Как сделать из zn zncl2

Обновлено: 09.01.2025

Цель работы: качественные реакции обнаружения различных ионов с целью их последующей идентификации из смеси.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками, стеклянная палочка с впаянной платиновой проволокой, спиртовка, соли цинка и алюминия.

О п ы т 1. Обнаружение Zn 2+ -ионов

1. Реакция с сероводородом или растворимым сульфидом. Сероводород или растворимый сульфид с ионами Zn 2+ образует белый осадок сульфида цинка ZnS:

Сульфид цинка растворяется в минеральных кислотах. Из приведенного уравнения видно, что при реакции образуется соляная кислота, поэтому сероводород не может полностью осадить цинк. Осаждение иона Zn 2+ будет практически полным, если к раствору соли цинка добавить ацетат натрия, а затем пропустить сероводород. В присутствии ацетата натрия вместо сильной кислоты НСl образуется слабая уксусная кислота.

Выполнение реакции. К исследуемому раствору объемом 1 cм 3 добавляют раствор ацетата натрия объемом 1 cм 3 и сероводородной воды объемом 1 cм 3 . Наблюдают выделение белого осадка сульфида цинка.

2. Реакция со щелочами. Едкие щелочи с катионом Zn 2+ образуют белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)₂, который обладает амфотерными свойствами и поэтому растворяется в кислотах и щелочах.

Тетрагидроксоцинкат натрия Na₂[Zn(OH)₄] при нагревании разлагается:

Цинкаты, в отличие от алюминатов, при действии NH₄Cl осадка не образуют, так Zn(OH)₂ растворяется в солях аммония.

Выполнение реакции. Поместите в пробирку 1–2 cм 3 раствора соли цинка и прилейте несколько капель 2 н раствора щелочи. При этом выпадает белый творожистый осадок. Проверить поведение осадка под действием кислот и щелочей.

3. Реакция с аммиаком. Аммиак образует с катионом Zn 2+ осадок гидроксида, который растворяется в избытке аммиака и в солях аммония с образованием комплексного соединения [Zn(NH₃)₆](ОН)₂:

Выполнение реакции. Поместите в пробирку 1–2 cм 3 раствора соли цинка и прилейте несколько капель раствора аммиака. При этом выпадает осадок. Проверить поведение осадка под действием аммиака или солей аммония.

4. Реакция с карбонатами щелочных металлов. Карбонаты щелочных металлов и аммония образуют с катионом Zn 2+ белый осадок основной соли переменного состава:

Состав основной соли зависит от концентрации раствора и от температуры.

Выполнение реакции. Поместите в пробирку 1–2 cм 3 раствора соли цинка и прилейте несколько капель раствора карбоната натрия, калия или аммония. При этом выпадает белый осадок.

5. Реакция с желтой кровяной солью. Гексациано-II-Ферат калия K₄[Fe(CN)₆] образует с катионом Zn 2+ белый осадок ферроцианида цинка и калия этот осадок нерастворим в кислотах, а растворяется в щелочах с образованием цинката:

Эта реакция дает возможность отделить катионы цинка от катионов алюминия.

Выполнение реакции. Поместите в пробирку 1–2 cм 3 раствора соли цинка и прилейте несколько капель желтой кровяной соли. При этом выпадает белый осадок. Проверить поведение осадка под действием кислот и щелочей.

О п ы т 2. Обнаружение Аl 3+ -ионов

1. Реакция со щелочами. Едкие щелочи с ионами А1 3+ образуют белый осадок гидроксида алюминия, который обладает амфотерными свойствами и растворяется в избытке щелочи и кислотах:

При растворении гидроксида алюминия в щелочах образуется комплексное соединение, которое может иметь переменный состав [NaAl(OH)₄] или Na₃[Al(OH)₆]

Комплексный ион [Al(OH)₄] - ‑ это ион АlO₂ - , гидратированный двумя молекулами воды.

