ZINEK: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Zinek je přechodný kov náležející do skupiny 12 periodické tabulky prvků, a je reprezentován chemické značky Zn. Je to 24. prvek v hojnosti v zemské kůře, který se nachází v minerálech síry, jako je sfalerit nebo uhličitany, jako je smitsonit.

Je to kov vysoce známý v populární kultuře; Příkladem jsou zinkové střechy a doplňky k regulaci mužských hormonů. Nachází se v mnoha potravinách a je nezbytným prvkem pro bezpočet metabolických procesů. Jeho mírný příjem má několik výhod ve srovnání s negativními účinky jeho nadbytku v těle.

Střecha ze slitiny zinku v Riverside Museum. Zdroj: Eoin

Zinek je znám již dlouho před jeho stříbrnou barvou galvanizované oceli a dalších kovů. Mosaz, slitina různého složení mědi a zinku, je součástí historických objektů po tisíce let. Dnes je jeho zlatá barva často vidět u některých hudebních nástrojů.

Stejně tak je to kov, pomocí kterého se vyrábějí alkalické baterie, protože jeho snižující se síla a snadnost darování elektronů z něj činí dobrou volbu jako materiál anody. Jeho hlavní použití je galvanizovat oceli, povlakovat je vrstvou zinku, který oxiduje nebo obětuje, aby se zabránilo železu pod ním v pozdější korozi.

Ve svých derivátových sloučeninách má téměř vždy oxidační číslo nebo stav +2. Proto je iont Zn ²⁺ považován za obalený molekulárním nebo iontovým prostředím. Přestože Zn ²⁺ je Lewisova kyselina, která může způsobit problémy v buňkách, koordinovaná s jinými molekulami, pozitivně interaguje s enzymy a DNA.

Zinek je tedy důležitým kofaktorem mnoha metalo-enzymů. Přes jeho nesmírně důležitou biochemii a brilanci jejích nazelenalých záblesků a plamenů při hoření se ve světě vědy považuje za „nudný“ kov; protože jeho vlastnosti postrádají přitažlivost jiných kovů a její teplota tání je výrazně nižší než jejich.

Dějiny

Starověk

Zinek byl manipulován tisíce let; ale bez povšimnutí, protože starověké civilizace, včetně Peršanů, Římanů, Transylvanianů a Řeků, již vyráběly předměty, mince a mosazné zbraně.

Mosaz je proto jednou z nejstarších známých slitin. Jsou to připraví z minerální calamine, Zn ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ · H ₂ O, které země a zahřívá v přítomnosti vlny a mědi.

Během procesu malé množství kovového zinku, které by se mohlo vytvořit, uniklo jako pára, což zpozdilo jeho identifikaci jako chemický prvek po celá léta. Jak staletí ubíhaly, mosaz a další slitiny zvýšily svůj obsah zinku a vypadaly šedavěji.

Ve čtrnáctém století se jim v Indii již podařilo vyrobit kovový zinek, kterému říkali Jasada, a poté jej obchodovali s Čínou.

Alchymisté to dokázali získat, aby mohli provádět své experimenty. Byla to proslulá historická postava Paracelsus, která ji pojmenovala 'zinek', možná podle podobnosti mezi krystaly zinku a zuby. Kousek po kousku, uprostřed jiných jmen a různých kultur, skončil název 'zinek' srážení pro tento kov.

Izolace

Ačkoli Indie už vyráběla kovový zinek od 1300s, toto přišlo z metody, která používala calamine s vlnou; proto to nebyl kovový vzorek se značnou čistotou. William Champion vylepšil tuto metodu v roce 1738 ve Velké Británii pomocí vertikální retortové pece.

V roce 1746 německá lékárna Andreas Sigismund Marggraf získala „poprvé“ vzorek čistého zinku zahřátím kolaminu v přítomnosti dřevěného uhlí (lepší redukční činidlo než vlna), uvnitř nádoby s mědí. Tento způsob výroby zinku se vyvíjel komerčně a paralelně s Champion's.

Později byly vyvinuty procesy, které se konečně osamostatnily na calaminu, místo toho použily oxid zinečnatý; jinými slovy, velmi podobné současnému pyrometalurgickému procesu. Pece se také zlepšily, protože byly schopny produkovat rostoucí množství zinku.

