ , umiestnením Zn ²⁺ v stredu obmedzeného osemstenu molekulami vody.

rozklad

Keď horí, môže uvoľňovať toxické častice ZnO do vzduchu. Pritom sa pozoruje zelenkavý plameň a žiariace svetlo.

Chemické reakcie

Reakcia medzi zinkom a sírou vo vnútri téglika, kde je ocenená zeleno-modrá farba plameňov. Zdroj: Eoin

Zinok je reaktívny kov. Pri izbovej teplote, že nemôže byť zahrnuté iba vrstvou oxidu, ale aj zásaditý uhličitan, Zn ₅ (OH) ₆ (CO ₃ ) ₂ , alebo aj síra, ZnS. Keď je táto vrstva rôzneho zloženia zničená útokom kyseliny, kov reaguje:

Zn (y) + H ₂ SO ₄ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + SO ₄ ^2- (aq) + H ₂ (g)

Chemická rovnica zodpovedajúca jej reakcii s kyselinou sírovou a:

Zn (y) + 4 HNO ₃ (aq) → Zn (NO ₃ ) ₂ (aq) + 2NO ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

S kyselinou chlorovodíkovou. V oboch prípadoch, aj keď nie písaný, komplex vodný Zn (OH ₂ ) ₆ ^{2+ je prítomná} ; s výnimkou prípadu, ak je médium zásadité, pretože sa zráža ako hydroxid zinočnatý, Zn (OH) ₂ :

Zn ²⁺ (aq) + 2OH ^- (aq) → Zn (OH) ₂ (s)

Je to biely, amorfný a amfotérny hydroxid, ktorý je schopný naďalej reagovať s viacerými OH ^- iónmi :

Zn (OH) ₂ (s) + 2OH ^- (vod.) → Zn (OH) ₄ ^2- (vod.)

Zn (OH) ₄ ² je zinečnatan anión. V skutočnosti, keď zinku reaguje s takým silné bázy, ako je napríklad koncentrovaným NaOH, sodné zinečnatanových komplexu, Na ₂ , je produkovaný priamo :

Zn (s) + 2NaOH (aq) + 2H ₂ O (l) → Na ₂ (aq) + H ₂ (g)

Podobne môže zinok reagovať s nekovovými prvkami, ako sú halogény v plynnom stave alebo síra:

Zn (s) + I ₂ (g) → znie ₂ (y)

Zn (s) + S (s) → ZnS (horný obrázok)

izotopy

Zinok v prírode existuje ako päť izotopov: ⁶⁴ Zn (49,2%), ⁶⁶ Zn (27,7%), ⁶⁸ Zn (18,5%), ⁶⁷ Zn (4%) a ⁷⁰ Zn (0,62) %). Ostatné sú syntetické a rádioaktívne.

Štruktúra a elektronická konfigurácia

Atómy zinku kryštalizujú do kompaktnej, ale zdeformovanej hexagonálnej štruktúry (hcp), ktorá je produktom ich kovovej väzby. Valenčné elektróny, ktoré riadia takéto interakcie, sú podľa konfigurácie elektrónov tie, ktoré patria do orbitálov 3d a 4s:

3d ¹⁰ 4s ²

Obe obežné dráhy sú úplne vyplnené elektrónmi, takže ich prekrývanie nie je veľmi účinné, dokonca ani vtedy, keď na ne pôsobia zinkové jadrá.

Preto atómy Zn nie sú príliš súdržné, čo sa odráža v ich nízkej teplote topenia (419,53 ° C) v porovnaní s inými prechodnými kovmi. V skutočnosti je to charakteristika kovov skupiny 12 (spolu s ortuťou a kadmiom), takže sa niekedy pýtajú, či by sa naozaj nemali považovať za prvky bloku d.

Aj keď sú obežné dráhy 3d a 4s plné, zinok je dobrým vodičom elektriny; preto jeho valenčné elektróny môžu „vyskočiť“ do vodivého pásma.