Алюминаты как соли слабых кислот гидролизуются:

Для предупреждения реакции гидролиза, в растворе должна быть большая концентрация гидроксид-ионов, и наоборот, чтобы гидролиз довести до конца, надо связать ионы ОН - , это достигается добавлением твердой соли NH₄C1. Когда к алюминату добавляют хлорид аммония, равновесие реакции гидролиза нарушается и выпадает осадок:

Реакция гидролиза алюмината характерна для обнаружения ионов алюминия.

Выполнение реакции. К исследуемому раствору объемом 0,5 мл добавляют по каплям раствор едкого натра до тех пор, пока осадок А1(ОН)₃, образовавшегося не растворится. К прозрачному раствору добавляют небольшими порциями твердый хлорид аммония, смесь кипятят. В присутствии А1 3+ выпадает белый осадок гидроксида алюминия.

2. Реакция с аммиаком. Аммиак осаждает из растворов солей алюминия белый осадок Al(OH)₃, который немного растворяется в избытке NH₄OH.

Выполнение реакции. Поместите в пробирку 1–2 cм 3 раствора соли алюминия и прилейте несколько капель раствора аммиака. При этом выпадает осадок. Проверить поведение осадка под действием аммиака.

Ионы Fe 3+ , Cu 2+ , Вi 3+ т.д. мешают реакции А1 3+ с ализарином, они образуют окрашенные осадки.

Реакцию обнаружения А1 3+ ализарином лучше проводить в слабокислом растворе (рН = 4,2-4,6) ‑ в этих условиях ализарин имеет желтый цвет. В щелочной среде фиолетовый цвет самого ализарина маскирует красный цвет алюминиевого комплекса и влияет на результаты анализа.

Выполнение реакции. К исследуемому раствору объемом 0,5 см 3 добавляют 2 н раствор едкого натра до сильнощелочной реакции. Если выпадает осадок (присутствуют ионы Fe 3+ , Сu 2+ > Вi 3+ ), его отделяют и к прозрачному раствору каплями добавляют 0,2-процентный раствор ализарина объемом 0,5 см 3 , сначала появляется фиолетовое окрашивание, затем добавляют каплями 2 н раствор уксусной кислоты до тех пор, пока не исчезнет фиолетовая окраска. В присутствии алюминия (в зависимости от концентрации) раствор окрашивается в красный цвет или выпадает красный осадок.

Реакцию обнаружения катионов А1 3+ ализарином можно выполнить капельным методом. На полоску фильтровальной бумаги наносят каплю раствора гексациано-II-ферраты калия K₄[Fe(CN)₆] и в центр образованной пятна добавляют каплю исследуемого раствора. Если в исследуемом растворе присутствуют ионы Cr 3+ , Zn 2+ , Fe 3+ , Mn 2+ , Co 2+ , Ni 2+ и т.д., все они осаждаются в виде ферроцианидов и остаются в центре пятна, а ионы А1 3+ по капиллярам перемещаются дальше. Фильтровальная бумага с пятном держат над пробиркой с аммиаком и внешнюю зону пятна смачивают ализарином. Бумага высушивают, а внешнюю зону пятна смачивают 1 н раствором уксусной кислоты. В присутствии Аl 3+ появляется розовое кольцо.

Ионы Zn 2+ мешают этой реакции, так с солями кобальта при прокаливании образуют зеленое соединение.

Выполнение реакции. Полоску фильтровальной бумаги смачивают исследуемым раствором, а затем 2-3 каплями раствора нитрата кобальта. В присутствии алюминия зона бумаги, смоченной исследуемым раствором, окрашивается в синий цвет.

О п ы т 3. Обнаружение Zn 2+ - и Аl 3+ -ионов

К четвертой группе относятся катионы Zn 2+ , Al 3+ , Sn 2+ , Sn (IV), As (III), As (V), которые образуют амфотерные гидроксиды (за исключением мышьяка). Групповым реактивом на эти катионы есть избыток едкой щелочи.

Амфотерные гидроксиды, образованные катионами четвертой группы, способные диссоциировать в растворе как основания и как кислоты:

Кислоты уменьшают диссоциацию амфотерных гидроксидов как кислот, а щелочи ‑ как оснований:

Алюминаты и хромиты устойчивые только в присутствии избытка щелочи.

