Joomla Software solutions Template

Payday loan

Съединения на цинка

Цинкът не е токсичен. Неговите соли обаче притежават известно токсично действие.

Цинкът има голям афинитет към кислорода. Загрят на въздуха при достатъчно висока температура, той може да изгори със синкаво-зелен пламък, както е в праховидно състояние или в състояние на тънки нишки до цинков оксид (ZnO).

Нагрят до тъмночервено, той отнема кислорода дори и от водните пари и от СО2:

Zn + H₂O → ZnO + H₂

Zn + CO₂ → ZnO + CO.

Оксидът на цинкът се получава при пряко взаимодействие на цинк и кислород при загряване.

2Zn + O₂ → 2ZnO

Съответстващият на оксида цинков хидроксид Zn(OH)₂ се получава при алкализиране на разтвори на соли на Zn(ІІ).

Взаимодействието с водорода не е характерно за цинка. Малка е и разтворимостта на водорода в него. Хидрид, съответстващ на формулата ZnH₂, може да се получи при взаимодействието на цинков йодид с LiAlH₄

2ZnI₂ + LiAlH₄ → 2ZnH₂ + LiI + AlI₃

Взаимодействието се извършва в диетилов етер.Това е твърдо нестабилно вещество, което се разлага при 90^оС. При нагряване се разлага на съставните си части. С вода реагира, като се получава Zn(OH)₂ и H₂.

Широко приложение за борба с гризачите в селското стопанство има цинковият фосфид, който се получава при директно взаимодействие на елементите

3Zn + 2P → Zn₃P₂

Той е сиво обагрен, силно отровен прах. Получен е и оранжев на цвят ZnP₂, както и белия ZnPH.

Една от най-характерните цинкови соли е цинковият сулфид (ZnS).

Халогенидите на цинка се получават при непосредствено взаимодействие с халогенните елементи. Халогенидите са бели на цвят и имат сравнително високи температури на топене и йонна или молекулна кристална решетка. Флуоридът е слаборазтворим във вода, но останалите халогениди са със значителна разтворимост. Те дори притежават силно хигроскопични свойства. Разтварят се и в органични разтворители, като етилов алкохол, ацетон и др. Получени по мокър път някои от тях кристализират като хидрати – ZnCl₂.4H₂O. За сметка на свободните s-, p- и d-орбитали на металния йон тези халогениди са склонни към присъединителни реакции, които дават комплексни съединения с координационни числа 3, 4 и 6. Поляризуемостта на халогенидните йони нараства от флуора към йода.

При разтварянето на ZnO, Zn или ZnCO₃ в солна киселина се получава цинков хлорид.

За цинка не са характерни съединения с въглерода и азота.

Цинкът образува най-различни съединения с кислородосъдържащи и други киселини. Солите цинков цианид, цинков фосфат и цинков карбонат са малкоразтворими. Цианидът - Zn(CN)₂ е бяла утайка. Възможно е да се получи чрез утаяване на воден разтвор на разтворима цинкова сол с разтвор на калиев или натриев цианид

ZnSO₄ + 2KCN → Zn(CN)₂ + K₂SO₄

Склонен е да образува колоидни разтвори. Може да се получи и в кристално състояние като ромбични призми. Разтваря се в излишък от утаителя, поради комплексообразуване:

Zn(CN)₂ + 2KCN → K₂[Zn(CN)₄].

Комплексните цинкови цианиди M₂[Zn(CN)₄] са също така отровни както и всеки друг разтворим цианид, тъй като комплексният катион [Zn(CN)⁴]^2- има малка стабилитетна константа и поддържа в разтвор значителна концентрация на отровните цианидни аниони:

[Zn(CN)₄]^2- → Zn²⁺ + 4CN^-.

Други соли на цинка с кислородосъдържащи и безкислородни киселини са цинков сулфат и цинков нитрат.

Цинк-органичните съединения са първите получени метал-органични съединения.