Oxidačné čísla

Pre zinok nie je možné stratiť dvanásť valenčných elektrónov alebo mať oxidačné číslo alebo stav +12 za predpokladu existencie katiónu Zn ¹²⁺ . Namiesto toho stráca iba dva zo svojich elektrónov; konkrétne tie zo 4s obežnej dráhy, ktoré sa správajú podobným spôsobom ako kovy alkalických zemín (pán Becambara).

V takom prípade sa zinok zúčastňuje na zlúčenine s oxidačným číslom alebo stavom +2; to znamená za predpokladu existencie katiónu Zn ²⁺ . Napríklad, v jeho oxidu, ZnO, zinok má tento oxidačné číslo (Zn ²⁺ O ² ). To isté platí pre mnoho ďalších zlúčenín, pričom sa predpokladá, že existuje iba Zn (II).

Existuje však aj Zn (I) alebo Zn ⁺ , ktorý stratil iba jeden z elektrónov zo 4-obežnej dráhy. Ďalším možným oxidačným číslom pre zinok je 0 (Zn ⁰ ), kde jeho neutrálne atómy interagujú s plynnými alebo organickými molekulami. Preto môže byť prezentovaný ako Zn ²⁺ , Zn ⁺ alebo Zn ⁰ .

Ako sa získava

Surový materiál

Vzorka sfaleritu z Rumunska. Zdroj: James St. John

Zinok je na dvadsiatom štvrtom mieste najhojnejších prvkov v zemskej kôre. Všeobecne sa vyskytuje v minerároch síry, distribuovaných po celej planéte.

Na získanie kovu v jeho čistej forme je najprv potrebné zhromaždiť horniny nachádzajúce sa v podzemných tuneloch a sústrediť minerály bohaté na zinok, ktoré predstavujú pravú surovinu.

Tieto minerály zahŕňajú: sfaleritu alebo wurzite (ZnS), zinkit (ZnO), willemit (Zn ₂ SiO ₄ ), smitsonite (ZnCO ₃ ) a gahnit (ZnAl ₂ O ₄ ). Sfalerit je zďaleka hlavným zdrojom zinku.

žíhanie

Akonáhle sa minerál skoncentroval po procese flotácie a čistenia hornín, musí sa kalcinovať, aby sa sulfidy premenili na ich príslušné. V tomto kroku sa minerál jednoducho zahreje v prítomnosti kyslíka a vyvíja sa nasledujúca chemická reakcia:

2 ZnS (s) + 3 O ₂ (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO ₂ (g)

SO ₂ tiež reaguje s kyslíkom a vytvárať SO ₃ , zlúčeniny určené pre syntézu kyseliny sírovej.

Po získaní ZnO môže podstúpiť buď pyrometalurgický proces alebo elektrolýzu, pričom konečným výsledkom je tvorba kovového zinku.

Pyrometalurgický proces

ZnO sa redukuje pomocou uhlia (minerálov alebo koksu) alebo oxidu uhoľnatého:

2 ZnO (y) + C (S) → 2 Zn (g) + CO ₂ (g)

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + CO ₂ (g)

Ťažkosti, ktorým tento proces čelí, je tvorba plynného zinku kvôli jeho nízkemu bodu varu, ktorý je prekonaný vysokými teplotami pece. Preto sa musia zinkové pary destilovať a oddeliť od ostatných plynov, zatiaľ čo ich kryštály kondenzujú na roztavenom olove.

Elektrolytický proces

Z týchto dvoch metód je to najrozšírenejšia na svete. ZnO reaguje so zriedenou kyselinou sírovou a vylúhuje zinočnaté ióny vo forme svojej sulfátovej soli:

ZnO (y) + H ₂ SO ₄ (aq) → ZnSO ₄ (aq) + H ₂ O (l)

Nakoniec je toto riešenie elektrolyzované za vzniku kovového zinku:

2 ZnSO ₄ (aq) + 2 H ₂ O (l) → 2 Zn (s) + 2 H ₂ SO ₄ (aq) + O ₂ (g)

riziká

V pododdiele o chemických reakciách sa uvádza, že plynný vodík je jedným z hlavných produktov, keď zinok reaguje s vodou. Preto musí byť v kovovom stave správne skladovaný a mimo dosahu kyselín, zásad, vody, síry alebo akéhokoľvek zdroja tepla; v opačnom prípade hrozí nebezpečenstvo požiaru.

