Αλληλεπίδραση ψευδαργύρου με οξύ. Γενικά χαρακτηριστικά του ψευδαργύρου, η αντίδρασή του με αραιό και πυκνό θειικό οξύ. Φυσικές και χημικές ιδιότητες του ψευδαργύρου

Η εξωτερική ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου Zn είναι 3d104s2. Η κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις είναι +2. Το κανονικό δυναμικό οξειδοαναγωγής των 0,76 V χαρακτηρίζει τον ψευδάργυρο ως ενεργό μέταλλο και ενεργειακό αναγωγικό παράγοντα. Στον αέρα σε θερμοκρασίες έως 100 °C, ο ψευδάργυρος αμαυρώνεται γρήγορα και καλύπτεται με μια επιφανειακή μεμβράνη βασικών ανθρακικών αλάτων. Σε υγρό αέρα, ειδικά παρουσία CO2, το μέταλλο αποσυντίθεται με το σχηματισμό βασικού διττανθρακικού ψευδαργύρου, ακόμη και σε συνηθισμένες θερμοκρασίες.

Σε θερμές θερμοκρασίες, μπορεί να οξειδωθεί από υδρατμούς, απελευθερώνοντας υδρογόνο και διοξείδιο του άνθρακα. Όταν θερμαίνεται επαρκώς στον αέρα, καίγεται με μια λαμπερή πρασινωπό-μπλε φλόγα για να σχηματίσει οξείδιο ψευδαργύρου με σημαντική απελευθέρωση ενέργειας.

Σύμφωνα με τη θέση που καταλαμβάνει ο ψευδάργυρος στη σειρά των τάσεων, διαλύεται εύκολα σε αραιά οξέα με την απελευθέρωση υδρογόνου. Σε αυτή την περίπτωση, το πυκνό οξύ ανάγεται σε οξείδια του αζώτου και το αραιωμένο οξύ ανάγεται σε αμμωνία. Διάλυση σε συγκ. Το H3S04 συνοδεύεται από την απελευθέρωση διοξειδίου του θείου και όχι υδρογόνου.

Ένα μείγμα σκόνης ψευδαργύρου και θείου αντιδρά εκρηκτικά όταν θερμαίνεται.

Ο ψευδάργυρος δεν αλληλεπιδρά με το άζωτο ακόμη και στους ατμούς, αλλά πολύ εύκολα σε θερμές θερμοκρασίες αντιδρά με την αμμωνία, σχηματίζοντας νιτρίδιο ψευδαργύρου - Zn3Na.

Καρβίδιο ψευδαργύρου Ο ZnC, που σχηματίζεται με θέρμανση του ψευδαργύρου σε ρεύμα ακετυλενίου, αποσυντίθεται με νερό και αραιά οξέα.

Όταν ο μεταλλικός ψευδάργυρος θερμαίνεται σε ατμό φωσφόρου στους 440-780°C, σχηματίζονται φωσφίδια - Zn3Ps και ZnP2.

Στην τετηγμένη κατάσταση, ο ψευδάργυρος αναμιγνύεται επ' αόριστον με πολλά μέταλλα: Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ca, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

Ο ψευδάργυρος σχηματίζει ενώσεις με πολλά μέταλλα, για παράδειγμα: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

Ο ψευδάργυρος διαλύεται αρκετά εύκολα σε αλκάλια, καθώς και σε υδατικά διαλύματα αμμωνίας και χλωριούχου αμμωνίου, ειδικά όταν θερμαίνεται. Ο ρυθμός διάλυσης του ψευδαργύρου όχι μόνο στα αλκάλια, αλλά και στα οξέα εξαρτάται από την καθαρότητά του. Ο πολύ καθαρός ψευδάργυρος διαλύεται αργά και για να επιταχυνθεί η διαδικασία, συνιστάται η εισαγωγή μερικών σταγόνων από ένα εξαιρετικά αραιωμένο διάλυμα θειικού χαλκού στο διάλυμα (εμφάνιση γαλβανικών ζευγαριών).

Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

Όταν θερμαίνεται έντονα στον αέρα, καίγεται με μια φωτεινή μπλε φλόγα για να σχηματίσει οξείδιο ψευδαργύρου:

Όταν αναφλέγεται, αντιδρά έντονα με το θείο:

Αντιδρά με αλογόνα υπό κανονικές συνθήκες παρουσία υδρατμών ως καταλύτη:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Όταν ο ατμός του φωσφόρου δρα στον ψευδάργυρο, σχηματίζονται φωσφίδια:

Zn + 2P = ZnP2 ή

3Zn + 2P = Zn3P2

Ο ψευδάργυρος δεν αλληλεπιδρά με υδρογόνο, άζωτο, βόριο, πυρίτιο ή άνθρακα.

Αλληλεπίδραση με το νερό

Αντιδρά με υδρατμούς σε κόκκινη θερμότητα για να σχηματίσει οξείδιο ψευδαργύρου και υδρογόνο:

Zn + H2O = ZnO + H2

Αλληλεπίδραση με οξέα

Στη σειρά ηλεκτροχημικών τάσεων των μετάλλων, ο ψευδάργυρος βρίσκεται πριν από το υδρογόνο και τον εκτοπίζει από τα μη οξειδωτικά οξέα:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Αντιδρά με αραιό νιτρικό οξύ για να σχηματίσει νιτρικό ψευδάργυρο και νιτρικό αμμώνιο:

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

Αντιδρά με πυκνά θειικά και νιτρικά οξέα για να σχηματίσει άλας ψευδαργύρου και προϊόντα μείωσης οξέος:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Αλληλεπίδραση με αλκάλια

Αντιδρά με αλκαλικά διαλύματα σχηματίζοντας υδροξοσυμπλέγματα:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

όταν συντήκεται, σχηματίζει ψευδάργυρο:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Αλληλεπίδραση με αμμωνία

Με αέρια αμμωνία στους 550-600°C σχηματίζει νιτρίδιο ψευδαργύρου:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

διαλύεται σε υδατικό διάλυμα αμμωνίας, σχηματίζοντας υδροξείδιο του ψευδαργύρου τετρααμμινίου:

Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2

Αλληλεπίδραση με οξείδια και άλατα

Ο ψευδάργυρος εκτοπίζει τα μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα δεξιά του από διαλύματα αλάτων και οξειδίων:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Ο ψευδάργυρος είναι ένα μέταλλο που είναι ο αριθμός 30 στον περιοδικό πίνακα και έχει την ονομασία Zn. Λιώνει σε θερμοκρασία 419 °C, αλλά αν το σημείο βρασμού είναι 913 °C, αρχίζει να μετατρέπεται σε ατμό. Σε κανονικές θερμοκρασίες, η κατάσταση είναι εύθραυστη, αλλά στους εκατό βαθμούς αρχίζει να λυγίζει.

Το χρώμα του ψευδαργύρου είναι μπλε-λευκό. Όταν εκτίθεται στο οξυγόνο, εμφανίζεται οξείδωση, καθώς και μια επίστρωση ανθρακικού, η οποία προστατεύει το μέταλλο από περαιτέρω αντιδράσεις οξείδωσης. Η εμφάνιση υδροξειδίου στον ψευδάργυρο σημαίνει ότι το νερό δεν έχει καμία επίδραση στο χημικό στοιχείο.

Ο ψευδάργυρος είναι ένα χημικό στοιχείο που έχει τις δικές του διακριτικές ιδιότητες, πλεονεκτήματα και μειονεκτήματα. Χρησιμοποιείται ευρέως στην καθημερινή ζωή του ανθρώπου, στη φαρμακευτική και τη μεταλλουργία.

Χαρακτηριστικά του ψευδαργύρου

Το μέταλλο είναι απαραίτητο και χρησιμοποιείται ευρέως σε όλους σχεδόν τους τομείς της ανθρώπινης καθημερινής ζωής.

Η εξόρυξη πραγματοποιείται κυρίως στο Ιράν, το Καζακστάν, την Αυστραλία και τη Βολιβία. Στη Ρωσία, ο κατασκευαστής είναι η OJSC GMK Dalpolimetal.

Είναι μέταλλο μετάπτωσης, έχει κατάσταση οξείδωσης +2, ραδιενεργό ισότοπο, χρόνο ημιζωής 244 ημέρες.

Το στοιχείο δεν εξορύσσεται στην καθαρή του μορφή. Περιέχεται σε μεταλλεύματα και ορυκτά: κλειοφάνη, μαρματίτης, βουρτζίτης, ψευδάργυρος. Πρέπει να υπάρχει σε κράμα με αλουμίνιο, χαλκό, κασσίτερο και νικέλιο.

Χημικές, φυσικές ιδιότητες και χαρακτηριστικά του ψευδαργύρου

Ο ψευδάργυρος είναι ένα μέταλλο που έχει μια σειρά από ιδιότητες και χαρακτηριστικά που τον διακρίνουν από άλλα στοιχεία του περιοδικού πίνακα.

Οι φυσικές ιδιότητες του ψευδαργύρου περιλαμβάνουν την κατάστασή του. Ο κύριος παράγοντας είναι η θερμοκρασία. Εάν σε θερμοκρασία δωματίου είναι εύθραυστο υλικό, η πυκνότητα του ψευδαργύρου είναι 7130 kg/m 3 (˃ η πυκνότητα του χάλυβα), το οποίο πρακτικά δεν λυγίζει, τότε όταν ανασηκώνεται λυγίζει εύκολα και τυλίγεται σε φύλλα στα εργοστάσια. Εάν λάβετε ένα καθεστώς υψηλότερης θερμοκρασίας, το υλικό αποκτά υγρή κατάσταση και εάν αυξήσετε τη θερμοκρασία κατά 400-450 °C βαθμούς, τότε απλά θα εξατμιστεί. Αυτή είναι η μοναδικότητα - η αλλαγή της κατάστασής σας. Εάν εκτεθεί σε οξέα και αλκάλια, μπορεί να θρυμματιστεί, να εκραγεί ή να λιώσει.

Ο τύπος του ψευδαργύρου είναι Zn – ψευδάργυρος. Η ατομική μάζα του ψευδαργύρου είναι 65.382 amu.

Ηλεκτρονικός τύπος: ο πυρήνας ενός ατόμου μετάλλου περιέχει 30 πρωτόνια, 35 νετρόνια. Υπάρχουν 4 ενεργειακά επίπεδα σε ένα άτομο - 30 ηλεκτρόνια. (Εικ. δομή του ατόμου ψευδαργύρου) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

Το κρυσταλλικό πλέγμα του ψευδαργύρου είναι ένα εξαγωνικό κρυσταλλικό σύστημα με σφιχτά πιεσμένα άτομα. Δεδομένα πλέγματος: A=2,66U, C=4,94.

Δομή και σύνθεση ψευδαργύρου

Το εξορυσσόμενο και μη επεξεργασμένο υλικό έχει ισότοπα 64, 66, 67, ηλεκτρόνια 2-8-18-2.

Όσον αφορά τη χρήση, μεταξύ όλων των στοιχείων του περιοδικού πίνακα, το μέταλλο κατατάσσεται στην 23η θέση. Στη φύση, το στοιχείο εμφανίζεται με τη μορφή θειούχου με προσμίξεις μολύβδου Pb, καδμίου Cd, σιδήρου Fe, χαλκού Cu, αργύρου Ag.

Ανάλογα με την ποσότητα των ακαθαρσιών, σημειώνεται το μέταλλο.

Παραγωγή ψευδαργύρου

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, δεν υπάρχει καθαρή μορφή αυτού του στοιχείου στη φύση. Εξορύσσεται από άλλα πετρώματα, όπως μετάλλευμα - κάδμιο, γάλλιο, ορυκτά - φαληρίτη.

Το μέταλλο λαμβάνεται στο εργοστάσιο. Κάθε εργοστάσιο έχει τα δικά του διακριτικά χαρακτηριστικά παραγωγής, επομένως ο εξοπλισμός για την απόκτηση καθαρού υλικού είναι διαφορετικός. Θα μπορούσε να είναι έτσι:

Οι ρότορες, που βρίσκονται κατακόρυφα, είναι ηλεκτρολυτικοί.
Ειδικοί φούρνοι με αρκετά υψηλή θερμοκρασία για ψήσιμο, καθώς και ειδικοί ηλεκτρικοί φούρνοι.
Μεταφορείς και λουτρά για ηλεκτρόλυση.

Ανάλογα με τη μέθοδο εξόρυξης μετάλλων που υιοθετείται, χρησιμοποιείται ο κατάλληλος εξοπλισμός.

Λήψη καθαρού ψευδαργύρου

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, δεν υπάρχει καθαρό είδος στη φύση. Εξάγεται κυρίως από μεταλλεύματα στα οποία έρχεται με διάφορα στοιχεία.

Για τη λήψη καθαρού υλικού, χρησιμοποιείται μια ειδική διαδικασία επίπλευσης με επιλεκτικότητα. Μετά τη διαδικασία, το μετάλλευμα διασπάται σε στοιχεία: ψευδάργυρος, μόλυβδος, χαλκός και ούτω καθεξής.

Το καθαρό μέταλλο που εξάγεται με αυτή τη μέθοδο ψήνεται σε ειδικό φούρνο. Εκεί, σε ορισμένες θερμοκρασίες, η σουλφιδική κατάσταση του υλικού μετατρέπεται σε οξείδιο. Κατά το ψήσιμο, απελευθερώνεται αέριο που περιέχει θείο, το οποίο χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος.

Υπάρχουν 2 τρόποι για να αποκτήσετε μέταλλο:

Πυρομεταλλουργική - λαμβάνει χώρα η διαδικασία καύσης, μετά την οποία η προκύπτουσα μάζα αποκαθίσταται με τη βοήθεια μαύρου άνθρακα και οπτάνθρακα. Η τελική διαδικασία διευθετείται.
Ηλεκτρολυτική - η εκχυλισμένη μάζα επεξεργάζεται με θειικό οξύ. Το διάλυμα που προκύπτει υποβάλλεται σε ηλεκτρόλυση, κατά την οποία το μέταλλο κατακάθεται και τήκεται σε φούρνους.

Τήξη ψευδάργυρου σε φούρνο

Η θερμοκρασία τήξης του ψευδαργύρου σε έναν κλίβανο είναι 419-480 °C. Εάν η θερμοκρασία ξεπεραστεί, τότε το υλικό αρχίζει να εξατμίζεται. Σε αυτή τη θερμοκρασία επιτρέπεται πρόσμιξη σιδήρου 0,05%.

Με επιτόκιο σιδήρου 0,2, το φύλλο δεν μπορεί να τυλιχτεί.

