Уравнение реакции цинка с магнием

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de58d6cbd4f1697 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Система магний-цинк

Цинк находится на границе области благоприятного объемного фактора относительно магния. Если ближайшее расстояние между атомами в кристалле цинка принять за атомный диаметр его, то объемный фактор будет неблагоприятен. Ho большее расстояние между атомами в цинке лежит как раз внутри благоприятной зоны объемных факторов. В действительности цинк в сплавах с магнием ведет себя так, как если бы объемный фактор его был неблагоприятен.

Хотя цинк имеет плотноупакованную гексагональную структуру с отношением осей, меньшим, чем у кадмия, и имеет такую же валентность, как магний, неблагоприятный его объемный фактор приводит к совершенно другой форме диаграммы равновесия.

На рис. 133 приведена диаграмма равновесия системы Mg—Zn, построенная на основе критического рассмотрения ряда данных. В общем, данные Юм-Розери и Роунсфелла и Чадвика относительно кривой ликвидуса и составов двух образующихся в системе фаз хорошо согласуются между собой. Согласно данным работы, система содержит три соединения MgZn, MgZn2 и MgZn5; области гомогенности всех этих соединений чрезвычайно малы. MgZn2 плавится конгруэнтно при 590° С и реагирует с жидкой фазой, образуя по перитектической реакции либо MgZn, либо MgZns. Инвариантные реакции (происходят при следующих температурах: MgZn2 + жидкость — MgZn — при 354° С; MgZn2 + жидкость 7; MgZn5 — при 380,5° С; жидкость — MgZn + Mg — при 340° С; жидкость — MgZn5 + Zn — при 3.64° С.

Чадвик (подтвердил наличие в системе Mg—Zn соединения MgZn5, образуемого по перитектической реакции при 381° С, и соединения MgZn2, температура плавления которого 585° С. Однако наблюдаемую при 357° С реакцию Чадвик не объяснил; ее следует отождествить с реакцией MgZn2 + жидкость MgZn, указанной Юм-Розери и Роунсфеллом.

Согласно Чадвику, MgZn5 существует в небольшой области составов (приблизительно 0,5% вес. Zn при 368° С), тогда как область гомогенности фазы MgZn2 простирается от 78% нес. (56,9% атомн.) Zn (342° С) до 85% вес. (67,8% атомн.) Zn (381° С). Хотя возможно, что используемый Чадвиком при металлографическом исследовании травитель (был недостаточно чувствителен для того, чтобы выявить небольшое количество второй фазы в матрице MgZn2, все же предложенная им область существования твердых растворов, по-видимому, имеет тот же порядок, что и в работе Грубе и Буркхардта, измерившими электропроводность сплавов.

Построив линии равной проводимости от состава, авторы получили для эвтектических температур значения 332 и 371° С. Хотя точность этих данных можно поставить под сомнение, существование области гомогенности для MgZn2 (80,5—86,2% вес. или 60,56—69,91% атомн. Zn), по-видимому, установлено вполне надежно. А.В. Бочвар и И.П. Величко подтвердили наличие области гомогенности у соединения MgZn2. Согласно их данным, эта область простирается от 79 до 84,5% вес. (от 58,32 до 66,97 атомн.) % Zn.

Наличие в системе Mg—Zn соединений MgZn и MgZn2 было подтверждено в результате изучения кристаллической структуры этих соединений. Однако результаты определения кристаллической структуры третьего соединения, идентифицированного (по данным термического и металлографического анализов) с MgZn5, показали, что в действительности этому соединению следует приписать формулу Mg2Zn11, поскольку в элементарной ячейке его содержится 6 атомов магния и 33 атома цинка.

Растворимость цинка в магнии в твердом состоянии изучали многие исследователи, и в настоящее время принята кривая, показанная на рис. 133, которая построена по данным Шмидта и Зелигера. Они изучали периоды решетки как массивных образцов, так и (порошков сплавов, богатых магнием, и, построив кривые зависимости растворимости от температуры для сплавов, предварительно отожженных и затем закаленных с различных температур, нашли, что максимальная растворимость при эвтектической температуре равна 8,4% вес. (3,3% атомн.) Zn и падает затем до 1,4% вес. (0,53% атомн.) Zn при 150°С. Ниже 200° С результаты, полученные Шмидтом и Хансеном металлографическим методом и Грубе и Буркхардтом из измерения электропроводности, хорошо согласуются с данными, выраженными кривой рис. 133, однако выше 300° С, по рентгеновским данным, растворимость несколько выше.

Растворимость магния в цинке в твердом состоянии очень ограничена и не превышает 0,1% вес. (0,27% атомн.) Mg при эвтектической температуре.

Несмотря на совпадение данных ряда исследователей относительно диаграммы равновесия системы Mg—Zn, показанной на рис. 133, имеются некоторые указания на то, что в действительности диаграмма равновесия данной системы более сложна. Так, Чадвик наблюдал тепловые эффекты, максимум которых соответствовал сплаву, содержащему 81,5% вес. (62,1% атомн.) Zn при 400° С. Автор связывает это с наблюдаемым микроскопически при охлаждении уменьшением величины зерен и считает, что, по-видимому, тепловой эффект обусловлен превращением (в фазе MgZn2, поскольку максимум эффекта находится в области гомогенности этой фазы. Далее, Грубе и Буркхардт открыли «переходную горизонталь» внутри области составов между магнием и MgZn2 при 260±10°, которая может быть связана с полиморфным превращением в соединении MgZn.

Дальнейшее усложнение диаграммы равновесия системы Mg—Zn введено Такеем, исследовавшим ее при помощи микроскопического анализа и измерения электросопротивления. В этой работе фаза MgZn не была идентифицирована, однако для объяснения полученных результатов необходимо было предположить значительно более узкую область гомогенности для MgZn2, чем в работе Чадвика, а также предположить существование другой промежуточной фазы (у’) при 79—80% вес. (58,32—59,8% атомн.) Zn. Согласно Такею, эта фаза образуется по неритектической реакции из MgZn2 при 410° С и наиболее вероятно, что реакция MgZn2 + жидкость — у’ ответственна за эффекты, которые наблюдал Чадвик при 400° С.

Как показано на рис. 134, фаза у’ стабильна от 410° С до комнатной температуры. Следует отметить также, что по сравнению с рис. 133 на рис. 134 показаны дополнительные реакции вблизи эвтектики, богатой магнием. Эти реакции, согласно Taкею, связаны с существованием n-фазы приблизительно при 53% вес. (29,55%) атомн.) Zn, которая стабильна только в температурном интервале от 10 до 12°С. Так, при 342°С Mg + жидкость — n, тогда как при 340° С жидкость — n+у’; при 330° С n-фаза эвтектически распадается на магний и у’-фазу.

Как было указано, существование соединений MgZn, MgZn2 и Mg2Zn11 однозначно установлено при определении их кристаллических структур. Следовательно, остается спорным вопрос, существуют ли еще две дополнительные фазы, указанные Такеем. Существование у’-фазы подтверждается наблюдаемым Чадвиком тепловым эффектом при 400° С; существование n-фазы более сомнительно.

Лавес провел совместное рентгенографическое и металлографическое исследования системы Mg—Zn. Снимая рентгенограммы порошков, он подтвердил, что металлографически гомогенные сплавы наблюдаются не только при составах MgZn, MgZn2 и Mg2Zn11, но и при составах Mg2Zn3 и Mg2Zn3, которые соответствуют у’- и n-фазам, указанным Такеем. Лавес нашел, что в сплавах, содержащих менее 90%) вес. (77%) атомн.) Zn, только два соединения MgZn2 и Mg2Zn3 стабильны при комнатной температуре; MgZn и Mg2Zn3 стабильны только при высоких температурах. Хотя температуры, указанные на диаграмме равновесия Лавеса (рис. 135), нельзя считать установленными точнее, чем в пределах 10° С, ясно что как MgZn, так и Mg7Zn3 перестают быть стабильными в области от 290° С до 300° С. По-видимому, превращение, открытое Грубе и Буркхардтом при 260° С, действительно связано с одним из этих эвтектоидных распадов. Диаграмма, построенная Лавесом, противоречит правилу фаз в области эвтектики, богатой магнием, и, по-видимому, более подходит для данной области диаграммы Такея.

Согласно диаграмме равновесия, построенной Лавесом, MgZn2 взаимодействует по перитектической реакции с жидкой фазой, образуя Mg2Zn3. Путем следующей перитектической реакции из Mg2Zn3 образуется MgZn, и можно предположить также, что, как и согласно диаграмме равновесия Такея, образуется фаза Mg7Zn3. Затем при 310°С MgZn — Mg2Zn3 + Mg7Zn3, тогда как при 290° С Mg7Zn3 — Mg2Zn3 + Mg. Нельзя считать доказанным, что фаза Mg7Zn3 стабильна до более низких температур, чем фаза MgZn; если принять это, то диаграмма равновесия системы Mg—Zn будет иметь вид, показанный на рис. 136.

Микроскопическое исследование, проведенное Лавесом, показало, что фазы MgZn2, Mg2Zn3 и MgZn после травления очень похожи, так что без помощи рентгеновского метода можно легко спутать соединения Mg2Zn3 и MgZn2. Лавес указал также, что детали диаграммы равновесия очень чувствительны к примесям.

Таким образом, несмотря на практическую важность сплавов Mg — Zn, некоторые детали диаграммы равновесия все еще остаются под сомнением; так, например, точно не установлено, находится ли пересыщенный твердый раствор на основе магния в равновесии с соединением MgZn во всей области температур, от комнатной до точки плавления, или при температурах выше 290° С в равновесии с твердым раствором находится соединение Mg7Zn3 или MgZn, тогда как при более низких температурах — соединение Mg2Zn3.

Некоторые сведения о фазе Mg7Zn3 были получены Кестером, согласно которому эта фаза в соответствии с рис. 136, стабильна только ниже 330° С. Автор считает, что эвтектоидный распад происходит по схеме Mg7Zn3 твердый раствор магния + Mg2Zn3. Это означает, что или соединения MgZn вообще не существует, что маловероятно, или в условиях равновесия оно распадается при температурах выше 330° С. Однако было показано, что при охлаждении на воздухе образца, отожженного в пределах температурной области гомогенности фазы Mg7Zn3, можно получить гомогенную микроструктуру, которая соответствует переохлажденной фазе. В результате дальнейшего нагрева при 200° С эта фаза медленно распадается, тогда как при 300° С образуется определенно эвтектоидная структура, подобная структуре перлита в сталях. Обнаружено, что скорость распада сильно зависит от чистоты, поскольку использование цинка различного качества для приготовления сплавов привело к значительному расхождению полученных результатов. При использовании чистых материалов сплав, содержащий 52% вес. (28,72% атомн.) Zn, оказался гомогенным после быстрого охлаждения с 335° С. Распад наблюдался при нагревании в интервале 200—300° С, а количество выделившейся фазы зависело от температуры, распада.

Из всего сказанного следует, что часть даграммы равновесия системы Mg—Zn со стороны магния все еще недостаточно ясна, поэтому требуется дальнейшее уточнение ее, чтобы понять механизм процесса выделения в этих технически важных сплавах.

В настоящее время, однако, ясно, что из пересыщенного твердого раствора на основе магния при температурах вблизи точки плавления выделяется фаза Mg2Zn3, а не MgZn, как следует из общепринятой диаграммы равновесия системы Mg—Zn. По данным Кестера, ниже 330° С опять-таки выделяется соединение Mg2Zn3, а не MgZn. Следовательно, общепринятая диаграмма равновесия системы Mg—Zn не передает истинного положения в промежуточной температурной области 260—330° С. При понижении температуры в равновесии с твердым раствором могут находиться следующие фазы: Mg7Zn3 —> Mg2Zn3 (рис. 135) или Mg7Zn3 —> MgZn —> Mg2Zn3 (см. рис. 136). Если считать, что фазы, находящиеся в равновесии с твердым раствором при температуре термической обработки, могут быть переохлаждены до комнатной температуры и эвтектоидно распадаться при повторном нагреве, то порядок реакций в направлении равновесного состояния окажется очень сложным. Например, первый порядок может привести к присутствию как «эвтектоидной» фазы Mg2Zn3, так и обычно выделяющейся фазы, тогда как при втором порядке может получить как переохлажденную фазу MgZn в эвтектоидной форме, так и выделения, следующие из равновесной диаграммы.

Кларк и Рине недавно получили данные, доказывающие, что, хотя фаза Mg7Zn3 может быть сохранена при закалке (при последующем нагреве до 232° С или выше), она распадается на эвтектоиды из a-твердого раствора магния и соединения MgZn, которое, по данным авторов, является стабильной фазой, находящейся в равновесии с а-твердым раствором вплоть до 330° С. Это объяснение подтверждается более поздней работой Кларка, который нашел, что порошковые рентгенограммы сплавов, приблизительно соответствующих формуле Mg7Zn3, после отпуска при 204° С и ниже содержат дифракционные линии переходной структуры, которые превращаются при продолжительном отпуске в линии MgZn.

Кларк предположил, что распад Mg7Zn3 при низких температурах происходит по следующей схеме:

где через (MgZn) обозначена переходная метастабильная структура. Согласно этому объяснению, переходная структура образуется вследствие сопряжения между решетками a-твердого раствора и зародышей фазы MgZn, имеющих форму тонких пластинок, которые образуются из соединений Mg7Zn3 в процессе распада его при низких температурах. Поскольку сплавы Mg—Zn упрочняются в области температур 93—204° С и поскольку в этой области в равновесии с a-твердым раствором, по-видимому, находится соединение MgZn, возможно, что переходная структура, наблюдавшаяся Кларком, играет основную роль в процессе упрочнения при старении этих сплавов. Ориентационные соотношения между a-матрицей, переходной структурой и конечной несопряженной фазой MgZn пока еще не ясны, однако они должны представлять интерес при рассмотрении общей теории старения сплавов на основе магния.

Пельцель и Зауэрвальд изучили зависимость плотности сплавов Mg—Zn, находящихся как в жидком, так и в твердом состоянии, от температуры. При затвердевании сплавы сжимаются, и в табл. 19 приведено наблюдаемое при этом уменьшение удельного объема, а также удельные объемы и плотности сплавов при 20, 600 и 700° С. Введение вплоть до 10% вес. цинка заметно увеличивает сжатие при охлаждении. Усадка сплава, содержащего 29,5% Zn, несколько меньше, а вблйзи состава, соответствующего минимуму на кривой ликвидуса (53,5% Zn), она минимальна и равна 4,28% от удельного объема жидкой фазы в точке замерзания. Однако при 54% Zn наблюдается резкий скачок, более чем в два раза превышающий указанную величину. Это может быть обусловлено наличием фазы Mg7Zn3, которая, как рассматривалось выше, при этом составе, по-видимому, выделяется из расплава, но которая не была рассмотрена Пельцелем и Зауэрвальдом.

В сплавах, приблизительно соответствующих составам MgZn, MgZn2 и Mg2Zn11, усадка при затвердевании все еще относительно велика; при дальнейшем увеличении содержания цинка она снова падает, приближаясь к значению, характерному для чистого цинка.

Результаты, полученные данными исследователями, позволяют вычислить уменьшение удельного объема при образовании сплава и определить, насколько оно отличается от сжатия, которое следовало бы ожидать на основе предположения о том, что удельный объем линейно изменяется во всем интервале составов от магния до цинка. Эти значения сжатий при температурах 20 и 800° С приведены в табл. 19. С увеличением содержания цинка сжатие заметно растет, достигая максимума для обеих температур при составе, соответствующем наиболее стабильной фазе MgZn2 (6,6% сжатия при 20° С и 7,5% — при 800° С). Максимальное сжатие приблизительно вдвое больше максимального сжатия, наблюдаемого в системе Mg—Al, что указывает на более сильное взаимодействие между атомами магния и цинка, чем между атомами магния и алюминия.

Интересно также отметить, что сжатие в жидком состоянии при 800° С для состава MgZn2 больше, чем в твердом состоянии при 20° С, хотя для других составов различие в сжатии при данных температурах очень незначительно. Это согласуется с величиной усадки при затвердевании сплава данного состава. То, что уменьшение удельного объема для сплавов состава MgZn2 соразмерно как в твердом, так и в жидком состояниях, указывает, что характер взаимодействия между атомами в обоих состояниях один и тот же. Пельцель и Зауэрвальд предложили, что это соединение остается недиссоциированным в жидком состоянии и в качестве примера привели тот факт, что оно может быть выделено без видимого разложения при 600° С. Хотя маловероятно, чтобы в жидком состоянии существовали настоящие молекулы MgZn2, тем не менее полученные результаты, по-видимому, свидетельствуют о том, что и в жидком, и в твердом состояниях существует аналогичная координация атомов вокруг атомов магния и цинка.

Цинк. Химия цинка и его соединений

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

2s 2p

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:

Химические свойства

1. Цинк – сильный восстановитель . Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами .

1.1. Цинк реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

Реакция цинка с иодом при добавлении воды:

1.2. Цинк реагирует с серой с образованием сульфидов:

Zn + S → ZnS

1.3. Цинк реагируют с фосфором . При этом образуется бинарное соединение — фосфид:

1.4. С азотом цинк непосредственно не реагирует.

1.5. Цинк непосредственно не реагирует с водородом, углеродом, кремнием и бором.

1.6. Цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn 0 + H₂ + O → Zn +2 O + H₂ 0

2.2. Цинк взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Например , цинк реагирует с соляной кислотой :

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Демонстрация количества выделения водорода при реакции цинка с кислотой:

Цинк реагирует с разбавленной серной кислотой:

2.3. Цинк реагирует с концентрированной серной кислотой . В зависимости от условий возможно образование различных продуктов. При нагревании гранулированного цинка с концентрированной серной кислотой образуются оксид серы (IV), сульфат цинка и вода:

Порошковый цинк реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода, сульфата цинка и воды:

2.4. Аналогично: при нагревании гранулированного цинка с концентрированной азотной кислотой образуются оксид азота (IV) , нитрат цинка и вода :

При нагревании цинка с очень разбавленной азотной кислотой образуются нитрат аммония , нитрат цинка и вода :

2.5. Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии цинка с раствором щелочи образуется тетрагидроксоцинкат и водород:

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂

Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода:

В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

2.6. Цинк вытесняет менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , цинк вытесняет медь из оксида меди (II):

Zn + CuO → Cu + ZnO

Еще пример : цинк восстанавливает медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu

И свинец из раствора нитрата свинца (II):

Восстановительные свойства цинка также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

Оксид цинка

Способы получения

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 :

Химические свойства

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:

Гидроксид цинка

Способы получения

1. Гидроксид цинка можно получить пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоцинката натрия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить исходное вещество Na₂[Zn(OH)₄] на составные части: NaOH и Zn(OH)₂. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Zn(OH)₂ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Zn(OH)₂ без изменения.

2. Гидроксид цинка можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли цинка.

Например , хлорид цинка реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида цинка и хлорида калия:

Химические свойства

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 :

Соли цинка

Нитрат и сульфат 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:

Комплексные соли цинка

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:

Гидролиз солей цинка

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 +

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Цинкаты

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 :

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

Сульфид цинка

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

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

Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 ЕГЭ по химии)

1. Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С. Твердый продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1. В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.