Do té doby neexistovala žádná aplikace, která by vyžadovala obrovské množství zinku; ale to se změnilo s přispěním Luigiho Galvaniho a Alessandra Volty, kteří ustoupili konceptu galvanizace. Volta také přišel s tím, co je známé jako galvanický článek, a zinek byl brzy součástí návrhu suchých buněk.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Fyzický vzhled

Je to šedivý kov, obvykle dostupný ve formě granulí nebo prášku. Je fyzicky slabý, takže není vhodný pro aplikace, kde musí podporovat těžké objekty.

Stejně tak je křehký, i když při zahřátí nad 100 ° C se stává kujným a tažným; do 250 ºC, teplota, při které je křehká a znovu stříkatelná.

Molární hmotnost

65,38 g / mol

Atomové číslo (Z)

30

Bod tání

419,53 ° C Tento nízký bod tání svědčí o jeho slabé kovové vazbě. Po roztavení má vzhled podobný tekutému hliníku.

Bod varu

907 ° C

teplota samovznícení

460 ° C

Hustota

-7,14 g / ml při teplotě místnosti

-6,57 g / ml při teplotě tání, tj. Právě při tání nebo tání

Teplo fúze

7,32 kJ / mol

Odpařovací teplo

115 kJ / mol

Molární tepelná kapacita

25 470 J / (mol K)

Elektronegativita

1,65 v Paulingově stupnici

Ionizační energie

-První: 906,4 kJ / mol (Zn ⁺ plyn)

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

-Third: 3833 kJ / mol (plynný Zn ³⁺)

Atomové rádio

Empirické 134 hodin

Kovalentní poloměr

122 ± 4 pm

Mohsova tvrdost

2.5. Tato hodnota je výrazně nižší ve srovnání s tvrdostí ostatních přechodných kovů, tj. Wolframu.

Magnetický řád

Diamagnetický

Tepelná vodivost

116 W / (m K)

Elektrický odpor

59 nΩm při 20 ° C

Rozpustnost

Je nerozpustný ve vodě, pokud ho chrání jeho oxidová vrstva. Jakmile je odstraněn útokem kyseliny nebo báze, zinek končí reakcí s vodou za vzniku komplexního vodného roztoku, Zn (OH ₂) ₆ ²⁺, přičemž Zn ²⁺ je umístěn do středu omezeného oktaedronu molekulami vody.

Rozklad

Když hoří, může uvolňovat toxické částice ZnO do vzduchu. Přitom se pozoruje zelenavý plamen a zářící světlo.

Chemické reakce

Reakce mezi zinkem a sírou uvnitř kelímku, kde je oceněna zelenavě modrá barva plamenů. Zdroj: Eoin

Zinek je reaktivní kov. Při pokojové teplotě může být pokryta nejen oxidovou vrstvou, ale také bazickým uhličitanem, Zn ₅ (OH) ₆ (CO ₃) ₂, nebo dokonce sírou, ZnS. Když je tato vrstva různého složení zničena útokem kyseliny, kov reaguje:

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

Chemická rovnice odpovídající její reakci 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 obou případech, i když není psáno, ^{je přítomen} komplexní vodný roztok Zn (OH ₂) ₆ ²⁺; s výjimkou případů, kdy je médium zásadité, protože se vysráží jako hydroxid zinečnatý, Zn (OH) ₂:

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

Který je bílý, amorfní a amfoterní hydroxid, schopný pokračovat v reakci s více OH ^- ionty:

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

Zn (OH) ₄ ² je zinečnatan anion. Ve skutečnosti, když zinku reaguje s takovým silné báze, jako je například koncentrovaným NaOH, sodné zinečnatanových komplexu, Na ₂, je produkován přímo:

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

Stejně tak může zinek reagovat s nekovovými prvky, jako jsou halogeny v plynném stavu nebo síra:

Zn (s) + I ₂ (g) → ZnI ₂ (s)

Zn (s) + S (s) → ZnS (horní obrázek)

Izotopy

Zinek v přírodě existuje jako pět izotopů: ⁶⁴ Zn (49,2%), ⁶⁶ Zn (27,7%), ⁶⁸ Zn (18,5%), ⁶⁷ Zn (4%) a ⁷⁰ Zn (0,62) %). Ostatní jsou syntetické a radioaktivní.