Χρησιμοποιούνται διάφορες μέθοδοι για την τήξη καθαρού μετάλλου, μέχρι την παραγωγή ατμού ψευδαργύρου, ο οποίος στέλνεται σε ειδικές δεξαμενές και εκεί πέφτει η ουσία.

Εφαρμογή μετάλλου

Οι ιδιότητες του ψευδαργύρου επιτρέπουν τη χρήση του σε πολλούς τομείς. Ως ποσοστό:

Γαλβανισμός - έως 60%.
Ιατρική - 10%.
Διάφορα κράματα που περιέχουν αυτό το μέταλλο 10%.
Παραγωγή ελαστικών 10%.
Παραγωγή βαφής – 10%.

Η χρήση ψευδαργύρου είναι επίσης απαραίτητη για την αποκατάσταση μετάλλων όπως ο χρυσός, το ασήμι και η πλατίνα.

Ο ψευδάργυρος στη μεταλλουργία

Η μεταλλουργική βιομηχανία χρησιμοποιεί αυτό το στοιχείο του περιοδικού πίνακα ως το κύριο για την επίτευξη ορισμένων στόχων. Η τήξη χυτοσιδήρου και χάλυβα είναι η κύρια σε ολόκληρη τη μεταλλουργία της χώρας. Αλλά αυτά τα μέταλλα είναι επιρρεπή σε αρνητικές περιβαλλοντικές επιδράσεις. Χωρίς συγκεκριμένη επεξεργασία, τα μέταλλα οξειδώνονται γρήγορα, γεγονός που οδηγεί σε φθορά τους. Η καλύτερη προστασία είναι ο γαλβανισμός.

Η εφαρμογή προστατευτικής μεμβράνης σε χυτοσίδηρο και χάλυβα είναι η καλύτερη θεραπεία κατά της διάβρωσης. Περίπου το 40% της συνολικής παραγωγής καθαρού υλικού δαπανάται για γαλβανισμό.

Μέθοδοι γαλβανισμού

Τα μεταλλουργικά εργοστάσια διακρίνονται όχι μόνο από τον εξοπλισμό τους, αλλά και από τις μεθόδους παραγωγής που χρησιμοποιούνται. Εξαρτάται από την τιμολογιακή πολιτική και την τοποθεσία (φυσικοί πόροι που χρησιμοποιούνται για τη μεταλλουργική βιομηχανία). Υπάρχουν διάφορες μέθοδοι γαλβανισμού, οι οποίες συζητούνται παρακάτω.

Μέθοδος γαλβανισμού εν θερμώ

Αυτή η μέθοδος περιλαμβάνει την εμβάπτιση ενός μεταλλικού τμήματος σε ένα υγρό διάλυμα. Συμβαίνει έτσι:

Το εξάρτημα ή το προϊόν απολιπαίνεται, καθαρίζεται, πλένεται και στεγνώνει.
Στη συνέχεια, ο ψευδάργυρος τήκεται σε υγρή κατάσταση σε θερμοκρασίες έως 480 °C.
Το παρασκευασμένο προϊόν χαμηλώνεται στο υγρό διάλυμα. Ταυτόχρονα, βρέχεται καλά στο διάλυμα και σχηματίζεται επίστρωση πάχους έως 450 microns. Πρόκειται για 100% προστασία από τις επιδράσεις εξωτερικών παραγόντων στο προϊόν (υγρασία, άμεσο ηλιακό φως, νερό με χημικές ακαθαρσίες).

Αλλά αυτή η μέθοδος έχει μια σειρά από μειονεκτήματα:

Η μεμβράνη ψευδαργύρου στο προϊόν έχει ως αποτέλεσμα ένα ανομοιόμορφο στρώμα.
Αυτή η μέθοδος δεν μπορεί να χρησιμοποιηθεί για εξαρτήματα που πληρούν τα ακριβή πρότυπα σύμφωνα με το GOST. Όπου κάθε χιλιοστό θεωρείται ελάττωμα.
Μετά τον γαλβανισμό εν θερμώ, δεν θα παραμείνουν όλα τα μέρη ισχυρά και ανθεκτικά στη φθορά, καθώς η ευθραυστότητα εμφανίζεται μετά τη διέλευση από υψηλές θερμοκρασίες.

Αυτή η μέθοδος δεν είναι επίσης κατάλληλη για προϊόντα επικαλυμμένα με χρώματα και βερνίκια.

Ψυχρός γαλβανισμός

Αυτή η μέθοδος έχει 2 ονόματα: γαλβανική και ηλεκτρολυτική. Η μέθοδος επίστρωσης ενός προϊόντος με αντιδιαβρωτική προστασία είναι η εξής:

Το μεταλλικό μέρος, το προϊόν παρασκευάζεται (απολιπαίνεται, καθαρίζεται).
Μετά από αυτό, πραγματοποιείται η "μέθοδος χρώσης" - χρησιμοποιείται μια ειδική σύνθεση, η οποία έχει το κύριο συστατικό - ψευδάργυρο.
Το τμήμα επικαλύπτεται με αυτή τη σύνθεση με ψεκασμό.

Χάρη σε αυτή τη μέθοδο, προστατεύονται εξαρτήματα με ακριβείς ανοχές και προϊόντα επικαλυμμένα με χρώματα και βερνίκια. Αυξάνει την αντοχή σε εξωτερικούς παράγοντες που οδηγούν σε διάβρωση.

Μειονεκτήματα αυτής της μεθόδου: λεπτό προστατευτικό στρώμα - έως 35 μικρά. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα λιγότερη προστασία και μικρότερες περιόδους προστασίας.

Μέθοδος θερμικής διάχυσης

Αυτή η μέθοδος κάνει μια επίστρωση που είναι ένα ηλεκτρόδιο με θετική πολικότητα, ενώ το μέταλλο του προϊόντος (χάλυβας) γίνεται αρνητική πολικότητα. Εμφανίζεται ένα ηλεκτροχημικό προστατευτικό στρώμα.

Η μέθοδος ισχύει μόνο εάν τα μέρη είναι κατασκευασμένα από ανθρακούχο χάλυβα, χυτοσίδηρο ή χάλυβα με ακαθαρσίες. Ο ψευδάργυρος χρησιμοποιείται με τους ακόλουθους τρόπους:

Σε θερμοκρασίες από 290 °C έως 450 °C σε μέσο σκόνης, η επιφάνεια του εξαρτήματος είναι κορεσμένη με Zn. Εδώ, η σήμανση του χάλυβα, καθώς και ο τύπος του προϊόντος, έχει σημασία - επιλέγεται η κατάλληλη θερμοκρασία.
Το πάχος του προστατευτικού στρώματος φτάνει τα 110 μικρά.
Ένα προϊόν από χάλυβα ή χυτοσίδηρο τοποθετείται σε κλειστή δεξαμενή.
Εκεί προστίθεται ένα ειδικό μείγμα.
Το τελευταίο βήμα είναι η ειδική επεξεργασία του προϊόντος για την πρόληψη της εμφάνισης λευκού ανθίσματος από αλμυρό νερό.

Αυτή η μέθοδος χρησιμοποιείται κυρίως όταν είναι απαραίτητο να επικαλυφθούν μέρη που έχουν πολύπλοκο σχήμα: νήματα, μικρές πινελιές. Ο σχηματισμός ενός ομοιόμορφου προστατευτικού στρώματος είναι σημαντικός, καθώς αυτά τα μέρη υφίστανται πολλαπλές εκθέσεις σε εξωτερικά επιθετικά περιβάλλοντα (σταθερή υγρασία).

Αυτή η μέθοδος παρέχει το υψηλότερο ποσοστό προστασίας του προϊόντος από τη διάβρωση. Η γαλβανισμένη επίστρωση είναι ανθεκτική στη φθορά και πρακτικά άφθαρτη, κάτι που είναι πολύ σημαντικό για εξαρτήματα που περιστρέφονται και αποσυναρμολογούνται με την πάροδο του χρόνου.

Άλλες χρήσεις ψευδάργυρου

Εκτός από τον γαλβανισμό, το μέταλλο χρησιμοποιείται και σε άλλες βιομηχανίες.

Φύλλα ψευδαργύρου. Για την παραγωγή φύλλων, εκτελείται κύλιση, στην οποία η ολκιμότητα είναι σημαντική. Εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Μια θερμοκρασία 25 °C δίνει πλαστικότητα μόνο σε ένα επίπεδο, γεγονός που δημιουργεί ορισμένες ιδιότητες του μετάλλου. Το κύριο πράγμα εδώ είναι γιατί κατασκευάζεται το φύλλο. Όσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία, τόσο πιο λεπτό γίνεται το μέταλλο. Ανάλογα με αυτό, το προϊόν φέρει την ένδειξη Ts1, Ts2, Ts3. Μετά από αυτό, από τα φύλλα δημιουργούνται διάφορα προϊόντα για αυτοκίνητα, προφίλ για κατασκευή και επισκευή, για εκτύπωση κ.ο.κ.
Κράματα ψευδαργύρου. Για βελτιωμένες ιδιότητες μεταλλικών προϊόντων, προστίθεται ψευδάργυρος. Αυτά τα κράματα δημιουργούνται σε υψηλές θερμοκρασίες σε ειδικούς κλιβάνους. Τα πιο συχνά παραγόμενα κράματα είναι ο χαλκός και το αλουμίνιο. Αυτά τα κράματα χρησιμοποιούνται για την παραγωγή ρουλεμάν και διαφόρων δακτυλίων, τα οποία είναι εφαρμόσιμα στη μηχανολογία, τη ναυπηγική και την αεροπορία.

Στην οικιακή χρήση, ο γαλβανισμένος κάδος, η γούρνα και τα φύλλα στην οροφή είναι ο κανόνας. Χρησιμοποιείται ψευδάργυρος, όχι χρώμιο ή νικέλιο. Και δεν είναι μόνο ότι ο γαλβανισμός είναι φθηνότερος από την επίστρωση με άλλα υλικά. Αυτό είναι το πιο αξιόπιστο και μακράς διαρκείας προστατευτικό υλικό από το χρώμιο ή άλλα υλικά που χρησιμοποιούνται.

Ως αποτέλεσμα, ο ψευδάργυρος είναι το πιο κοινό μέταλλο που χρησιμοποιείται ευρέως στη μεταλλουργία. Στη μηχανολογία, τις κατασκευές, την ιατρική, το υλικό χρησιμοποιείται όχι μόνο ως προστασία από τη διάβρωση, αλλά και για αύξηση της αντοχής και της μεγάλης διάρκειας ζωής. Σε ιδιωτικές κατοικίες, τα γαλβανισμένα φύλλα προστατεύουν την οροφή από τις βροχοπτώσεις, οι τοίχοι και οι οροφές είναι επενδεδυμένες με φύλλα γυψοσανίδας με βάση γαλβανισμένα προφίλ.

Σχεδόν κάθε νοικοκυρά έχει στο σπίτι της έναν γαλβανισμένο κουβά ή γούρνα, τον οποίο χρησιμοποιεί για πολύ καιρό.

Χημικές ιδιότητες του χαλκού

Ο χαλκός (Cu) ανήκει στα d-στοιχεία και βρίσκεται στην ομάδα IB του περιοδικού πίνακα του Mendeleev. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου χαλκού στη θεμελιώδη κατάσταση γράφεται ως 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 αντί του αναμενόμενου τύπου 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Με άλλα λόγια, στην περίπτωση του ατόμου του χαλκού, παρατηρείται ένα λεγόμενο «άλμα ηλεκτρονίων» από το υποεπίπεδο 4s στο υποεπίπεδο 3d. Για τον χαλκό, εκτός από το μηδέν, είναι δυνατές καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2. Η κατάσταση οξείδωσης +1 είναι επιρρεπής σε δυσαναλογία και είναι σταθερή μόνο σε αδιάλυτες ενώσεις όπως CuI, CuCl, Cu 2 O κ.λπ., καθώς και σε σύνθετες ενώσεις, για παράδειγμα, Cl και OH. Οι ενώσεις του χαλκού σε κατάσταση οξείδωσης +1 δεν έχουν συγκεκριμένο χρώμα. Έτσι, το οξείδιο του χαλκού (Ι), ανάλογα με το μέγεθος των κρυστάλλων, μπορεί να είναι σκούρο κόκκινο (μεγάλοι κρύσταλλοι) και κίτρινο (μικροί κρύσταλλοι), το CuCl και το CuI είναι λευκό και το Cu 2 S είναι μαύρο και μπλε. Η κατάσταση οξείδωσης του χαλκού ίση με +2 είναι πιο σταθερή χημικά. Τα άλατα που περιέχουν χαλκό σε αυτή την κατάσταση οξείδωσης έχουν μπλε και μπλε-πράσινο χρώμα.

Ο χαλκός είναι ένα πολύ μαλακό, εύπλαστο και όλκιμο μέταλλο με υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Το χρώμα του μεταλλικού χαλκού είναι κόκκινο-ροζ. Ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας των μετάλλων στα δεξιά του υδρογόνου, δηλ. ανήκει σε μέταλλα χαμηλής δράσης.

με οξυγόνο

Υπό κανονικές συνθήκες, ο χαλκός δεν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο. Απαιτείται θερμότητα για να συμβεί η μεταξύ τους αντίδραση. Ανάλογα με την περίσσεια ή την ανεπάρκεια οξυγόνου και τις συνθήκες θερμοκρασίας, το οξείδιο του χαλκού (II) και το οξείδιο του χαλκού (I) μπορούν να σχηματιστούν:

με θειάφι

Η αντίδραση του θείου με τον χαλκό, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορεί να οδηγήσει στον σχηματισμό τόσο θειούχου χαλκού (Ι) όσο και θειούχου χαλκού (II). Όταν ένα μείγμα κονιοποιημένου Cu και S θερμαίνεται σε θερμοκρασία 300-400 o C, σχηματίζεται θειούχος χαλκού (Ι):

Εάν υπάρχει έλλειψη θείου και η αντίδραση διεξάγεται σε θερμοκρασίες άνω των 400 o C, σχηματίζεται θειούχος χαλκός (II). Ωστόσο, ένας απλούστερος τρόπος για τη λήψη θειούχου χαλκού (II) από απλές ουσίες είναι η αλληλεπίδραση του χαλκού με το θείο διαλυμένο σε δισουλφίδιο του άνθρακα:

Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε θερμοκρασία δωματίου.

με αλογόνα

Ο χαλκός αντιδρά με φθόριο, χλώριο και βρώμιο, σχηματίζοντας αλογονίδια με τον γενικό τύπο CuHal 2, όπου το Hal είναι F, Cl ή Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Στην περίπτωση του ιωδίου, του ασθενέστερου οξειδωτικού παράγοντα μεταξύ των αλογόνων, σχηματίζεται ιωδιούχος χαλκός (Ι):

Ο χαλκός δεν αλληλεπιδρά με το υδρογόνο, το άζωτο, τον άνθρακα και το πυρίτιο.

με μη οξειδωτικά οξέα

Σχεδόν όλα τα οξέα είναι μη οξειδωτικά οξέα, εκτός από το πυκνό θειικό οξύ και το νιτρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης. Δεδομένου ότι τα μη οξειδωτικά οξέα μπορούν να οξειδώσουν μόνο μέταλλα της σειράς δραστικότητας μέχρι υδρογόνου. Αυτό σημαίνει ότι ο χαλκός δεν αντιδρά με τέτοια οξέα.

με οξειδωτικά οξέα

- πυκνό θειικό οξύ

Ο χαλκός αντιδρά με το πυκνό θειικό οξύ τόσο όταν θερμαίνεται όσο και σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμαίνεται, η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

Δεδομένου ότι ο χαλκός δεν είναι ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, το θείο ανάγεται σε αυτή την αντίδραση μόνο στην κατάσταση οξείδωσης +4 (στο SO 2).

- με αραιό νιτρικό οξύ

Η αντίδραση του χαλκού με το αραιό HNO 3 οδηγεί στο σχηματισμό νιτρικού χαλκού (II) και μονοξειδίου του αζώτου:

3Cu + 8HNO 3 (αραιωμένο) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- με συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ

Το συμπυκνωμένο HNO 3 αντιδρά εύκολα με τον χαλκό υπό κανονικές συνθήκες. Η διαφορά μεταξύ της αντίδρασης του χαλκού με το πυκνό νιτρικό οξύ και της αντίδρασης με το αραιό νιτρικό οξύ έγκειται στο προϊόν της αναγωγής του αζώτου. Στην περίπτωση του συμπυκνωμένου HNO 3, το άζωτο μειώνεται σε μικρότερο βαθμό: αντί για το μονοξείδιο του αζώτου (II), σχηματίζεται μονοξείδιο του αζώτου (IV), το οποίο οφείλεται στον μεγαλύτερο ανταγωνισμό μεταξύ των μορίων του νιτρικού οξέος στο συμπυκνωμένο οξύ για τα ηλεκτρόνια του αναγωγικού πράκτορας (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

με οξείδια μη μετάλλων

Ο χαλκός αντιδρά με ορισμένα οξείδια μη μετάλλων. Για παράδειγμα, με οξείδια όπως NO 2, NO, N 2 O, ο χαλκός οξειδώνεται σε οξείδιο του χαλκού (II) και το άζωτο ανάγεται σε κατάσταση οξείδωσης 0, δηλ. σχηματίζεται μια απλή ουσία N 2:

Στην περίπτωση του διοξειδίου του θείου, αντί της απλής ουσίας (θείο) σχηματίζεται θειούχος χαλκός(Ι). Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ο χαλκός και το θείο, σε αντίθεση με το άζωτο, αντιδρούν:

με οξείδια μετάλλων

Όταν ο μεταλλικός χαλκός συντήκεται με οξείδιο του χαλκού (II) σε θερμοκρασία 1000-2000 o C, μπορεί να ληφθεί οξείδιο του χαλκού (I):

Επίσης, ο μεταλλικός χαλκός μπορεί να αναγάγει το οξείδιο του σιδήρου (III) σε οξείδιο του σιδήρου (II) κατά την πύρωση:

με μεταλλικά άλατα

Ο χαλκός εκτοπίζει λιγότερο ενεργά μέταλλα (στα δεξιά του στη σειρά δραστηριότητας) από διαλύματα των αλάτων τους:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Γίνεται επίσης μια ενδιαφέρουσα αντίδραση κατά την οποία ο χαλκός διαλύεται στο άλας ενός πιο ενεργού μετάλλου - σιδήρου σε κατάσταση οξείδωσης +3. Ωστόσο, δεν υπάρχουν αντιφάσεις, γιατί Ο χαλκός δεν εκτοπίζει το σίδηρο από το άλας του, αλλά τον μειώνει μόνο από την κατάσταση οξείδωσης +3 στην κατάσταση οξείδωσης +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2 FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2 FeCl 2

Η τελευταία αντίδραση χρησιμοποιείται στην παραγωγή μικροκυκλωμάτων στο στάδιο της χάραξης των πλακών κυκλωμάτων χαλκού.

Διάβρωση χαλκού

Ο χαλκός διαβρώνεται με την πάροδο του χρόνου όταν έρχεται σε επαφή με την υγρασία, το διοξείδιο του άνθρακα και το ατμοσφαιρικό οξυγόνο:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

Ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης, τα προϊόντα χαλκού καλύπτονται με μια χαλαρή μπλε-πράσινη επίστρωση υδροξυανθρακικού χαλκού (II).

Χημικές ιδιότητες του ψευδαργύρου

Ο ψευδάργυρος Zn ανήκει στην ομάδα IIB της IV περιόδου. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των τροχιακών σθένους των ατόμων ενός χημικού στοιχείου στη θεμελιώδη κατάσταση είναι 3d 10 4s 2. Για τον ψευδάργυρο, μόνο μία κατάσταση οξείδωσης είναι δυνατή, ίση με +2. Το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO και το υδροξείδιο του ψευδαργύρου Zn(OH) 2 έχουν έντονες αμφοτερικές ιδιότητες.

Ο ψευδάργυρος αμαυρώνει όταν αποθηκεύεται στον αέρα και καλύπτεται με ένα λεπτό στρώμα οξειδίου του ZnO. Η οξείδωση συμβαίνει ιδιαίτερα εύκολα σε υψηλή υγρασία και παρουσία διοξειδίου του άνθρακα λόγω της αντίδρασης:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Ο ατμός ψευδαργύρου καίγεται στον αέρα και μια λεπτή λωρίδα ψευδαργύρου, αφού πυρακτωθεί στη φλόγα του καυστήρα, καίγεται με μια πρασινωπή φλόγα:

Όταν θερμαίνεται, ο μεταλλικός ψευδάργυρος αλληλεπιδρά επίσης με αλογόνα, θείο και φώσφορο:

Ο ψευδάργυρος δεν αντιδρά άμεσα με υδρογόνο, άζωτο, άνθρακα, πυρίτιο και βόριο.

Ο ψευδάργυρος αντιδρά με μη οξειδωτικά οξέα για να απελευθερώσει υδρογόνο:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Ο τεχνικός ψευδάργυρος είναι ιδιαίτερα εύκολα διαλυτός σε οξέα, καθώς περιέχει ακαθαρσίες άλλων λιγότερο ενεργών μετάλλων, ιδιαίτερα του καδμίου και του χαλκού. Ο ψευδάργυρος υψηλής καθαρότητας είναι ανθεκτικός στα οξέα για ορισμένους λόγους. Για να επιταχυνθεί η αντίδραση, ένα δείγμα ψευδαργύρου υψηλής καθαρότητας έρχεται σε επαφή με χαλκό ή λίγο άλας χαλκού προστίθεται στο διάλυμα οξέος.

Σε θερμοκρασία 800-900 o C (κόκκινη θερμότητα), ο μεταλλικός ψευδάργυρος, που βρίσκεται σε λιωμένη κατάσταση, αλληλεπιδρά με υπερθερμασμένους υδρατμούς, απελευθερώνοντας υδρογόνο από αυτόν:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Ο ψευδάργυρος αντιδρά επίσης με οξειδωτικά οξέα: συμπυκνωμένο θειικό και νιτρικό.

Ο ψευδάργυρος ως ενεργό μέταλλο μπορεί να σχηματίσει διοξείδιο του θείου, στοιχειακό θείο και ακόμη και υδρόθειο με πυκνό θειικό οξύ.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Η σύνθεση των προϊόντων αναγωγής του νιτρικού οξέος καθορίζεται από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Zn + 4HNO 3 (συμπ.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Η κατεύθυνση της διαδικασίας επηρεάζεται επίσης από τη θερμοκρασία, την ποσότητα του οξέος, την καθαρότητα του μετάλλου και τον χρόνο αντίδρασης.
Ο ψευδάργυρος αντιδρά με αλκαλικά διαλύματα για να σχηματιστεί τετραϋδροξυκινικάκαι υδρογόνο:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

Όταν συντήκεται με άνυδρα αλκάλια, σχηματίζεται ψευδάργυρος ψευδάργυροικαι υδρογόνο:

Σε ένα εξαιρετικά αλκαλικό περιβάλλον, ο ψευδάργυρος είναι ένας εξαιρετικά ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, ικανός να μειώνει το άζωτο στα νιτρικά και τα νιτρώδη σε αμμωνία:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Λόγω της συμπλοκοποίησης, ο ψευδάργυρος διαλύεται αργά σε διάλυμα αμμωνίας, μειώνοντας το υδρογόνο:

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Ο ψευδάργυρος μειώνει επίσης τα λιγότερο ενεργά μέταλλα (στα δεξιά του στη σειρά δραστηριότητας) από τα υδατικά διαλύματα των αλάτων τους:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Χημικές ιδιότητες του χρωμίου

Το χρώμιο είναι στοιχείο της ομάδας VIB του περιοδικού πίνακα. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου χρωμίου γράφεται ως 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, δηλ. στην περίπτωση του χρωμίου, καθώς και στην περίπτωση του ατόμου χαλκού, παρατηρείται η λεγόμενη «διαρροή ηλεκτρονίων».

Οι πιο συχνά εμφανιζόμενες καταστάσεις οξείδωσης του χρωμίου είναι +2, +3 και +6. Πρέπει να τα θυμόμαστε και στο πλαίσιο του προγράμματος Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης στη Χημεία, μπορεί να υποτεθεί ότι το χρώμιο δεν έχει άλλες καταστάσεις οξείδωσης.

Υπό κανονικές συνθήκες, το χρώμιο είναι ανθεκτικό στη διάβρωση τόσο στον αέρα όσο και στο νερό.

Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

με οξυγόνο

Θερμαινόμενο σε θερμοκρασία μεγαλύτερη από 600 o C, το κονιοποιημένο μέταλλο χρωμίου καίγεται σε καθαρό οξυγόνο που σχηματίζει οξείδιο του χρωμίου (III):

4Cr + 3O2 = ο t=> 2Cr 2 O 3

με αλογόνα

Το χρώμιο αντιδρά με το χλώριο και το φθόριο σε χαμηλότερες θερμοκρασίες από ότι με το οξυγόνο (250 και 300 o C, αντίστοιχα):

2Cr + 3F 2 = ο t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = ο t=> 2CrCl 3

Το χρώμιο αντιδρά με το βρώμιο σε θερμή θερμοκρασία (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = ο t=> 2CrBr 3

με άζωτο

Το μεταλλικό χρώμιο αλληλεπιδρά με το άζωτο σε θερμοκρασίες πάνω από 1000 o C:

2Cr + N 2 = οt=> 2CrN

με θειάφι

Με το θείο, το χρώμιο μπορεί να σχηματίσει τόσο θειούχο χρώμιο (II) όσο και θειούχο χρώμιο (III), το οποίο εξαρτάται από τις αναλογίες θείου και χρωμίου:

Cr+S= o t=>CrS

2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3

Το χρώμιο δεν αντιδρά με το υδρογόνο.

Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες

Αλληλεπίδραση με το νερό

Το χρώμιο είναι μέταλλο μέσης δραστικότητας (που βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας μετάλλων μεταξύ αλουμινίου και υδρογόνου). Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση λαμβάνει χώρα ανάμεσα στο καυτό χρώμιο και στους υπερθερμασμένους υδρατμούς:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Αλληλεπίδραση με οξέα

Το χρώμιο υπό κανονικές συνθήκες παθητικοποιείται από συμπυκνωμένα θειικά και νιτρικά οξέα, ωστόσο, διαλύεται σε αυτά όταν βράζει, ενώ οξειδώνεται σε κατάσταση οξείδωσης +3:

Cr + 6HNO 3(συγ.) = προς την=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (συμπ.) = προς την=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Στην περίπτωση του αραιού νιτρικού οξέος, το κύριο προϊόν της αναγωγής του αζώτου είναι η απλή ουσία N 2:

10Cr + 36HNO 3(dil) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Το χρώμιο βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας στα αριστερά του υδρογόνου, πράγμα που σημαίνει ότι είναι ικανό να απελευθερώνει Η2 από διαλύματα μη οξειδωτικών οξέων. Κατά τη διάρκεια τέτοιων αντιδράσεων, ελλείψει πρόσβασης στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο, σχηματίζονται άλατα χρωμίου (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = CrSO 4 + H 2

Όταν η αντίδραση διεξάγεται σε ανοιχτό αέρα, το δισθενές χρώμιο οξειδώνεται αμέσως από το οξυγόνο που περιέχεται στον αέρα στην κατάσταση οξείδωσης +3. Σε αυτήν την περίπτωση, για παράδειγμα, η εξίσωση με το υδροχλωρικό οξύ θα έχει τη μορφή:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Όταν το μεταλλικό χρώμιο συντήκεται με ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες παρουσία αλκαλίων, το χρώμιο οξειδώνεται στην κατάσταση οξείδωσης +6, σχηματίζοντας χρωμικά:

Χημικές ιδιότητες του σιδήρου

Σίδηρος Fe, ένα χημικό στοιχείο που βρίσκεται στην ομάδα VIII και με αύξοντα αριθμό 26 στον περιοδικό πίνακα. Η κατανομή των ηλεκτρονίων στο άτομο του σιδήρου έχει ως εξής: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, δηλαδή ο σίδηρος ανήκει στα d-στοιχεία, αφού το d-υποεπίπεδο είναι γεμάτο στη θήκη του. Χαρακτηρίζεται περισσότερο από δύο καταστάσεις οξείδωσης +2 και +3. Το οξείδιο FeO και το υδροξείδιο Fe(OH) 2 έχουν κυρίαρχες βασικές ιδιότητες, ενώ το οξείδιο Fe 2 O 3 και το υδροξείδιο Fe(OH) 3 έχουν αξιοσημείωτες αμφοτερικές ιδιότητες. Έτσι, το οξείδιο του σιδήρου και το υδροξείδιο (lll) διαλύονται σε κάποιο βαθμό όταν βράζονται σε πυκνά διαλύματα αλκαλίων και επίσης αντιδρούν με άνυδρα αλκάλια κατά τη σύντηξη. Πρέπει να σημειωθεί ότι η κατάσταση οξείδωσης του σιδήρου +2 είναι πολύ ασταθής, και περνά εύκολα στην κατάσταση οξείδωσης +3. Γνωστές είναι επίσης ενώσεις σιδήρου σε σπάνια κατάσταση οξείδωσης +6 - φερρατικά, άλατα του ανύπαρκτου «οξέος σιδήρου» H 2 FeO 4. Αυτές οι ενώσεις είναι σχετικά σταθερές μόνο στη στερεά κατάσταση ή σε έντονα αλκαλικά διαλύματα. Εάν η αλκαλικότητα του περιβάλλοντος είναι ανεπαρκής, τα φερράτα οξειδώνουν γρήγορα ακόμη και το νερό, απελευθερώνοντας οξυγόνο από αυτό.

Αλληλεπίδραση με απλές ουσίες

Με οξυγόνο

Όταν καίγεται σε καθαρό οξυγόνο, ο σίδηρος σχηματίζει το λεγόμενο σίδερο κλίμακα, που έχει τον τύπο Fe 3 O 4 και στην πραγματικότητα αντιπροσωπεύει ένα μικτό οξείδιο, η σύνθεση του οποίου μπορεί συμβατικά να αντιπροσωπεύεται από τον τύπο FeO∙Fe 2 O 3. Η αντίδραση καύσης του σιδήρου έχει τη μορφή:

3Fe + 2O 2 = προς την=> Fe 3 O 4

Με θειάφι

Όταν θερμαίνεται, ο σίδηρος αντιδρά με το θείο για να σχηματίσει θειούχο σίδηρο:

Fe + S = προς την=>FeS

Ή με περίσσεια θείου δισουλφίδιο σιδήρου:

Fe + 2S = προς την=>FeS 2

Με αλογόνα

Ο μεταλλικός σίδηρος οξειδώνεται από όλα τα αλογόνα εκτός από το ιώδιο σε κατάσταση οξείδωσης +3, σχηματίζοντας αλογονίδια σιδήρου (lll):

2Fe + 3F 2 = προς την=> 2FeF 3 – φθοριούχος σίδηρος (lll)

2Fe + 3Cl 2 = προς την=> 2FeCl 3 – χλωριούχος σίδηρος (lll)

Το ιώδιο, ως ο πιο αδύναμος οξειδωτικός παράγοντας μεταξύ των αλογόνων, οξειδώνει τον σίδηρο μόνο στην κατάσταση οξείδωσης +2:

Fe + I 2 = προς την=> FeI 2 – ιωδιούχος σίδηρος (ll)

Με υδρογόνο

Ο σίδηρος δεν αντιδρά με το υδρογόνο (μόνο τα μέταλλα αλκαλίων και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με το υδρογόνο από μέταλλα):

Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες

Αλληλεπίδραση με οξέα

Με μη οξειδωτικά οξέα

Δεδομένου ότι ο σίδηρος βρίσκεται στη σειρά δραστικότητας στα αριστερά του υδρογόνου, αυτό σημαίνει ότι είναι ικανός να εκτοπίσει το υδρογόνο από τα μη οξειδωτικά οξέα (σχεδόν όλα τα οξέα εκτός από το H 2 SO 4 (συμπυκν.) και το HNO 3 οποιασδήποτε συγκέντρωσης):

Fe + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Πρέπει να δώσετε προσοχή σε ένα τέτοιο τέχνασμα στις εργασίες Εξέτασης Ενιαίας Πολιτείας ως ερώτηση σχετικά με το θέμα σε ποιο βαθμό οξείδωσης ο σίδηρος θα οξειδωθεί όταν εκτεθεί σε αραιό και συμπυκνωμένο υδροχλωρικό οξύ. Η σωστή απάντηση είναι μέχρι +2 και στις δύο περιπτώσεις.

Η παγίδα εδώ έγκειται στη διαισθητική προσδοκία μιας βαθύτερης οξείδωσης του σιδήρου (σε d.o. +3) στην περίπτωση της αλληλεπίδρασής του με το πυκνό υδροχλωρικό οξύ.

Αλληλεπίδραση με οξειδωτικά οξέα

Υπό κανονικές συνθήκες, ο σίδηρος δεν αντιδρά με πυκνά θειικά και νιτρικά οξέα λόγω παθητικοποίησης. Ωστόσο, αντιδρά μαζί τους όταν βράσει:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Σημειώστε ότι το αραιό θειικό οξύ οξειδώνει τον σίδηρο σε κατάσταση οξείδωσης +2 και το πυκνό θειικό οξύ σε +3.

Διάβρωση (σκουριά) σιδήρου

Σε υγρό αέρα, ο σίδηρος σκουριάζει πολύ γρήγορα:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

Ο σίδηρος δεν αντιδρά με το νερό απουσία οξυγόνου, είτε υπό κανονικές συνθήκες είτε όταν βράζεται. Η αντίδραση με το νερό γίνεται μόνο σε θερμοκρασίες πάνω από την κόκκινη θερμότητα (>800 o C). εκείνοι.:

Στείλτε την καλή δουλειά σας στη βάση γνώσεων είναι απλή. Χρησιμοποιήστε την παρακάτω φόρμα

Φοιτητές, μεταπτυχιακοί φοιτητές, νέοι επιστήμονες που χρησιμοποιούν τη βάση γνώσεων στις σπουδές και την εργασία τους θα σας είναι πολύ ευγνώμονες.

Δημοσιεύτηκε στο http://www.allbest.ru/

Εισαγωγή

Ατομικός αριθμός 30

Ατομική μάζα 65,409

Πυκνότητα, kg/m 7140

Σημείο τήξεως, °C 419,5

Σημείο βρασμού, °C 906,2

Θερμοχωρητικότητα, kJ/(kg °C) 0,383

Ηλεκτραρνητικότητα 1.6

Ομοιοπολική ακτίνα, E 1,25

1ος ιοντισμός δυναμικό, eV 9,39

Ο ψευδάργυρος είναι στοιχείο της δευτερεύουσας υποομάδας της δεύτερης ομάδας, της τέταρτης περιόδου του περιοδικού πίνακα των χημικών στοιχείων του D.I Mendeleev, με ατομικό αριθμό 30. Ονομάζεται με το σύμβολο Zn (lat. Zincum). Υπό κανονικές συνθήκες, είναι ένα εύθραυστο μεταβατικό μέταλλο με μπλε-λευκό χρώμα (γίνεται θαμπό στον αέρα, καλύπτεται με ένα λεπτό στρώμα οξειδίου του ψευδαργύρου). Όταν κρυσταλλώνεται, έχει ένα εξαγωνικό πλέγμα. Το στοιχείο έχει πέντε σταθερά ισότοπα με αριθμούς μάζας 64, 66, 67, 68 και 70. Το πιο άφθονο είναι το 64Zn (48,89%).

Ο ψευδάργυρος είναι ένα από τα μέταλλα που χρησιμοποιούνται ευρέως σε μια μεγάλη ποικιλία τομέων της εθνικής οικονομίας, της επιστήμης, της τεχνολογίας και της ιατρικής.

Οι διάφορες χρήσεις του ψευδαργύρου περιλαμβάνουν:

γαλβανισμός -- 45-60%

φάρμακο (οξείδιο ψευδαργύρου ως αντισηπτικό) -- 10%

παραγωγή κραμάτων -- 10%

παραγωγή ελαστικών ελαστικών -- 10%

λαδομπογιες -- 10%

Είναι επίσης απαραίτητο για τη ζωή των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων, καθώς αποτελεί μέρος ορισμένων ενζύμων και ορμονών.

1. Ιστορία της ανακάλυψης

Η λέξη «ψευδάργυρος» βρίσκεται στα έργα του Παράκελσου και άλλων ερευνητών του 16ου και 17ου αιώνα. και πηγαίνει πίσω, ίσως, στον αρχαίο γερμανικό "ψευδάργυρο" - μια πλάκα, μια όρεξη στα μάτια. Το όνομα αυτού του μετάλλου έχει αλλάξει αρκετές φορές κατά τη διάρκεια της ιστορίας του. Η λέξη "ψευδάργυρος" εισήχθη στη Ρωσία από τον M. V. Lomonosov το 1742.

Δεν έχει εξακριβωθεί με ακρίβεια πότε τήχθηκε για πρώτη φορά ο ψευδάργυρος, αλλά ιστορικά έγγραφα δείχνουν ότι παρήχθη στην Ινδία ήδη από τον 5ο αιώνα. ΠΡΟ ΧΡΙΣΤΟΥ. Ένα κράμα ψευδάργυρου και χαλκού - ορείχαλκος - ήταν γνωστό στην Αρχαία Ελλάδα, την Αρχαία Αίγυπτο, την Ινδία και την Κίνα.

Τον 16ο αιώνα Έγιναν οι πρώτες προσπάθειες να το μυρίσουν σε εργοστασιακές συνθήκες. Όμως η παραγωγή δεν πήγε καλά. Οι τεχνολογικές δυσκολίες αποδείχθηκαν ανυπέρβλητες. Προσπάθησαν να αποκτήσουν ψευδάργυρο με τον ίδιο τρόπο όπως και άλλα μέταλλα - έκαψαν το μετάλλευμα, μετατρέποντας τον ψευδάργυρο σε οξείδιο, και στη συνέχεια αυτό το οξείδιο μειώθηκε με άνθρακα. Ο ψευδάργυρος, φυσικά, μειώθηκε αλληλεπιδρώντας με τον άνθρακα, αλλά δεν τήχθηκε επειδή αυτό το μέταλλο είχε ήδη εξατμιστεί στον κλίβανο τήξης - το σημείο βρασμού του ήταν μόνο 906°C. Και υπήρχε αέρας στο φούρνο. Έχοντας συναντήσει, οι ενεργοί ατμοί ψευδαργύρου αντέδρασαν με το οξυγόνο και το αρχικό προϊόν σχηματίστηκε ξανά - οξείδιο του ψευδαργύρου.

Η παραγωγή ψευδαργύρου στην Ευρώπη κατέστη δυνατή μόνο αφού το μετάλλευμα άρχισε να μειώνεται σε κλειστούς αποθήκες χωρίς πρόσβαση στον αέρα. Ο «ακατέργαστος» ψευδάργυρος λαμβάνεται σήμερα με τον ίδιο περίπου τρόπο και καθαρίζεται με διύλιση.

Η τήξη ψευδαργύρου ξεκίνησε επίσης σε βιομηχανική κλίμακα τον 18ο αιώνα. Το 1743, το πρώτο μεταλλουργείο ψευδαργύρου, που ιδρύθηκε από τον William Champion, τέθηκε σε λειτουργία στο Μπρίστολ, όπου ο ψευδάργυρος παρήχθη με απόσταξη. Τα προϊόντα διείσδυσαν γρήγορα στο Βέλγιο και τη Σιλεσία. Το 1746, ο A. S. Marggraf στη Γερμανία ανέπτυξε μια μέθοδο απόσταξης παρόμοια με τη μέθοδο του Champion για τη λήψη καθαρού ψευδαργύρου με φρύξη ενός μείγματος του οξειδίου και του άνθρακα χωρίς πρόσβαση αέρα σε πυρίμαχες αποθήκες από πηλό, ακολουθούμενη από συμπύκνωση ατμών ψευδαργύρου στα ψυγεία. Ο Marggraf περιέγραψε τη μέθοδό του με μεγάλη λεπτομέρεια και έτσι έθεσε τα θεμέλια για τη θεωρία της παραγωγής ψευδαργύρου. Ως εκ τούτου, αποκαλείται συχνά ο ανακαλύπτοντας ψευδάργυρο.

2. Κοιτάσματα ψευδαργύρου στη φύση

Ο ψευδάργυρος υπάρχει όχι μόνο στα πετρώματα και το έδαφος, αλλά και στον αέρα, το νερό και τη βιόσφαιρα. Η μέση περιεκτικότητα σε ψευδάργυρο στον φλοιό της γης είναι 8,3 10-3%, στα βασικά πυριγενή πετρώματα είναι ελαφρώς υψηλότερη (1,3 10-2%) από ό, τι στα όξινα πετρώματα (6 10-3%), στο νερό του Παγκόσμιου ωκεανού - 0,01 mg/l. Ο ψευδάργυρος, ως ένα από τα βιογενή στοιχεία, υπάρχει συνεχώς στους ιστούς των ζώων και των φυτών. Η μέση περιεκτικότητα σε αυτό το μέταλλο στους περισσότερους ζωντανούς οργανισμούς στον πλανήτη είναι 5*10-4%.

Ο εγγενής ψευδάργυρος δεν βρίσκεται στη φύση. Ο ψευδάργυρος βρίσκεται στα μεταλλεύματα κυρίως με τη μορφή ενώσεων. Οι ενώσεις αυτού του μετάλλου αποτελούν μέρος πολυμεταλλικών μεταλλευμάτων. Μόνο μετά τον εμπλουτισμό, τα συμπυκνώματα ψευδαργύρου περιέχουν από 48 έως 65% ψευδάργυρο, έως 12% σίδηρο, έως 2% χαλκό, έως και 2% μόλυβδο και, επιπλέον, ένα κλάσμα ιχνοστοιχείων και σπάνιων μετάλλων.

Κύρια ορυκτά ψευδαργύρου:

ZnS - σφαλερίτης (μίγμα ψευδαργύρου), περιέχει 67,1% ψευδάργυρο, χρώμα - κίτρινο, καφέ, μαύρο.

nZnS·mFeS - μαρματίτης, περιέχει πάνω από 60% ψευδάργυρο, καφέ-μαύρο χρώμα.

ZnO - ψευδάργυρος, περιέχει 80,3% ψευδάργυρο, σκούρο κόκκινο χρώμα.

ZnCO3 - σμιθσονίτης, περιέχει 64,8% ZnO, λευκό, γκρι, πρασινωπό χρώμα.

Zn2SiO4(2ZnO·SiO2) - γουλεμίτης, περιέχει 73% ZnO, λευκό, κίτρινο, πρασινωπό χρώμα.

H2Zn2SiO5(2ZnO·SiO2·H2O) - καλαμίνη, περιέχει 67,5% ZnO, λευκό, κίτρινο, χρώμα;

ZnSO4 - zincosite, περιέχει 50,3% ZnO, είναι σπάνιο στη φύση.

ZnSO4·7H2O - γοσλαρίτης, περιέχει 28,2% ZnO, λευκό ή κοκκινωπό χρώμα.

Ο ψευδάργυρος μεταφέρεται ενεργά με ρεύματα νερού, μια τέτοια μετανάστευση αυτού του μετάλλου είναι ιδιαίτερα χαρακτηριστική για τα ιαματικά νερά, όπου ο ψευδάργυρος μεταφέρεται μαζί με τον μόλυβδο. Στη συνέχεια, από τέτοια ρεύματα κατακρημνίζονται θειούχα ψευδάργυρο, που κατέχουν σημαντική θέση στη βιομηχανία.

Τα κοιτάσματα ψευδαργύρου είναι ευρέως διαδεδομένα σε όλο τον κόσμο. Τα μεταλλεύματα ψευδαργύρου εξορύσσονται σε περισσότερες από 50 χώρες.

Η Κίνα, η Αυστραλία, το Περού, η Ευρώπη και ο Καναδάς είναι οι ηγέτες στην εξόρυξη ψευδαργύρου στον κόσμο.

Στα μεταλλεύματα, ο ψευδάργυρος συνήθως συνυπάρχει με τον μόλυβδο και άλλα μέταλλα, συμπεριλαμβανομένου του χαλκού, του χρυσού και του ασημιού.

Το πιο κοινό ορυκτό ψευδαργύρου είναι ο φαληρίτης (ZnS), επίσης γνωστός ως φαλερίτης ψευδάργυρος, ο οποίος υπάρχει σχεδόν σε όλα τα κοιτάσματα ψευδαργύρου που εξορύσσονται σήμερα. Τα μεταλλεύματα ψευδαργύρου που βρίσκονται κοντά στην επιφάνεια της γης είναι συχνά οξείδια και ανθρακικά.

Τα παγκόσμια αποθέματα ψευδαργύρου στη Γη είναι περίπου 1900 εκατομμύρια τόνοι, τα αποθέματα (διαθέσιμα για εξόρυξη) είναι περίπου 250 εκατομμύρια τόνοι. Τα μεγαλύτερα αποθέματα ψευδαργύρου βρίσκονται στην Αυστραλία (22,4% του συνόλου) και στην Κίνα (17,2%).

Αποθέματα σε κοιτάσματα ψευδαργύρου το 2010, χιλιάδες τόνοι

Πρώτες ύλες της Ρωσίας

Παρά το γεγονός ότι το μερίδιο της Ρωσίας στα παγκόσμια αποθέματα ψευδαργύρου είναι 14%, το μερίδιό της στην παγκόσμια παραγωγή αυτού του μετάλλου είναι πολύ πιο μέτριο και ανέρχεται μόνο σε περίπου 3%. Αυτό οφείλεται στην ανεπαρκή ανάπτυξη των υφιστάμενων καταθέσεων.

Περίπου το 82% των αποθεμάτων βρίσκεται σε πεδία των περιοχών της Ανατολικής Σιβηρίας και των Ουραλίων, ενώ το υπόλοιπο 18% βρίσκεται στις περιοχές της Δυτικής Σιβηρίας, της Άπω Ανατολής και του Βόρειου Καυκάσου. Τα μεγαλύτερα κοιτάσματα ψευδαργύρου στη Ρωσία είναι: Kholodninskoye, Ozernoye, Korbalikhinskoye, Gaiskoye, Uzelginskoye, Uchalinskoye και Nikolaevskoye.

Περίπου το 80% των κοιτασμάτων ψευδαργύρου είναι υπόγεια, το 8% βρίσκονται στην επιφάνεια και τα υπόλοιπα είναι συνδυασμένου τύπου. Ωστόσο, όσον αφορά τον όγκο παραγωγής, το 15% εξορύσσεται από ανοιχτά ορυχεία, το 64% του μεταλλεύματος παράγεται από υπόγεια ορυχεία και η συνδυασμένη εξόρυξη αντιπροσωπεύει το 21% της παραγωγής.

Επί του παρόντος, μόνο το 60% περίπου του ψευδάργυρου που καταναλώνεται στον κόσμο προέρχεται από μεταλλεύματα εξόρυξης, το υπόλοιπο 40% προέρχεται από την επεξεργασία απορριμμάτων που περιέχουν ψευδάργυρο και παλιοσίδερων. Το επίπεδο ανακύκλωσης στον κόσμο αυξάνεται κάθε χρόνο. Σήμερα, περισσότερο από το 90% των αποβλήτων που περιέχουν ψευδάργυρο συλλέγεται και υποβάλλεται σε επεξεργασία στον κόσμο. Συνήθως πρόκειται για βιομηχανικά απόβλητα ή ξεπερασμένες κατασκευές, κατασκευές, μηχανήματα, εξοπλισμό και οικιακές συσκευές.

3. Φυσικές ιδιότητες

Ο ψευδάργυρος στην καθαρή του μορφή είναι ένα αρκετά όλκιμο ασημί-λευκό μέταλλο. Διαθέτει εξαγωνικό πλέγμα. Σε θερμοκρασία δωματίου είναι εύθραυστο, όταν η πλάκα είναι λυγισμένη, ακούγεται ένας ήχος σπασίματος από την τριβή των κρυσταλλίτη, στη χυτή κατάσταση έχει μικρή πλαστικότητα, αλλά ήδη στους 100-150°C μπορεί εύκολα να επεξεργαστεί με πίεση - πίεση , σφράγιση και βαθύ σχέδιο, τυλιγμένο σε λεπτά φύλλα, φύλλο πάχους περίπου εκατοστών κλάσματα του χιλιοστού, σύρμα. Με περαιτέρω θέρμανση (πάνω από 200° C), ο ψευδάργυρος γίνεται πολύ εύθραυστος, ακόμη και σε σημείο αραίωσης σε σκόνη. Οι ακαθαρσίες, ακόμη και ασήμαντες, αυξάνουν δραματικά την ευθραυστότητα του ψευδαργύρου.

Ιδιότητες:

ατομική ακτίνα αυτού του στοιχείου: -1,37E, ιοντική ακτίνα - Zn2+ -0,83E;

έχει ένα εξαγωνικό πλέγμα με τις ακόλουθες παραμέτρους:

a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm;

πυκνότητα, g/cm3: σε στερεή κατάσταση στους 20°C - 7,1 - 7,2, στην υγρή κατάσταση στους 450°C -6,6.

θερμοκρασία τήξης, °C: - 419,4, βρασμός - 905,4;

θερμότητα, kJ/kg: τήξη - 100,8, εξάτμιση - 1,75;

θερμοχωρητικότητα, J/(kg.K): σε στερεή κατάσταση στους 20°C -394, στην υγρή κατάσταση στους 450°C -502;

θερμική αγωγιμότητα, W/(m.K): σε στερεή κατάσταση στους 20°C -111, στην υγρή κατάσταση στους 450°C - 60;

ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα, στους 20°C, (MSm/m) -15,9;

ειδική ηλεκτρική ειδική αντίσταση, μΩ.m: σε στερεή κατάσταση στους 20°C - 0,059, στην υγρή κατάσταση στους 420°C - 0,354.

συντελεστής γραμμικής διαστολής στο εύρος θερμοκρασίας 20-200°C, K-1 -29.8.10-6

συντελεστής θερμοκρασίας θερμικής αγωγιμότητας, K-1 - 0D5.10-3

συντελεστής θερμοκρασίας ηλεκτρικής αντίστασης, Κ"1 - 4.17.10-3

μαγνητικά χαρακτηριστικά - διαμαγνητικά;

4. Χημικές ιδιότητες

Ένα μείγμα σκόνης ψευδαργύρου και θείου αντιδρά εκρηκτικά όταν θερμαίνεται.

Όταν ο μεταλλικός ψευδάργυρος θερμαίνεται σε ατμό φωσφόρου στους 440-780°C, σχηματίζονται φωσφίδια - Zn3Ps και ZnP2.

Ο ψευδάργυρος σχηματίζει ενώσεις με πολλά μέταλλα, για παράδειγμα: Cu, Ag, Au, Mn, Fe, Co, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

Όταν θερμαίνεται έντονα στον αέρα, καίγεται με μια φωτεινή μπλε φλόγα για να σχηματίσει οξείδιο ψευδαργύρου:

Όταν αναφλέγεται, αντιδρά έντονα με το θείο:

Αντιδρά με αλογόνα υπό κανονικές συνθήκες παρουσία υδρατμών ως καταλύτη:

Zn + Cl2 = ZnCl2

Όταν ο ατμός του φωσφόρου δρα στον ψευδάργυρο, σχηματίζονται φωσφίδια:

Zn + 2P = ZnP2 ή

3Zn + 2P = Zn3P2

Ο ψευδάργυρος δεν αλληλεπιδρά με υδρογόνο, άζωτο, βόριο, πυρίτιο ή άνθρακα.

Αλληλεπίδραση με το νερό

Αντιδρά με υδρατμούς σε κόκκινη θερμότητα για να σχηματίσει οξείδιο ψευδαργύρου και υδρογόνο:

Zn + H2O = ZnO + H2

Αλληλεπίδραση με οξέα

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Αντιδρά με αραιό νιτρικό οξύ για να σχηματίσει νιτρικό ψευδάργυρο και νιτρικό αμμώνιο:

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

Αντιδρά με πυκνά θειικά και νιτρικά οξέα για να σχηματίσει άλας ψευδαργύρου και προϊόντα μείωσης οξέος:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Αλληλεπίδραση με αλκάλια

Αντιδρά με αλκαλικά διαλύματα σχηματίζοντας υδροξοσυμπλέγματα:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

όταν συντήκεται, σχηματίζει ψευδάργυρο:

Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2

Αλληλεπίδραση με αμμωνία

Με αέρια αμμωνία στους 550-600°C σχηματίζει νιτρίδιο ψευδαργύρου:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

διαλύεται σε υδατικό διάλυμα αμμωνίας, σχηματίζοντας υδροξείδιο του ψευδαργύρου τετρααμμινίου:

Zn + 4NH3 + 2H2O = (OH)2 + H2

Αλληλεπίδραση με οξείδια και άλατα

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Zn + CuO = Cu + ZnO

5. Ενώσεις ψευδαργύρου

Το οξείδιο του ψευδαργύρου είναι η πιο σημαντική βιομηχανική ένωση που περιέχει ψευδάργυρο. Ως υποπροϊόν της παραγωγής ορείχαλκου, έγινε διάσημο πριν από το ίδιο το μέταλλο. Το οξείδιο του ψευδαργύρου λαμβάνεται με την καύση ατμών ψευδαργύρου στον αέρα, ο οποίος σχηματίζεται κατά την τήξη του μεταλλεύματος. Ένα καθαρότερο και πιο λευκό προϊόν παράγεται με την καύση ατμών που λαμβάνονται από προκαθαρισμένο ψευδάργυρο.

Τυπικά, το οξείδιο του ψευδαργύρου είναι μια λευκή, λεπτή σκόνη. Όταν θερμαίνεται, το χρώμα του αλλάζει σε κίτρινο ως αποτέλεσμα της απομάκρυνσης του οξυγόνου από το κρυσταλλικό πλέγμα. Προσθέτοντας 0,02-0,03% περίσσεια μεταλλικού ψευδαργύρου στο οξείδιο του ψευδαργύρου, μπορείτε να πάρετε ένα ολόκληρο φάσμα χρωμάτων - κίτρινο, πράσινο, καφέ, κόκκινο, αλλά οι κοκκινωπές αποχρώσεις της φυσικής μορφής του οξειδίου του ψευδαργύρου - ψευδάργυρος - εμφανίζονται για έναν άλλο λόγο : λόγω της παρουσίας μαγγανίου ή σιδήρου. Το οξείδιο του ψευδαργύρου Το ZnO είναι αμφοτερικό. Διαλύεται σε οξέα για να σχηματίσει άλατα ψευδαργύρου και σε αλκάλια για να σχηματίσει υδροξινικά όπως - και 2-.

Η κύρια βιομηχανική εφαρμογή του οξειδίου του ψευδαργύρου είναι στην παραγωγή καουτσούκ, στην οποία μειώνει το χρόνο βουλκανισμού του αρχικού καουτσούκ.

Το οξείδιο του ψευδαργύρου αυξάνει τη διάρκεια ζωής του γυαλιού και ως εκ τούτου χρησιμοποιείται στην παραγωγή ειδικών γυαλιών, σμάλτων και υαλοπινάκων. Ένας άλλος σημαντικός τομέας εφαρμογής είναι η εξουδετέρωση καλλυντικών πάστες και φαρμακευτικών παρασκευασμάτων.

Το υδροξείδιο του ψευδαργύρου σχηματίζεται ως ζελατινώδες λευκό ίζημα όταν προστίθεται αλκάλιο σε υδατικά διαλύματα αλάτων ψευδαργύρου. Το υδροξείδιο του ψευδαργύρου, όπως και το οξείδιο, είναι αμφοτερικό:

Zn(OH)2 + 2OH- = 2-

Ο θειούχος ψευδάργυρος απελευθερώνεται ως λευκό ίζημα όταν τα διαλυτά σουλφίδια και τα άλατα ψευδαργύρου αντιδρούν σε ένα υδατικό διάλυμα. Σε όξινο περιβάλλον, ο θειούχος ψευδάργυρος δεν καθιζάνει. Το νερό με υδρόθειο κατακρημνίζει το θειούχο ψευδάργυρο μόνο παρουσία ανιόντων ασθενούς οξέος, για παράδειγμα οξικών ιόντων, τα οποία μειώνουν την οξύτητα του μέσου, γεγονός που οδηγεί σε αύξηση της συγκέντρωσης των ιόντων σουλφιδίου στο διάλυμα.

Ο φαλερίτης είναι το πιο κοινό ορυκτό ψευδαργύρου και η κύρια πηγή του μετάλλου, αλλά είναι γνωστός και μια δεύτερη φυσική, αν και πολύ πιο σπάνια μορφή, ο βουρτζίτης, ο οποίος είναι πιο σταθερός σε υψηλές θερμοκρασίες. Το καθαρό θειούχο ψευδάργυρο είναι λευκό και, όπως το οξείδιο του ψευδαργύρου, χρησιμοποιείται ως χρωστική ουσία για το σκοπό αυτό συχνά παρασκευάζεται μαζί με θειικό βάριο με αντίδραση υδατικών διαλυμάτων θειικού ψευδαργύρου και θειούχου βαρίου.

Το πρόσφατα κατακρημνισμένο θειούχο ψευδάργυρο διαλύεται εύκολα σε ανόργανα οξέα με την απελευθέρωση υδρόθειου:

ZnS + 2H3O+ = Zn2+ + H2S + 2H2O

Ωστόσο, η φρύξη το καθιστά λιγότερο αντιδραστικό και ως εκ τούτου είναι κατάλληλη χρωστική ουσία στις βαφές παιδικών παιχνιδιών καθώς είναι ακίνδυνο σε περίπτωση κατάποσης. Επιπλέον, ο θειούχος ψευδάργυρος έχει ενδιαφέρουσες οπτικές ιδιότητες. Γίνεται γκρι όταν εκτίθεται στην υπεριώδη ακτινοβολία.

Ο χλωριούχος ψευδάργυρος είναι μία από τις σημαντικές ενώσεις ψευδαργύρου στη βιομηχανία. Λαμβάνεται από τη δράση του υδροχλωρικού οξέος σε δευτερογενείς πρώτες ύλες ή καβουρδισμένο μετάλλευμα.

Συμπυκνωμένα υδατικά διαλύματα χλωριούχου ψευδαργύρου διαλύουν άμυλο, κυτταρίνη (επομένως δεν μπορούν να διηθηθούν μέσω χαρτιού) και μετάξι. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή κλωστοϋφαντουργικών προϊόντων, επιπλέον, χρησιμοποιείται ως αντισηπτικό για ξύλο και στην κατασκευή περγαμηνής.

Δεδομένου ότι ο χλωριούχος ψευδάργυρος διαλύει εύκολα οξείδια άλλων μετάλλων στο τήγμα, χρησιμοποιείται σε μια σειρά μεταλλουργικών ροών. Χρησιμοποιώντας ένα διάλυμα χλωριούχου ψευδαργύρου, τα μέταλλα καθαρίζονται πριν από τη συγκόλληση.

6. Παραγωγή ψευδαργύρου

Είναι γνωστό ότι τα καθαρά μεταλλεύματα ψευδαργύρου δεν βρίσκονται σχεδόν ποτέ στη φύση. Οι ενώσεις ψευδαργύρου αποτελούν μέρος πολυμεταλλικών μεταλλευμάτων, που συνήθως περιέχουν 1-5% Zn, επομένως προ-εμπλουτίζονται για να ληφθεί συμπύκνωμα ψευδαργύρου, το οποίο μπορεί να περιέχει 50-65% ψευδάργυρο, έως 12% σίδηρο, έως και 2% χαλκό, έως 2% μόλυβδος, συν κλάσματα ενός τοις εκατό ιχνών και σπάνιων μετάλλων. Αυτή η πολύπλοκη σύνθεση συμπυκνωμάτων και μεταλλευμάτων ψευδαργύρου είναι ένας από τους λόγους για τους οποίους η παραγωγή ψευδαργύρου άργησε να εμφανιστεί. Οι σύγχρονες τεχνολογίες εξακολουθούν να αντιμετωπίζουν προβλήματα στην επεξεργασία πολυμεταλλικών μεταλλευμάτων ψευδαργύρου.

Τα συμπυκνώματα ψευδαργύρου καβουρδίζονται και ο θειούχος ψευδάργυρος μετατρέπεται σε οξείδιο:

2ZnS + 2O2 = 2ZnO + 2SO2^

Η λήψη καθαρού μεταλλικού ψευδαργύρου από οξείδιο είναι δυνατή με δύο τρόπους.

Αυτή τη στιγμή, η ηλεκτρολυτική ή η υδρομεταλλουργική είναι η κύρια μέθοδος λήψης ψευδαργύρου. Περιλαμβάνει τον ηλεκτρολυτικό διαχωρισμό του ψευδαργύρου από το θειικό, το οποίο λαμβάνεται με την επεξεργασία των φρυγμένων συμπυκνωμάτων με θειικό οξύ. Το προκύπτον θειικό διάλυμα καθαρίζεται από ακαθαρσίες - με καθίζηση με σκόνη ψευδαργύρου - και στη συνέχεια ηλεκτρολύεται σε ειδικά λουτρά, η επιφάνεια των οποίων είναι επενδεδυμένη με πλαστικό μολύβδου ή βινυλίου. Στη συνέχεια, ο ψευδάργυρος εναποτίθεται σε καθόδους αλουμινίου, από όπου αφαιρείται καθημερινά για περαιτέρω τήξη σε επαγωγικούς κλιβάνους.

Με αυτή τη μέθοδο λήψης ψευδαργύρου, είναι δυνατή η παραγωγή μεταλλεύματος κατά 93-94% (εάν τα απόβλητα υποβάλλονται σε επεξεργασία), δηλαδή η εξόρυξη ψευδαργύρου γίνεται σχεδόν στο 100%. Επιπλέον, η καθαρότητα του μετάλλου που προκύπτει είναι 99,95%. Από τα απόβλητα μιας τέτοιας παραγωγής μπορεί κανείς να αποκτήσει θειικό ψευδάργυρο, καθώς και κάδμιο, μόλυβδο, χαλκό και ακόμη και χρυσό και ασήμι. Μερικές φορές λαμβάνονται In, Ga, Ge, Tl.

Μια άλλη μέθοδος (που υπάρχει εδώ και πολύ καιρό) λήψης μεταλλικού ψευδαργύρου είναι η πυρομεταλλουργική ή η απόσταξη. Αυτή η μέθοδος είναι η εξής. Μέσω ενός στρώματος θρυμματισμένου μεταλλεύματος (κατάσταση σε σκόνη), τοποθετημένο σε μια σχάρα, τροφοδοτείται αέρας ή κάποιο αέριο από κάτω με τέτοια ταχύτητα ώστε οι πίδακες του να περνούν μέσα από το υλικό, ανακατεύοντάς το εντατικά. Αποδεικνύεται ότι είναι ένα είδος «βρασμού» κονιοποιημένου μεταλλεύματος, το οποίο είναι σε «ρευστοποιημένη» κατάσταση, επειδή μόνο τα υγρά μπορούν να βράσουν. Ο ψευδάργυρος εξάγεται από το καβουρδισμένο συμπύκνωμα με αναγωγή του με οπτάνθρακα σε θερμοκρασία 1200-1300° και συμπύκνωση των ατμών ψευδαργύρου που προκύπτουν, ακολουθούμενη από έκχυσή τους σε καλούπια.

Προηγουμένως, η αποκατάσταση γινόταν σε αποστακτήρες από ψημένο πηλό, οι οποίοι έπρεπε να συντηρηθούν χειροκίνητα, στη συνέχεια αντικαταστάθηκαν από κατακόρυφους μηχανοποιημένους αποστακτήρες από πυρίμαχο υλικό - carborundum.

Λόγω της στενής επαφής στερεών σωματιδίων μεταλλεύματος και αερίου, οι χημικές αντιδράσεις στη «ρευστοποιημένη κλίνη» προχωρούν με πολύ μεγάλη ταχύτητα. Η χρήση ψησίματος ρευστοποιημένης κλίνης αυξάνει την παραγωγικότητα του κλιβάνου κατά 3-4 φορές με πιο ενδελεχή εξαγωγή ψευδαργύρου από το συμπύκνωμα.

Αυτή η μέθοδος είναι πολύ αποτελεσματική στο ψήσιμο θειούχων μεταλλευμάτων και συμπυκνωμάτων, στην εξάχνωση σχετικά πτητικών μετάλλων, στη φρύξη, στην ψύξη και στην ξήρανση διαφόρων ουσιών.

Ο ψευδάργυρος λαμβάνεται από συμπυκνώματα μολύβδου-ψευδαργύρου σε φρεατικούς κλιβάνους. Ο ψευδάργυρος απόσταξης καθαρίζεται με διαχωρισμό (διαχωρισμός υγρού ψευδαργύρου από σίδηρο και μέρους μολύβδου σε θερμοκρασία 500°C). Με αυτόν τον καθαρισμό, είναι δυνατό να επιτευχθεί καθαρότητα μετάλλου 98,7%.

Μερικές φορές χρησιμοποιείται πιο πολύπλοκος και δαπανηρός καθαρισμός με ανόρθωση, ο οποίος δίνει στο μέταλλο καθαρότητα 99,995%, επιτρέποντας την ανάκτηση του πολύτιμου καδμίου.

χημική απόσταξη ψευδαργύρου

7. Εφαρμογή

Η ζήτηση για το μέταλλο αυξάνεται τα τελευταία χρόνια, γεγονός που εξηγείται κυρίως από την εκτεταμένη χρήση ψευδαργύρου σε διάφορους τομείς της οικονομίας - αυτοκινητοβιομηχανία, μεταλλουργία, αεροπορία, βιομηχανία σωληνώσεων, μηχανολογία, κατασκευές, ιατρική και στην παραγωγή προϊόντων από καουτσούκ. και χρώματα και βερνίκια.

Περισσότερο από το ήμισυ του ψευδαργύρου που παράγεται στον κόσμο δαπανάται για την προστασία του χάλυβα από τη διάβρωση - γαλβανισμό. Ο μηχανισμός αυτής της προστασίας είναι διαφορετικός από εκείνον άλλων αντιδιαβρωτικών επιστρώσεων: κοβάλτιο, νικέλιο, κάδμιο, κασσίτερος - όλα αυτά τα στοιχεία κατατάσσονται μετά το σίδηρο στη σειρά μεταλλικής δραστηριότητας. Αυτό σημαίνει ότι είναι χημικά πιο ανθεκτικά από τον σίδηρο, «καλύπτουν» την επιφάνεια του χάλυβα από περιβαλλοντικές επιρροές. Ο ψευδάργυρος, αντίθετα, είναι πιο χημικά ενεργός από τον σίδηρο, αντιδρά με επιθετικά συστατικά της ατμόσφαιρας νωρίτερα. Αποδεικνύεται ότι ο ψευδάργυρος όχι μόνο προστατεύει μηχανικά τον σίδηρο από εξωτερικές επιδράσεις, αλλά τον προστατεύει χημικά. Η προκύπτουσα ηλεκτροχημική διαδικασία καταστρέφει τον ψευδάργυρο, διατηρώντας το βασικό μέταλλο ασφαλές. Μια τέτοια επίστρωση θα λειτουργήσει αποτελεσματικά ακόμη και αν υπάρχει παραβίαση της ακεραιότητας - τσιπ ή γρατσουνιά.

Η γαλβανισμένη λαμαρίνα χρησιμοποιείται ως υλικό στέγης και χρησιμοποιείται για την κατασκευή ειδών σε συχνή επαφή με το νερό (κουβάδες, δεξαμενές).

Τα κράματα ψευδαργύρου με άλλα μέταλλα έχουν επίσης μεγάλη σημασία. Ο γνωστός από καιρό ορείχαλκος (κράμα χαλκού και ψευδαργύρου) χρησιμοποιείται για την κατασκευή σωλήνων συμπυκνωτή, χιτωνίων φυσιγγίων, διαφόρων βαλβίδων διακοπής, καλοριφέρ και πολλά άλλα. Ο ψευδάργυρος που εισάγεται σε ορισμένες συγκεντρώσεις βελτιώνει πάντα τις μηχανικές ιδιότητες του χαλκού (αντοχή, ολκιμότητα, αντοχή στη διάβρωση). Επιπλέον, μια τέτοια εισαγωγή μειώνει το κόστος του κράματος - τελικά, ο ψευδάργυρος είναι πολύ φθηνότερος από τον χαλκό.

Τα κράματα ψευδαργύρου άρχισαν να χρησιμοποιούνται στην εκτύπωση, αντικαθιστώντας σταδιακά το κράμα αντιμονίου-κασσίτερου-μόλυβδου για τις γραμματοσειρές χύτευσης. Τώρα το κράμα Νο. 3, που περιέχει 95% ψευδάργυρο, 3% αλουμίνιο και μαγνήσιο, χρησιμοποιείται όλο και περισσότερο. Ο ψευδάργυρος χρησιμοποιείται για τη δημιουργία κλισέ που επιτρέπουν την αναπαραγωγή σχεδίων και φωτογραφιών σε έντυπη μορφή.

Ο καθαρός ψευδάργυρος σε μορφή σκόνης χρησιμοποιείται για την εκτόπιση του χρυσού και του αργύρου από διαλύματα κυανίου. για τον καθαρισμό του διαλύματος θειικού ψευδαργύρου από χαλκό και κάδμιο. Ο ψευδάργυρος χρησιμοποιείται στο διαχωρισμό του μολύβδου από τα ευγενή μέταλλα, καθώς σχηματίζει με αυτά διαμεταλλικές ενώσεις που είναι αδιάλυτες σε υγρό μόλυβδο.

Στην πυροτεχνία, η σκόνη ψευδάργυρου χρησιμοποιείται για την παραγωγή μπλε φλόγας. Ο ψευδάργυρος σε σκόνη χρησιμοποιείται για την παρασκευή ειδικής προστατευτικής βαφής για τεχνικά αντικείμενα και κτίρια.

Τα φύλλα καθαρού ψευδαργύρου χρησιμοποιούνται ευρέως στην παραγωγή γαλβανικών κυψελών.

Οι ενώσεις ψευδαργύρου χρησιμοποιούνται ευρέως. Η κύρια βιομηχανική εφαρμογή του οξειδίου του ψευδαργύρου ZnO είναι στην παραγωγή καουτσούκ, στην οποία μειώνει το χρόνο βουλκανισμού του αρχικού καουτσούκ. Όταν αναμιγνύεται με λάδι ξήρανσης, το οξείδιο του ψευδαργύρου μετατρέπεται σε λευκό ψευδάργυρο, που χρησιμοποιείται από τους ζωγράφους. Επιπλέον, το ZnO αυξάνει τη διάρκεια ζωής του γυαλιού και ως εκ τούτου χρησιμοποιείται στην παραγωγή ειδικών γυαλιών, σμάλτων και υαλοπινάκων. Ένας άλλος σημαντικός τομέας εφαρμογής είναι η σύνθεση εξουδετερωτικών καλλυντικών παστών και φαρμακευτικών παρασκευασμάτων.

Ο χλωριούχος ψευδάργυρος ZnCl2 χρησιμοποιείται στην παραγωγή κλωστοϋφαντουργικών προϊόντων, επιπλέον, χρησιμοποιείται ως αντισηπτικό για ξύλο και στην κατασκευή περγαμηνής.

Ο χλωριούχος ψευδάργυρος χρησιμοποιείται σε μια σειρά μεταλλουργικών ροών. Χρησιμοποιώντας ένα διάλυμα ZnCl2, τα μέταλλα καθαρίζονται πριν από τη συγκόλληση.

8. Τοξικότητα ψευδαργύρου

Ο ψευδάργυρος εμφανίζει τοξικές ιδιότητες σε δόση 150-600 mg, η θανατηφόρα δόση είναι 6 g Σε βιομηχανικές συνθήκες, όπου ο ψευδάργυρος θερμαίνεται πάνω από το σημείο τήξης (419,5 ° C), μπορεί να υπάρχει οξείδιο του ψευδαργύρου στον αέρα. είναι δηλητηριώδες και, όταν εισπνέεται, προκαλεί τον λεγόμενο πυρετό του χυτηρίου, που εκδηλώνεται με ρίγη, πονοκέφαλο, ναυτία και βήχα. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση για το οξείδιο του ψευδαργύρου είναι 0,5 mg/m3. Ο καθαρός ψευδάργυρος δεν είναι επικίνδυνος για τον άνθρωπο, οι σπάνιες περιπτώσεις δηλητηρίασης συνδέονται συνήθως με τεχνικό ψευδάργυρο που έχει μολυνθεί με ακαθαρσίες αρσενικού, αντιμονίου και μολύβδου. Από φυσιολογική άποψη, ο ψευδάργυρος είναι απαραίτητο στοιχείο τόσο για τον άνθρωπο και τα ζώα, όσο και για τα φυτά.

9. Ο ψευδάργυρος και ο ρόλος του στον ανθρώπινο οργανισμό

Ο ψευδάργυρος είναι απαραίτητος για τη φυσιολογική λειτουργία οποιουδήποτε κυττάρου στο σώμα. Κανονικά, το ανθρώπινο σώμα πρέπει να περιέχει περίπου 2-3 g ψευδάργυρου. Το μεγαλύτερο μέρος του βρίσκεται στο δέρμα, το συκώτι, τα νεφρά, τον αμφιβληστροειδή, τα μαλλιά και στους άνδρες, επίσης στον προστάτη αδένα.

Ο ψευδάργυρος είναι ένα από τα ζωτικά μικροστοιχεία:

αποτελεί μέρος περισσότερων από 40 μεταλλοενζύμων που σχετίζονται με την αναπνοή και άλλες φυσιολογικές διεργασίες. Καταλύουν την υδρόλυση πεπτιδίων, πρωτεϊνών, ορισμένων εστέρων και αλδεϋδών.

είναι συστατικό τέτοιων ζωτικών ορμονών όπως η ινσουλίνη.

απαραίτητο για το σχηματισμό ερυθρών αιμοσφαιρίων και άλλων αιμοσφαιρίων.

παίζει σημαντικό ρόλο στη σύνθεση μορίων αγγελιαφόρου RNA στα αντίστοιχα τμήματα του DNA (μεταγραφή), στη λειτουργία του ανοσοποιητικού συστήματος των Τ-κυττάρων, στο μεταβολισμό λιπιδίων και πρωτεϊνών, στη σταθεροποίηση ριβοσωμάτων και βιοπολυμερών.

συμμετέχει στο μεταβολισμό των υδατανθράκων λόγω της ινσουλίνης, επιπλέον, η βιταμίνη Α απορροφάται από το σώμα μόνο με την παρουσία ψευδαργύρου, οι βιταμίνες C και Ε απορροφώνται ελάχιστα χωρίς αυτό το στοιχείο.

είναι μέρος ενζύμων και συμπλεγμάτων που παρέχουν τις πιο σημαντικές φυσιολογικές λειτουργίες του σώματος:

Εκπαίδευση, ανάπτυξη και μεταβολισμός (μεταβολισμός) των κυττάρων, πρωτεϊνική σύνθεση, επούλωση πληγών.

Ενεργοποίηση ανοσολογικών αντιδράσεων κατά βακτηρίων, ιών, καρκινικών κυττάρων.

Απορρόφηση υδατανθράκων και λιπών.

Διατήρηση και βελτίωση της μνήμης.

Διατήρηση της γεύσης και της οσφρητικής ευαισθησίας.

Σχηματισμός Οστών

Διασφάλιση της σταθερότητας του αμφιβληστροειδούς και της διαφάνειας του φακού του ματιού.

Φυσιολογική ανάπτυξη και λειτουργία των γεννητικών οργάνων.

Οι άνθρωποι λαμβάνουν ψευδάργυρο κυρίως από τα τρόφιμα. Το σώμα χρειάζεται 10-20 mg αυτού του ορυκτού την ημέρα. Βρίσκεται σε τρόφιμα όπως: καρότα, παντζάρια, πατάτες, κεράσια, δαμάσκηνα, μήλα, λάχανο, σκόρδο, μανιτάρια, όσπρια, δημητριακά, ξηροί καρποί, αυγά, τυρί, γάλα, θαλασσινά, κρέας.

Τα χαμηλά επίπεδα ψευδαργύρου στο αίμα είναι χαρακτηριστικά μιας σειράς ασθενειών: αθηροσκλήρωση, κίρρωση του ήπατος, καρκίνος, καρδιακές παθήσεις, ρευματισμοί, αρθρίτιδα, διαβήτης, πεπτικό έλκος στομάχου και δωδεκαδακτύλου, έλκη στο σώμα.

Σε περίπτωση υπερδοσολογίας ψευδαργύρου, παρατηρούνται κρίσεις αδυναμίας και κίνδυνος δηλητηρίασης, καθώς ο ψευδάργυρος εμφανίζει τοξικές ιδιότητες σε δόση 150-600 mg, η θανατηφόρα δόση είναι 6 g μπορεί να είναι καρκινογόνος. Το οξείδιο του ψευδαργύρου και η μεταλλική του σκόνη προκαλούν παθολογικές αλλαγές στους πνεύμονες. Όταν οι ενώσεις αυτού του μετάλλου έρχονται σε επαφή με το δέρμα, εμφανίζεται έκζεμα και δερματίτιδα.

Η ανάγκη για ψευδάργυρο στη ζωή του ανθρώπου

Ο ψευδάργυρος είναι ένα από τα πιο κοινά μέταλλα στη βιομηχανία. Λόγω των χαρακτηριστικών του, είναι πολύ εύκολο να επεξεργαστεί υπό πίεση ή υψηλές θερμοκρασίες και χρησιμοποιείται ευρέως σε μια μεγάλη ποικιλία τομέων της εθνικής οικονομίας, της επιστήμης, της τεχνολογίας και της ιατρικής.

Η ζήτηση για το μέταλλο παραμένει υψηλή, χάρη στην ταχεία ανάπτυξη της παραγωγής αντιδιαβρωτικών επιστρώσεων. Η επίστρωση ψευδαργύρου συχνά αποδεικνύεται πιο αξιόπιστη από άλλες, επειδή ο ψευδάργυρος όχι μόνο προστατεύει μηχανικά τον σίδηρο από εξωτερικές επιδράσεις, αλλά τον προστατεύει χημικά.

Ο ψευδάργυρος είναι επίσης ένα από τα πιο σημαντικά βιολογικά ενεργά στοιχεία και είναι απαραίτητος για όλες τις μορφές ζωής.

Το ανθρώπινο σώμα περιέχει περίπου 2 g ψευδάργυρου. Αν και τα ένζυμα που περιέχουν ψευδάργυρο υπάρχουν στα περισσότερα κύτταρα, η συγκέντρωσή του είναι πολύ μικρή και γι' αυτό φάνηκε αρκετά αργά πόσο σημαντικό είναι αυτό το στοιχείο. Η αναγκαιότητα και η αναγκαιότητα του ψευδαργύρου για τον άνθρωπο καθιερώθηκε πριν από 100 χρόνια.

Η έρευνα για τον ψευδάργυρο είναι ακόμη σε εξέλιξη. Αν και αυτό το μέταλλο είναι δυσδιάκριτο και φθηνό, ο ψευδάργυρος έχει βρει χιλιάδες χρήσεις σε όλο τον κόσμο.

Βιβλιογραφία

1. Zhivopistsev V.P., Selezneva E.A. Αναλυτική χημεία στοιχείων. “Science” Moscow 1975.- 543 p.

2. Δημοφιλής βιβλιοθήκη χημικών στοιχείων. Μ., Ναούκα, 1977

3. Ιδιότητες χημικών στοιχείων - Εγχειρίδιο Χημείου. Zinc-chem100.ru

4. Kazakov B.I. Μέταλλο από την Ατλαντίδα (περίπου ψευδάργυρος). Μ.: Μεταλλουργία, 1984- 128 σελ.

5. Δημοφιλής βιβλιοθήκη χημικών στοιχείων. Ψευδάργυρος- http://n-t.ru/ri/ps/

6. Zefirov N. S. (αρχισυντάκτης) Χημική εγκυκλοπαίδεια: σε 5 τόμους - Μόσχα: Μεγάλη Ρωσική Εγκυκλοπαίδεια, 1999. - Τ. 5. - 378 σελ.

Δημοσιεύτηκε στο Allbest.ru

Παρόμοια έγγραφα

Διανομή ψευδαργύρου στη φύση, βιομηχανική εξαγωγή του. Πρώτες ύλες για την απόκτηση ψευδαργύρου, μέθοδοι απόκτησής του. Τα κύρια μέταλλα του ψευδαργύρου, οι φυσικές και χημικές του ιδιότητες. Πεδίο εφαρμογής του ψευδαργύρου. Περιεκτικότητα ψευδάργυρου στο φλοιό της γης. Εξόρυξη ψευδαργύρου στη Ρωσία.

περίληψη, προστέθηκε 11/12/2010

Η θέση του ψευδαργύρου, του φωσφορικού καδμίου και του υδραργύρου στον περιοδικό πίνακα D.I. Μεντελέεφ. Η κατανομή τους στη φύση, φυσικές και χημικές ιδιότητες. Λήψη φωσφορικού ψευδαργύρου. Σύνθεση και μελέτη των οξειδοαναγωγικών ιδιοτήτων του ψευδαργύρου.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 10/12/2014

Φυσικές, χημικές ιδιότητες και χρήσεις του ψευδαργύρου. Σύνθεση υλικών μεταλλευμάτων και συμπυκνωμάτων που περιέχουν ψευδάργυρο. Μέθοδοι επεξεργασίας συμπυκνώματος ψευδαργύρου. Ηλεκτροαπόθεση ψευδαργύρου: κύριοι δείκτες της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης, της εφαρμογής και της συντήρησής της.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 07/08/2012

Χαρακτηριστικά της επίδρασης διαφόρων ακαθαρσιών στη δομή του κρυσταλλικού πλέγματος σεληνιούχου ψευδαργύρου, χαρακτηριστικά των φυσικοχημικών ιδιοτήτων του. Ντόπινγκ σεληνιούχου ψευδαργύρου, διάχυση ακαθαρσιών. Η χρήση σεληνιούχου ψευδαργύρου, το οποίο είναι ντοπαρισμένο με διάφορες ακαθαρσίες.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 22/01/2017

παρουσίαση, προστέθηκε 16/02/2013

Χαρακτηριστικά των ιδιοτήτων και της δομής της ένωσης σεληνιούχου ψευδαργύρου. Περιγραφή των χαρακτηριστικών, τεχνολογιών διαφόρων μεθόδων απόκτησής του. Βιομηχανικές αρχές ντόπινγκ ημιαγωγών. Πρόσθετα κράματος σεληνιούχου ψευδαργύρου και περιγραφή των ιδιοτήτων των κραματοποιημένων δειγμάτων.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 22/01/2017

Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων της υποομάδας χαλκού. Βασικές χημικές αντιδράσεις του χαλκού και των ενώσεων του. Μελέτη των ιδιοτήτων του αργύρου και του χρυσού. Εξέταση των χαρακτηριστικών της υποομάδας ψευδάργυρου. Λήψη ψευδαργύρου από μεταλλεύματα. Μελέτη των χημικών ιδιοτήτων ψευδαργύρου και υδραργύρου.

παρουσίαση, προστέθηκε 19/11/2015

Ανάλυση της επίδρασης του ψευδαργύρου στην ποιοτική και ποσοτική σύνθεση της μικροχλωρίδας στο έδαφος αστικοποιημένων οικοσυστημάτων της πόλης του Καλίνινγκραντ, πραγματοποιώντας το δικό μας πείραμα. Προσδιορισμός ομάδας μικροοργανισμών που εμφανίζουν αντοχή σε υψηλές συγκεντρώσεις ψευδαργύρου.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 20/02/2015

Φυσικοχημικά χαρακτηριστικά του κοβαλτίου. Σύνθετες ενώσεις ψευδαργύρου. Μελέτη συγκέντρωσης ρόφησης Co παρουσία ψευδαργύρου από διαλύματα χλωρίου σε εξάρτημα ιοντοανταλλάκτη. Το τεχνικό αποτέλεσμα που επιτεύχθηκε στην υλοποίηση της εφεύρεσης.

περίληψη, προστέθηκε 14/10/2014

Χαρακτηριστικά ψευδαργύρου και χαλκού ως χημικών στοιχείων και η θέση τους στον περιοδικό πίνακα του Μεντελέεφ. Λήψη ψευδαργύρου από πολυμεταλλικά μεταλλεύματα με πυρομεταλλουργικές και ηλεκτρολυτικές μεθόδους. Μέθοδοι χρήσης του χαλκού στην ηλεκτρική μηχανική και την κατασκευή.

Το στοιχείο ψευδάργυρος (Zn) στον περιοδικό πίνακα έχει αύξοντα αριθμό 30. Βρίσκεται στην τέταρτη περίοδο της δεύτερης ομάδας. Ατομικό βάρος - 65,37. Κατανομή ηλεκτρονίων στα στρώματα 2-8-18-2

Η προέλευση του ονόματος του στοιχείου είναι ασαφής, αλλά φαίνεται εύλογο ότι προέρχεται από το Zinke (γερμανικά σημαίνει "σημείο" ή "δόντι"), λόγω της εμφάνισης του μετάλλου.

Ο ψευδάργυρος είναι ένα μπλε-λευκό μέταλλο που λιώνει στους 419 C και μετατρέπεται σε ατμό στους 913 C. η πυκνότητά του είναι 7,14 g/cm3. Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, ο ψευδάργυρος είναι αρκετά εύθραυστος, αλλά στους 100-110 C κάμπτεται καλά και τυλίγεται σε φύλλα. Στον αέρα, ο ψευδάργυρος επικαλύπτεται με ένα λεπτό στρώμα οξειδίου ή βασικού ανθρακικού, προστατεύοντάς τον από περαιτέρω οξείδωση.

Το νερό δεν έχει σχεδόν καμία επίδραση στον ψευδάργυρο, αν και βρίσκεται στη σειρά τάσης σημαντικά αριστερά από το υδρογόνο. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι το υδροξείδιο που σχηματίζεται στην επιφάνεια του ψευδαργύρου όταν αλληλεπιδρά με το νερό είναι πρακτικά αδιάλυτο και εμποδίζει την περαιτέρω πορεία της αντίδρασης. Σε αραιά οξέα, ο ψευδάργυρος διαλύεται εύκολα για να σχηματίσει τα αντίστοιχα άλατα.

Επιπλέον, ο ψευδάργυρος, όπως το βηρύλλιο και άλλα μέταλλα που σχηματίζουν αμφοτερικά υδροξείδια, διαλύεται στα αλκάλια. Εάν ο ψευδάργυρος θερμανθεί στον αέρα μέχρι το σημείο βρασμού του, ο ατμός του αναφλέγεται και καίγεται με μια πρασινολευκή φλόγα, σχηματίζοντας οξείδιο του ψευδαργύρου

Όταν θερμαίνεται, ο ψευδάργυρος αντιδρά με αμέταλλα (εκτός από υδρογόνο, άνθρακα και άζωτο). Αντιδρά ενεργά με οξέα:

Zn + H2SO4 (αραιωμένο) = ZnSO4 + H2

Ο ψευδάργυρος είναι το μόνο στοιχείο της ομάδας που διαλύεται σε υδατικά διαλύματα αλκαλίων για να σχηματίσει ιόντα (υδροξυκινικά):

Zn + 2OH + 2H2O = + H2

Φυσικές ιδιότητες του ψευδαργύρου. Ο ψευδάργυρος είναι μέταλλο μέτριας σκληρότητας. Όταν είναι κρύο είναι εύθραυστο, αλλά στους 100-150 °C είναι πολύ πλαστικό και τυλίγεται εύκολα σε φύλλα και φύλλο πάχους περίπου εκατοστών του χιλιοστού. Στους 250 °C γίνεται πάλι εύθραυστο. Δεν έχει πολυμορφικές τροποποιήσεις. Κρυσταλλώνεται σε εξαγωνικό πλέγμα με παραμέτρους a = 2,6594Å, c = 4,9370Å. Ατομική ακτίνα 1,37Å; ιοντικό Zn2+ -0,83Å. Η πυκνότητα του στερεού ψευδαργύρου είναι 7,133 g/cm3 (20 °C), του υγρού 6,66 g/cm3 (419,5 °C). Σημείο τήξεως 419,5°C. σημείο βρασμού 906 °C. Συντελεστής θερμοκρασίας γραμμικής διαστολής 39,7 10-3 (20-250 °C), συντελεστής θερμικής αγωγιμότητας 110,950 W/(m K) 0,265 cal/cm sec °C (20 °C), ηλεκτρική αντίσταση 5,9 10-6 ohm cm (20 °C), ειδική θερμότητα ψευδαργύρου 25.433 kJ/(kg K.). Αντοχή σε εφελκυσμό 200-250 MN/m2 (2000-2500 kgf/cm2), σχετική επιμήκυνση 40-50%, σκληρότητα Brinell 400-500 MN/m2 (4000-5000 kgf/cm2). Ο ψευδάργυρος είναι διαμαγνητικός, η ειδική μαγνητική του επιδεκτικότητα είναι -0,175·10-6.

Χημικές ιδιότητες ψευδαργύρου. Η εξωτερική ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου Zn είναι 3d104s2. Η κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις είναι +2. Το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου -0,76 V χαρακτηρίζει τον ψευδάργυρο ως ενεργό μέταλλο και ενεργειακό αναγωγικό παράγοντα. Στον αέρα σε θερμοκρασίες έως 100 °C, ο ψευδάργυρος αμαυρώνεται γρήγορα και καλύπτεται με μια επιφανειακή μεμβράνη βασικών ανθρακικών αλάτων. Σε υγρό αέρα, ειδικά παρουσία CO2, η καταστροφή μετάλλων συμβαίνει ακόμη και σε κανονικές θερμοκρασίες. Όταν θερμαίνεται έντονα στον αέρα ή το οξυγόνο, ο ψευδάργυρος καίγεται έντονα με μια μπλε φλόγα, παράγοντας λευκό καπνό από οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO. Το ξηρό φθόριο, το χλώριο και το βρώμιο δεν αντιδρούν με τον ψευδάργυρο στο κρύο, αλλά παρουσία υδρατμών το μέταλλο μπορεί να αναφλεγεί, σχηματίζοντας, για παράδειγμα, ZnCl2. Ένα θερμαινόμενο μίγμα σκόνης ψευδαργύρου με θείο δίνει θειούχο ψευδάργυρο ZnS. Ο θειούχος ψευδάργυρος καθιζάνει όταν το υδρόθειο δρα σε ασθενώς όξινα ή αμμωνιακά υδατικά διαλύματα αλάτων Zn. Το υδρίδιο ZnH2 λαμβάνεται με αντίδραση LiAlH4 με Zn(CH3)2 και άλλες ενώσεις ψευδαργύρου. μια ουσία που μοιάζει με μέταλλο που αποσυντίθεται σε στοιχεία όταν θερμαίνεται. Το νιτρίδιο Zn3N2 είναι μια μαύρη σκόνη, που σχηματίζεται όταν θερμαίνεται στους 600 °C σε ένα ρεύμα αμμωνίας. σταθερό στον αέρα μέχρι τους 750 °C, το νερό τον αποσυνθέτει. Το καρβίδιο του ψευδαργύρου ZnC2 λαμβάνεται με θέρμανση του ψευδαργύρου σε ρεύμα ακετυλενίου. Τα ισχυρά ορυκτά οξέα διαλύουν έντονα τον ψευδάργυρο, ειδικά όταν θερμαίνονται, για να σχηματίσουν τα αντίστοιχα άλατα. Όταν αλληλεπιδρά με αραιό HCl και H2SO4, απελευθερώνεται Η2 και με ΗΝΟ3, επιπλέον, NO, NO2, NH3. Ο ψευδάργυρος αντιδρά με πυκνό HCl, H2SO4 και HNO3, απελευθερώνοντας H2, SO2, NO και NO2, αντίστοιχα. Διαλύματα και τήγματα αλκαλίων οξειδώνουν τον ψευδάργυρο, απελευθερώνοντας Η2 και σχηματίζοντας υδατοδιαλυτούς ψευδάργυρους. Η ένταση της δράσης των οξέων και των αλκαλίων στον ψευδάργυρο εξαρτάται από την παρουσία ακαθαρσιών σε αυτόν. Ο καθαρός ψευδάργυρος είναι λιγότερο αντιδραστικός σε αυτά τα αντιδραστήρια λόγω της υψηλής υπέρτασής του σε υδρογόνο. Στο νερό, τα άλατα ψευδαργύρου υδρολύονται όταν θερμαίνονται, απελευθερώνοντας ένα λευκό ίζημα υδροξειδίου.

α) αλληλεπίδραση ψευδαργύρου με αραιά οξέα

Zn(OH)2. H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

Ο ψευδάργυρος, ως ενεργό μέταλλο, μπορεί να σχηματίσει διοξείδιο του θείου, στοιχειακό θείο, ακόμη και υδρόθειο με πυκνό θειικό οξύ.

2H2SO4 + Zn = SO2 +ZnSO4 + 2H2O

Όταν ο ψευδάργυρος αντιδρά με πολύ αραιό νιτρικό οξύ, απελευθερώνεται αμμωνία, η οποία αντιδρά με την περίσσεια οξέος για να σχηματίσει νιτρικό αμμώνιο.

Ο ψευδάργυρος δεν εμφανίζεται στη φύση ως φυσικό μέταλλο. Ο ψευδάργυρος εξορύσσεται με δύο τρόπους:

1) πυρομεταλλουργική μέθοδος

2) υδρομεταλλουργική μέθοδος από πολυμεταλλικά μεταλλεύματα που περιέχουν 1-4% Zn σε μορφή σουλφιδίου, καθώς και Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Τα μεταλλεύματα εμπλουτίζονται με επιλεκτική επίπλευση, λαμβάνοντας συμπυκνώματα ψευδαργύρου (50-60% Zn) και ταυτόχρονα συμπυκνώματα μολύβδου, χαλκού και μερικές φορές και πυρίτη. Τα συμπυκνώματα ψευδαργύρου ψήνονται σε φούρνους ρευστοποιημένης κλίνης, μετατρέποντας το θειούχο ψευδάργυρο σε οξείδιο ZnO. Το προκύπτον διοξείδιο του θείου SO2 χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος. Υπάρχουν δύο διαδρομές από ZnO προς Zn.

1) Σύμφωνα με την πυρομεταλλουργική (απόσταξη) μέθοδο, η οποία υπάρχει εδώ και πολύ καιρό, το πυρωμένο συμπύκνωμα υποβάλλεται σε πυροσυσσωμάτωση για να προσδώσει κοκκοποίηση και διαπερατότητα αερίου και στη συνέχεια ανάγεται με άνθρακα ή κωκ στους 1200 - 1300 ° C:

ZnO + C = Zn + CO.

Οι προκύπτοντες ατμοί μετάλλων συμπυκνώνονται και χύνονται σε καλούπια. Αρχικά, η μείωση πραγματοποιήθηκε μόνο σε αποστακτήρες από ψημένο πηλό, που λειτουργούσαν χειροκίνητα, αργότερα άρχισαν να χρησιμοποιούν κατακόρυφους μηχανοποιημένους αποστακτήρες από καρβορούνδιο, στη συνέχεια - ηλεκτρικούς κλιβάνους άξονα και τόξου. Ο ψευδάργυρος λαμβάνεται από συμπυκνώματα μολύβδου-ψευδαργύρου σε υψικάμινους. Η παραγωγικότητα αυξήθηκε σταδιακά, αλλά ο ψευδάργυρος περιείχε έως και 3% ακαθαρσίες, συμπεριλαμβανομένου του πολύτιμου καδμίου. Ο ψευδάργυρος απόσταξης καθαρίζεται με διαχωρισμό (δηλαδή με καθίζηση του υγρού μετάλλου από σίδηρο και μέρος του μολύβδου στους 500 °C), επιτυγχάνοντας καθαρότητα 98,7%. Ο μερικές φορές πιο περίπλοκος και δαπανηρός καθαρισμός με ανόρθωση παράγει μέταλλο με καθαρότητα 99,995% και επιτρέπει την ανάκτηση του καδμίου.

Η κύρια μέθοδος λήψης ψευδαργύρου είναι η ηλεκτρολυτική (υδρομεταλλουργική). Τα καβουρδισμένα συμπυκνώματα επεξεργάζονται με θειικό οξύ. Το προκύπτον θειικό διάλυμα καθαρίζεται από ακαθαρσίες (καθιζάνοντάς τες με σκόνη ψευδαργύρου) και υποβάλλεται σε ηλεκτρόλυση σε λουτρά στενά επενδεδυμένα με πλαστικό μολύβδου ή βινυλίου. Ο ψευδάργυρος εναποτίθεται σε καθόδους αλουμινίου, από τις οποίες αφαιρείται (απογυμνώνεται) καθημερινά και τήκεται σε επαγωγικούς κλιβάνους. Τυπικά, η καθαρότητα του ηλεκτρολυτικού ψευδαργύρου είναι 99,95%, η πληρότητα της εξαγωγής του από το συμπύκνωμα (λαμβάνοντας υπόψη την επεξεργασία των αποβλήτων) είναι 93-94%. Θειικός ψευδάργυρος, Pb, Cu, Cd, Au, Ag λαμβάνονται από τα απόβλητα παραγωγής. μερικές φορές επίσης In, Ga, Ge, Tl.

2) Η υδρομεταλλουργική μέθοδος για την επεξεργασία καβουρδισμένων συμπυκνωμάτων ψευδαργύρου συνίσταται στη διάλυση του οξειδίου του ψευδαργύρου με ένα υδατικό διάλυμα θειικού οξέος και στη συνέχεια στην καθίζηση του ψευδαργύρου με ηλεκτρόλυση. Ως εκ τούτου, η υδρομεταλλουργική μέθοδος ονομάζεται μερικές φορές ηλεκτρολυτική. Όταν παράγεται ψευδάργυρος με ηλεκτρόλυση, το συμπύκνωμα ψευδαργύρου υποβάλλεται πρώτα σε οξειδωτική καβούρδισμα.

ZnSO4→ Zn 2+ + SO4 2-

2+ (–) κάθοδος Zn, Н2О (+) άνοδος: SO42–, Н2О

Zn + 2e Zn 2H2O – 4e O2 + 4H+

2H2O + 2eH2 + 2HO

Συνοπτική εξίσωση

ZnSO4 + 2H2O Zn + H2 + O2 + H2SO4.

Η προκύπτουσα σκόνη εκπλένεται με έναν αναλωθέντα ηλεκτρολύτη που περιέχει θειικό οξύ. Το προκύπτον διάλυμα θειικού ψευδαργύρου καθαρίζεται από επιβλαβείς ακαθαρσίες και αποστέλλεται για ηλεκτρόλυση. Σε αυτή την περίπτωση, ο ψευδάργυρος εναποτίθεται στην κάθοδο και το θειικό οξύ αναγεννάται στο διάλυμα, το οποίο επιστρέφει ξανά για έκπλυση

Εάν το ψήσιμο του συμπυκνώματος ψευδαργύρου προηγείται της έκπλυσης, τότε σκοπός του είναι η πληρέστερη μετατροπή του θειούχου ψευδαργύρου σε οξείδιο του ψευδαργύρου, διαλυτό σε αραιά διαλύματα θειικού οξέος.

Η έκπλυση της σκόνης πραγματοποιείται με εξαντλημένο ηλεκτρολύτη που περιέχει θειικό οξύ και λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση διαλύματος ψευδαργύρου. Κατά τη διαδικασία επεξεργασίας, οι απώλειες θειικού οξέος είναι αναπόφευκτες (τόσο μηχανικές, λόγω απώλειας διαλύματος, όσο και χημικές, που προκαλούνται από το γεγονός ότι το θειικό οξύ δαπανάται μη παραγωγικά για τη διάλυση των ακαθαρσιών). Αυτές οι απώλειες αναπληρώνονται με την απόκτηση στη σκόνη ορισμένης ποσότητας θειικού ψευδαργύρου, ο οποίος διαλύεται εύκολα στο νερό. Για το σκοπό αυτό, αρκεί να έχουμε περίπου 2-4% θειικό θείο στο πυρωμένο συμπύκνωμα.

Περίπου το 70% της παγκόσμιας παραγωγής ψευδαργύρου λαμβάνεται με αυτόν τον τρόπο. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η ηλεκτρολυτική μέθοδος, με καλή μηχανοποίηση διεργασιών έντασης εργασίας και υψηλό ποσοστό εκχύλισης, παράγει καθαρότερο ψευδάργυρο από την απόσταξη. Επιπλέον, διευκολύνεται η δυνατότητα σύνθετης χρήσης των πολύτιμων συστατικών του συμπυκνώματος. Για να απομονωθεί ο ψευδάργυρος, το συμπύκνωμα ZnS που λαμβάνεται μετά τον εμπλουτισμό ψήνεται:

2ZnS+3O2→ 2ZnO+2SO2

Γενικά:

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

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 +NO +H2O

β) Αλληλεπίδραση διαλυτών αλάτων ψευδαργύρου με αλκάλια:

ZnCl2 +2NaOH= ZnOH2↓+2NaCl

Zn(NO3)2+2KOH = ZnOH2↓ +2KNO3