Historique du zinc, propriétés, structure, risques, utilisations

Il zinc Il s'agit d'un métal de transition qui appartient au groupe 12 du tableau périodique et est représenté par le symbole chimique Zn. C'est l'élément numéro 24 en abondance dans le cortex terrestre, étant en minéraux sulfurisés, comme la sphalérite, ou carbonaté, comme l'esmitsonite.

C'est un métal hautement connu dans la culture populaire; Les toits du zinc sont un exemple, tout comme des suppléments pour réguler les hormones mâles. Il est dans de nombreux aliments et est un élément essentiel pour les infinités de processus métaboliques. Il y a plusieurs avantages de son apport modéré par rapport aux effets négatifs de son excès dans le corps.

Roof en alliage de zinc du musée de la rivière. Source: eoin [cc by-sa 4.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / by-sa / 4.0)]

Le zinc est connu bien avant ses aciers galvanisés et autres métaux de couleur argentée et d'autres métaux. Le laiton, un alliage de composition variée du cuivre et du zinc, fait partie des objets historiques depuis des milliers d'années. Aujourd'hui, sa couleur or est généralement témoin de certains instruments de musique.

Il s'agit également d'un métal avec lequel les batteries alcalines sont fabriquées, car sa puissance de réduction et sa facilité de don d'électrons en font une bonne option en tant que matériau anodique. Son utilisation principale est de galvaniser les aciers, les couvrant à partir d'un laïc de zinc.

Dans ses composés dérivés, un nombre d'oxydation ou un état de +2 a généralement. Par conséquent, l'ion Zn est considéré²⁺ Enveloppé dans des environnements moléculaires ou ioniques. Alors que le Zn²⁺ Il s'agit d'un acide de Lewis qui peut causer des problèmes dans les cellules, coordonnés avec d'autres molécules interagit positivement avec les enzymes et l'ADN.

Ainsi, le zinc est un cofacteur important de nombreux métallo-enzymes. Malgré son énorme biochimie importante, et la lueur de ses éclairs et des flammes verdâtres à brûler, dans le monde de la science, il est considéré comme un métal "ennuyeux"; Depuis, ses propriétés n'ont pas l'attractivité des autres métaux, ainsi que leur point de fusion est considérablement inférieur à la leur.

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Histoire

Antiquité

Le zinc manipule depuis des milliers d'années; Mais inaperçu, depuis les anciennes civilisations, y compris les Perses, les Romains, les transilvans et les Grecs, les objets, les pièces de monnaie et les armes en laiton déjà fabriqués.

Par conséquent, le laiton est l'un des plus anciens alliages connus. Ils l'ont préparé à partir du minéral de la calamine, Zn₄Ouais₂SOIT₇(OH)₂· H₂Ou, quel sol et réchauffé en présence de laine et de cuivre.

Au cours du processus, les petites quantités de zinc métallique qui auraient pu se former ont échappé en vapeur, un fait qui a retardé des années son identification en tant qu'élément chimique. Au fil des siècles, les laiton et d'autres alliages augmentaient leur contenu en zinc, portant plus de gris.

Au XIVe siècle, en Inde, ils avaient déjà réussi à produire du zinc métallique, qu'ils ont appelé Jasada Et ils ont été commercialisés à ce moment-là avec la Chine.

Et donc les alchimistes pourraient l'acquérir pour mener à bien leurs expériences. C'était le célèbre personnage historique Paracelsus qui l'appelait «zincum», peut-être à la ressemblance entre les cristaux de zinc avec ses dents. Petit à petit, au milieu d'autres noms et plusieurs cultures, le nom «Zinc» a fini par se prélicer pour ce métal.

Isolement

Alors que l'Inde a déjà produit du zinc métallique depuis 1300 ans, cela provenait de la méthode utilisée de la calamine avec de la laine; Par conséquent, ce n'était pas un échantillon de métal d'une pureté considérable. William Champion a amélioré cette méthode en 1738, Grande-Bretagne, à l'aide d'un four à turbide vertical.

En 1746, le chimiste allemand Andreas Sigismund Marggragra a obtenu pour "la première fois" un échantillon de zinc pur en chauffant la calamine en présence de charbon végétal (un meilleur agent réducteur que la laine), à ​​l'intérieur d'un bol avec du cuivre. Cette façon de produire du zinc s'est développée commercialement et parallèle au champion.

