Cinks - elementa vispārīgais raksturojums, cinka un tā savienojumu ķīmiskās īpašības

Cinks ir otrās grupas sānu apakšgrupas elements, kas ir D. I. Mendeļejeva periodisko ķīmisko elementu sistēmas ceturtais periods ar atomu numuru 30. To apzīmē ar simbolu Zn (lat. Zincum). Vienkāršā viela cinks normālos apstākļos ir trausls pārejas metāls ar zilgani baltu krāsu (tas pelē gaisā, pārklājot ar plānu cinka oksīda slāni).

Ceturtajā periodā cinks ir pēdējais d elements, tā valences elektroni ir 3d 10 4s 2. Ķīmisko saišu veidošanā piedalās tikai ārējā enerģijas līmeņa elektroni, jo d 10 konfigurācija ir ļoti stabila. Cinka savienojumos raksturīgs oksidācijas stāvoklis +2.

Cinks ir ķīmiski aktīvs metāls, tam piemīt izteiktas reducējošas īpašības, un tā darbība ir zemāka par sārmzemju metāliem. Tas parāda amfoteriskās īpašības.

Cinka mijiedarbība ar nemetāliem
Ar spēcīgu karsēšanu gaisā tas izdeg ar spilgtu zilganu liesmu, veidojot cinka oksīdu:
2Zn + O2 → 2ZnO.

Uzliesmojot, enerģiski reaģē ar sēru:
Zn + S → ZnS.

Parastos apstākļos reaģē ar halogēniem ūdens tvaiku klātbūtnē kā katalizators:
Zn + Cl2 → ZnCl2.

Fosfora tvaiku iedarbībā uz cinku veidojas fosfīdi:
Zn + 2P → ZnP2 vai 3Zn + 2P → Zn3Lpp2.

Cinks nav mijiedarbojas ar ūdeņradi, slāpekli, boru, silīciju, oglekli.

Cinka mijiedarbība ar ūdeni
Reaģē ar ūdens tvaikiem sarkanīgi karstā temperatūrā, veidojot cinka oksīdu un ūdeņradi:
Zn + h2O → ZnO + H2.

Cinka mijiedarbība ar skābēm
Metāla spriegumu elektroķīmiskajā sērijā cinks atrodas pirms ūdeņraža un izslēdz to no neoksidējošām skābēm:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + h2SO4 → ZnSO4 + H2.

Tas mijiedarbojas ar atšķaidītu slāpekļskābi, veidojot cinka nitrātu un amonija nitrātu:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn (NĒ3)2 + NH43 + 3H2O.

Reaģē ar koncentrētām sērskābēm un slāpekļskābēm, veidojot cinka sāli un skābes reducēšanas produktus:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 → Zn (NĒ3)2 + 2NO2 + 2H2O

Cinka mijiedarbība ar sārmiem
Reaģē ar sārmu šķīdumiem, veidojoties hidroksikompleksiem:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn (OH)4] + H2

kausēšanas laikā veidojas cinkates:
Zn + 2KOH → K2Zno2 + H2.

Amonjaka mijiedarbība
Tas veido cinka nitrīdu ar gāzveida amonjaku pie 550–600 ° С:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
izšķīst amonjaka ūdens šķīdumā, veidojot tetraamīna cinka hidroksīdu:
Zn + 4NH3 + 2H2O → [Zn (NH3)4] (OH)2 + H2.

Cinka mijiedarbība ar oksīdiem un sāļiem
Cinks izspiež metālus sprieguma rindā pa labi no tā sāļu un oksīdu šķīdumiem:
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Cinka (II) oksīds ZnO - balti kristāli, kad tiek uzkarsēti, kļūst dzelteni. Blīvums 5,7 g / cm 3, sublimācijas temperatūra 1800 ° С. Temperatūrā virs 1000 ° C oglekli, oglekļa monoksīdu un ūdeņradi reducē līdz metāliskam cinkam:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO2;
ZnO + H2 → Zn + H2O.

Tas nav mijiedarbojas ar ūdeni. Tas parāda amfoteriskās īpašības, reaģē ar skābju un sārmu šķīdumiem:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn (OH)4].

Sakausējot ar metāla oksīdiem, tas veido cinkātus:
ZnO + CoO → CoZnO2.

Mijiedarbojoties ar nemetālu oksīdiem, tas veido sāļus, kur tas ir katjons:
2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4,
ZnO + B2O3 → Zn (BO2)2.

Cinka (II) hidroksīds Zn (OH)2 - bezkrāsaina kristāliska vai amorfa viela. Blīvums 3,05 g / cm 3 temperatūrā virs 125 ° C sadalās:
Zn (OH)2 → ZnO + H2O.

Cinka hidroksīdam piemīt amfoteriskas īpašības, tas viegli šķīst skābēs un sārmos:
Zn (OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn (OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn (OH)4];

arī viegli šķīst amonjaka ūdenī, veidojot tetraamminecinka hidroksīdu:
Zn (OH)2 + 4NH3 → [Zn (NH3)4] (OH)2.

To iegūst baltu nogulsņu veidā cinka sāļu mijiedarbībā ar sārmiem:
Zncl2 + 2NaOH → Zn (OH)2 + 2NaCl.

Cinka oksīds

Ķīmiskais nosaukums

Ķīmiskās īpašības

Saskaņā ar Farmakopeju cinka oksīds vai cinka oksīds ir kristālisks pulveris bez krāsas, kas nešķīst ūdenī, etilspirtā. Tas ir labi izšķīdināts atšķaidītā minerālskābē un etiķskābē. Augstas temperatūras ietekmē tā kļūst dzeltena (sakarā ar malas nobīdi absorbcijas spektrā uz zilo reģionu), sublimējas 1800 grādos pēc Celsija. Molārā masa = 81,4 grami uz mola. Cinka oksīda formula: ZnO. Ir spēja absorbēt oglekļa dioksīdu no gaisa..

Ar ko viela reaģē? Pēc ķīmiskajām īpašībām tas ir amfotērisks savienojums, kas reaģē ar skābēm, veidojot sāļus, reaģē ar skābiem un bāziskiem oksīdiem un veido kompleksus savienojumus ar sārmu šķīdumiem. Oksīdu izšķīdina amonjakā ūdenī un veidojas komplekss amonjaks. Produkts reaģē ar metālu oksīdiem un sārmiem, veidojot cinātus; ar silīcija oksīdu un bora silikātiem un borātiem. Cinka oksīds nereaģē ar varu, skābekli, ūdeni. Ķīmisko savienojumu iegūst no dabīgā minerālā cinka, sadedzinot Zn tvaikus skābeklī; termiski sadaloties hidroksīdam, karbonātam un nitrātam Zn; izmantojot hidrotermisko sintēzi un sulfīdu oksidācijas apdedzināšanu.

Šis rīks ir plaši pielietots farmācijas un ķīmiskajā rūpniecībā; veidojot zobārstniecībā zobu pastu, cementu; viela tiek pievienota kosmētikai un sauļošanās līdzekļiem; izmanto naftas rafinēšanas, riepu un krāsu rūpniecībā; izmanto keramikas un stikla ražošanā, elektronikā; pievieno dzīvnieku barībai; izmanto rūsas pārvēršanai. Viela ir nedaudz toksiska. Ja tiek ieelpoti putekļi ar oksīdu, var attīstīties liešanas drudzis..

farmakoloģiskā iedarbība

Antiseptiska, žāvējoša, savelkoša, adsorbējoša.

Farmakodinamika un farmakokinētika

Viela, uzklājot uz ādas un brūces virsmas, denaturē olbaltumvielas un veido albumīnus. Instruments ievērojami samazina eksudācijas procesa smagumu, mazina iekaisumu un kairinājumu. Tas veido barjeras plēvi uz ādas, kas aizsargā to no nelabvēlīgu faktoru iedarbības, tai piemīt absorbējoša iedarbība.

Zāles lieto pulvera, pastas un ziedes, linimenta veidā.

Lietošanas indikācijas

Cinka oksīda pielietojums:

  • ar dermatītu, no svīšanas un autiņbiksīšu izsitumiem;
  • virspusēju brūču un apdegumu, griezumu, nobrāzumu, skrāpējumu ārstēšanai;
  • spiediena čūlu, trofisko čūlu, ekzēmas, herpes, streptodermas ārstēšanā.

Kontrindikācijas

Cinka oksīdu nevar izmantot alerģijām pret aktīvo sastāvdaļu.

Blakus efekti

Nieze, alerģiski izsitumi uz ādas, hiperēmija rodas reti.

Lietošanas instrukcijas (metode un deva)

Cinka oksīdu lieto lokāli, ārēji. Atkarībā no zāļu formas un slimības tiek izmantotas dažādas ārstēšanas shēmas..

Pārdozēšana

Nav pierādījumu par pārdozēšanu. Iespējama alerģisku reakciju attīstība.

Mijiedarbība

Cinka oksīds nav saderīgs ar ichthammol kā ziedes sastāvdaļu.

Speciālas instrukcijas

Preparāti, kuru pamatā ir cinka oksīds, jālieto saskaņā ar ārsta ieteikumiem.

Izvairieties no saskares ar acīm..