Čím jemnejšie je zinok rozdelený, tým väčšie je riziko požiaru alebo výbuchu.

Inak, pokiaľ teplota nie je blízka 500 ° C, jej tuhá alebo granulovaná forma nepredstavuje žiadne nebezpečenstvo. Ak je pokrytý vrstvou oxidu, môže sa s ním manipulovať holými rukami, pretože s vlhkosťou nereaguje; Rovnako ako každá pevná látka však dráždi oči a dýchacie cesty.

Aj keď je zinok nevyhnutný pre zdravie, nadmerná dávka môže spôsobiť tieto príznaky alebo vedľajšie účinky:

- nevoľnosť, vracanie, tráviace ťažkosti, bolesti hlavy a žalúdka alebo hnačka.

- Počas absorpcie v čreve vytesňuje meď a železo, čo sa odráža vo zvyšujúcich sa slabostiach končatín.

- Obličkové kamene.

- Strata čuchu.

aplikácia

- Kov

zliatiny

Mnoho hudobných nástrojov je vyrobené z mosadze, zliatiny medi a zinku. Zdroj: Pxhere.

Možno je zinok spolu s meďou jedným z kovov, ktoré tvoria najpopulárnejšie zliatiny: mosadz a galvanizované železo. Počas hudobného orchestra bola pri hudobnom orchestri často pozorovaná mosadz, pretože zlatá žiara nástrojov je čiastočne spôsobená uvedenou zliatinou medi a zinku.

Samotný kovový zinok nemá veľa použití, aj keď je zvinutý, slúži ako anóda suchých buniek a v práškovej forme je určený ako redukčné činidlo. Keď je vrstva tohto kovu nanesená na iný elektrolyt, chráni tento kov pred koróziou, pretože je náchylnejší na oxidáciu; to znamená, že zinok oxiduje pred železom.

Preto sú ocele galvanizované (potiahnuté zinkom), aby sa zvýšila ich životnosť. Príklady týchto galvanizovaných ocelí sú prítomné aj v nekonečných „zinkových“ striech, z ktorých niektoré sa dodávajú so zeleným náterom, av karosériách autobusov, domácich potrieb a visutých mostov.

Existuje tiež aluzin, zliatina hliníka a zinku, ktorá sa používa v občianskych stavbách.

Redukčné činidlo

Zinok je dobrý redukčný prostriedok, takže stráca svoje elektróny, aby získal iný druh; najmä kovový katión. V práškovej forme je jeho redukčný účinok ešte rýchlejší ako pri pevných granulách.

Používa sa pri procesoch získavania kovov z ich minerálov; ako ródium, striebro, kadmium, zlato a meď.

Podobne sa jeho redukčný účinok používa na redukciu organických druhov, ktoré sa môžu podieľať na ropnom priemysle, ako je benzén a benzín, alebo vo farmaceutickom priemysle. Na druhej strane zinkový prach nachádza uplatnenie aj v alkalických batériách na báze oxidu zinočnatého a oxidu manganičitého.

Zmiešaný

Zinkový prach sa vďaka svojej reaktivite a energickejšiemu spaľovaniu nachádza ako prísada do zápalkových hláv, výbušnín a ohňostrojov (dodáva biele záblesky a nazelenalé plamene).

- Zlúčeniny

sulfid

Hodiny s fosforeskujúcou farbou na rukách a hodinách. Zdroj: Francis Flinch

Sulfid zinočnatý má tú vlastnosť, že je fosforeskujúci a luminiscenčný, a preto sa používa pri výrobe svetelných farieb.

oxid

Biela farba jeho oxidu, ako aj jeho semi a fotovodivosť, sa používajú ako pigment v keramike a papieri. Okrem toho sa vyskytuje v mastencoch, kozmetike, kaučukoch, plastoch, tkaninách, liekoch, tlačiarenských farbách a emailoch.

Výživový doplnok

Naše telo potrebuje zinok na splnenie mnohých svojich životne dôležitých funkcií. Na jeho získanie je súčasťou niektorých doplnkov výživy vo forme oxidu, glukonátu alebo acetátu. Je tiež prítomný v krémoch na zmiernenie popálenín a podráždenia pokožky a v šampónoch.

Niektoré výhody známe alebo súvisiace s užívaním zinku sú:

- Zlepšuje imunitný systém.

- Je to dobrý protizápalový liek.

- Zmierňuje nepríjemné príznaky bežnej nádchy.

- Zabraňuje poškodeniu buniek v sietnici, preto sa odporúča na videnie.

- Pomáha regulovať hladinu testosterónu a je tiež spojená s plodnosťou mužov, kvalitou ich spermií a rozvojom svalového tkaniva.

- Reguluje interakcie medzi mozgovými neurónmi, a preto je spojená so zlepšením pamäte a učenia sa.

- A je tiež účinný pri liečbe hnačky.

Tieto zinkové doplnky sú komerčne dostupné vo forme kapsúl, tabliet alebo sirupov.

Biologická úloha

U karboanhydrázy a karboxypeptidázy

Predpokladá sa, že zinok je súčasťou 10% celkových enzýmov v ľudskom tele, približne 300 enzýmov. Medzi nimi je možné uviesť karboanhydrázu a karboxypeptidázu.

Karbonová anhydráza, enzým závislý od zinku, pôsobí na tkanivovej úrovni tým, že katalyzuje reakciu oxidu uhličitého s vodou za vzniku hydrogenuhličitanu. Keď hydrogenuhličitan dosiahne pľúca, enzým obráti reakciu a vytvorí sa oxid uhličitý, ktorý sa počas exspirácie vytlačí von.

Karboxypeptidáza je exopeptidáza, ktorá trávi proteíny a uvoľňuje aminokyseliny. Zinok účinkuje tak, že dodáva pozitívny náboj, ktorý uľahčuje interakciu enzýmu s proteínom, ktorý trávi.

Pri fungovaní prostaty

Zinok je prítomný v rôznych orgánoch ľudského tela, má však najvyššiu koncentráciu v prostate a v sperme. Zinok je zodpovedný za správne fungovanie prostaty a vývoj reprodukčných orgánov mužov.

Zinkové prsty

Zinok sa podieľa na metabolizme RNA a DNA. Zinkové prsty (Zn prsty) pozostávajú z atómov zinku, ktoré slúžia ako väzobné mostíky medzi proteínmi, ktoré spolu pôsobia v rôznych funkciách.

Zinkové prsty sú užitočné pri čítaní, písaní a prepise DNA. Okrem toho existujú hormóny, ktoré ich používajú pri funkciách spojených s homeostázou rastu v tele.

Pri regulácii glutamátu

Glutamát je hlavným excitačným neurotransmiterom v mozgovej kôre a mozgovom kmeni. Zinok sa hromadí v glutaminergných presynaptických vezikulách, čo ovplyvňuje reguláciu uvoľňovania glutamátu neurotransmitera a excitovateľnosť neurónov.

Existuje dôkaz, že prehnané uvoľňovanie glutamátu neurotransmitera môže mať neurotoxický účinok. Preto existujú mechanizmy, ktoré regulujú jeho uvoľňovanie. Homeostáza zinku tak hrá dôležitú úlohu vo funkčnej regulácii nervového systému.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Zinku. Obnovené z: en.wikipedia.org
3. Michael Pilgaard. (2016, 16. júla). Zinok: chemické reakcie. Získané z: pilgaardelements.com
4. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Zinku. PubChem Database. CID = 23994. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Wojes Ryan. (25. júna 2019). Vlastnosti a použitie kovového zinku. Obnovené z: thebalance.com
6. Pán Kevin A. Boudreaux. (SF). Zinok + síra. Získané z: angelo.edu
7. Alan W. Richards. (12. apríla 2019). Spracovanie zinku. Encyclopædia Britannica. Získané z: britannica.com
8. Čistota zinkových kovov. (2015). Priemyselné aplikácie. Získané z: purityzinc.com
9. Nordqvist, J. (5. decembra 2017). Aké sú výhody zinku pre zdravie? Lekárske správy dnes. Získané z: medicalnewstoday.com