Большинство солей катионов четвертой группы гидролизуются:

Для всех катионов четвертой группы (за исключением мышьяка) характерна реакция с едкими щелочами, при этом образуются гидроксиды, растворимые в избытке реактива.

Выполнение реакции. В две пробирки наливают растворы хлорида алюминия и хлорида цинка объемами по 0,5 см 3 . В каждую из пробирок добавляют раствор гидроксида натрия объемами по 0,5 см 3 , перемешивают и наблюдают образование осадков, обращают внимание на цвет осадков. Затем в каждую пробирку вливают еще щелочь объемами по 1 см 3 , содержимое пробирок перемешивают и проверяют растворимость осадков в избытке реактива.

Растворимые карбонаты (Na₂CO₃, К₂СО₃) осаждают катион А1 3+ в виде гидроксида, катион Zn 2+ ‑ в виде основной соли.

Хлори́д ци́нка (хлористый цинк, дихлорид цинка, паяльная кислота) — химическое соединение цинка с хлором, имеющее формулу ZnCl₂.

Содержание

Свойства

Физические свойства

Химические свойства

Концентрированные растворы имеют кислую среду.

Получение

растворение цинка или его окиси в соляной кислоте с последующим выпариванием растворов
нагревание жидкого цинка в токе хлора

Применение

ситцепечатание
изготовление зубных цементов
антисептическая пропитка дерева (например, шпал) перед пайкой
компонент при производстве фибры
рафинирование расплавов цинковых сплавов
фракционный анализ угольных проб
в батарейках

См. также

Литература

H +

Li +

K +

Na +

NH₄ +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Hg₂ 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu +

Cu 2+

OH −

—

F −

Cl −

—

Br −

I −

—

S 2−

—

SO₃ 2−

SO₄ 2−

—

NO₃ −

—

NO₂ −

PO₄ 3−

—

CO₃ 2−

—

CH₃COO −

—

CN −

—

SiO₃ 2−

Соединения цинка
Хлориды
Галогениды металлов

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое "Хлорид цинка" в других словарях:

хлорид цинка — хлористый цинк … Cловарь химических синонимов I

Цинка хлорид — Хлорид цинка Хлорид цинка (хлористый цинк) химическое соединение цинка с хлором, имеющее формулу ZnCl2. Белые гигроскопичные кристаллы. Содержание 1 Свойства … Википедия

Цинка галогениды — Существуют: Фторид цинка Хлорид цинка Бромид цинка Иодид цинка … Википедия

ЦИНКА СЕМЕЙСТВО — ПОДГРУППА IIB. СЕМЕЙСТВО ЦИНКА ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ Положение элементов семейства цинка как членов рядов переходных металлов, рассмотрено ранее (см. разд. Подгруппа IB и Переходные элементы). Хотя валентный электрон, отличающий их от элементов… … Энциклопедия Кольера

Хлорид вольфрама(VI) — Общие … Википедия

Хлорид вольфрама(II) — Общие Систематическое наименование Хлорид вольфрама(II) Традиционные названия Хлористый вольфрам; гексамер дихлорида вольфрама Химическая формула WCl2 Физические свойства … Википедия

Хлорид вольфрама(IV) — Общие Систематическое наименование Хлорид вольфрама(IV) Традиционные названия хлористый вольфрам Химическая формула WCl4 Физические свойства Сос … Википедия

Хлорид вольфрама(V) — Общие Систематическое наименование Хлорид вольфрама(V) Традиционные названия Хлористый вольфрам Химическая формула WCl5 Физические свойства Состо … Википедия

Хлорид ванадия(II) — Раствор хлорида ванадия(II) Общие Систематическое наименование Хлорид Ванадия(II) … Википедия

Хлорид водорода (соляная кислота) — Хлорид водорода (HCl) это бесцветный дымящийся газ с удушливым запахом, получаемым действием водорода (или воды и кокса) на хлор или действием серной кислоты на хлорид натрия. Он легко сжижается под давлением и легко растворим в воде. Хранится… … Официальная терминология