Ensuite, des processus ont été développés qui sont finalement devenus la calamine, en utilisant à la place de l'oxyde de zinc; c'est-à-dire très similaire au processus pyrométallurgique actuel. Les fours ont également amélioré, pouvant produire des quantités de zinc croissant.

Jusque-là, il n'y avait toujours aucune application qui exigeait d'énormes quantités de zinc; Mais cela a changé avec les contributions de Luigi Galvani et Alessandro Volta, qui ont cédé la place au concept de galvanisation. Volta a également conçu ce que l'on appelle la cellule galvanique, et bientôt le zinc faisait partie de la conception des batteries sèches.

Proprietes physiques et chimiques

Apparence physique

C'est un métal grisâtre, généralement disponible en granulé ou en poussière. Physiquement, il est faible, il ne représente donc pas une bonne option pour les applications où vous devez prendre en charge les objets lourds.

Il est également cassant, bien que lorsqu'il est chauffé au-dessus de 100 ºC, il devient malléable et ductile; Jusqu'à 250 ºC, température à laquelle il redevient et pulvérise à nouveau.

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Masse molaire

65,38 g / mol

Numéro atomique (z)

30

Point de fusion

419.53 ºC. Ce faible point de fusion indique sa faible liaison métallique. Quand fond, il a une apparence similaire à celle de l'aluminium liquide.

Point d'ébullition

907 ºC

Température d'auto-direction

460 ºC

Densité

-7,14 g / ml à température ambiante

-6,57 g / ml au point de fusion, c'est-à-dire juste en fondant ou en fondant

Chaleur de fusion

7,32 kJ / mol

Chaleur de vaporisation

115 kJ / mol

Capacité thermique molaire

25.470 J / (mol · k)

Électronégativité

1,65 sur l'échelle Pauling

Énergies d'ionisation

-Premièrement: 906,4 kJ / mol (Zn⁺ gazeux)

-Deuxième: 1733,3 kJ / mol (Zn²⁺ gazeux)

-Troisième: 3833 kJ / mol (Zn³⁺ gazeux)

Radio atomique

Empirique 134 h

Radio-covalent

122 ± 4 h

Dureté mohs

2.5. Cette valeur est considérablement plus faible par rapport à la dureté des autres métaux de transition, pour dire, le tungstène.

Ordre magnétique

Diamagnétique

Conductivité thermique

116 w / (m · k)

Résistivité électrique

59 nΩ · m à 20 ° C

Solubilité

Il est insoluble dans l'eau tant qu'il le protège sa couche d'oxyde. Une fois celle-ci retirée par l'attaque d'un acide ou d'une base, le zinc finit par réagir avec l'eau pour former l'ACU complexe₂)₆²⁺, Situé le Zn²⁺ Au centre d'un octaèdre limité par les molécules d'eau.

Décomposition

Lorsque vous brûlez, vous pouvez libérer des particules toxiques de l'air dans l'air. Dans le processus, une coloration verdâtre et une lumière brillante sont observées.

Réactions chimiques

Réaction entre le zinc et le soufre à l'intérieur d'un creuset où la couleur bleu verdâtre des flammes peut être vue. Source: eoin [cc by-sa 4.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / by-sa / 4.0)]

Le zinc est un métal réactif. À température ambiante, une couche d'oxyde peut non seulement la recouvrir, mais en plus du carbonate de base, Zn₅(OH)₆(CO₃)₂, ou même sulfure, ZNS. Lorsque cette couche de composition variée est détruite par l'attaque d'un acide, le métal réagit:

Zn (s) + H₂Swin₄(AC) → Zn²⁺(AC) + SO₄²⁻(AC) + H₂(g)

Équation chimique correspondant à sa réaction à l'acide sulfurique et::

Zn (S) + 4 HNO₃(ac) → Zn (non₃)₂(Ac) + 2 non₂(g) + 2 h₂Ou (l)

Avec de l'acide chlorhydrique. Dans les deux cas, bien qu'il ne soit pas écrit, l'ACU complexe Zn est présent (oh₂)₆²⁺; Sauf si le milieu est basique, alors précipitez comme hydroxyde de zinc, Zn (OH)₂:

Zn²⁺(AC) + 2OH^-(Ac) → Zn (OH)₂(S)

Qui est un hydroxyde blanc, amorphe et amphotérique, capable de continuer à réagir avec plus d'ions OH^-:

Zn (OH)₂(S)  + 2OH^-(Ac) → Zn (OH)₄^2-(AC)

Le Zn (OH)₄^2- C'est l'anion zincato. En fait, lorsque le zinc réagit avec une base aussi forte, comme le NaOH concentré, le complexe de zincato de sodium est produit directement₂[Zn (oh₄]::

Zn (S) + 2NAOH (AC) + 2H₂Ou (l) → na₂[Zn (oh₄)] (ac) + h₂(g)

De plus, le zinc peut réagir avec des éléments non métalliques, tels que les halogènes dans un état gazeux ou le soufre:

Zn (s) + i₂(g) → ZNI₂(S)

Zn (S) + S (S) → ZnS (S) (image supérieure)

Isotopes

Le zinc existe dans la nature comme cinq isotopes: ⁶⁴Zn (49,2%), ⁶⁶Zn (27,7%), ⁶⁸Zn (18,5%), ⁶⁷Zn (4%) et ⁷⁰Zn (0,62%). Les autres sont synthétiques et radioactifs.

Structure et configuration électroniques

Les atomes de zinc se cristallisent dans une structure hexagonale compacte (HCP), bien que déformé, le produit de sa liaison métallique. Les électrons de Valence qui régissent de telles interactions sont, selon la configuration électronique, celles appartenant aux orbitales 3D et 4S:

[Ar] 3d^dix 4s²

Les deux orbitales sont complètes.

Par conséquent, les atomes de Zn ne sont pas très cohésifs, fabriqués dans leur faible point de fusion (419,53 ºC) par rapport à d'autres métaux de transition. En fait, telle est une caractéristique des métaux du groupe 12 (à côté du mercure et du cadmium), donc parfois ils doutent que les éléments de blocs de blocs soient vraiment considérés.

Bien que les orbitales 3D et 4S soient pleines, le zinc est un bon conducteur d'électricité; Par conséquent, leurs électrons Valencia peuvent «sauter» la bande de conduite.

Nombres d'oxydation

Il est impossible pour le zinc de perdre ses douze électrons de Valencia ou d'avoir un numéro d'oxydation ou un état de +12, en supposant l'existence du Cation Zn¹²⁺. Au lieu de cela, il ne perd que deux de ses électrons; Plus précisément ceux de l'orbitale 4S, se comportant de la même manière que les métaux alcalineter (SR. Scholambara).

Lorsque cela se produit, il est dit que le zinc participe au composé avec un numéro ou un état d'oxydation de +2; c'est-à-dire en supposant l'existence du cation Zn²⁺. Par exemple, dans son oxyde, ZnO, le zinc a ce numéro d'oxydation (Zn²⁺SOIT^2-). Il en va de même pour de nombreux autres composés, en pensant que seul Zn (II) existe.

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Cependant, il y a aussi Zn (i) ou Zn⁺, qui n'a perdu qu'un seul des électrons de l'orbitale 4S. Un autre numéro d'oxydation possible pour le zinc est 0 (Zn⁰), où leurs atomes neutres interagissent avec les molécules gazeuses ou organiques. Par conséquent, il peut apparaître comme Zn²⁺, Zn⁺ ou Zn⁰.

Comment est-il obtenu

Matière première

Échantillon minéral de la Roumanie. Source: James St. John [CC par 2.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / par / 2.0)]

Le zinc est en position numéro vingt-quatre des éléments les plus abondants du cortex de la Terre. Il se trouve généralement dans les minéraux de soufre, distribué à la largeur de la planète.

Pour obtenir le métal sous sa forme pure, il est d'abord nécessaire pour collecter les roches situées dans des tunnels souterrains et concentrer les minéraux riches en zinc, qui représentent la vraie matière première.

Parmi ces minéraux, on peut mentionner: Sphalerite ou Wurzita (ZN), cinquants (ZnO), Willemita (Zn₂Sio₄), Esmitsonita (Znco₃) et gahnita (znal₂SOIT₄). Le Spheny est de loin la principale source de zinc.