Struktura a elektronická konfigurace

Atomy zinku krystalizují do kompaktní, ale zdeformované hexagonální struktury (hcp), což je produkt jejich kovové vazby. Valenční elektrony, které řídí takové interakce, jsou podle konfigurace elektronů ty, které patří do orbitálů 3d a 4s:

3d ¹⁰ 4s ²

Oba orbity jsou zcela zaplněny elektrony, takže jejich překrývání není příliš účinné, i když zinková jádra na ně působí přitažlivou silou.

V důsledku toho atomy Zn nejsou příliš soudržné, což se odráží v jejich nízké teplotě tání (419,53 ° C) ve srovnání s jinými přechodnými kovy. Ve skutečnosti se jedná o charakteristiku kovů skupiny 12 (spolu s rtutí a kadmiem), takže se někdy ptají, zda by se skutečně neměly považovat za prvky bloku d.

Přestože jsou oběžné dráhy 3d a 4s plné, zinek je dobrým vodičem elektřiny; proto jeho valenční elektrony mohou „skočit“ do vodivého pásma.

Oxidační čísla

Je nemožné, aby zinek ztratil svých dvanáct valenčních elektronů nebo měl oxidační číslo nebo stav +12 za předpokladu existence kationtu Zn ¹²⁺. Místo toho ztrácí pouze dva ze svých elektronů; konkrétně ty ze 4s orbitální, chovat se podobně jako kovy alkalických zemin (Mr. Becambara).

Když se to stane, zinek se podílí na sloučenině s oxidačním číslem nebo stavem +2; to znamená, za předpokladu existence kationtu Zn ²⁺. Například ve svém oxidu ZnO má zinek toto oxidační číslo (Zn ²⁺ O ^2-). Totéž platí pro mnoho dalších sloučenin, přičemž si myslíme, že existuje pouze Zn (II).

Existuje však také Zn (I) nebo Zn ⁺, který ztratil pouze jeden z elektronů ze 4s orbitálu. Další možné oxidační číslo pro zinek je 0 (Zn ⁰), kde jeho neutrální atomy interagují s plynnými nebo organickými molekulami. Proto může být prezentován jako Zn ²⁺, Zn ⁺ nebo Zn ⁰.

Jak se to získá

Surovina

Vzorek minerálu sfaleritu z Rumunska. Zdroj: James St. John

Zinek je na dvacáté čtvrté pozici nejhojnějších prvků v zemské kůře. Obecně se vyskytuje v minerálech síry, distribuovaných po celé planetě.

K získání kovu v jeho čisté formě je nejprve nutné sbírat horniny umístěné v podzemních tunelech a koncentrovat minerály bohaté na zinek, které představují pravou surovinu.

Tyto minerály zahrnují: sfalerit nebo wurzite (ZnS), zinkit (ZnO), willemit (Zn ₂ SiO ₄), smitsonite (ZnCO ₃) a gahnit (ZnAl ₂ O ₄). Sfalerit je zdaleka hlavním zdrojem zinku.

Kalcinace

Jakmile byl minerál koncentrován po flotaci a čištění hornin, musí být kalcinován, aby se sulfidy transformovaly na jejich příslušné. V tomto kroku je minerál jednoduše zahříván v přítomnosti kyslíku, přičemž se vyvíjí následující chemická reakce:

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

SO ₂ také reaguje s kyslíkem a vytvářet SO ₃, sloučeniny určené pro syntézu kyseliny sírové.

Jakmile je ZnO získán, může podstoupit buď pyrometalurgický proces, nebo elektrolýzu, kde konečným výsledkem je tvorba kovového zinku.

Pyrometalurgický proces

ZnO se redukuje pomocí uhlí (minerálního nebo koksového) nebo oxidu uhelnatého:

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

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + CO ₂ (g)

Obtížnost tohoto procesu spočívá v tvorbě plynného zinku v důsledku jeho nízkého bodu varu, který je překonán vysokými teplotami pece. Proto musí být páry zinku destilovány a odděleny od ostatních plynů, zatímco jejich krystaly kondenzují na roztaveném olovu.