ZnCl₂ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnCl₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl

Полное ионное уравнение
Zn 2+ + 2Cl - + HOH ⇄ ZnOH + + Cl - + H + + Cl -

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Zn 2+ + HOH ⇄ ZnOH + + H +

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnOHCl + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + HCl

Полное ионное уравнение
ZnOH + + Cl - + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H + + Cl -

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
ZnOH + + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H +

Среда и pH раствора хлорида цинка

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску, кристаллизуются в гексагональной сингонии. Плотность 5,7 г/см3, температура возгонки 1800°С.

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:

ZnO + CO = Zn + CO2;

ZnO + H2 = Zn + H2O.

С водой не взаимодействует.

Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].

При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4,

ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2.

Получается при горении металлического цинка:

при термическом разложении солей:

Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество, существует в пяти полиморфных модификациях, устойчивой является только ромбическая ε-Zn(OH)2.

Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается:

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4];

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2.

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl.

Элементы IIБ группы: цинк, кадмий, ртуть

Элементы этой подгруппы – полные электронные аналоги друг друга, каждый в своем периоде является последним элементом d-семейства, у них завершена d-электронная конфигурация, валентные электроны (n-1)d10ns2. На внешней электронной оболочке содержатся 2 электрона и 18 электронов на предыдущей оболочке. Цинк и его аналоги отличаются от d-элементов и в большей степени проявляют сходство с p-элементами больших периодов.

У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов меди, (n-1)d-подуровень целиком заполнен и вполне стабилен.

Удаление из него электронов требует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях максимальную степень окисления +2. Только ртуть образует соединения, в которых ее степень окисления равна +1.

Характерной особенностью элементов является их склонность к комплексообразованию (к.ч.= 4; 6).

В отличие от элементов главных подгрупп элементы подгруппы цинка труднее окисляются, проявляют меньшую реакционную способность и обнаруживают более слабые металлические свойства.

В подгруппе сверху вниз: возрастает атомный радиус, уменьшается температура плавления и кипения, возрастает электроотрицательность и электродный потенциал.

Минимальная энергия ионизации наблюдается у кадмия (8,99 эВ), т.к. на свойствах ртути сказывается лантаноидное сжатие, в результате которого ее энергия ионизации возрастает до 10,43 эВ (у цинка 9,39 эВ).

Распространенности и основные минералы.

ZnS – цинковая обманка,

Природные соединения цинка входят в состав полиметаллических сульфидных руд, которые содержат пирит FeS2, галенит PbS, халькопирит CuFeS2, и в меньшем количестве ZnS.

Ртуть является редким элементом и встречается в самородном состоянии.

Металлический цинк, его получение, свойства и применение.

Серебристо-белый мягкий металл, на воздухе покрывается оксидной пленкой.

Полиморфных модификаций не имеет, диамагнетик. Внешняя электронная конфигурация атома Zn 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал, равный 0,76 в, характеризует Цинк как активный металл и энергичный восстановитель.

Для выделения цинка, полученный после обогащения концентрат ZnS подвергается обжигу, а образовавшийся оксид восстанавливается углем:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2↑

Другой способ заключается в том, что руду, содержащую ZnS, обжигают, а затем обрабатывают разбавленной серной кислотой:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Полученный раствор сернокислого цинка подвергают электролизу.

По химической активности подгруппа цинка уступает щелочноземельным металлам.

В подгруппе с ростом атомной массы химическая активность металлов падает, о чем свидетельствуют значения стандартных электродных потенциалов (см. выше). Цинк – химически активный металл, легко растворяется в кислотах и при нагревании – в щелочах:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Zn + H2SO4(р-р) = ZnSO4 + H2↑

Эти реакции идут медленно, т.к.

образующийся атомарный водород покрывает поверхность цинка.

Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2↑ + H2O

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Металлический цинк вытесняет менее активные металлы и восстанавливает H2CrO4, HMnO4, соли железа (III) и олова (IV):

5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4(р-р) = 2MnSO4 + 5ZnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Применение цинка разнообразно.

Из цинка готовят сплав с алюминием, медью, магнием, которые имеют промышленное значение. Значительная часть цинка идет на нанесение покрытий на железные и стальные изделия, которые защищают основной металл от коррозии.

Оксид и гидроксид цинка.

Оксид цинка – рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении снова становящийся белым, полупроводник.

Zn -> ZnO -> ZnCl2 -> Zn(OH)2 -> ZnSO4 осуществить цепочку превращений

Оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием солей, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксицинкаты (Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6]):

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

ZnO + 2NaOH + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат:

ZnO + 4NH3 + Н2O — [Zn(NH3)4](OH)2

При сплавлении с щелочами и оксидами металлов оксид цинка образует цинкаты:

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

ZnO + CoO CoZnO2

При сплавлении с оксидами бора и кремния оксид цинка образует стекловидные бораты и силикаты:

ZnO + B2O3 Zn(BO2)2

ZnO + SiO2 ZnSiO3

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:

ZnO + CO = Zn + CO2

ZnO + H2 = Zn + H2O

С водой не реагирует.

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4

ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2

Получается при горении металлического цинка:

при термическом разложении солей:

ZnCO3 = ZnO + CO2

Оксид цинка применяют для изготовления белой масляной краски (цинковые белила), в медицине и косметике (для изготовления различных мазей); значительная часть оксида цинка используется в качестве наполнителя резины.

Гидроксид цинка – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество.

При температуре выше 125°С разлагается:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2 + H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

Оксид цинка и ртути. Гидроксид цинка и его соли

Оксид цинка ZnO с водой в реакцию не вступает, однако, обладая амфотерным характером, может вступать в реакцию как [ с кислотами:

ZnO+H2SO4=ZnSO4+Н2О ZnO+2Н+=Zn2++Н2О так и со щелочами:

При сильном нагревании с углем он может быть восстановлен до свободного цинка:

Оксид цинка иногда встречается в природе.

Он широко используется как наполнитель в резиновой промышленности и как белый пигмент. Необходим он и в косметике, и в медицине (мази, пасты, присыпки при кожных заболеваниях).

Гидроксид цинка Zn(OH)2 — также вещество амфотерное, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое как в кислотах:

Zn(OH)2+2Н+=Zn2++2Н2О так и в щелочах:

Из солей цинка важнейшими являются хлорид ZnCl2, сульфат ZnSO4 и сульфид ZnS.

Следует отметить, что соли Zn2+ бесцветны и хорошо растворимы в воде, за исключением ZnF2, ZnS и ZnCO3.

Соли цинка способны к образованию комплексных соединений:

Сульфат цинка (цинковый купорос) поступает в лабораторию в виде кристаллогидрата ZnSO4•7Н2О.

Его разбавленные растворы применяются как лекарственное средство при некоторых заболеваниях. Его используют для получения металлического цинка путем электролиза, а также как протраву при крашении тканей.

Сульфид цинка ZnS входит в состав литопона — белой краски; получают ZnS по реакции:

Эта краска дешевле свинцовых белил и не темнеет в присутствии сероводорода.

ZnS в смеси с CdS входит в состав покрытий для экранов телевизоров.

Ртуть с кислородом образует ряд соединений: Hg2O, HgO, HgO2.

Как из Zn(OH)2 получить ZnO

Из них наиболее устойчив HgO, который существует в двух формах — красной и желтой.

Красная форма образуется при осторожном нагревании нитрата до 350°С:

При добавлении щелочей к раствору соли Hg(II) выпадает желтый оксид ртути (II).

Обе формы оксида ртути (II) имеют одинаковую кристаллическую структуру. Цвет же их зависит от размеров кристалликов. При размерах кристалликов до 4 мкм цвет оксида Hg желтый, выше 8 мкм — красный.