Цинковият карбонат е известен като минерала смитсонит. Обикновено той е оцветен в сиво, жълто, кафяво в зависимост от природата на онечистването. Когато се получава изкуствено чрез утаяване на цинкова сол с алкален карбонат, продуктът има бял цвят, малко е разтворим във вода и съдържа в себе си известни количества Zn(OH)₂, които зависят от условията на утаяването, температурата и концентрацията на разтворите. Може да се получи от разтвор на цинкова сол с разтвор на натриев хидрогенкарбонат, или чрез прекарване на СО₂ през прясно утаен цинков хидроксид:

ZnSO₄ + NaHCO₃ → ZnCO₃ + NaHSO₄

Zn(OH)₂ + CO₂ → ZnCO₃ + H₂O

За да се получи неутрален трябва да се утаява с натриев бикарбонат, наситен с СО₂. Цинковият карбонат има относително атомно тегло 4,44. При нагряване се разлага при сравнително невисока температура. В системата ZnCO₃ – ZnO – CO₂, налягането на газовата фаза става доказуемо при 90^оС за аморфния ZnO. За смитсонита температурата е съответно 137^оС. Дисоциационната температура на ZnCO₃ е 297^оС. При увеличаване съдържанието на СО₂ във водата разтворимостта на ZnCO₃ се увеличава поради превръщането му в разтворимия Zn(HCO₃)₂. При нагряване на водната суспензия на ZnCO₃ той се хидролизира, като се превръща в основен карбонат.

От основните карбонати, които се извеждат от общата формула хZnCO₃.yZn(OH)₂, където х и y са стойности, които зависят от условията на утаителния процес цинкова сол – алкален карбонат. Най-често срещаният основен карбонат е 2ZnCO₃.3Zn(OH)₂. В природата е установен като минерала хидроцинкит.

Оксидът на цинка се получава при пряко взаимодействие на цинк и кислород при загряване.

2Zn + O₂ → 2ZnO

Той е продукт на термичното разлагане на хидроксида, карбоната, нитрата и други соли на кислородосъдържащите киселини на цинка. Цинковият оксид е твърдо вещество с бял цвят, много малко разтворимо във вода – около 4-5 мг на литър при 18^оС. Може да се получи финно диспергиран. Топи се при 1975^оС, под налягане. При около 1720^оС налягането на парите на ZnO е равно на една атмосфера, без да се стапя.

Цветът на оксида се мени при промяна на температурата – той е жълтеникав на горещо и бял на студено. Тъй като d-подслоят е напълно зает и стабилен, тази промяна в цвета се отдава на наличието на дефекти в кристалната структура на твърдия оксид. Броят на тези дефекти нараства с повишаване на температурата, а това води до углъбяване на цвета. Възможна причина за това явление е изместване на областта на светлинната абсорбция в зависимост от температурата. При обикновенна температура тази област лежи изцяло в ултравиолетовата област. При повишаване на температурата тя се измества към по-дългите дължини на вълната, като от части влиза във виолетовата и синята част на спектъра, при което оксидът се обагря в жълто. Способността на ZnO да абсорбира ултравиолетовите лъчи при обикновенна температура се използва в медицината за изготвяне на кремове, които предпазват кожата от ултравиолетовата светлина, която се съдържа винаги в слънчевата светлина.

Относителното тегло на цинковия оксид варира от 5,5 до 5,7 в зависимост от начина на получаването му. Полученият от термичното разлагане на Zn(NO3)2 оксид е плътен, с добре оформени кристалчета и има по-голямо относително тегло.

Оксидът на цинка сублимира при налягане, което е указание за неговата ковалентна структура. ZnO е амфотерен. Той се разтваря и в киселини, и в основи:

• ZnO + 2H₃O⁺ + H₂O → [Zn(H₂O)₄]²⁺
• ZnO + 2OH^- + H₂O → [Zn(OH)₄]^2-

при което се получават аквакомплекси и хидрокомплекси.

Цинковият оксид взаимодейства с кобалтов оксид при висока температура като се образува зелена маса, известна под названието Ринманово зелено. То представлява фактически смесени кристали и отчасти кобалтов цинкат.

Цинковият оксид е добър катализатор за някои органични химически реакции. Каталитичната активност зависи от начина на получаване на оксида, както и от природата на изходния продукт. Когато се получава бързо и при ниска температура е подчертано активен. В случая се получава дефектирана кристална решетка, която обуславя освен повишена каталитична активност, още и повишена реакционна способност, както и по-голяма топлина на разтваряне, например в киселини.

Цинковият оксид под названието цинквайс е отдавна позната и използвана бяла минерална боя. Тя превъзхожда оловните белила по своята устойчивост и нетоксичност. Същевременно отстъпва на титановия диоксид (TiО₂) по по-малката си покриваща способност. Освен това цинковият оксид се използва в каучуковата промишленост (ускорява вулканизацията), при производството на корозионноустойчиви стъкла, за получаването на някои фунгициди, сапуни и пр. Замесен с разтвор на [[ZnCl₂]], дава зъбен цимент.

Хидроксидът на цинка е бяло, неразтворимо във вода вещество с амфотерни свойства. При цинка разтварянето на хидроксида в основи протича лесно и се получават съответните хидроксицинкати – E₂[Zn(OH)₄].

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + KOH → K[Zn(OH)₃]

При загряване се разлага с образуване на цинков оксид  Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O

Познати са още тетра- и хексацинкатни йони, съответно [Zn(OH)₄]^2-, [Zn(OH)₆]^4-. Такава идея за структурата на цинкатите е изказана въз основа на теорията на Вернер още през 1908г от П. Пфайфер, но опитно е доказано много по-късно, едва през 1933г. Тогава е показано, че включената в съединенията вода не е кристализационна, а конституционна. Натриевият тетрахидроксицинкат - Na₂[Zn(OH)₄], например, може да се изрази и така:

Na₂O.ZnO.2H₂O

Във втория случай обаче водата е свързана като кристализационна вода. Ако тя е действително такава, би трябвало при сравнително меки условия – при температура от около 100°С, тя да може да се отдели. В действителност това не става. Една водна молекула се отдава при нагряване от 190-200°С, а втората водна молекула – едва към 465°С, която явно показва, че тези соли не са кристалохидрати.

В същност и при тези соли са познати кристалохидрати, но със състав Na[Zn(OH)₃].3H₂O, Ba[Zn(OH)₄].H₂O. При тях обаче кристализационната вода се отстранява много лесно – при първото съединение още във вакуум и над концентрирана сярна киселина, а при второто – при загряване до 87°С.

Освен в киселини и в основи се разтваря и в амоняк.

Zn(OH)₂ + 4NH₄ → [Zn(NH₃)₄](OH)₂

Познати са няколко такива комплексни амонячни цинкови катиона с различен състав, поради възможността на цинковият катион да проявява различно координационно число – от 1 до 6, например: [Zn(NH₃)]Cl₂, [Zn(NH₃)₂]Cl₂, [Zn(NH₃)₃]Cl₂, [Zn(NH₃)₄]Cl₂, [Zn(NH₃)₅]Cl₂, [Zn(NH₃)₆]Cl₂. Последните два са получени не в разтвор, а по сух начин. Познати са и съответните сулфати.

Цинковият катион свързва комплексно и други азотсъдържащи органични съединения, например ароматни амини – анилин, хинолин, фенилхидразин. Получените съединения в повечето случаи са от типа [Zn(Am)₆]X₂, където Am е органичен амин.

Когато се действа на Zn(OH)₂ с H₂O₂, се получават сложни пероксидни съединения, които имат антисептично действие и се използват в козметиката.

Първоначално полученият Zn(OH)₂ рентгеноструктурно представлява аморфна система. С времето обаче системата старее и кристализира. При няколко месечно стареене се явява кристалният Zn(OH)2. Скоростта на стареенето зависи от условията: температурата, състава на матерната луга и др. Кристализиралият Zn(OH)₂ е познат в пет полиморфни форми, изучени главно от Файткнехт и Фрике. При загряване Zn(OH)₂ се обезводнява. При това склонността към обезводняване зависи от обстоятелството дали е аморфен или кристализирал. Кристализиралият Zn(OH)₂ по-трудно се обезводнява.