Elektrolytický proces

Z těchto dvou metod je nejrozšířenější na světě. ZnO reaguje se zředěnou kyselinou sírovou a vyluhuje zinečnaté ionty jako svou síranovou sůl:

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

Nakonec je toto řešení elektrolyzováno 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)

Rizika

V podčásti o chemických reakcích bylo uvedeno, že plynný vodík je jedním z hlavních produktů, když zinek reaguje s vodou. Proto musí být v kovovém stavu řádně skladován a mimo dosah kyselin, zásad, vody, síry nebo jakéhokoli zdroje tepla; jinak hrozí nebezpečí požáru.

Čím jemněji se zinek rozdělí, tím větší je riziko požáru nebo dokonce výbuchu.

Jinak, pokud teplota není blízká 500 ° C, její pevná nebo granulovaná forma nepředstavuje žádné nebezpečí. Pokud je pokryta vrstvou oxidu, lze s ní manipulovat holýma rukama, protože nereaguje s jejich vlhkostí; nicméně, jako každá pevná látka, dráždí oči a dýchací cesty.

Přestože je zinek nezbytný pro zdraví, může nadměrná dávka způsobit následující příznaky nebo nežádoucí účinky:

- Nevolnost, zvracení, poruchy trávení, bolesti hlavy a žaludek nebo průjem.

- Během absorpce ve střevě vytlačuje měď a železo, což se odráží ve zvyšujících se slabinách končetin.

- Ledvinové kameny.

- Ztráta čichu.

Aplikace

- Kov

Slitiny

Mnoho hudebních nástrojů je vyrobeno z mosazi, slitiny mědi a zinku. Zdroj: Pxhere.

Možná je zinek jedním z kovů spolu s mědí, které tvoří nejoblíbenější slitiny: mosaz a galvanizované železo. Mosaz byla při hudebním orchestru pozorována při mnoha příležitostech, protože zlatá záře nástrojů je částečně způsobena uvedenou slitinou mědi a zinku.

Samotný kovový zinek nemá mnoho použití, i když je svinutý, slouží jako anoda suchých buněk a v práškové formě je zamýšlen jako redukční činidlo. Když je vrstva tohoto kovu elektrodepozována na jiný, chrání tento kov před korozí, protože je náchylnější k oxidaci; to znamená, že zinek oxiduje před železem.

Proto jsou oceli galvanizovány (potaženy zinkem), aby se zvýšila jejich životnost. Příklady těchto galvanizovaných ocelí jsou také přítomny v nekonečných „zinkových“ střechách, z nichž některé přicházejí s barvou zelené barvy, a v karoseriích, domácích potřebách a visutých mostech.

Tam je také aluzinc, slitina hliníku a zinku používané v civilních staveb.

Redukční činidlo

Zinek je dobrým redukčním činidlem, takže ztrácí své elektrony, aby získal jiný druh; zejména kovový kation. V práškové formě je jeho redukční účinek ještě rychlejší než u pevných granulí.

Používá se při procesech získávání kovů z jejich minerálů; jako je rhodium, stříbro, kadmium, zlato a měď.

Podobně se její redukční účinek používá ke snížení organických druhů, které se mohou podílet na ropném průmyslu, jako je benzen a benzín, nebo ve farmaceutickém průmyslu. Na druhé straně se zinkový prach nachází také v alkalických bateriích zinku a oxidu manganičitého.

Smíšený

Kvůli jeho reaktivitě a energetičtějšímu spalování najde zinkový prach použití jako aditivum v zápalných hlavách, ve výbušninách a ohňostrojích (dodávají bílé záblesky a nazelenalé plameny).

- Sloučeniny

Sulfid

Hodiny s fosforeskující barvou na ruce a hodiny. Zdroj: Francis Flinch

Sulfid zinečnatý má tu vlastnost, že je fosforescenční a luminiscenční, a proto se používá při výrobě světelných barev.

Kysličník

Bílá barva jeho kysličníku, stejně jako jeho poloviční a foto vodivost, se používá jako pigment pro keramiku a papír. Kromě toho je přítomen v mastku, kosmetice, kaučuku, plastech, tkaninách, lécích, inkoustech a emailech.

Výživový doplněk

Naše tělo potřebuje zinek k plnění mnoha svých životně důležitých funkcí. K jeho získání je začleněna do některých doplňků výživy ve formě oxidu, glukonátu nebo acetátu. Rovněž se vyskytuje v krémech, které zmírňují popáleniny a podráždění kůže a v šamponech.

Některé výhody známé nebo spojené s užíváním zinku jsou:

- Zlepšuje imunitní systém.

- Je to dobrý protizánětlivý přípravek.

- Snižuje nepříjemné příznaky běžného nachlazení.

- Zabraňuje poškození buněk v sítnici, proto se doporučuje pro zrak.

- Pomáhá regulovat hladiny testosteronu a souvisí také s plodností mužů, kvalitou jejich spermií a rozvojem svalové tkáně.

- Reguluje interakce mezi mozkovými neurony, a proto je spojena se zlepšením paměti a učení.

-A také je účinný při léčbě průjmu.

Tyto zinkové doplňky jsou komerčně dostupné jako tobolky, tablety nebo sirupy.

Biologická role

U karboanhydrázy a karboxypeptidázy

Předpokládá se, že zinek je součástí 10% celkových enzymů v lidském těle, přibližně 300 enzymů. Mezi nimi lze uvést karboanhydrázu a karboxypeptidázu.

Karbonová anhydráza, enzym závislý na zinku, působí na tkáňové úrovni tím, že katalyzuje reakci oxidu uhličitého s vodou za vzniku hydrogenuhličitanu. Když hydrogenuhličitan dosáhne plic, enzym obrátí reakci a vytvoří se oxid uhličitý, který se během exspirace vytlačí ven.

Karboxypeptidáza je exopeptidáza, která štěpí proteiny a uvolňuje aminokyseliny. Zinek působí tak, že dodává pozitivní náboj, který usnadňuje interakci enzymu s proteinem, který tráví.

Ve funkci prostaty

Zinek je přítomen v různých orgánech lidského těla, má však nejvyšší koncentraci v prostatě a v spermatu. Zinek je zodpovědný za správné fungování prostaty a vývoj mužských reprodukčních orgánů.

Zinkové prsty

Zinek se podílí na metabolismu RNA a DNA. Zinkové prsty (Zn-prsty) se skládají z atomů zinku, které slouží jako vazebné můstky mezi proteiny, které se společně podílejí na různých funkcích.

Zinkové prsty jsou užitečné při čtení, psaní a transkripci DNA. Kromě toho existují hormony, které je používají ve funkcích spojených s homeostázou růstu v celém těle.

V regulaci glutamátu

Glutamát je hlavním excitačním neurotransmiterem v mozkové kůře a mozkovém kmeni. Zinek se hromadí v glutaminergních presynaptických vezikulách, což ovlivňuje regulaci uvolňování glutamátu neurotransmiteru a excitabilitu neuronů.

Existují důkazy, že nadměrné uvolňování glutamátu neurotransmiteru může mít neurotoxický účinek. Proto existují jeho mechanismy, které regulují jeho uvolňování. Homeostáza zinku tak hraje důležitou roli ve funkční regulaci nervového systému.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Zinek. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Michael Pilgaard. (2016, 16. července). Zinek: chemické reakce. Obnoveno z: pilgaardelements.com
4. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Zinek. PubChem Database. CID = 23994. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Wojes Ryan. (25. června 2019). Vlastnosti a použití zinkového kovu. Obnoveno z: thebalance.com
6. Pan Kevin A. Boudreaux. (sf). Zinek + síra. Obnoveno z: angelo.edu
7. Alan W. Richards. (12. dubna 2019). Zpracování zinku. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
8. Čistota zinek kovy. (2015). Průmyslové aplikace. Obnoveno z: purityzinc.com
9. Nordqvist, J. (5. prosince 2017). Jaké jsou zinek pro zdraví? Lékařské zprávy dnes. Obnoveno z: medicalnewstoday.com