Красный оксид ртути входит в состав краски для подводных частей морских судов — она губительно действует на морские организмы. Желтый оксид ртути применяется в качестве компонента кожных мазей.

Из солей ртути следует привести в пример сулему HgCl2 и каломель Hg2Cl2.

Каломель получают по обменной реакции:

Каломель применяют для изготовления каломельных электродов сравнения в электрохимии и как легкое слабительное.

Сулема образуется при нагревании смеси сульфата двухвалентной ртути с поваренной солью:

Сулема — очень сильный яд.

В виде растворов ее применяют для дезинфекции и для протравливания семян.

Каломель, в отличие от сулемы, не ядовита и плохо растворима в воде.

Соли ртути также способны к образованию комплексных соединений:

В результате взаимодействия оксида цинка с водой (ZnO + H2O = ?) происходит образование гидроксида цинка (соединение). Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

Данная реакция не относится к окислительно-восстановительным, поскольку ни один химический элемент не изменяет своей степени окисления.

Оксид цинка представляет собой термически устойчивые кристаллы белого цвета (иногда с желтоватым оттенком), которые при сильном прокаливании возгоняются и разлагаются, однако плавятся только под избыточным давлением кислорода.

Не реагирует с водой, не восстанавливается водородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, кислотными и основными оксидами.

Основной промышленный способ получения оксида цинка – из природных минералов.

Цинк — это хрупкий металл серебристо-голубого цвета, он очень ковок и пластичен.

Химические свойства цинка

Тридцатый элемент таблицы Менделеева является мощным восстановителем. При высоких температурах металл сгорает и тем самым образует атмосферный белый оксид цинка. Реакция сопровождается голубым пламенем:

При горении цинк весьма бурно реагирует с серой. Взаимодействие сопровождается красивым зеленоватым пламенем:

С галогенами цинк реагирует в присутствии влаги:

Также цинк реагирует с парами воды при 600–800 °С с образованием водорода и оксида цинка:

Zn + 2H₂O = ZnO + H₂

Если опустить кусочек цинка в разбавленную серную кислоту, пойдет выделение пузырьков водорода:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑

Цинк — тяжелый металл (например, по сравнению с литием), поэтому такой металл не всплывает на поверхность под действием пузырьков.

Реакция цинка и соляной кислоты

Рассмотрим взаимодействие серебристого металла с соляной кислотой. С НСl цинк реагирует также медленно, с образованием небольших пузырьков и выделением водорода. В результате реакции получается хлорид цинка ZnCl₂:

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂

Десятки экспериментов у вас дома

Один из самых интересных и амбициозных образовательных химических проектов

Положение в периодической системе химических элементов

Цинк расположены в побочной подгруппе II группы (или в 12 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение цинка и свойства

Электронная конфигурация цинка в основном состоянии :

+30Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

3s 3p 3d

Характерная степень окисления цинка в соединениях +2.

Физические свойства

Цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (быстро тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Температура плавления цинка 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см 3 .

Нахождение в природе

Среднее содержание цинка в земной коре 8,3·10 -3 мас.%. Основной минерал цинка: сфалерит (цинковая обманка) ZnS..

Цинк играет важную роль в процессах, протекающих в живых организмах.

В природе цинк как самородный металл не встречается.

Способы получения

Цинк получают из сульфидной руды. На первом этапе руду обогащают, повышая концентрацию сульфидов металлов. Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

При пирометаллургическом способе , который использовался издавна, оксид цинка восстанавливают углём или коксом при 1200—1300 °C:

ZnO + С → Zn + CO

Далее цинк очищают от примесей.

В настоящее время основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический) . При этом сульфид цинка обрабатывают серной кислотой:

При это получаемый раствор сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу.

При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %).

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами . При этом образуется белый осадок гидроксида цинка.

Например , хлорид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия:

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ + 2NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:

Обратите внимание , если мы поместим соль цинка в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс:

Цинк находится в группе элементов из периодической таблицы, называемой переходными металлами. Эти металлы имеют переменную реакционную способность и различаются в природе в элементарной форме. Цинк встречается в природе как в элементарной форме – как блестящий серый металл, так и в виде соли. Люди и многие другие организмы зависят от определенного количества неметаллического цинка, то есть цинка в форме соли, для поддержания клеточной функции.