Цинковият сулфид (ZnS) е известен като цинкова бленда. Това е минерала сфалерит-най-важната цинкова руда. Той е оцветен обикновенно в сиво поради онечистванията, по-специално от желязния сулфид. Името му произлиза от гръцката дума "предателски".

Получава се при прякото взаимодействие на елементите цинк и сяра:

Zn + S → ZnS↓

Наред с това може да се получи и при взаймодействие на H₂S с разтвори на соли на Zn(ІІ).

ZnCl₂ + H₂S ↔ ZnS↓ + 2HCl

В кисела среда равновесието се измества към изходните вещества. Концентрацията на водородни катиони може да се намали с натриев ацетат СН₃СООNа. Най-добре е утаяването да се извърши в основна среда.

Това е неразтворимо във вода вещество с бял цвят. Кристализира в две полиморфни форми-сфалерит (кубична) и вюрцит (хексагонална). Разтворим е в минерални киселини. При престояване в матерната луга, а още по-добре при нагряване и налягане на сероводород стват структурни промени – кристализира, при което се променя способността му към разтваряне в киселини. Склонен е при утаителния процес да дава колоидни разтвори, които са доста стабилни.

Аморфният ZnS е около 10 пъти по-разтворим от от кристалния ZnS. Относителното му тегло е около 4,09. При висока температура в отсъствие на въздух сублимира към 1180^оС. Стапя се към 1800-1900 ^оС и налягане 100-150 атм. (Тиде и Шлееде). При облъчване с ултравиолетова светлина се обагря в сив цвят поради фотохимичното му разлагане Цинковият сулфид, примесен с бариев сулфат - BaSO₄, намира приложение като минерална боя, известна под наименованието литопон.

BaS + ZnSO₄ ↔ ZnS + BaSO₄

Освен това поради своите полупроводникови свойства цинковият сулфид се използва в съвременната микроелектроника. Цинковият сулфид може да се активира с медни, манганови, сребърни и други метални йони, при което се получават луминофори. Това са вещества, които при облъчване с ултравиолетови лъчи излъчват светлина с различен цвят, характерен за активатора.

Цинковия хлорид е силно хигроскопично бяло кристално вещество. Понякога се използва като сушилно средство. Негови концентрирани разтвори разтварят целулозата, коприната, хартията. Той се използва в текстилната промишленост и за получаване на пергаментова хартия. Обикновенната хартия се поставя да стои известно време в този разтвор, при което повърхностните и слоеве се разтварят. Разтворените продукти запълват порите на останалата част от листовете и те стават полупрозрачни. След това листите се промиват обилно с вода и накрая с глицеринов разтвор, за да станат по-гъвкави. Цинковият хлорид се топи при много ниска температура и в тази стопилка се разтварят много метални оксиди. Затова той се използва в металургията за почистване на метални повърхности от оксиди преди запояване. Влиза и в състава на някои зъбни цименти.

Цинковият хлорид се употребява за импрегниране на траверси (като противогниещо вещество), в медицината като резяждащо средство, във вулканфибърното производство и др. Освен това под формата на т.нар. гасена солна киселина намира приложение при запояването с калай, тъй като чисти добре металната повърхност от окиси.

Цинковият хлорид ZnCl2 се получава при разтварянето на ZnO, Zn или ZnCO₃ в солна киселина

2HCl + ZnO → ZnCl2 + H2O.

Ако в изходната суровина се съдържа желязо, то се окислява с хлор и след това се утаява като Fe(OH)₃ посредством ZnO или ZnCO₃. При изпарение на разтвора се отделя бяла зърновидна кристална маса, която лесно се стапя и застива в порцелановидна прозрачна маса. Стопилката на ZnCl₂ провежда добре електрическия ток.

Безводната сол се стапя при 318^оС, а кипи при 730^оС. Парите му кристализират в игловидни кристали. Много разтворим е във вода като разтворимостта му се повишава с повишаване на температурата. При еднакви други условия той е най-разтворим, в сравнение с останалите цинкови халогениди. Във водните си разтвори е хидролизиран, реакцията на средата е кисела. Над 28^оС из водни разтвори кристализира безводен. Под нея кристализират различни кристалохидрати в зависимост от температурата.

Цинковият хлорид има неприятен метален вкус. Действа възпалително върху кожата. Склонен е да образува двойни соли с донякъде изразен комплексен характер, както с алкалните хлориди, така и с алкалоземните хлориди, които се извеждат от общата формула M₂[ZnCl₄]. При ниска температура из солнокиселия разтвор кристализират в зависимост от концентрацията на киселината съединенията 2ZnCl₂.HCl.2H₂O или ZnCl₂.HCl.2H₂O. От цинковия хлорид са познати основни хлориди, като например ZnOHCl, ZnCl₂.4Zn(OH)₂ и др.

Цинковият фосфат - Zn₃(PO₄)₂.4Н₂О има син цвят, разтваря се в разредени киселини и образува Zn(H₂PO₄)₂. Карбонатите се отделят като основни соли, например - ZnCO₃.2Zn(OH)₂.H₂O. Останалите соли на цинка са много разтворими. Те кристализират като хидрати, например ZnSO₄.7H₂O, Zn(NO₃)₂.6H₂O и др. В разтвор те се хидролизират и често се отделят като основни соли. Особено силно се хидролизира ацетатът.

Цинковият сулфат се получава технически от цинк и разредена сярна киселина, както и при пърженето на сфалерита при достатъчен достъп на кислород при 900°С:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂

ZnS + 2O₂ → ZnSO₄

При изпаряване на разтвора под 39°С кристализира ZnSO₄.7H₂O - витриол. Представлява бяла ромбична кристална маса със стъклен изглед. Много разтворим във вода при обикновена температура. При бързо сгряване се стапя в кристализационната си вода. Оставен на въздуха той изветря. Познати са и други кристалохидрати. Под 39°С кристализира с 6H₂O, а над 70°С – с 1H₂O. Процеса на разтваряне е ендотермичен, само на еднокристалохидрата е екзотермичен. Над 1000°С се разлага термично:

2ZnSO₄→2ZnO +2SO₂ + O₂

При взаимодействие на цинков сулфат с алкална основа се получава пихтиеста утайка от цинков дихидроксид. (Zn(OH) ₂)

ZnSO₄ + 2NaOH→ Zn(OH)₂ + Na₂SO₄

Познати са и основни сулфати.

Цинковият сулфат се използва за импрегниране на дървен материал, тъй като го предпазва от гниене. Използва се и във фармацевтичната промишленост за направата на разхлабителни средства, средства за повръщане и дезинфекция, както и за лекуването на някои очни заболявания и др. Употребява се в багрилната техника, в галваностегията, за получаване на вани за поцинковане, при печатането, за получаване на липотон и др.

Цинковият нитрат Zn(NO₃)₂ e известен в 7 кристалохидрата, а именно с 1,5;2;3;4;5;6;9 молекули кристализационна вода. При обикновенна температура е стабилен Zn(NO₃)₂.6H₂O. Температураната област, в която се отделя из наситените разтвори е от 17,6 до 36,5 ^оС. Бяла, силно хигроскопична, много разтворима във вода кристална маса. Безводният нитрат не може да се получи чрез обезводняване при висока температура, тъй като се хидролизира, освен в присъствието на N₂O₅. Цинковият нитрат се получава при взаимодействие на оксида, карбоната или цинка и азотна киселина. При 100^оС шесткристалохидратът се обезводнява до трикристалохидрат. Над 100^оС започва измеримо да се разлага до ZnO и при това плътен, с добре оформени кристални частички.