Zinkhistorie, egenskaber, struktur, risici, anvendelser

1947
Jonah Lester

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

Det er et meget kendt metal i populærkulturen; Zinktage 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 flere fordele ved dets moderat indtag sammenlignet med de negative virkninger af dets overskud i kroppen.

Tag af zinklegering på Riverside Museum. Kilde: Eoin [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)]

Zink har været kendt længe før 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 normalt i nogle musikinstrumenter.

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

I dets afledte forbindelser har den næsten altid et oxidationsnummer eller en tilstand på +2. Derfor betragtes Zn-ionento+ indhyllet i molekylære eller ioniske miljøer. Mens Znto+ det er en Lewis-syre, der kan forårsage problemer i celler, koordineret med andre molekyler, interagerer positivt med enzymer og DNA.

Således er zink en vigtig kofaktor for mange metalloenzymer. På trods af sin enormt vigtige biokemi og glansen af ​​dens grønlige blink og flammer, når den brænder, betragtes den inden for videnskabens verden som et "kedeligt" metal; da dets egenskaber mangler andre metalders tiltrækningskraft, såvel som dets smeltepunkt er betydeligt lavere end deres.

Artikelindeks

  • 1 Historie
    • 1.1 Antikken
    • 1.2 Isolering
  • 2 Fysiske og kemiske egenskaber
    • 2.1 Fysisk udseende
    • 2.2 Molær masse
    • 2.3 Atomnummer (Z)
    • 2.4 Smeltepunkt
    • 2.5 Kogepunkt
    • 2.6 Selvantændelsestemperatur
    • 2.7 Tæthed
    • 2.8 Fusionsvarme
    • 2.9 Fordampningsvarme
    • 2.10 Molær varmekapacitet
    • 2.11 Elektronegativitet
    • 2.12 Ioniseringsenergier
    • 2.13 Atomeradius
    • 2.14 Kovalent radius
    • 2.15 Mohs hårdhed
    • 2.16 Magnetisk rækkefølge
    • 2.17 Varmeledningsevne
    • 2.18 Elektrisk modstand
    • 2.19 Opløselighed
    • 2.20 Nedbrydning
    • 2.21 Kemiske reaktioner
    • 2.22 Isotoper
  • 3 Struktur og elektronisk konfiguration
    • 3.1 oxidationstal
  • 4 Sådan får du det
    • 4.1 Råmateriale
    • 4.2 Calcination
    • 4.3 Pyrometallurgisk proces
    • 4.4 Elektrolytisk proces
  • 5 risici
  • 6 anvendelser
    • 6.1 - Metal
    • 6.2 - Forbindelser
  • 7 Biologisk rolle
    • 7.1 I kulsyreanhydase og carboxypeptidase
    • 7.2 I prostata funktion
    • 7.3 Zinkfingre
    • 7.4 I reguleringen af ​​glutamat
  • 8 Referencer

Historie

Antikken

Zink er blevet manipuleret i tusinder af år; men på en ubemærket måde, da gamle civilisationer, inklusive perserne, romerne, transsylvianerne og grækerne, allerede lavede messinggenstande, mønter og våben.

Derfor er messing en af ​​de ældste kendte legeringer. De forberedte det af mineralet calamine, Zn4JatoELLER7(OH)toHtoEller som de malede og opvarmede i nærværelse af uld og kobber.

Under processen undslap de små mængder metallisk zink, der kunne have dannet sig, som damp, en kendsgerning, der forsinkede dets identifikation som et kemisk element i årevis. Efterhånden som århundrederne gik, øgede messing og andre legeringer deres zinkindhold og så mere grålig ud.

I det 14. århundrede, i Indien, havde de allerede formået at producere metallisk zink, som de kaldte Jasada og de markedsførte det på det tidspunkt med Kina.

Og således var alkymisterne i stand til at erhverve det til at udføre deres eksperimenter. Det var den berømte historiske figur Paracelsus, der kaldte den 'zink', muligvis fra ligheden mellem zinkkrystaller og tænder. Midt i andre navne og forskellige kulturer endte navnet 'zink' lidt efter lidt med at krølle for dette metal.

Isolation

Selvom Indien allerede producerede metallisk zink siden 1300'erne, kom det 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 fik den tyske kemiker Andreas Sigismund Marggraf for "første gang" en prøve af rent zink ved opvarmning af calamin i nærværelse af trækul (et bedre reduktionsmiddel end uld) inde i en beholder med kobber. Denne måde at producere zink på udviklede sig kommercielt og parallelt med Champions.

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

Indtil da var der stadig ingen ansøgning, der krævede enorme mængder zink; men det ændrede sig med bidrag fra Luigi Galvani og Alessandro Volta, der gav plads til begrebet galvanisering. Volta kom også med det, der kaldes en galvanisk celle, og zink var snart en del af designet af tørre celler..

Fysiske og kemiske egenskaber

Fysisk fremtoning

Det er et gråligt metal, som regel fås i granulat eller pulverform. Fysisk er det svagt, så det er ikke en god mulighed for applikationer, hvor det skal understøtte tunge genstande.

Ligeledes er den skør, selvom den opvarmes over 100 ºC bliver smidig og duktil; op til 250 ºC, ved hvilken temperatur det bliver skørt og sprayes igen.

Molar masse

65,38 g / mol

Atomnummer (Z)

30

Smeltepunkt

419,53 ° C Dette lave smeltepunkt er tegn på dets svage metalliske binding. Når det smeltes, har det et udseende svarende til flydende aluminium.

Kogepunkt

907 ºC

Selvantændelsestemperatur

460 ºC

Massefylde

-7,14 g / ml ved stuetemperatur

-6,57 g / ml ved smeltepunktet, dvs. lige ved smeltning eller smeltning

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+ gasformig)

-Andet: 1733,3 kJ / mol (Znto+ gasformig)

-Tredje: 3833 kJ / mol (Zn3+ gasformig)

Atomic radio

Empirisk kl

Kovalent radius

122 ± 16.00

Mohs hårdhed

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

Magnetisk rækkefølge

Diamagnetisk

Varmeledningsevne

116 W / (m K)

Elektrisk modstand

59 nΩm ved 20 ° C

Opløselighed

Det er uopløseligt i vand, så længe dets oxidlag beskytter det. Når dette er fjernet ved angreb af en syre eller en base, ender zink med at reagere med vandet til dannelse af det vandige kompleks, Zn (OHto)6to+, lokalisering af Znto+ i midten af ​​en oktaeder afgrænset af vandmolekyler.

Nedbrydning

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

Kemiske reaktioner

Reaktion mellem zink og svovl inde i en smeltedigel, hvor den blågrønne farve af flammerne værdsættes. Kilde: Eoin [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)]

Zink er et reaktivt metal. Ved stuetemperatur kan det ikke kun dækkes af et oxidlag, men også af basisk carbonat, Zn5(OH)6(CO3)to, eller endda svovl, ZnS. Når dette lag af varieret sammensætning ødelægges af angreb af en syre, reagerer metallet:

Zn (s) + HtoSW4(ac) → Znto+(ac) + SO42−(ac) + Hto(g)

Kemisk ligning svarende til dens reaktion med svovlsyre og:

Zn (s) + 4 HNO3(ac) → Zn (NO3)to(ac) + 2 NOto(g) + 2 HtoO (l)

Med saltsyre. I begge tilfælde, selvom det ikke er skrevet, er det komplekse vandige Zn (OHto)6to+; undtagen hvis mediet er basisk, da det udfældes som zinkhydroxid, Zn (OH)to:

Znto+(aq) + 2OH-(ac) → Zn (OH)to(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)to(s)  + 2OH-(ac) → Zn (OH)4to-(ac)

Zn (OH)4to- er den zinkede anion. Når zink reagerer med en så stærk base, såsom koncentreret NaOH, er det komplekse natriumzinkat, Nato[Zn (OH4]:

Zn (s) + 2NaOH (aq) + 2HtoO (l) → Nato[Zn (OH4)] (aq) + Hto(g)

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

Zn (s) + Ito(g) → ZnIto(s)

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

Isotoper

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

Struktur og elektronisk konfiguration

Zinkatomer krystalliserer til en kompakt, men forvrænget sekskantet struktur (hcp), et produkt af deres metalliske binding. Valenselektronerne, der styrer sådanne interaktioner, er ifølge elektronkonfigurationen de, der hører til 3d- og 4s-orbitalerne:

[Ar] 3d10 4sto

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

Derfor er Zn-atomerne ikke særlig sammenhængende, hvilket kendes på deres lave smeltepunkt (419,53 ºC) sammenlignet med andre overgangsmetaller. Faktisk er dette et kendetegn ved gruppe 12-metaller (sammen med kviksølv og cadmium), så de sætter nogle gange spørgsmålstegn ved, om de virkelig skal betragtes som elementer i blok d.

Selvom 3d og 4s orbitaler er fulde, er zink en god leder af elektricitet; derfor kan dens valenselektroner "springe" til ledningsbåndet.

Oxidationsnumre

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

Når dette sker, siges zink at deltage i forbindelsen med et oxidationsnummer eller en tilstand på +2; antager eksistensen af ​​Zn-kationento+. For eksempel har zink i dets oxid, ZnO, dette oxidationsnummer (Znto+ELLERto-). Det samme gælder for mange andre forbindelser, der kommer til at tro, at kun Zn (II) eksisterer.

Der er dog også Zn (I) eller Zn+, der kun har mistet en af ​​elektronerne i 4s orbitalen. Et andet muligt oxidationsnummer for zink er 0 (Zn0), hvor dets neutrale atomer interagerer med gasformige eller organiske molekyler. Derfor kan den præsenteres som Znto+, Zn+ eller Zn0.

Hvordan opnås det

Råmateriale

Sphalerite mineralprøve fra Rumænien. Kilde: James St. John [CC BY 2.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/2.0)]

Zink er i den 24. position af de mest rigelige elementer i jordskorpen. Det findes generelt i svovlmineraler fordelt over hele planeten.

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

Disse mineraler inkluderer: sfalerit eller wurzit (ZnS), zinkit (ZnO), willemit (ZntoJa4), smitsonite (ZnCO3) og gahnit (ZnAltoELLER4). Sphalerite er langt den største kilde til zink.

Calcination

Når mineralet er koncentreret efter en flotationsproces og rensning af klipperne, skal det kalcineres for at omdanne sulfiderne til deres respektive. I dette trin opvarmes mineralet simpelthen i nærvær af ilt og udvikler følgende kemiske reaktion:

2 ZnS (s) + 3 Oto(g) → 2 ZnO (s) + 2 SOto(g)

SOto reagerer også med ilt for at generere SO3, forbindelse beregnet til syntese af svovlsyre.

Når ZnO er opnået, kan den enten gennemgå en pyrometallurgisk proces eller elektrolyse, hvor det endelige resultat 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) + COto(g)

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + COto(g)

Vanskeligheden ved denne proces er dannelsen 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 kondenserer på smeltet bly..

Elektrolytisk proces

Af de to indsamlingsmetoder er dette den mest udbredte verden over. ZnO reagerer med fortyndet svovlsyre for at udvaskede zinkioner som dets sulfatsalt:

ZnO (s) + HtoSW4(ac) → ZnSO4(ac) + HtoO (l)

Endelig elektrolyseres denne opløsning til dannelse af metalzink:

2 ZnSO4(ac) + 2 HtoO (l) → 2 Zn (s) + 2 HtoSW4(ac) + Oto(g)

Risici

I underafsnittet om kemiske reaktioner blev det nævnt, at brintgas er et af hovedprodukterne, når zink reagerer med vand. Derfor skal det i metallisk tilstand opbevares korrekt og utilgængeligt for syrer, baser, vand, svovl eller enhver varmekilde; ellers er der risiko for brand.

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

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

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

- Kvalme, opkastning, fordøjelsesbesvær, hovedpine og mavesmerter eller diarré.

- Fortrænger kobber og jern under absorption fra tarmen, hvilket afspejles i stigende svaghed i lemmerne.

- Nyresten.

- Tab af lugtesans.

Ansøgninger

- Metal

Legeringer

Mange musikinstrumenter er lavet af messing, en kobber-zink-legering. 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 flere lejligheder under et musikalsk orkester, da instrumenternes gyldne glød delvis skyldes den legering af kobber og zink..

Metallisk zink i sig selv har ikke mange anvendelser, selvom det rulles sammen, tjener det som anoden til tørre celler, og i pulverform er det beregnet som et reduktionsmiddel. Når et lag af dette metal elektroaflejres på et andet, beskytter det førstnævnte sidstnævnte mod korrosion ved at være mere modtageligt for oxidation; dvs. zink oxideres før jern.

Derfor er stål galvaniseret (belagt med zink) for at øge deres holdbarhed. Eksempler på disse galvaniserede stål findes også i endeløse "zink" -tag, hvoraf nogle kommer med et lag grønt maling og i buskroppe, husholdningsredskaber og hængebroer..

Der er også aluzink, en aluminium-zinklegering, der anvendes i civile konstruktioner..

Reduktionsmiddel

Zink er et godt reduktionsmiddel, så det mister sine elektroner, så en anden art vinder; især en metalkation. Når det er i pulverform, er dets reducerende virkning endnu hurtigere end fast granulat..

Det bruges i processerne til opnåelse af metaller fra deres mineraler; såsom rhodium, sølv, cadmium, guld og kobber.

Ligeledes anvendes dets reducerende virkning til at reducere organiske arter, som kan være involveret i olieindustrien, såsom benzen og benzin, eller i den farmaceutiske industri. På den anden side finder zinkstøv anvendelse i alkaliske zink-mangandioxid-batterier..

Diverse

Zinkstøv, i betragtning af dets reaktivitet og mere energiske forbrænding, finder anvendelse som et additiv 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 [Public domain]

Zinksulfid har den egenskab at være fosforescerende og selvlysende, hvorfor det bruges til fremstilling af lysende maling..

Oxid

Den hvide farve af dets oxid såvel som dets semi- og fotokonduktivitet bruges som et pigment i keramik og papir. Derudover findes den i talkum, kosmetik, gummi, plast, stof, medicin, blæk og emalje..

Ernæringstilskud

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

Nogle fordele, der er kendt eller forbundet med at tage zink, er:

- Forbedrer immunsystemet.

- Det er et godt antiinflammatorisk middel.

- Reducerer de irriterende symptomer på forkølelse.

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

- Det hjælper med at regulere testosteronniveauer og er også forbundet med mænds fertilitet, kvaliteten af ​​deres sædceller og udviklingen af ​​muskelvæv..

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

-Og derudover er det 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 menneskekroppen, ca. 300 enzymer. Blandt dem kan kulsyreanhydrase og carboxypeptidase nævnes..

Kulsyreanhydrase, et zinkafhængigt enzym, virker på vævsniveau ved at katalysere reaktionen af ​​kuldioxid med vand til dannelse af bicarbonat. Når bicarbonatet når lungerne, vender enzymet reaktionen, og der dannes kuldioxid, som udstødes udefra under udløb.

Carboxypeptidase er en exopeptidase, der fordøjer proteiner og frigiver aminosyrer. Zink virker ved at levere en positiv ladning, der letter enzymets interaktion med det protein, det fordøjer..

I prostata funktion

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

Zinkfingre

Zink er involveret i metabolismen af ​​RNA og DNA. Zinkfingre (Zn-fingre) består af zinkatomer, der tjener som broer 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 til funktioner 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, der griber ind i reguleringen af ​​frigivelsen af ​​neurotransmitterglutamat og i neuronal ophidselse.

Der er tegn på, at en overdreven frigivelse af neurotransmitteren glutamat kan have en neurotoksisk virkning. Derfor er der mekanismer, der regulerer frigivelsen. Zinkhomeostase spiller således en vigtig rolle i den funktionelle regulering af nervesystemet..

Referencer

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

Endnu ingen kommentarer