Bērniem

Šo rīku var izmantot visu vecuma kategoriju pacientu ārstēšanā.

Grūtniecības un laktācijas laikā

Viela ir apstiprināta lietošanai grūtniecības un zīdīšanas laikā.

Cinks plus skābeklis

Cinka (II) oksīds ZnO - balti kristāli, kad tiek uzkarsēti, kļūst dzelteni, izkristalizējas sešstūru singonijā. Blīvums 5,7 g / cm 3, sublimācijas temperatūra 1800 ° С.

Temperatūrā virs 1000 ° C oglekli, oglekļa monoksīdu un ūdeņradi reducē līdz metāliskam cinkam:

ZnO + CO = Zn + CO2;

Tas nav mijiedarbojas ar ūdeni. Tas parāda amfoteriskās īpašības, reaģē ar skābju un sārmu šķīdumiem:

Sakausējot ar metāla oksīdiem, tas veido cinkātus:

Mijiedarbojoties ar nemetālu oksīdiem, tas veido sāļus, kur tas ir katjons:

Izrādās, sadedzinot metāla cinku:

sāļu termiskās sadalīšanās laikā:

Cinka (II) hidroksīds Zn (OH)2 - bezkrāsaina kristāliska vai amorfa viela eksistē piecās polimorfās modifikācijās, tikai rombais ε-Zn (OH) ir stabils2. Blīvums 3,05 g / cm 3 temperatūrā virs 125 ° C sadalās:

Cinka hidroksīdam piemīt amfoteriskas īpašības, tas viegli šķīst skābēs un sārmos:

arī viegli šķīst amonjaka ūdenī, veidojot tetraamminecinka hidroksīdu:

To iegūst baltu nogulsņu veidā cinka sāļu mijiedarbībā ar sārmiem:

Cinka un tā savienojumu ķīmiskās īpašības

Cinks ir tipisks metāla elementu grupas pārstāvis, un tam ir viss to īpašību spektrs: metāla spīdums, lokanība, elektriskā un siltuma vadītspēja. Tomēr cinka ķīmiskās īpašības nedaudz atšķiras no pamatreakcijām, kas raksturīgas lielākajai daļai metālu. Elements noteiktos apstākļos var izturēties kā pret nemetālu, piemēram, reaģē ar sārmiem. Šo parādību sauc par amfotericitāti. Šajā rakstā mēs izpētīsim cinka fizikālās īpašības un ņemsim vērā arī tipiskas reakcijas, kas raksturīgas metālam un tā savienojumiem.

Elementa atrašanās periodiskajā sistēmā un sadalījums dabā

Metāls atrodas periodiskās sistēmas otrās grupas apakšgrupā. Papildus cinkam tajā ietilpst kadmijs un dzīvsudrabs. Cinks pieder pie d-elementiem un ir ceturtajā periodā. Ķīmiskās reakcijās tā atomi vienmēr izdala pēdējā enerģijas līmeņa elektronus, tāpēc tādos elementa savienojumos kā oksīds, vidējie sāļi un hidroksīds metālam ir oksidācijas stāvoklis +2. Atomu struktūra izskaidro visas cinka un tā savienojumu fizikāli ķīmiskās īpašības. Kopējais metāla saturs augsnē ir aptuveni 0,01 svara. % Tā ir daļa no minerāliem, piemēram, galmei un cinka maisījuma. Tā kā cinka saturs tajos ir mazs, ieži vispirms tiek bagātināti, un to veic vārpstas krāsnīs. Lielākā daļa cinku saturošu minerālu ir sulfīdi, karbonāti un sulfāti. Tie ir cinka sāļi, kuru ķīmiskās īpašības ir pamatā to pārstrādes procesiem, piemēram, piemēram, grauzdēšanai.

Metāla ražošana

Spēcīga cinka karbonāta vai sulfīda oksidācijas reakcija rada tā oksīda veidošanos. Process notiek viršanas režīmā. Šī ir īpaša metode, kuras pamatā ir sasmalcināta minerāla un karstā gaisa strūklas cieša saskare ar lielu ātrumu. Pēc tam cinka oksīdu ZnO reducē ar koksu un veidotos metāla tvaikus noņem no reakcijas sfēras. Vēl viena metāla iegūšanas metode, kuras pamatā ir cinka un tā savienojumu ķīmiskās īpašības, ir cinka sulfāta šķīduma elektrolīze. Tā ir redoksreakcija, kas notiek elektriskās strāvas ietekmē. Uz elektroda tiek nogulsnēts augstas tīrības pakāpes metāls.

Fizikālās īpašības

Zilgani sudraba, normālos apstākļos, trausls metāls. Temperatūras diapazonā no 100 ° līdz 150 ° cinks kļūst elastīgs un to var velmēt loksnēs. Sildot virs 200 °, metāls kļūst neparasti trausls. Gaisa skābekļa ietekmē cinka gabali tiek pārklāti ar plānu oksīda slāni, un ar turpmāku oksidēšanu tas pārvēršas par hidroksokarbonātu, kas darbojas kā protektors un novērš turpmāku metāla mijiedarbību ar skābekli. Cinka fizikālās un ķīmiskās īpašības ir savstarpēji saistītas. Apsveriet to kā metāla mijiedarbības ar ūdeni un skābekli piemēru.

Stingra oksidēšana un reakcija ar ūdeni

Ar spēcīgu karsēšanu gaisā cinka skaidas deg ar zilu liesmu, un veidojas cinka oksīds.

Tam piemīt amfoteriskas īpašības. Ūdens tvaikos, kas uzsildīti līdz karsts temperatūrai, metāls izspiež ūdeņradi no H molekulām2O, turklāt veidojas cinka oksīds. Vielas ķīmiskās īpašības pierāda tās spēju mijiedarboties gan ar skābēm, gan ar sārmiem..

Redoksa reakcijas, iesaistot cinku

Tā kā metālu darbības virknes elements saskaras ar ūdeņradi, tas to var izspiest no skābju molekulām.

Reakcijas produkti starp cinku un skābēm būs atkarīgi no diviem faktoriem:

Atšķaidīta sērskābe, kurai nav izteiktu oksidējošu īpašību, reaģē ar metālu pēc shēmas:

Elementa reakcija ar fosforskābi un atšķaidītajām sērskābēm notiek vienādi. Cinka ķīmiskajām īpašībām, cinka reakcijai ar slāpekļskābi ir savas īpašības. Vidējas koncentrācijas slāpekļskābes un cinka atšķaidīts šķīdums savstarpēji mijiedarbojas, veidojot slāpekļa oksīdu (II), ūdeni un vidējo sāli - cinka nitrātu. Koncentrēta nitrātskābe reaģē ar metālu tādā veidā, ka izstrādājumos var noteikt slāpekļa oksīdu (IV), vidējo sāli un ūdeni..

Ļoti atšķaidīts slāpekļskābes un cinka kā reducētāja šķīdums savstarpēji mijiedarbojas, veidojot cinka nitrātu, ūdeni un vairākus iespējamos produktus: amonjaku, brīvo slāpekli vai slāpekļa oksīdu (I).

Cinka ķīmiskās īpašības

Vienādojumi metālu un sārmu šķīdumu mijiedarbības reakcijām apstiprina tā amfotēriskās īpašības. Produktos ir sastopami kompleksi sāļi - tetrahidroksozinkatāti un ūdeņradis.

Sakausējot cieto sārmu un metālu, tiek iegūts cita veida sāls - cinkates. Ūdeņraža gāze arī būs šī procesa blakusprodukts..

Metāls aktīvi mijiedarbojas ar halogēniem, piemēram, hloru, bromu vai jodu, kā arī ar slāpekli, sēru un oglekli. Rezultātā veidojas vidējie sāļi - nitrīdi, sulfīdi vai karbīdi.

Metāla virknē cinks atrodas pirms ūdeņraža un ir aktīvs metāls. Tomēr tā īpašības ir zemākas par sārmu un sārmzemju metāliem.

Cinka izmantošana galvaniskajās šūnās

Cinka ķīmiskās īpašības ir pamatā dažādu veidu galvanisko ierīču darbības principam. Tehnoloģijā visizplatītākais ir mangāna-cinka elements. Tas darbojas, veicot redoksreakciju starp metālu un mangāna dioksīdu. Abi elektrodi ir izgatavoti no tiem un ievietoti ierīces iekšpusē. Aktīvā viela - amonija hlorīds - ir pastas formā vai arī tās ir piesūcinātas ar porainām plāksnēm, kas ievietotas starp katodu un anodu. Gaisa-cinka elementu attēlo negatīvs cinka elektrods - katods. Anods ir oglekļa grafīta stienis, kas piepildīts ar gaisu. Kā elektrolītu izmanto amonija hlorīda vai nātrija hidroksīda šķīdumus.

Cinka oksīds

Balts porains pulveris, kas karsējot kļūst dzeltens un atdziestot iegūst sākotnējo krāsu, ir metāla oksīds. Cinka oksīda ķīmiskās īpašības, tā mijiedarbības ar skābēm un sārmiem reakciju vienādojumi apstiprina savienojuma amfoterisko raksturu. Tātad viela nevar reaģēt ar ūdeni, bet gan mijiedarbojas gan ar skābēm, gan ar sārmiem. Reakcijas produkti būs vidēji sāļi (mijiedarbības gadījumā ar skābēm) vai sarežģīti savienojumi - tetrahidroksozinkatāti.