Calcination

Une fois que le minéral s'est concentré après un processus de flottation et de purification des roches, il doit être calculé pour transformer les sulfures en leur. Dans cette étape, le minéral se réchauffe simplement en présence d'oxygène, développant la réaction chimique suivante:

2 Zns (s) + 3 o₂(g) → 2 ZnO (s) + 2 SO₂(g)

So₂ réagit également avec l'oxygène pour générer ainsi₃, composé de synthèse d'acide sulfurique.

Une fois le ZnO obtenu, cela peut être soumis soit à un processus pyrométallurgique, soit à une électrolyse, où le résultat final est la formation de zinc métallique.

Processus pyrométallurgique

Le ZnO est réduit à l'aide du charbon (minéral ou de la coque) ou du monoxyde de carbone:

2 ZnO (S) + C (S) → 2 Zn (G) + CO₂(g)

ZnO (S) + CO (G) → Zn (G) + CO₂(g)

La difficulté confrontée à ce processus est la génération de zinc de gaz, suivant son faible point d'ébullition, qui est dépassé par les températures élevées du four. C'est pourquoi les vapeurs de zinc doivent être distillées et séparées des autres gaz, tandis que leurs cristaux sur le plomb fondu sont condensés.

Processus électrolytique

Des deux méthodes d'obtention, c'est le monde le plus utilisé. Le ZnO réagit avec l'acide sulfurique dilué pour lixiviation des ions de zinc tels que leur sel de sulfate:

Zno (s) + h₂Swin₄(AC) → ZNSO₄(AC) + H₂Ou (l)

Enfin, cette solution est d'électrolys pour générer le zinc métallique:

2 ZNSO₄(Ac) + 2 h₂Ou (l) → 2 Zn (s) + 2 h₂Swin₄(ac) + ou₂(g)

Des risques

Dans la sous-partie des réactions chimiques, il a été mentionné que l'hydrogène gazeux est l'un des principaux produits lorsque le zinc réagit avec l'eau. C'est pourquoi, dans un état métallique, il doit être correctement stocké et hors de portée des acides, des bases, de l'eau, du soufre ou d'une source de chaleur; Sinon, le risque de feu.

Plus le zinc est finement divisé, plus le risque de feu ou même d'explosion est grand.

Pour le reste, tant que la température n'est pas proche de 500 ° C, sa forme solide ou granulée ne représente aucun danger. S'il est recouvert d'une couche d'oxyde, elle peut être manipulée à mains nues, car elle ne réagit pas avec leur humidité; Cependant, comme tout solide, il est irritant pour les yeux et les voies respiratoires.

Bien que le zinc soit indispensable pour la santé, une dose excessive peut provoquer les symptômes suivants ou les effets latéraux:

- Nausées, vomissements, indigestion, maux de tête et estomac ou diarrhée.

- Déplace le cuivre et le fer pendant son absorption dans l'intestin, qui se reflète dans des faiblesses croissantes dans les membres.

- Calculs rénaux.

- Perte de l'odorat.

Applications

- Métal

Alliages

De nombreux instruments de musique sont en laiton, un cuivre en alliage et du zinc. Source: pxhere.

Peut-être que le zinc est l'un des métaux, avec le cuivre, qui forme les alliages les plus connus: le laiton et le fer galvanisé. Le laiton a été observé est de nombreuses occasions lors d'un orchestre musical, car la luminosité dorée des instruments est en partie due audit alliage de cuivre et de zinc.

Le zinc métallique lui-même n'a pas trop d'utilisations, bien que roulé. Lorsqu'une couche de ce métal est électrodepos sur une autre, la première protège la seconde de la corrosion en étant plus susceptible d'oxyder; c'est-à-dire que le zinc oxyde avant le fer.

C'est pourquoi les aciers sont galvanisés (ils couvrent du zinc) pour augmenter leur durabilité. Des exemples de ces aciers galvanisés sont également présents dans la symphine de toit "zinc".

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Vous avez également Aluzinc, un alliage d'aluminium-zinc utilisé dans les constructions civiles.

Agent réducteur

Le zinc est un bon agent réducteur, il perd donc ses électrons pour qu'une autre espèce les gagne; Surtout un cation métallique. Lors de la dépanne de son action réductrice est encore plus rapide que celle du solide granulé.

Il est utilisé dans les processus d'obtention des métaux de ses minéraux; comme Rodio, l'argent, le cadmium, l'or et le cuivre.

De même, son action réductrice est utilisée pour réduire les espèces organiques, qui peuvent être impliquées dans l'industrie pétrolière, comme le benzène et l'essence, ou dans l'industrie pharmaceutique. D'un autre côté, la poussière de zinc trouve également une application dans les batteries alcalines du dioxyde de zinc-manganèse.

Divers

La poussière de zinc étant donné sa réactivité et sa combustion plus énergique, trouve l'utilisation comme additif dans les têtes des matchs, dans les explosifs et les feux d'artifice (ils enseignent les flashs blancs et les flammes verdâtres).

- Composés

Sulfure

Regardez avec de la peinture phosphorescente dans les aiguilles et les heures. Source: Francis Flinch [domaine public]

Le sulfure de zinc a la propriété d'être phosphorescent et luminescent, il est donc utilisé dans l'élaboration des peintures légères.

Oxyde

La couleur blanche de son oxyde, comme sa conductivité semi et photo, est utilisée comme pigment en céramique et papiers. De plus, il est présent dans le talc, les cosmétiques, les caoutchoucs, les plastiques, les tissus, les médicaments, les encres et les émaux.

Complément alimentaire

Notre corps a besoin de zinc pour remplir bon nombre de ses fonctions vitales. Pour l'acquérir, il est incorporé dans certains suppléments nutritionnels sous forme d'oxyde, de gluconate ou d'acétate. Il est également présent dans les crèmes pour soulager les brûlures et les irritations cutanées, et dans les shampus.

Certains avantages connus ou associés à l'apport en zinc sont:

- Améliorer le système immunitaire.

- C'est un bon anti-inflammatoire.

- Diminue les symptômes ennuyeux du rhume.

- Empêche les dommages cellulaires dans la rétine, il est donc recommandé pour la vision.

- Il aide à réguler les niveaux de testostérone et, de même, est associé à la fertilité des hommes, à la qualité de leur sperme et au développement du tissu musculaire.

- Régule les interactions entre les neurones cérébraux, il est donc lié à des améliorations de la mémoire et de l'apprentissage.

-Et en outre, il est efficace dans le traitement de la diarrhée.

Ces suppléments de zinc sont obtenus sur le marché sous forme de capsules, de comprimés ou de sirops.

Papier biologique

En anhydrase carbonique et carboxympidase

On pense que le zinc fait partie de 10% des enzymes totales du corps humain, environ 300 enzymes. Parmi eux, ils peuvent mentionner l'anhydrase carbonique et la carboxipeptidase.

L'anhydrase carbonique, une enzyme dépendante du zinc, agit au niveau des tissus catalysant la réaction du dioxyde de carbone avec de l'eau pour former du bicarbonate. Au bicarbonate des poumons, l'enzyme inverse la réaction et le dioxyde de carbone se forme, qui est expulsé à l'étranger pendant l'expiration.

La carboxipeptidase est une exopeptidase qui digère les protéines, libérant des acides aminés. Le zinc agit en fournissant une charge positive qui facilite l'interaction de l'enzyme avec la protéine qui creuse.

En opération de la prostate

Le zinc est présent dans différents organes du corps humain, mais présente la plus grande concentration de la prostate et du sperme. Le zinc est responsable du bon fonctionnement de la prostate et du développement d'organes reproducteurs masculins.

Doigts de zinc

Le zinc intervient dans le métabolisme de l'ARN et l'ADN. Les doigts de zinc (doigts Zn) sont constitués d'atomes de zinc qui servent de ponts de liaison entre les protéines, qui interviennent ensemble dans plusieurs fonctions.

Les doigts de zinc sont utiles dans la lecture, l'écriture et la transcription de l'ADN. De plus, il y a des hormones qui les utilisent dans des fonctions associées à l'homéostasie de croissance dans tout le corps.

Dans le réglementation du glutamate

Le glutamate est le principal neurotransmetteur excitateur dans le cortex cérébral et dans le tronc cérébral. Le zinc s'accumule dans les vésicules présynaptiques glutaminergiques, intervenant dans la régulation du glutamate de neurotransmetteur et de l'excitabilité neuronale.

Il est prouvé qu'une libération exagérée du glutamate de neurotransmetteur peut avoir une action neurotoxique. Par conséquent, il existe des mécanismes qui régulent leur libération. L'homéostasie du zinc joue ainsi un rôle important dans la régulation fonctionnelle du système nerveux.

Les références

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