Как из Zn(OH) 2 получить ZnO
Оксид и гидроксид цинка (II)
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 + C = Zn + CO;
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
Общая характеристика.
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,
- HgS – киноварь,
- ZnCO3 – галмей,
- CdS – гринокит.
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↑
- ZnO + C = Zn + CO↑
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.
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 + C = Zn + CO
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:
2Zn + O2 = 2ZnO
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:
ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4] ZnO+2OН-+Н2О=[Zn(OH)4]2-
При сильном нагревании с углем он может быть восстановлен до свободного цинка:
ZnO+С=Zn+CO
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 + 2НСl=ZnCl2+2Н2О
Zn(OH)2+2Н+=Zn2++2Н2О так и в щелочах:
Zn(OH)2+2KOH=K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2+2OН-=[Zn(OH)J2-
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:
2KCN+Zn(CN)2=K2[Zn(CN)4]
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.
Хлорид цинка ZnCl2 — «травленая кислота», применяется при паянии, для пропитки древесины с целью предохранения ее от гниения, в производстве пергамента.
Сульфид цинка ZnS входит в состав литопона — белой краски; получают ZnS по реакции:
ZnSO4+BaS=BaSO4¯+ZnS
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.
Из них наиболее устойчив HgO, который существует в двух формах — красной и желтой.
Красная форма образуется при осторожном нагревании нитрата до 350°С:
2Hg(NO3)2=2HgO+4NO2+O2
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:
Hg2(NO3)2+2NaCl=Hg2Cl2¯+2NaNO3
Каломель применяют для изготовления каломельных электродов сравнения в электрохимии и как легкое слабительное.
Сулема образуется при нагревании смеси сульфата двухвалентной ртути с поваренной солью:
HgSO4+2NaCl=HgCl2+Na2SO4
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:
Hg(NO3)2+KI=HgI2¯+KNO, HgI2+2KI=K2[HgI4]
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.
Восстанавливается коксом.
Основной промышленный способ получения оксида цинка – из природных минералов.