Cinka oksīdu izmanto baltas krāsas ražošanā, ko sauc par cinka baltu. Dermatoloģijā viela ir daļa no ziedēm, pulveriem un pastām, kurām ir pretiekaisuma un žāvējoša iedarbība uz ādu. Lielāko saražotā cinka oksīda daudzumu izmanto kā gumijas pildvielu. Turpinot cinka un tā savienojumu ķīmisko īpašību izpēti, mēs uzskatām Zn (OH) hidroksīdu2.

Cinka hidroksīda amfoteriskais raksturs

Baltas nogulsnes, kas izgulsnējas sārmu ietekmē uz metālu sāļu šķīdumiem, ir cinka pamats. Skābju vai sārmu ietekmē savienojums ātri izšķīst. Pirmais reakcijas veids beidzas ar vidēju sāļu veidošanos, otrais - ar cinkiem. Cietā stāvoklī tika izolēti kompleksi sāļi, hidroksilcinkāti. Cinka hidroksīda iezīme ir tā spēja izšķīst amonjaka ūdens šķīdumā, veidojot cinka tetraammīnu un hidroksīdu. Cinka bāze ir vājš elektrolīts, tāpēc gan tā vidējos sāļus, gan cinkātus ūdens šķīdumos var hidrolizēt, tas ir, to joni mijiedarbojas ar ūdeni un veido cinka hidroksīda molekulas. Metālu sāļu, piemēram, hlorīda vai nitrāta, šķīdumiem būs skāba reakcija, jo uzkrājas liekie ūdeņraža joni.

Cinka sulfāta raksturojums

Cinka ķīmiskās īpašības, kuras mēs iepriekš pārbaudījām, jo ​​īpaši tās reakcijas ar atšķaidītu sulfātskābi, apstiprina vidēja sāls, cinka sulfāta veidošanos. Tie ir bezkrāsaini kristāli, sildot tos līdz 600 ° un vairāk, jūs varat iegūt oksosulfātus un sēra trioksīdu. Turpinot karsēšanu, cinka sulfāts tiek pārveidots par cinka oksīdu. Sāls šķīst ūdenī un glicerīnā. Vielu no šķīduma izolē temperatūrā līdz 39 ° C kristāliska hidrāta formā, kura formula ir ZnSO4× 7H2O. Šajā formā to sauc par cinka sulfātu..

Temperatūras diapazonā no 39 ° līdz 70 ° iegūst sešu sāli, un virs 70 ° kristāliskajā hidrātā paliek tikai viena ūdens molekula. Cinka sulfāta fizikāli ķīmiskās īpašības ļauj to izmantot kā balinātāju papīra ražošanā, minerālmēslu veidā augkopībā un kā pārsēju mājas dzīvnieku un mājputnu uzturā. Tekstilrūpniecībā šo savienojumu izmanto viskozes auduma ražošanā, chintz krāsošanā.

Cinka sulfāts ir arī elektrolīta šķīduma daļa, ko izmanto cinkošanas procesā ar dzelzs vai tērauda izstrādājumu cinka slāni, izmantojot difūzijas metodi vai karstu cinkošanu. Cinka slānis ilgstoši aizsargā šādas konstrukcijas no korozijas. Ņemot vērā cinka ķīmiskās īpašības, jāņem vērā, ka ūdens augsta sāļuma apstākļos, ievērojamām temperatūras un mitruma svārstībām cinkošana nedod vēlamo efektu. Tāpēc rūpniecībā plaši izmanto metāla sakausējumus ar varu, magniju un alumīniju..

Sakausējumu izmantošana, kas satur cinku

Daudzu ķīmisku vielu, piemēram, amonjaka, pārvadāšanai pa cauruļvadiem ir vajadzīgas īpašas prasības tā metāla sastāvam, no kura tiek izgatavotas caurules. Tie ir izgatavoti, pamatojoties uz dzelzs sakausējumiem ar magniju, alumīniju un cinku, un tiem ir augsta izturība pret koroziju pret agresīvu ķīmisko vidi. Turklāt cinks uzlabo sakausējumu mehāniskās īpašības un novērš tādu piemaisījumu kā niķeļa un vara kaitīgo iedarbību. Rūpnieciskajos elektrolīzes procesos vara un cinka sakausējumus plaši izmanto. Cisternas izmanto, lai transportētu rafinētus produktus. Tie ir būvēti no alumīnija sakausējumiem, kas papildus magnijam, hromam un mangānam satur arī lielu daļu cinka. Šīs kompozīcijas materiāliem piemīt ne tikai augstas pretkorozijas īpašības un paaugstināta izturība, bet arī izturība pret kriogēno iedarbību.

Cinka loma cilvēka ķermenī

Zn saturs šūnās ir 0,0003%, tāpēc to sauc par mikroelementiem. Cinka un tā savienojumu ķīmiskajām īpašībām, reakcijām ir liela nozīme metabolismā un normāla homeostāzes līmeņa uzturēšanā gan šūnas, gan visa organisma līmenī. Metāla joni ir daļa no svarīgiem fermentiem un citām bioloģiski aktīvām vielām. Piemēram, ir zināms par cinka nopietno ietekmi uz vīriešu reproduktīvās sistēmas veidošanos un darbību. Tā ir daļa no hormona testosterona koenzīma, kas ir atbildīgs par sēklu šķidruma auglību un sekundāru seksuālo īpašību veidošanos. Cita svarīga hormona - insulīna - olbaltumvielu daļa, ko ražo Langerhansa aizkuņģa dziedzera saliņu beta šūnas, satur arī mikroelementu. Organisma imūnsistēmas statuss ir tieši saistīts arī ar Zn +2 jonu koncentrāciju šūnās, kuras atrodamas hormonā aizkrūts dziedzeros - timulīnā un timopoetīnā. Augsta cinka koncentrācija tiek reģistrēta kodola struktūrās - hromosomās, kas satur dezoksiribonukleīnskābi un piedalās šūnas iedzimtās informācijas pārraidīšanā.

Savā rakstā mēs izpētījām cinka un tā savienojumu ķīmiskās funkcijas, kā arī noteicām tā lomu cilvēka ķermeņa dzīvē.

Cinka īpašības, cinka izmantošana un cinka bioloģiskā loma. Ūdeņraža ražošana

Cinks ir trausls pelēcīgi baltas krāsas metāls, gaisā tas ir pārklāts ar cinka oksīda slāni.

Bieži vien jūs varat redzēt cinku kā metāla izstrādājumu pārklājumu.

Piemēram, cinkots spainis, metāla flīzes un citi izstrādājumi.

Šis cinka metāls pirmo reizi tika iegūts Indijā 14. gadsimtā. Pirms tam cinks bija daļa no sakausējuma ar varu, tas ir, misiņa.

Dabā cinks ir atrodams 65 minerālos, visskaistākais no tiem ir sfalerīts, tas ir cinka sulfīds ZnS.

Cinks ir diezgan aktīvs metāls, tas labi izšķīst sālsskābē, veidojot cinka hlorīdu un ūdeņradi..

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Cinks reaģē ar sārmu šķīdumu ar siltuma izdalīšanos un ūdeņraža un cinkāta veidošanos.

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

Kā sārmu mēs izmantojām MUTH rīku.

Puiši, mēs nolēmām parādīt, kā deg ūdeņradis. Ūdeņradis ir gāze, tāpēc mēs paņēmām ziepju šķīdumu, lai iegūtu burbuļus ar ūdeņradi, un šķīdumu tonējām ar zilu krāsu.

Pirmo reizi sajaucot molu ar lielu daudzumu cinka pulvera, reakcija sākās ļoti ātri. Otro reizi mēs atšķaidījām MOLE un ielej nelielu daudzumu cinka pulvera. Atdzesēšanai mēs izmantojām podu ar aukstu ūdeni.

Iegūtais ūdeņradis tika izvadīts caur ziepju šķīdumu. Nekavējoties sāka parādīties ūdeņraža burbuļi..

Ūdeņradis deg ar bezkrāsainu liesmu, bet ziepju šķīdumā ir nātrija savienojumi, kas liesmai piešķir dzeltenu krāsu.

Cinks reaģē ar vienkāršām vielām, piemēram, sēru.

Cinka pulveris gaisā deg ar spilgtu liesmu.

Cinka loma mūsu ķermenī.

Mūsu ķermenis satur apmēram divus gramus cinka.

Šis metāls ir daļa no aptuveni 400 fermentiem..

Ferments alkanoldehidrogenāze ir nepieciešama alkohola sadalīšanai etiķskābes aldehīdā, kas faktiski smird no iereibuša cilvēka.

2C2H5OH + ADH + O2 = CH3CHO + 2H2O

Oglekļa anhidrāzes enzīms, kas atbild par oglekļa dioksīda izvadīšanu no mūsu ķermeņa.

H2CO3 = H2O + CO2

Labs garastāvoklis jums visiem.

Netika atrasti dublikāti

Man patika ferments alkaldehidrogenāze.

Paldies par komentāru.

Drīz būs par slāpekli. Slāpeklis nav inerta gāze, bet neaktīvs.

Īpaši par viņu savienojumiem.

Es to nevaru dabūt.

Protams, tas nav stabils, ir bīstams uzglabāt, tas ir bīstams pārvadāšanai. Bet vis ziņkārīgākās vielas. Tomēr amfoterisko īpašību izpausme smagajās inertajās gāzēs ir pārsteidzoša)

Universitātē viņi gandrīz nekad nav dzirdējuši par viņu savienojumiem.

Un jāšanās tas ir šeit? Mēs pārrakstīsim visu ķīmijas mācību grāmatu vispārizglītojošai skolai?

Magnijs ir žilbinošs puisis

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Kopš šī mēneša es piedalos eksperimentālā moderēšanas programmā.

Jūs varat atbalstīt turpmāku autortiesību ziņu izlaišanu šeit: qiwi.com/n/MIRCENALL

Gliemeņu tīrīšana ar sālsskābi

Talijs - nežēlīgs slepkava

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Cērijs - metāls, kas nevēlas palikt tīrā formā

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Rodijs ir varonis, kura vienmēr ir tik maz

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Metāli metāla galviņām

ZINĀTNISKĀS POPULĀRĀS VIDEO NEDĒĻAS (01.05.2015. - 01/11/2020)

Sveiki! Šis ir pagājušās nedēļas populārāko zinātnes videoklipu izlase, saskaņā ar SciTopus abonentiem..

Piektajā vietā ir videoklips, kas publicēts kanālā Zinātniskā video laboratorija: “TOP 10 antropoģenēze 2019. gadam. Aleksandrs Sokolovs ».

Ceturto vietu ieņēma NaukaPRO video ar neparastu tēmu: “Aleksejs Vodovozovs - Ausu spieķi: slēpts drauds”.

Ķīmijas kanāls - tikai trešajā vietā, pateicoties videoklipam “Spēcīgākā skābe”.

Cits video par ķīmiju ieņēma otro vietu mūsu nedēļas vērtējumā: “SAUSS ŪDENS. Mīti un fakti. Kas tas ir? ”, Kanāls Chemistry Today.

Videoklips “Kāpēc PSIHOLOĢIJA NAV ZINĀTNES?” Uzvarēja balsojumā par nedēļas prēmiju Kanāls PsychoFac.

Mēs iesakām arī noskatīties VERT DIDER galvenās redaktores Elenas Smotrovas prezentāciju "Kāpēc ārzemju zinātniskie pētījumi ir jautrāki un vieglāki", kas tika publicēta mūsu kanālā.

Nedēļas visvairāk skatītais video bija GEO “LIELĀKAIS TROLLIS VĒSTURĒ / KĀ MŪSIŅI ŅEM PASAULI”, ko veidoja GEO.

Ja jūs interesē populārzinātniskās tēmas, tad jums var būt noderīgs visu zinātniski populāro kanālu pilns saraksts..

Ja vēlaties ietekmēt TOP veidošanos: https://vk.com/scitopus

Technetium - marginālais metāls

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Iridijs - metāls, kas ilgojas pēc miera

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Skāba nakts

Nav ar stalkeriem bagāts piesātinātais patoss) Es jau sen esmu gribējis kaut ko darīt, lai arī mazāk atmosfēras, bet daudz spilgtāku un pamanāmāku ☢

Renijs - pašpietiekamības modelis

Tas viss un vēl VK lapā:

Pirmā gada amati:

Otrā gada amati:

Gallija kristāli, kas veidojas uz metāla virsmas, pēc kausējuma krasas atdzesēšanas

Molibdēns - nekaunīgs kopējs

Tas viss un vēl VK lapā:

21 amata vietas pirmajā gadā:

Iepriekšējie otrā gada amati:

Interesants eksperiments

Urāna kristāls, kas audzēts no atkritumiem

Aprakstiet ar tekstu, kā izskatās urāna kristāls? Em. Jums tas vienkārši jāredz savām acīm..

Ūdeņraža enerģija

Jaunais vara saturošais komplekss, kura ideju par struktūru ierosināja daba, efektīvi sašķeļ ūdeni neitrālā vidē. Šis atklājums var padarīt ūdeņradi pieejamāku, samazinot ūdeni..

Molekulārais ūdeņradis jau sen tiek uzskatīts par naftas un gāzes alternatīvu. Vienīgais ūdeņraža sadegšanas produkts ir ūdens, kas pats var būt ūdeņraža avots. Daudzas pētniecības grupas visā pasaulē mēģina attīstīt katalizatorus, kas ūdens reducēšanas enerģiju var samazināt līdz molekulārajam ūdeņradim un atvieglo šīs reakcijas gaitu. Pašlaik visefektīvākie ūdens sadalīšanas katalizatori ir rutēnija un irīdija koordinācijas savienojumi. Abu metālu trūkumi ir to zemā koncentrācija zemes garozā un augstās izmaksas.

Jauns pētījums pierāda, ka porfirīna vara kompleksa klātbūtnē ūdens elektrokatalītiska šķelšanās notiek pie neitrālām pH vērtībām un ar zemu elektrodu potenciālu. Pie 310 mV un pH 7 ūdens tiek oksidēts, atbrīvojot molekulāro skābekli, un skābā vidē (ar tādu pašu elektrodu potenciālu) - līdz ūdeņraža peroksīdam. Kaut arī vara komplekss nepārsniedz dārgmetālu kompleksu veiktspēju, tas joprojām ir liels solis uz priekšu - vara atvasinājumu zemāku efektivitāti kompensē tā lielāka izplatība un zemās izmaksas. Iepriekš bija zināmi vara šķelšanās katalizatori uz vara bāzes, bet tie darbojās ļoti sārmainā vidē un ar lielu elektrodu potenciālu.

Pētnieki secināja, ka fotosintēzes procesā magnija-porfirīna kompleksam ir galvenā loma ūdens oksidēšanā un skābekļa evolūcijā. Neskatoties uz to, vara-porfirīna kompleksa spēja katalizēt ūdens oksidāciju izrādījās patīkams pārsteigums daudziem ķīmiķiem - gan porfirīnu kompleksu ķīmijas speciālistiem, gan tiem, kas bija iesaistīti ūdens sadalīšanā. Vēl viena neparasta šī katalizatora īpašība ir ūdens oksidēšana līdz ūdeņraža peroksīdam ar zemām pH vērtībām. Šis process nav jāuzskata par jaunu H2O2 iegūšanas veidu, un tomēr tam jāpievērš uzmanība. Noskaidrojuši, kā veidojas ūdeņraža peroksīds, pētnieki varēs noteikt šīs katalītiskās reakcijas mehānismu un uzzināt, kā palielināt ūdens sadalīšanās efektivitāti..

Apmācība ķīmijā

Turpinājums sekos. Sākt skatīt Nr. 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11/2008

10. klase (pirmais mācību gads)

Cinks un tā savienojumi

1. Pozīcija D. I. Mendeļejeva tabulā, atoma uzbūve.

2. Vārda izcelsme.

3. Fizikālās īpašības.

4. Ķīmiskās īpašības.

5. Būt dabā.

6. Galvenās iegūšanas metodes.

7. Cinka oksīds un hidroksīds - īpašības un sagatavošanas metodes.

Cinks atrodas D. I. Mendeļejeva tabulas II grupas sānu apakšgrupā. Tā elektroniskā formula ir 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2. Cinks ir d-elements; tas savienojumos oksidējas vienreizēji +2 stāvoklī (jo trešais enerģijas līmenis cinka atomā ir pilnībā piepildīts ar elektroniem). Būdams amfotērisks elements, kurā pārsvarā ir metāla īpašības, savienojumos esošais cinks biežāk ir katjona sastāvdaļa, retāk anjons. piemēram,

Tiek uzskatīts, ka cinka nosaukums cēlies no seno vācu vārda "cinks" (balts, ērkšķis). Šis vārds savukārt attiecas uz arābu “harasin” (metāls no Ķīnas), kas norāda cinka ražošanas vietu, kuru viduslaikos no Ķīnas ieveda Eiropā.

F un z un ar ar in t aptuveni ar in

Cinks ir balts metāls; gaisā tas ir pārklāts ar oksīda plēvi, un tā virsma izbalē. Aukstumā tas ir diezgan trausls metāls, bet 100–150 ° С temperatūrā cinks tiek viegli apstrādāts un veido sakausējumus ar citiem metāliem.

Ķīmiskās īpašības

Cinks ir vidējas ķīmiskās aktivitātes metāls, bet tas ir aktīvāks par dzelzi. Pēc oksīda plēves iznīcināšanas cinkam piemīt šādas ķīmiskās īpašības.

Zn + NaCl nav reakcijas.

Piemēram, cinks ir savienojumu veidā, no kuriem svarīgākie ir sfalerīti vai cinka maisījums (ZnS), smitsonīts vai cinka vārsts (ZnCO3), sarkanā cinka rūda (ZnO).

Rūpniecībā cinka ražošanai cinka rūdu kalcinē, lai iegūtu cinka oksīdu, kuru pēc tam reducē ar oglekli:

2ZnO + C 2Zn + CO2.

Svarīgākie cinka savienojumi ir tā o līdz s un d (ZnO) un g un d, kas s un d (Zn (OH)).2) Tās ir baltas kristāliskas vielas, kurām piemīt amfotēriskas īpašības:

Cinka oksīdu var iegūt, oksidējot cinku, sadalot cinka hidroksīdu vai grauzdējot cinka maisījumu:

Cinka hidroksīdu iegūst apmaiņas reakcijā starp cinka sāls un sārma šķīdumu:

Zncl2 + 2NaOH (trūkst) = Zn (OH)2 + 2NaCl.

Šie savienojumi ir pieejami: cinka maisījums (ZnS), cinka sulfāts (ZnSO4• 7H2O).

Pārbaude par tēmu "Cinks un tā savienojumi"

1. Cinka summa cinka reakcijas vienādojumā ar ļoti atšķaidītu slāpekļskābi:

a) 20; b) 22; c) 24; d) 29.

2. Cinks no koncentrēta nātrija karbonāta šķīduma izspiež:

a) ūdeņradis; b) oglekļa monoksīds;

c) oglekļa dioksīds; d) metāns.

3. Sārmu šķīdumi var reaģēt ar šādām vielām (ir iespējamas vairākas pareizas atbildes):

a) vara sulfāts un hlors;

b) kalcija oksīds un varš;

c) nātrija hidrosulfāts un cinks;

g) cinka hidroksīds un vara hidroksīds.

4. 27,4% nātrija hidroksīda šķīduma blīvums ir 1,3 g / ml. Sārmu molārā koncentrācija šajā šķīdumā ir:

a) 0,0089 mol / ml; b) 0,0089 mol / l;

c) 4 mol / l; d) 8,905 mol / l.

5. Lai iegūtu cinka hidroksīdu, jums:

a) cinka hlorīda šķīdumam pilienveidīgi pievieno nātrija hidroksīda šķīdumu;

b) pilienveidīgi pievieno cinka hlorīda šķīdumu nātrija hidroksīda šķīdumam;

c) pievieno nātrija hidroksīda šķīduma pārpalikumu cinka hlorīda šķīdumam;

g) cinka karbonāta šķīdumam pilienīgi pievieno nātrija hidroksīda šķīdumu;

6. Izslēdziet "papildu" savienojumu:

7. Vara un cinka sakausējumu, kas sver 24,12 g, apstrādāja ar atšķaidītas sērskābes pārpalikumu. Tajā pašā laikā tika izlaisti 3,36 litri gāzes (n.o.). Cinka masas daļa šajā sakausējumā ir vienāda (%):

a) 59,58; b) 40,42; c) 68,66; d) 70,4.

8. Cinka granulas mijiedarbosies ar ūdens šķīdumu (ir iespējamas vairākas pareizas atbildes):

a) sālsskābe; b) slāpekļskābe;

c) kālija hidroksīds; d) alumīnija sulfāts.

9. Oglekļa dioksīds ar tilpumu 16,8 l (n.o.) tika absorbēts 400 g 28% kālija hidroksīda šķīduma. Vielas masas daļa šķīdumā ir (%):

a) 34,5; b) 31,9; c) 69; d) 63,7.

10. Cinka karbonāta parauga masa, kas satur 4 816 • 10 24 skābekļa atomus, ir vienāda ar (g):

a) 1000; b) 33,3; c) 100; d) 333,3.

12345678910
buna, bgunbba B C Dbg

Uzdevumi un vingrinājumi amfātiskajiem metāliem

1. Cinks -> cinka oksīds -> cinka hidroksīds -> cinka sulfāts -> cinka hlorīds -> cinka nitrāts -> cinka sulfīds -> cinka oksīds -> kālija cinks.

2. Alumīnija oksīds -> kālija tetrahidroaloalumināts -> alumīnija hlorīds -> alumīnija hidroksīds -> kālija tetrahidroksoalumināts.

3. Nātrijs -> nātrija hidroksīds -> nātrija bikarbonāts -> nātrija karbonāts -> nātrija hidroksīds -> nātrija heksahidroksohromāts (III).

4. Hroms -> hroma (II) hlorīds -> hroma (III) hlorīds -> kālija heksahidroksohromāts (III) + broms + kālija hidroksīds -> kālija hromāts -> kālija dihromāts -> hroma oksīds (VI).

5. Dzelzs (II) sulfīds -> X 1 -> dzelzs (III) oksīds -> X 2 -> dzelzs (II) sulfīds.

6. Dzelzs (II) hlorīds -> A -> B -> C -> D -> D -> dzelzs (II) hlorīds (visas vielas satur dzelzi; shēmā ir tikai trīs redoksreakcijas pēc kārtas).

7. Hroms -> X 1 -> hroma (III) sulfāts -> X 2 -> kālija dihromāts -> X 3 -> hroms.

A līmenis

1. Lai izšķīdinātu 1,26 g magnija sakausējuma ar alumīniju, tika izmantoti 35 ml 19,6% sērskābes šķīduma (blīvums - 1,14 g / ml). Skābes pārpalikums reaģēja ar 28,6 ml 1,4 mol / l kālija hidrogēnkarbonāta šķīduma. Nosaka sākotnējā sakausējuma sastāvu un gāzes daudzumu (n.o.), kas izdalās sakausējuma izšķīdināšanas laikā.

Atbilde. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 L H2.

2. Kalcija un alumīnija maisījums, kas sver 18,8 g, tika kalcinēts bez gaisa piekļuves ar pārmērīgu grafīta pulvera daudzumu. Reakcijas produktu apstrādā ar atšķaidītu sālsskābi un izdalījās 11,2 l gāzes (n.o.). Nosakiet sākotnējā maisījuma sastāvu.

Ļaujiet (Ca) = x mol, (Al) = 4y mol.

Pēc problēmas stāvokļa:

Saskaņā ar reakcijas vienādojumu:

(Al) = 4 • 0,1 = 0,4 mol.

Oriģinālajā maisījumā:

(Ca) = 8 / 18,8 = 0,4255 vai 42,6%;

(Al) = 10,8 / 18,8 = 0,5744 vai 57,4%.

Atbilde. 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. Periodiskās sistēmas VIII grupas 11,2 g metāla mijiedarbība ar hloru veido 32,5 g hlorīda. Viens metāls.

4. Izdedzinot pirītu, izdalījās 25 m 3 sēra dioksīda (temperatūra 25 ° С un spiediens 101 kPa). Aprēķina izveidotās cietās vielas masu..

5. Karsējot 69,5 g dzelzs sulfāta (II) kristāliskā hidrāta, veidojas 38 g bezūdens sāls. Nosakiet kristāliskā hidrāta formulu.

6. Sālsskābes pārpalikuma ietekmē 20 g vara un dzelzs maisījuma izdalījās 3,36 l (n.o.) gāze. Nosakiet sākotnējā maisījuma sastāvu.

Atbilde. 58% Cu; 42% Fe.

B līmenis

1. Kāds tilpums 40% kālija hidroksīda šķīduma (blīvums - 1,4 g / ml) jāpievieno 50 g 10% alumīnija hlorīda šķīduma, lai sākotnēji izgulsnējušās nogulsnes pilnībā izšķīst?

2. Metāls tika sadedzināts skābeklī, veidojot 2,32 g oksīda, kura reducēšanai metālam jāiztērē 0,896 l (ns) oglekļa monoksīda. Reducētais metāls tika izšķīdināts atšķaidītā sērskābē, iegūtais šķīdums dod zilas nogulsnes ar sarkano asiņu sāli. Nosakiet oksīda formulu.

3. Cik liels ir 5,6 M kālija hidroksīda šķīduma tilpums, lai pilnībā izšķīdinātu 5 g hroma (III) hidroksīdu un alumīnija maisījuma, ja skābekļa masas daļa šajā maisījumā ir 50%?

4. Nātrija sulfīds tika pievienots 14% hroma (III) nitrāta šķīdumam, iegūtais šķīdums tika filtrēts un vārīts (nezaudējot ūdeni), bet hroma sāls masas daļa samazinājās līdz 10%. Iegūtajā šķīdumā nosaka atlikušo vielu masas daļu.

5. Dzelzs (II) hlorīda un kālija dihromāta maisījumu izšķīdināja ūdenī un šķīdumu paskābināja ar sālsskābi. Pēc kāda laika šķīdumam pilienveidīgi pievienoja kālija hidroksīda šķīduma pārpalikumu, izveidotās nogulsnes filtrēja un kalcinēja līdz nemainīgam svaram. Sausā atlikuma masa ir 4,8 g. Atrodiet sāļu sākotnējā maisījuma masu, ņemot vērā, ka tajā esošās dzelzs (II) hlorīda un kālija dihromāta masas daļas apstrādā kā 3: 2..

6. 139 g dzelzs sulfāta izšķīdināja ūdenī 20 ° C temperatūrā un ieguva piesātinātu šķīdumu. Kad šo šķīdumu atdzesēja līdz 10 ° C, izdalījās dzelzs sulfāta nogulsnes. Atrodiet nogulsnes masu un dzelzs (II) sulfāta masas daļu atlikušajā šķīdumā (dzelzs (II) sulfāta šķīdība 20 ° C temperatūrā ir 26 g, bet 10 ° C - 20 g)..

1. Sudrabaini baltā gaismā esošā vienkāršā viela A, kurai ir laba siltuma un elektriskā vadītspēja, karsējot reaģē ar citu vienkāršu vielu B. Iegūtā cietā viela izšķīst skābēs, attīstoties gāzei C, caur kuru sēra skābes šķīdumā izgulsnējas vielas B nogulsnes. vielas, uzrakstiet reakcijas vienādojumus.

Atbilde. Vielas: A - Al, B - S, C - H2S.

2. Ir divas gāzes - A un B, kuru molekulas ir triatomiskas. Kad katru no tiem pievieno kālija alumināta šķīdumam, veidojas nogulsnes. Ieteikt iespējamās formulas gāzēm A un B, ņemot vērā, ka šīs gāzes ir bināras. Uzrakstiet reakcijas vienādojumus. Kā ķīmiski atšķirt šīs gāzes?

3. Ūdenī nešķīstošs brūnas krāsas savienojums karsējot sadalās, veidojot divus oksīdus, no kuriem viens ir ūdens. Citu oksīdu - B - reducē ar oglekli, veidojot metālu C, kas ir otrs dabā visbagātākais starp metāliem. Identificējiet vielas, uzrakstiet reakcijas vienādojumus.

4. Sāli A veido divi elementi, kad to karsē gaisā, veidojas divi oksīdi: B - ciets, brūns un gāzveida. Oksīds B tiek aizstāts ar sudraboti baltu metālu C (karsējot). Identificējiet vielas, uzrakstiet reakcijas vienādojumus.

* +/– zīme nozīmē, ka šī reakcija nenotiek ar visiem reaģentiem vai īpašos apstākļos.

Ņemot vērā reakcijas verbālo vienādojumu cinks + skābeklis = cinka oksīds. Uzrakstiet ķīmiskās reakcijas vienādojumu, izmantojot ķīmiskās formulas un matemātiskās zīmes.

Guru atbildēja

valences nosaka pa grupām, un skābeklim vienmēr ir 2

Atbildi atstājis Ser012005

Zn + O2 = ZnO
Cinka valentums ir 2+ un O 2-.

Ja neesat apmierināts ar atbildi vai tā nav, tad mēģiniet izmantot meklēšanu vietnē un atrast līdzīgas atbildes par ķīmijas tēmu.

Cinks (Zn)

Cilvēki izmantoja cinku vēl pirms mūsu ēras tā sakausējuma ar misiņu veidā. Pirmo reizi tīru cinku izdevās iedalīt angļa Viljama čempionam 18. gadsimtā.

Zemes garozā cinks satur 8,3 · 10 -3% no svara. Termiskajos avotos ir atrodams daudz cinka, no kura izdalās cinka sulfīdi, kuriem ir liela rūpnieciskā nozīme. Cinkam ir aktīva loma dzīvnieku un augu dzīvē, jo tas ir svarīgs mikroelements.


Att. Cinka atoma struktūra.

Cinka atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 (sk. Atomu elektroniskā struktūra). Cinka atoma priekšpēdējais elektronu slānis ir pilnībā piepildīts, un uz ārējā slāņa ir divi s-elektroni, kas mijiedarbojas ar citiem elementiem, tāpēc cinka savienojumos izpaužas oksidācijas stāvoklis +2. (skat. Valensiju). Cinks ir ļoti reaģējošs..

Cinka fizikālās īpašības:

  • zilgani balts metāls;
  • trausla pie n y.;
  • karsējot virs 100 ° C, tas labi kalst un velmējas;
  • ir laba siltuma un elektriskā vadītspēja.

Cinka ķīmiskās īpašības:

  • ātri oksidējas gaisā, pārklājoties ar plānu cinka oksīda plēvi, kas aizsargā metālu no turpmākas reakcijas;
  • karsējot, reaģē ar skābekli, hloru, sēru, veidojot attiecīgi oksīdus, hlorīdus, sulfīdus:
    2Zn + O2 = 2ZnO; Zn + Cl2 = ZnCl2; Zn + S = ZnS.
  • reaģē ar atšķaidītu sērskābes un neoksidējošu skābes šķīdumu, izspiežot no tiem ūdeņradi:
    Zn + h2SO4 (rzb.) = ZnSO4 + H2; Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;
  • reaģē ar slāpekļa un koncentrētu sērskābi, attiecīgi atjaunojot slāpekli vai sēru:
    Zn + h2SO4 (mezgli) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
  • karsējot reaģē ar sārmu šķīdumiem, veidojot hidrozinkatus: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn (OH)4] + H2;
  • izspiež mazāk aktīvos metālus (sk. metāla spriegumu elektroķīmiskās sērijas) no to sāļu šķīdumiem: Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu.

Cinka iegūšana:

  • tīru cinku iegūst, elektrolizējot tā sāļus;
  • Cinks tiek ražots rūpnieciski no sulfīdu rūdām:
    • pirmajā posmā cinka oksīdu iegūst, pakļaujot rūdu oksidatīvai apdedzināšanai: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2;
    • otrajā posmā cinka oksīdu reducē ar oglēm augstā temperatūrā: ZnO + C = Zn + CO.

Cinka pielietojums:

  • kā metāla izstrādājumu pretkorozijas pārklājums (cinkošana);
  • sakausējumu ražošanai, ko plaši izmanto mašīnbūvē;
  • baterijās un sausās kamerās;
  • krāsu un laku rūpniecībā (cinka oksīda ražošana);
  • kā reducējošs līdzeklis organiskās sintēzes reakcijās.

Ja vietne jums patika, mēs būsim pateicīgi par tās popularizēšanu :) Pastāstiet draugiem par mums forumā, emuārā, kopienā. Šī ir mūsu poga:

Cinka oksīds - svarīgs savienojums rūpniecībā un medicīnā

Oksīds vai cinka oksīds - neorganiska viela, kas pieprasīta dažādās ražošanas jomās, medicīnā un ikdienā. Formula ZnO. Dabā tas ir atrodams kā cinkīta minerāls.

Īpašības

Balts, smalks kristālisks pulveris, nešķīst ūdenī. Sublimējas temperatūrā t + 1800 ° C, kūst 2000 ° C temperatūrā. Tam ir pusvadītāju īpašības, zema siltuma vadītspēja un tas absorbē ultravioleto gaismu. Plānajām plēvēm ir pjezoelektriskas īpašības. Sildot, tas kļūst dzeltens, pēc atdzesēšanas atkal kļūst balts. Nedeg. Saskare ar ādu neizraisa kairinājumu, tieši pretēji, tai ir pretiekaisuma un dezinficējoša iedarbība.

Cinka oksīds ir amfotērisks oksīds, kas reaģē gan ar skābēm, gan ar sārmiem. Reakcija ar skābēm rada sāļu veidošanos ar sārmiem - kompleksiem hidroksilcinkātu savienojumiem. Tas mijiedarbojas ar ūdeņradi, oglekli, amonjaka šķīdumu, oglekļa monoksīdu, metānu, kalcija karbīdu, ferosilīciju. Sakausēšanas rezultātā ar metāla oksīdiem un hidroksīdiem iegūst cinkatu, un, ja reaģents ir sakausēts ar bora oksīdu vai silīcija oksīdu, tad veidojas borāts un cinka silikāts.

Piesardzības pasākumi

Cinka oksīds tiek uzskatīts par zemas bīstamības un zemu toksisko vielu, kas nav uzliesmojošs un nav sprādzienbīstams, IV bīstamības pakāpe. Bet putekļi, suspensija, cinka oksīda aerosols izraisa elpceļu kairinājumu un "liešanas drudzi". Norīšana noved pie kuņģa un zarnu trakta slimībām. Nozares, kas nodarbojas ar lielu daudzumu vaļēju reaģentu un ar misiņa apdedzināšanu, darbiniekiem jāizmanto respiratori, aizsargbrilles, cimdi un drošības apavi.

Reaģents jāuzglabā noslēgtos traukos (plastmasas un papīra maisiņos vai maisiņos; tērauda, ​​kartona, saplākšņa mucās un konteineros), jo piekļuve oglekļa dioksīdam un gaisa mitrumam var izraisīt pārkristalizāciju cinka karbonātā. Ja ilgstošas ​​nepareizas glabāšanas dēļ cinka oksīds tomēr pārvērtās par cinka karbonātu, tad to var atjaunot, kalcinējot. Cinka oksīdu uzglabā slēgtās, sausās noliktavās bez piekļuves saules gaismai. Pieļaujamais uzglabāšanas temperatūras diapazons - no -40 līdz +40 ° С.

Cinka oksīda izmantošana

- gumijas, polimēru, papīra pildviela un krāsa; noteiktu veidu gumijas vulkanizējošs līdzeklis; katalizators metanola ražošanā; pigments krāsu un laku rūpniecībai (cinka balts).
- izmanto stikla un krāsu uz šķidrā stikla bāzes ražošanā; rūsas pārveidotāji; fotokatalītiski dezinficējoši sienu un griestu pārklājumi slimnīcās; mākslīgās ādas zoles gumija.
- Krēma, ziedes, pulvera un pulvera pildviela kosmetoloģijā un farmācijā. Sastāvs pret saules aizsargkrēmiem, zobu pastām.
- Minerālvielu piedeva dzīvnieku barībai.
- Izejvielas stikla un keramikas rūpniecībā.
- Elektronikas rūpniecībā uz cinka oksīda bāzes tiek izgatavoti varistori (pusvadītāju elementi, kuru vadītspēja ir atkarīga no sprieguma), fosfori, zilas gaismas diodes, pulvera lāzeri, plānas sensoru plēves..
- metalurģijā - elektrisko kabeļu ražošanai.
- Medicīnā to lieto kā antiseptisku, žāvējošu, savelkošu, absorbējošu vielu. Tas tiek pievienots daudziem ārējiem dermatoloģiskiem līdzekļiem ekzēmas, spiediena čūlu, zīdaiņa karstuma, herpes simplex, brūču, griezumu, apdegumu, čūlu ārstēšanai.
- Zobārstniecībā tiek izgatavoti abrazīvi materiāli, pievienoti zobu cementam. Operācijā tiek izmantoti gumijas izstrādājumi, kuru pamatā ir cinka oksīds..

Mūsu tiešsaistes veikalā jūs varat iegādāties augstas kvalitātes cinka oksīdu par pieņemamu cenu. Ir piegāde un saņemšanas iespēja. Pirkt no mums ir ērti un izdevīgi!

2.2.4. Pārejas metālu (varš, cinks, hroms, dzelzs) ķīmiskās īpašības.

Vara ķīmiskās īpašības

Varš (Cu) pieder pie d-elementiem un atrodas D. I. Mendeļejeva periodiskās tabulas IB grupā. Vara atoma elektroniskā konfigurācija pamata stāvoklī tiek uzrakstīta kā 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1, nevis pieņemtā formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Citiem vārdiem sakot, vara atoma gadījumā tiek novērota tā saucamā “elektronu slīdēšana” no 4s apakšlīmeņa līdz 3d apakšlīmenim. Varam papildus nullei ir iespējami oksidācijas stāvokļi +1 un +2. Oksidācijas stāvoklim +1 ir tendence uz disproporciju un tas ir stabils tikai nešķīstošos savienojumos, piemēram, CuI, CuCl, Cu2O utt., Kā arī kompleksos savienojumos, piemēram, [Cu (NH3)2] Cl un [Cu (NH3)2OH. Vara savienojumiem oksidācijas stāvoklī +1 nav specifiskas krāsas. Tātad vara (I) oksīds atkarībā no kristālu lieluma var būt tumši sarkans (lieli kristāli) un dzeltens (mazi kristāli), CuCl un CuI ir balti, un Cu2S ir melna un zila. Ķīmiski stabilāks ir vara oksidācijas stāvoklis, kas vienāds ar +2. Sāļiem, kas satur varu noteiktā oksidācijas stāvoklī, ir zilā un zili zaļā krāsa..

Varš ir ļoti mīksts, kaļams un kaļams metāls ar augstu elektrisko un siltuma vadītspēju. Metāliskā vara krāsa ir sarkanīgi rozā. Varš ir metālu darbības secībā pa labi no ūdeņraža, t.i. attiecas uz neaktīviem metāliem.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

ar skābekli

Normālos apstākļos varš nav mijiedarbojas ar skābekli. Lai reakcija notiktu starp tām, ir nepieciešama sildīšana. Atkarībā no skābekļa pārpalikuma vai trūkuma un temperatūras apstākļiem vara (II) oksīds un vara (I) oksīds var veidoties:

ar pelēku

Sēra reakcija ar varu atkarībā no izturēšanās apstākļiem var izraisīt gan vara (I), gan vara (II) sulfīda veidošanos. Kad pulverveida Cu un S maisījums tiek uzkarsēts līdz 300–400 ° C, veidojas vara (I) sulfīds:

Ar sēra pārpalikumu un reakciju vairāk nekā 400 ° C temperatūrā veidojas vara (II) sulfīds. Tomēr vieglāks veids, kā no vienkāršām vielām iegūt vara (II) sulfīdu, ir vara mijiedarbība ar sēru, kas izšķīdināts oglekļa disulfīdā:

Šī reakcija notiek istabas temperatūrā..

ar halogēniem

Varš reaģē ar fluoru, hloru un bromu, veidojot halogenīdus ar vispārīgo formulu CuHal2, kur Hal ir F, Cl vai Br:

Joda gadījumā no halogēniem visvājākais oksidētājs veidojas vara (I) jodīds:

Varš neiedarbojas uz ūdeņradi, slāpekli, oglekli un silīciju.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

ar neoksidējošām skābēm

Gandrīz visas skābes, izņemot koncentrētas sērskābes un jebkuras koncentrācijas slāpekļskābes, ir neoksidējošas skābes. Tā kā neoksidējošās skābes spēj virknē darbību oksidēt tikai metālus par ūdeņradi; tas nozīmē, ka varš nereaģē ar šādām skābēm.

ar oksidējošām skābēm

- koncentrēta sērskābe

Varš reaģē ar koncentrētu sērskābi gan karsējot, gan istabas temperatūrā. Sildot, reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu:

Tā kā varš nav spēcīgs reducētājs, šajā reakcijā sērs tiek samazināts tikai līdz oksidācijas stāvoklim +4 (SO2).

- ar atšķaidītu slāpekļskābi

Vara reakcija ar atšķaidītu HNO3 noved pie vara (II) nitrāta un slāpekļa monoksīda veidošanās:

- ar koncentrētu slāpekļskābi

Koncentrēts HNO3 normālos apstākļos viegli reaģē ar varu. Atšķirība starp vara reakciju ar koncentrētu slāpekļskābi un mijiedarbību ar atšķaidītu slāpekļskābi ir slāpekļa reducēšanās rezultāts. Koncentrēta HNO gadījumā3 slāpeklis tiek samazināts mazākā mērā: slāpekļa oksīda (II) vietā veidojas slāpekļa oksīds (IV), kas ir saistīts ar lielāku konkurenci starp slāpekļskābes molekulām koncentrētā skābē par reducētāja (Cu) elektroniem:

ar nemetālu oksīdiem

Varš reaģē ar noteiktiem nemetālu oksīdiem. Piemēram, ar oksīdiem, piemēram, NO2, NĒ, N2O, varš tiek oksidēts līdz vara (II) oksīdam, un slāpeklis tiek samazināts līdz oksidācijas stāvoklim 0, t.i. veidojas vienkārša viela N2:

Sēra dioksīda gadījumā vienkāršas vielas (sēra) vietā veidojas vara (I) sulfīds. Tas ir saistīts ar faktu, ka varš ar sēru, atšķirībā no slāpekļa, reaģē:

ar metālu oksīdiem

Kausējot metāla varu ar vara oksīdu (II) 1000–2000 ° C temperatūrā, vara (I) oksīdu var iegūt:

Arī metāliskais varš, kalcinējot, var reducēt dzelzs (III) oksīdu līdz dzelzs (II) oksīdam:

ar metālu sāļiem

Varš izspiež mazāk aktīvos metālus (pa labi no tiem virknē darbību) no to sāļu šķīdumiem:

Notiek arī interesanta reakcija, kurā varš izšķīst aktīvāka metāla - dzelzs, sālī, oksidācijas stāvoklī +3. Tomēr pretrunu nav, jo varš neizslēdz dzelzi no tā sāls, bet tikai atjauno to no oksidācijas stāvokļa +3 līdz oksidācijas stāvoklim +2:

Pēdējo reakciju izmanto mikroshēmu ražošanā vara plākšņu kodināšanas posmā.

Vara korozija

Varš laika gaitā korodē, nonākot saskarē ar mitrumu, oglekļa dioksīdu un skābekli:

Šīs reakcijas rezultātā vara izstrādājumi tiek pārklāti ar vaļēju zili zaļu vara (II) hidroksikarbonāta pārklājumu.

Cinka ķīmiskās īpašības

Cinks Zn ietilpst IV perioda IIB grupā. Ķīmiskā elementa atomu valences orbitālu elektroniskā konfigurācija pamata stāvoklī 3d 10 4s 2. Cinkam ir iespējama tikai viena oksidēšanās pakāpe +2. Cinka oksīds ZnO un cinka hidroksīds Zn (OH)2 ir izteiktas amfoteriskās īpašības.

Cinks, uzglabājot gaisā, sabojājas, pārklājot ar plānu ZnO oksīda kārtu. Īpaši viegli oksidēties pie augsta mitruma un oglekļa dioksīda klātbūtnē reakcijas dēļ:

Cinka tvaiki deg gaisā, un plāna cinka sloksne pēc kvēlošanas degļa liesmā sadedzina tajā ar zaļganu liesmu:

Sildot, metāliskais cinks mijiedarbojas arī ar halogēniem, sēru un fosforu:

Cinks tieši nereaģē ar ūdeņradi, slāpekli, oglekli, silīciju un boru..

Cinks reaģē ar neoksidējošām skābēm, veidojot ūdeņradi:

Tehniskais cinks ir īpaši viegli šķīstošs skābēs, jo tas satur citu mazāk aktīvo metālu, it īpaši kadmija un vara, piemaisījumus. Cinks ar augstu tīrības pakāpi kādu iemeslu dēļ ir izturīgs pret skābēm. Lai paātrinātu reakciju, augstas tīrības cinka paraugu nonāk saskarē ar varu vai skābes šķīdumam pievieno nedaudz vara sāls.

(Cieti sarkanais) metāla cinks 800–900 o C temperatūrā, atrodoties izkausētā stāvoklī, mijiedarbojas ar pārkarsētiem ūdens tvaikiem, izdalot no tā ūdeņradi:

Cinks reaģē arī ar oksidējošām skābēm: koncentrētu sērskābi un slāpekli.

Cinks kā aktīvs metāls ar koncentrētu sērskābi var veidot sēra dioksīdu, elementāro sēru un pat sērūdeņradi..

Slāpekļskābes reducēšanas produktu sastāvu nosaka pēc šķīduma koncentrācijas:

Procesa virzienu ietekmē arī temperatūra, skābes daudzums, metāla tīrība, reakcijas laiks.

Cinks reaģē ar sārmu šķīdumiem, bet veidojas tetrahidroksozinkāti un ūdeņradis:

Ar bezūdens sārmu palīdzību cinks sakausēšanas laikā veido cinkātus un ūdeņradi:

Ļoti sārmainā vidē cinks ir ārkārtīgi spēcīgs reducētājs, kas slāpekli nitrātos un nitrītos var samazināt līdz amonjakam:

Sarežģīšanas dēļ cinks lēnām izšķīst amonjaka šķīdumā, atjaunojot ūdeņradi:

Cinks arī samazina mazāk aktīvos metālus (pa labi no aktīvās aktivitātes virknes) no to sāļu ūdens šķīdumiem:

Hroma ķīmiskās īpašības

Chrome ir periodiskās tabulas VIB grupas elements. Hroma atoma elektroniskā konfigurācija ir uzrakstīta kā 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, t.i. hroma, kā arī vara atoma gadījumā tiek novērota tā saucamā "elektronu slīdēšana"

Hroma visbiežāk izteiktie oksidācijas stāvokļi ir +2, +3 un +6. Tie būtu jāatceras, un ķīmijas USE programmas ietvaros mēs varam pieņemt, ka hromam nav citu oksidācijas stāvokļu.

Normālos apstākļos hroms ir izturīgs pret koroziju gan gaisā, gan ūdenī.

Mijiedarbība ar nemetāliem

ar skābekli

Sarkanīgi karsts līdz temperatūrai, kas pārsniedz 600 o C, pulvera metāla hroms sadedzina tīrā skābeklī, veidojot hroma (III) oksīdu:

ar halogēniem

Hroms zemākā temperatūrā reaģē ar hloru un fluoru nekā ar skābekli (attiecīgi 250 un 300 o C):

Hroms reaģē ar bromu karstā karstā temperatūrā (850–900 o C):

ar slāpekli

Metāliskais hroms mijiedarbojas ar slāpekli temperatūrā virs 1000 o С:

ar pelēku

Ar sēru hroms var veidot gan hroma (II) sulfīdu, gan hroma (III) sulfīdu, kas ir atkarīgs no sēra un hroma proporcijām:

Hroms nereaģē ar ūdeņradi.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

Ūdens mijiedarbība

Hroms attiecas uz vidējas aktivitātes metāliem (kas atrodas virknē metālu aktivitātes starp alumīniju un ūdeņradi). Tas nozīmē, ka reakcija norisinās starp karsto hromu un pārkarsētajiem ūdens tvaikiem:

Skābju mijiedarbība

Normālos apstākļos hroms tiek pasivēts ar koncentrētām sērskābēm un slāpekļskābēm, tomēr viršanas laikā tajos tas izšķīst, bet oksidējas līdz oksidēšanās stāvoklim +3:

Atšķaidītas slāpekļskābes gadījumā galvenais slāpekļa reducēšanas produkts ir vienkāršā viela N2:

Hroms atrodas virknē darbību pa kreisi no ūdeņraža, kas nozīmē, ka tas spēj atbrīvot H2 no neoksidējošu skābju šķīdumiem. Šādu reakciju laikā, ja nav piekļuves atmosfēras skābeklim, veidojas hroma (II) sāļi:

Veicot reakciju brīvā dabā, divvērtīgo hromu gaisā esošais skābeklis uzreiz oksidē līdz oksidācijas stāvoklim +3. Piemēram, šajā gadījumā vienādojums ar sālsskābi būs šāds:

Sakausējot metālisko hromu ar spēcīgiem oksidētājiem sārmu klātbūtnē, hroms tiek oksidēts līdz +6 oksidācijas stāvoklim, veidojot hromatus:

Dzelzs ķīmiskās īpašības

Dzelzs Fe, ķīmisks elements VIIIB grupā un kārtas numurs 26 periodiskajā tabulā. Elektronu sadalījums dzelzs atomā ir šāds 26Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, tas ir, dzelzs attiecas uz d-elementiem, jo ​​tādā gadījumā d-apakšlīme ir piepildīta. Tam raksturīgākie divi oksidācijas stāvokļi +2 un +3. FeOO un Fe (OH) hidroksīds2 Fe oksīdā dominē pamatīpašības2O3 un Fe (OH) hidroksīds3 amfoteriski izteikts. Tātad dzelzs oksīds un hidroksīds (lll), vāroties koncentrētā sārmu šķīdumā, zināmā mērā izšķīst un saplūšanas laikā reaģē arī ar bezūdens sārmiem. Jāatzīmē, ka dzelzs +2 oksidācijas stāvoklis ir ļoti nestabils un viegli pāriet oksidācijas stāvoklī +3. Ir zināmi arī dzelzs savienojumi ar retu oksidācijas pakāpi +6 - ferāti, neesošās “dzelzskābes” H sāļi2FeO4. Šie savienojumi ir samērā stabili tikai cietā stāvoklī vai stipri sārmainā šķīdumā. Ar barības vielas nepietiekamu sārmainību ferāti diezgan ātri oksidē pat ūdeni, atbrīvojot no tā skābekli.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

Ar skābekli

Dedzinot tīrā skābeklī, dzelzs veido tā saukto dzelzs oksīda skalu ar formulu Fe3O4 un faktiski pārstāv jauktu oksīdu, kura sastāvu nosacīti var attēlot ar formulu FeO ∙ Fe2O3. Dzelzs sadegšanas reakcija ir šāda:

Ar pelēku

Karsējot dzelzs reaģē ar sēru, veidojot melno sulfīdu:

Vai ar sēra pārpalikumu dzelzs disulfīds:

Ar halogēniem

Izmantojot visus halogēnus, izņemot jodu, metāliskais dzelzs tiek oksidēts līdz oksidēšanās stāvoklim +3, veidojot dzelzs halogenīdus (lll):

2Fe + 3F2 = t o => 2FeF3 - dzelzs fluorīds (lll)

2Fe + 3Cl2 = t o => 2FeCl3 - dzelzs hlorīds (lll)

2Fe + 3Br2 = t o => 2FeBr3 - dzelzs bromīds (lll)

Jods kā vājākais oksidējošais līdzeklis starp halogēniem oksidē dzelzi tikai līdz oksidācijas stāvoklim +2:

Jāatzīmē, ka dzelzs dzelzs savienojumi viegli oksidē jodīda jonus ūdens šķīdumā, lai atbrīvotu jodu I2 vienlaikus atjaunojoties līdz oksidācijas stāvoklim +2. FIPI bankas līdzīgu reakciju piemēri:

Ar ūdeņradi

Dzelzs nereaģē ar ūdeņradi (tikai sārmu metāli un sārmzemju metāli reaģē ar metālu ūdeņradi):

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

Skābju mijiedarbība

Ar neoksidējošām skābēm

Tā kā dzelzs atrodas virknē darbību pa kreisi no ūdeņraža, tas nozīmē, ka tā spēj aizstāt ūdeņradi no neoksidējošām skābēm (gandrīz visām skābēm, izņemot H2SO4 (kons.) un HNO3 jebkura koncentrācija):

Vienota valsts eksāmena uzdevumos ir jāpievērš uzmanība šādam viltībai, piemēram, jautājumam par to, cik lielā mērā oksidēšana oksidē dzelzi, kad tā ir atšķaidīta un koncentrēta sālsskābe. Pareizā atbilde ir līdz +2 abos gadījumos.

Šeit lamatas slēpjas intuitīvās cerībās uz dziļāku dzelzs oksidāciju (līdz vidēji +3), ja tā mijiedarbojas ar koncentrētu sālsskābi.

Reakcija ar oksidējošām skābēm

Normālos apstākļos dzelzs pasivācijas dēļ nereaģē ar koncentrētām sērskābēm un slāpekļskābēm. Tomēr tas vāroties reaģē ar tiem:

Lūdzu, ņemiet vērā, ka atšķaidīta sērskābe oksidē dzelzi līdz oksidācijas stāvoklim +2 un koncentrē līdz +3.

Dzelzs korozija (rūsēšana)

Mitrā gaisā dzelzs ļoti ātri nonāk rūsā:

Dzelzs nereaģē ar ūdeni, ja nav skābekļa, ne normālos apstākļos, ne vārot. Reakcija ar ūdeni notiek tikai temperatūrā, kas ir augstāka par sarkanā karstuma temperatūru (> 800 ° C). tie: