ZINK: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, RISICI, ANVENDELSER - KEMI

Den zink er et overgangsmetal, der tilhører gruppe 12 i det periodiske system og er repræsenteret ved det kemiske symbol Zn. Det er det 24. element i overflod i jordskorpen, der findes i svovlmineraler, såsom sfalerit eller carbonater, såsom smitsonit.

Det er et metal, der er meget kendt i populærkulturen; zinktak er et eksempel, ligesom kosttilskud til regulering af mandlige hormoner. Det findes i mange fødevarer og er et vigtigt element i utallige metaboliske processer. Der er adskillige fordele ved dets moderate indtag sammenlignet med de negative virkninger af dets overskud i kroppen.

Zinklegeret tag på Riverside Museum. Kilde: Eoin

Zink har været kendt længe inden dets sølvfarvede galvaniserede stål og andre metaller. Messing, en legering med varieret sammensætning af kobber og zink, har været en del af historiske genstande i tusinder af år. I dag ses dens gyldne farve ofte i nogle musikinstrumenter.

Ligeledes er det et metal, hvorpå der fremstilles alkaliske batterier, da dets reducerende kraft og lette donation af elektroner gør det til en god mulighed som et anodisk materiale. Dets vigtigste anvendelse er at galvanisere stål, belægge dem med et lag af zink, der oxiderer eller ofrer for at forhindre, at jernet nedenunder korroderer.

I dets derivatforbindelser har det næsten altid et oxidationsnummer eller -tilstand på +2. Derfor betragtes Zn2 ⁺ -ionen som indhyllet af molekylære eller ioniske miljøer. Selvom Zn ²⁺ er en Lewis-syre, der kan forårsage problemer i celler, koordineret med andre molekyler, interagerer det positivt med enzymer og DNA.

Zink er således en vigtig cofaktor for mange metalloenzymer. På trods af sin enormt vigtige biokemi og glansen af dens grønlige blinker og flammer, når den brænder, betragtes det inden for videnskabens verden som et "kedeligt" metal; da dens egenskaber mangler attraktivitet for andre metaller, såvel som dets smeltepunkt er betydeligt lavere end deres.

Historie

antikken

Zink er blevet manipuleret i tusinder af år; men på en ubemærket måde, da antikke civilisationer, inklusive persere, romere, transylvanere og grækere, allerede lavede genstande, mønter og messingvåben.

Derfor er messing en af de ældste kendte legeringer. De forberedte det fra mineralet calamin, Zn ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ · H ₂ O, som de formales og opvarmes i nærvær af uld og kobber.

Under processen slap de små mængder metallisk zink, der måtte have dannet sig, som damp, et faktum, der forsinkede identifikationen som et kemisk element i årevis. Efterhånden som århundrederne gik, øgede messingen og andre legeringer deres zinkindhold og så mere grålig ud.

I det fjortende århundrede i Indien havde de allerede formået at fremstille metallisk zink, som de kaldte Jasada og derefter handlede det med Kina.

Og således kunne alkymisterne erhverve det for at udføre deres eksperimenter. Det var den berømte historiske figur Paracelsus, der navngav det 'zincum', muligvis fra ligheden mellem zinkkrystaller og tænder. Lidt efter lidt, midt i andre navne og forskellige kulturer, endte navnet 'zink' til at kramme for dette metal.

Isolation

Selvom Indien allerede producerede metallisk zink siden 1300-tallet, kom dette fra metoden, der brugte calamin med uld; derfor var det ikke en metallisk prøve med betydelig renhed. William Champion forbedrede denne metode i 1738, Storbritannien ved hjælp af en lodret retortovn.

I 1746 opnåede den tyske kemiker Andreas Sigismund Marggraf for "første gang" en prøve af rent zink ved opvarmning af calamin i nærvær af trækul (et bedre reduktionsmiddel end uld) inde i en beholder med kobber. Denne måde at fremstille zink udviklet kommercielt og parallelt med Champion's.

Senere blev der udviklet processer, der til sidst blev uafhængige af calamin ved anvendelse af zinkoxid i stedet; med andre ord meget lig den aktuelle pyrometallurgiske proces. Ovnene forbedrede sig også og kunne producere stigende mængder zink.

Indtil da var der stadig ingen ansøgning, der krævede enorme mængder zink; men det ændrede sig med bidragene fra Luigi Galvani og Alessandro Volta, som gav plads for galvaniseringskonceptet. Volta kom også på den såkaldte galvaniske celle, og zink var snart en del af designet til tørceller.

Fysiske og kemiske egenskaber

Fysisk fremtoning

Det er et gråligt metal, som normalt fås i granulær eller pulverform. Det er fysisk svagt, så det er ikke et godt valg til applikationer, hvor det skal understøtte tunge genstande.

Ligeledes er den sprød, skønt den opvarmes over 100 ° C, bliver den formbar og smidig; op til 250 ºC, temperatur, ved hvilken den bliver sprød og sprøjtbar igen.

Molar masse

65,38 g / mol

Atomnummer (Z)

Smeltepunkt

419,53 ° C Dette lave smeltepunkt er tegn på dets svage metalliske binding. Når den er smeltet, ser den ud som flydende aluminium.

Kogepunkt

907 ºC

Selvantændelsestemperatur

460 ºC

Massefylde

-7,14 g / ml ved stuetemperatur

-6,57 g / ml ved smeltepunkt, det vil sige lige når du smelter eller smelter

Fusionsvarme

7,32 kJ / mol

Fordampningsvarme

115 kJ / mol

Molær varmekapacitet

25.470 J / (mol K)

elektronegativitet

1,65 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergier

-Først: 906,4 kJ / mol (Zn ⁺ gas)

-Sekund: 1733,3 kJ / mol (Zn ²⁺ luftformig)

-Tredde: 3833 kJ / mol (Zn ³⁺ luftformigt)

Atomradio

Empirisk 134 pm

Kovalent radius

122 ± 16:00

Mohs hårdhed

2.5. Denne værdi er betydeligt lavere sammenlignet med hårdheden for andre overgangsmetaller, dvs. wolfram.

Magnetisk orden

diamagnetisk

Varmeledningsevne

116 W / (mK)

Elektrisk modstand

59 nm ved 20 ° C

Opløselighed

Det er uopløseligt i vand, så længe dets oxidlag beskytter det. Når den først er fjernet ved angreb af en syre eller en base, ender zinken med at reagere med vandet for at danne det komplekse vandige, Zn (OH ₂) ₆ ²⁺, hvor Zn ²⁺ placeres i midten af en begrænset octahedron af vandmolekyler.

nedbrydning

Når det brænder, kan det frigive giftige ZnO-partikler i luften. I processen observeres en grønlig flamme og glødende lys.

Kemiske reaktioner

Reaktion mellem zink og svovl inden i en digel, hvor flammernes grønblå farve værdsættes. Kilde: Eoin

Zink er et reaktivt metal. Ved stuetemperatur kan det ikke kun dækkes af et oxidlag, men også med basisk carbonat, Zn ₅ (OH) ₆ (CO ₃) ₂, eller endda svovl, ZnS. Når dette lag med varieret sammensætning ødelægges ved angreb af en syre, reagerer metallet:

Zn (s) + H ₂ SO ₄ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + SO ₄ ²⁻ (aq) + H ₂ (g)

Kemisk ligning svarende til dets reaktion med svovlsyre og:

Zn (s) + 4 HNO ₃ (aq) → Zn (NO ₃) ₂ (aq) + 2 NO ₂ (g) + ₂ H20 (l)

Med saltsyre. I begge tilfælde, selvom de ikke er skrevet, er den komplekse vandige Zn (OH ₂) ₆ ^{2+ til stede}; undtagen hvis mediet er basisk, da det udfælder som zinkhydroxid, Zn (OH) ₂:

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

Hvilket er et hvidt, amorft og amfotert hydroxid, der er i stand til at fortsætte med at reagere med flere OH ^- ioner:

Zn (OH) ₂ (s) + 2OH ^- (aq) → Zn (OH) ₄ ^2- (aq)

Zn (OH) ₄ ^2- er zinkat-anionen. I virkeligheden, når zink reagerer med sådan en stærk base, såsom koncentreret NaOH, natrium zinkat kompleks, Na ₂, produceres direkte:

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

Ligeledes kan zink reagere med ikke-metalliske elementer, såsom halogener i gasform eller svovl:

Zn (s) + I ₂ (g) → ZnI ₂ (s)

Zn (r) + S (r) → ZnS (r) (øverste billede)

isotoper

Zink findes i naturen som fem isotoper: ⁶⁴ Zn (49,2%), ⁶⁶ Zn (27,7%), ⁶⁸ Zn (18,5%), ⁶⁷ Zn (4%) og ⁷⁰ Zn (0,62) %). De andre er syntetiske og radioaktive.

Struktur og elektronisk konfiguration

Zinkatomer krystalliserer til en kompakt, men forvrænget hexagonal struktur (hcp), et produkt af deres metalliske binding. Valenselektronerne, der styrer sådanne interaktioner, er, i henhold til elektronkonfigurationen, dem, der tilhører 3d og 4s orbitaler:

3d ¹⁰ 4s ²

Begge orbitaler er fuldt ud fyldt med elektroner, så deres overlapning er ikke særlig effektiv, selv når zinkkernerne udøver en attraktiv kraft på dem.

Derfor er Zn-atomerne ikke meget sammenhængende, hvilket afspejles i deres lave smeltepunkt (419,53 ºC) sammenlignet med andre overgangsmetaller. Dette er faktisk et kendetegn ved metaller fra gruppe 12 (sammen med kviksølv og cadmium), så de sætter spørgsmålstegn ved, om de virkelig skal betragtes som elementer i blok d.

På trods af at 3d og 4'erne er fuld, er zink en god leder af elektricitet; derfor kan dens valenselektroner "hoppe" ind i ledningsbåndet.

Oxidationsnumre

Det er umuligt for zink at miste sine tolv valenselektroner eller have et oxidationsnummer eller -tilstand på +12 under antagelse af eksistensen af Zn ¹²⁺ -kationen. I stedet mister den kun to af sine elektroner; specifikt dem fra 4'erne orbital, der opfører sig på en lignende måde som jordalkalimetaller (Mr. Becambara).

Når dette sker, siges zink at deltage i forbindelsen med et oxidationsnummer eller -tilstand på +2; det vil sige, hvis man antager eksistensen af Zn ²⁺ -kationen. For eksempel har zink i dets oxid, ZnO, dette oxidationsnummer (Zn ²⁺ O ^2-). Det samme gælder for mange andre forbindelser, der tror, at der kun findes Zn (II).

Der er dog også Zn (I) eller Zn ⁺, som kun har mistet en af elektronerne fra 4s-kredsløbet. Et andet muligt oxidationsnummer for zink er 0 (Zn ⁰), hvor dets neutrale atomer interagerer med gasformige eller organiske molekyler. Derfor kan det præsenteres som Zn ²⁺, Zn ⁺ eller Zn ⁰.

Hvordan opnås det

Råmateriale

Sphalerit mineralprøve fra Rumænien. Kilde: James St. John

Zink er i den fjerde position af de mest rigelige elementer i jordskorpen. Det findes generelt i svovlmineraler fordelt over hele planeten.

For at få metallet i sin rene form er det først nødvendigt at opsamle klipperne i underjordiske tunneler og koncentrere mineraler rige på zink, der repræsenterer det ægte råmateriale.

Disse mineraler indbefatter: sphalerite eller wurzite (ZnS), zincite (ZnO), willemite (Zn ₂ SiO ₄), smitsonite (ZnCO ₃) og gahnite (ZnAl ₂ O ₄). Sphalerit er langt den største kilde til zink.

Brænding

Når mineralet er koncentreret efter en fremgangsmåde med flotation og oprensning af klipperne, skal det calcineres for at omdanne sulfiderne til deres respektive. I dette trin opvarmes mineralet simpelthen i nærvær af ilt ved at udvikle følgende kemiske reaktion:

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

SO ₂ også reagerer med oxygen for at danne SO ₃, en forbindelse bestemt til syntese af svovlsyre.

Når ZnO er opnået, kan det gennemgå enten en pyrometallurgisk proces eller elektrolyse, hvor slutresultatet er dannelsen af metallisk zink.

Pyrometallurgisk proces

ZnO reduceres ved hjælp af kul (mineral eller koks) eller kulilte:

2 ZnO (s) + C (s) → 2 Zn (g) + CO ₂ (g)

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + CO ₂ (g)

Det vanskelige ved denne proces er frembringelsen af gasformigt zink på grund af dets lave kogepunkt, som overvindes af ovnens høje temperaturer. Derfor skal zinkdampe destilleres og adskilles fra de andre gasser, mens deres krystaller kondenseres på smeltet bly.

Elektrolytisk proces

Af de to metoder til at få det er dette den mest anvendte på verdensplan. ZnO reagerer med fortyndet svovlsyre for at udvask zinkioner som dets sulfatsalt:

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

Endelig elektrolyseres denne opløsning til frembringelse af metallisk zink:

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

Risici

I underafsnittet om kemiske reaktioner blev det nævnt, at brintgas er et af de vigtigste produkter, når zink reagerer med vand. Derfor skal den i metallisk tilstand opbevares korrekt og uden for rækkevidde af syrer, baser, vand, svovl eller enhver varmekilde; Ellers er der risiko for brand.

Jo mere fint opdelt zink er, jo større er risikoen for brand eller endda eksplosion.

Ellers udgør dens faste eller granulære form ikke nogen fare, så længe temperaturen ikke er tæt på 500 ºC. Hvis det er dækket af et lag af oxid, kan det håndteres med blotte hænder, da det ikke reagerer med deres fugtighed; som ethvert fast stof er det imidlertid irriterende for øjnene og luftvejene.

Selvom zink er essentielt for helbredet, kan en overskydende dosis forårsage følgende symptomer eller bivirkninger:

- Kvalme, opkast, fordøjelsesbesvær, hovedpine og mave eller diarré.

- Det fortrænger kobber og jern under deres absorption i tarmen, hvilket afspejles i stigende svagheder i ekstremiteterne.

- Nyresten.

- Tab af lugtesans.

Applikationer

- Metal

Legeringer

Mange musikinstrumenter er lavet af messing, en kobber og zinklegering. Kilde: Pxhere.

Måske er zink et af metallerne sammen med kobber, der danner de mest populære legeringer: messing og galvaniseret jern. Messing er blevet observeret ved adskillige lejligheder under et musikalorkester, da instrumenternes gyldne glød til dels skyldes den nævnte legering af kobber og zink.

Metallisk zink har ikke mange anvendelser, skønt det rulles sammen fungerer det som anoden til tørre celler, og i pulverform er det beregnet som et reduktionsmiddel. Når et lag af dette metal er elektroaflejret på et andet, beskytter førstnævnte det sidstnævnte mod korrosion, da det er mere modtageligt for oxidation; det vil sige, at zink oxideres før jern.

Derfor er stål galvaniseret (belagt med zink) for at øge deres holdbarhed. Eksempler på disse galvaniserede stål findes også i uendelige ”zink” -tag, hvoraf nogle leveres med en maling med grøn maling, og i buskroppe, husholdningsredskaber og hængebroer.

Der er også aluzinc, en aluminium-zinklegering, der bruges i civile konstruktioner.

Reduktionsmiddel

Zink er et godt reduktionsmiddel, så det mister sine elektroner for en anden art at vinde; især en metalkation. Når det er i pulverform, er dets reducerende virkning endnu hurtigere end med faste granulater.

Det bruges i processerne til at hente metaller fra deres mineraler; såsom rodium, sølv, cadmium, guld og kobber.

Ligeledes bruges dens reducerende virkning til at reducere organiske arter, der kan være involveret i olieindustrien, såsom benzen og benzin, eller i den farmaceutiske industri. På den anden side finder zinkstøv også anvendelse i alkaliske zink-mangandioxidbatterier.

Diverse

På grund af dens reaktivitet og mere energiske forbrænding finder zinkstøv anvendelse som et tilsætningsstof i tændstikhoveder, i sprængstoffer og fyrværkeri (de giver hvide blink og grønlige flammer).

- Forbindelser

sulfid

Ur med phosphorescerende maling på hænder og timer. Kilde: Francis Flinch

Zinksulfid har egenskaben at være phosphorescerende og selvlysende, hvorfor det bruges til fremstilling af lysende maling.

Oxide

Den hvide farve på dets oxid såvel som dens semi- og fotokonduktivitet bruges som pigment til keramik og papir. Derudover er det til stede i talkum, kosmetik, gummi, plast, stoffer, medicin, blæk og emaljer.

Ernæringstilskud

Vores krop har brug for zink for at udføre mange af dets vigtige funktioner. For at erhverve det er det inkorporeret i nogle ernæringstilskud i form af oxid, gluconat eller acetat. Det er også til stede i cremer for at lindre forbrændinger og hudirritationer og i shampoo.

Nogle fordele kendt eller forbundet med at tage zink er:

- Forbedrer immunforsvaret.

- Det er en god antiinflammatorisk.

- Reducerer de irriterende symptomer på forkølelse.

- Forebygger celleskader i nethinden, så det anbefales til syn.

- Det hjælper med at regulere testosteronniveauet og er også forbundet med mænds fertilitet, kvaliteten af deres sæd og udviklingen af muskelvæv.

- Regulerer interaktionerne mellem hjernerneuroner, hvorfor det er knyttet til forbedringer i hukommelse og læring.

-Og det er også effektivt til behandling af diarré.

Disse zinktilskud er kommercielt tilgængelige som kapsler, tabletter eller sirupper.

Biologisk rolle

I kulsyreanhydrase og carboxypeptidase

Zink menes at være en del af 10% af de samlede enzymer i den menneskelige krop, ca. 300 enzymer. Blandt dem kan carbonhydrid og carboxypeptidase nævnes.

Kulsyreanhydrase, et zinkafhængigt enzym, virker på vævsniveauet ved at katalysere reaktionen af kuldioxid med vand til dannelse af bikarbonat. Når bicarbonatet når lungerne, vender enzymet reaktionen, og der dannes kuldioxid, der udvises til ydersiden under udløbet.

Carboxypeptidase er en exopeptidase, der fordøjer proteiner og frigiver aminosyrer. Zink fungerer ved at tilvejebringe en positiv ladning, der letter interaktionen af enzymet med det protein, det fordøjer.

Ved prostatafunktion

Zink findes i forskellige organer i den menneskelige krop, men det har den højeste koncentration i prostata og sæd. Zink er ansvarlig for, at prostata fungerer korrekt og udviklingen af de mandlige reproduktionsorganer.

Zink fingre

Zink er involveret i metabolismen af RNA og DNA. Zinkfingre (Zn-fingre) består af zinkatomer, der tjener som bindingsbroer mellem proteiner, som sammen er involveret i forskellige funktioner.

Zinkfingre er nyttige til læsning, skrivning og transkription af DNA. Derudover er der hormoner, der bruger dem i funktioner, der er forbundet med væksthomeostase i hele kroppen.

I reguleringen af glutamat

Glutamat er den vigtigste excitatoriske neurotransmitter i hjernebarken og hjernestammen. Zink akkumuleres i glutaminerge presynaptiske vesikler, griber ind i reguleringen af frigivelsen af neurotransmitter glutamat og i neuronal excitabilitet.

Der er bevis for, at en overdrevet frigivelse af neurotransmitteren glutamat kan have en neurotoksisk virkning. Derfor er der mekanismer, der regulerer dens frigivelse. Zinkhomeostase spiller således en vigtig rolle i den funktionelle regulering af nervesystemet.

Referencer

Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
Wikipedia. (2019). Zink. Gendannet fra: en.wikipedia.org
Michael Pilgaard. (2016, 16. juli). Zink: kemiske reaktioner. Gendannes fra: pilgaardelements.com
National Center for Biotechnology Information. (2019). Zink. PubChem-database. CID = 23994. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Wojes Ryan. (25. juni 2019). Egenskaber og anvendelser af zinkmetal. Gendannes fra: thebalance.com
Mr. Kevin A. Boudreaux. (Sf). Zink + svovl. Gendannes fra: angelo.edu
Alan W. Richards. (12. april 2019). Forarbejdning af zink. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
Renhedszinkmetaller. (2015). Industri applikationer. Gendannes fra: purityzinc.com
Nordqvist, J. (5. december 2017). Hvad er de sundhedsmæssige fordele ved zink? Medicinske nyheder i dag. Gendannes fra: medicalnewstoday.com

ZINK: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, RISICI, ANVENDELSER - KEMI - 2025