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

Na₂ZnO₂ разбиваем на Na₂O и ZnO

Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка :

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV) и кислород:

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S

Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

Z nS + 4NaOH + Br₂ = Na₂[Zn(OH)₄] + S + 2NaBr

Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Zn 2+ + H₂O = ZnOH + + H +

II ступень: ZnOH + + H₂O = Zn(OH )₂ + H +

Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

Например , тетрагидроксоцинкат натрия разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:

Na₂[Zn(OH)₄] разбиваем на NaOH и Zn(OH)₂

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют с кислотными оксидами .

Например , гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

Например , с соляной кислотой:

Правда, под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

1. Гидроксид цинка реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид цинка взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата цинка:

2. Гидроксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами .

Например , гидроксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

3. Гидроксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом гидроксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид цинка взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием цинката калия и воды:

Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

4. Г идроксид цинка разлагается при нагревании :

Оксид цинка можно получить различными методами :

1. Окислением цинка кислородом:

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка :

Оксид цинка — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например , оксид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием цинката натрия и воды:

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

ZnO + H₂O ≠

4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами . При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства.

Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

Например , оксид цинка реагирует с соляной кислотой:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид цинка при нагревании реагирует с водородом и угарным газом:

ZnO + С_(кокс) → Zn + СО

ZnO + СО → Zn + СО₂

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната бария:

Цинк и соляная кислота

Цинк как минерал

Цинк в теле

Пока у вас HCl в желудке – он помогает в переваривании пищи – вы не производите ни H2, ни ZnCl2, когда потребляете цинк в пище. Это потому, что цинк вы взятие через продукты питания или дополнения не в металлической форме. Вместо этого оно имеет потеряли некоторые из его электронов, образуя положительно заряженные частицы, называемые ионами цинка. Тело не использует металлический цинк, а цинк в пище не реагирует с HCl.

Цинк как типичный щелочной металл

Цинк – это типичный представитель металлов, в нормальном состоянии имеет голубовато-серый цвет, легко окисляется на воздухе, приобретая на поверхности оксидную пленку (ZnO).

Как типичный амфотерный металл цинк взаимодействует с кислородом воздуха: 2Zn+O2=2ZnO – без температуры, с образованием оксидной пленки. При нагревании образуется белый порошок.

Сам оксид реагирует с кислотами с образованием соли и воды:

С растворами кислот. Если цинк обычной чистоты, то уравнение реакции HCl Zn ниже.

Zn+2HCl= ZnCl2+H2↑ – молекулярное уравнение реакции.

Zn (заряд 0) + 2H (заряд +) + 2Cl (заряд -) = Zn (заряд +2) + 2Cl (заряд -)+ 2H (заряд 0) – полное Zn HCl ионное уравнение реакции.

Zn + 2H(+) = Zn(2+) +H2 – С.И.У. (сокращенное ионное уравнение реакции).

Реакция цинка с соляной кислотой

Данное уравнение реакции HCl Zn относится к типу окислительно-восстановительных. Это можно доказать тем, что у Zn и H2 в ходе реакции изменился заряд, наблюдалось качественное проявление реакции, а также наблюдалось присутствие окислителя и восстановителя.

В данном случае H2 является окислителем, так как с. о. водорода до начала реакции была “+”, а после стала “0”. Он участвовал в процессе восстановления, отдавая 2 электрона.

Zn является восстановителем, он участвует в окислении, принимая 2 электрона, повышая с.о. (степень окисления).

Также это реакция замещения. В ходе нее участвовало 2 вещества, простое Zn и сложное – HCl. В результате реакции образовалось 2 новых вещества, а также одно простое – H2 и одно сложное – ZnCl2. Так как Zn расположен в ряду активности металлов до H2, он вытеснил его из вещества, которое реагировала с ним.

Читайте также: