Struktura, vlastnosti a použití hydroxidu zinečnatého (Zn (OH) 2)

hydroxid zinečnatý (Z_n(OH)₂₎ Považuje se za chemickou látku anorganické povahy, složenou pouze ze tří prvků: zinku, vodíku a kyslíku. Může se vyskytovat vzácně v přírodě, v různých krystalických pevných formách tří minerálů, které je těžké najít, známé jako sweetita, ashoverita a wülfingita..

Každý z těchto polymorfů má vlastnosti vlastní povaze, i když obvykle pocházejí ze stejných zdrojů vápence a nacházejí se v kombinaci s jinými chemickými druhy..

Stejným způsobem je jednou z nejdůležitějších vlastností této látky její schopnost působit jako kyselina nebo báze v závislosti na chemické reakci, která probíhá, to znamená, že je amfoterní.

Hydroxid zinečnatý však vykazuje určitou úroveň toxicity, podráždění očí, pokud s ním máte přímý kontakt a představuje riziko pro životní prostředí, zejména ve vodních prostorách.

Index

• 1 Chemická struktura
• 2 Získání
  • 2.1 Další reakce
• 3 Vlastnosti
• 4 Použití
• 5 Odkazy

Chemická struktura

V případě minerálu, který se nazývá sladit, se tvoří v oxidovaných žilách, které se nacházejí v loži vápencových hornin, spolu s dalšími minerály, jako je fluorit, galena nebo cerusit, mimo jiné..

Sweetit je tvořen tetragonálními krystaly, které mají dvojici os stejné délky a osu různé délky, úhly 90 ° mezi všemi osami. Tento minerál má krystalický charakter dipyramidové struktury a je součástí prostorového souboru 4 / m.

Na druhé straně, ashoverit je považován za polymorf wülfingitu a sweetitu, který se stává průsvitným a luminiscenčním..

Kromě toho ashoverit (který se nachází vedle sladkého a jiných polymorfů ve vápencových skalách) má tetragonální krystalickou strukturu, jejíž buňky se protínají v úhlech.

Jiná forma ve kterém oxid zinku je nalezený je wülfingite, jehož struktura je založená na orthombhicic krystalickém systému, disfenoidal typu, a je nalezený v souborech s hvězdou nebo vložkami..

Získání

Pro výrobu hydroxidu zinečnatého mohou být použity různé metody, mezi něž patří přidávání hydroxidu sodného v roztoku (řízeným způsobem) k jedné z četných solí, které se tvoří v zinku, v roztoku..

Vzhledem k tomu, že hydroxid sodný a sůl zinku jsou silné elektrolyty, zcela se disociují ve vodných roztocích, takže hydroxid zinečnatý vzniká podle následující reakce:

2OH^- + Zn²⁺ → Zn (OH)₂

Výše uvedená rovnice popisuje jednoduchou cestou chemickou reakci, ke které dochází při tvorbě hydroxidu zinečnatého.

Další způsob, jak získat tuto sloučeninu, je vodná precipitace dusičnanu zinečnatého s přídavkem hydroxidu sodného v přítomnosti enzymu známého jako lysozym, který se nachází ve velkém množství sekrecí, jako jsou slzy a sliny. kromě jiných, kromě toho, že mají antibakteriální vlastnosti.

Ačkoli použití lysozymu není nezbytné, struktury jiné než hydroxid zinečnatý se získají, když se změní poměry a technika, kterou se tato činidla kombinují..

Další reakce

Vím, že Zn²⁺ dává vzniknout iontům, které jsou hexahydratované (když se nachází ve vysokých koncentracích tohoto rozpouštědla) a tetrahydratovaných iontů (když se nachází v malých koncentracích vody), lze odvodit, že darováním protonu komplexu vytvořeného OH iontu^- Sraženina (bílá) se vytvoří takto: \ t

Zn²⁺(OH₂)₄(ac) + OH^-(ac) → Zn²⁺(OH₂)₃OH^-(ac) + H₂O (l)

V případě přidání nadbytku hydroxidu sodného dojde k rozpuštění této sraženiny hydroxidu zinečnatého s následným vznikem roztoku iontu známého jako zinkát, který je bezbarvý podle následující rovnice:

Zn (OH)₂ + 2OH^- → Zn (OH)₄^2-

Důvodem pro rozpouštění hydroxidu zinečnatého je to, že tento iontový druh je obvykle obklopen vodními ligandy.

Přidáním přebytku hydroxidu sodného do tohoto vytvořeného roztoku dojde k tomu, že hydroxidové ionty sníží náboj koordinační sloučeniny na -2, navíc k jeho rozpustnosti..

Naproti tomu, pokud se přidá amoniak (NH₃) v nadbytku vzniká rovnováha, která způsobuje tvorbu hydroxidových iontů a generuje koordinační sloučeninu s nábojem +2 a 4 spoji s druhem ligandu amoniaku..

Vlastnosti

Jako u hydroxidů, které jsou tvořeny z jiných kovů (například: chrom, hliník, beryllium, olovo nebo hydroxid cínu), má hydroxid zinečnatý, stejně jako oxid tvořený stejným kovem, amfoterní vlastnosti.

Pokud je tento hydroxid považován za amfoterní, má tendenci se snadno rozpouštět ve zředěném roztoku silně kyselé látky (jako je kyselina chlorovodíková, HC1) nebo v roztoku základního druhu (jako je hydroxid sodný, NaOH)..

Stejným způsobem, pokud jde o provádění testů pro ověření přítomnosti iontů zinku v roztoku, je použita vlastnost tohoto kovu, která umožňuje tvorbu zinko-vého iontu, když je do roztoku obsahujícího hydroxid sodný přidán přebytek hydroxidu sodného. zinek.

Kromě toho může hydroxid zinečnatý vytvářet koordinační sloučeninu aminu (který je rozpustný ve vodě), když se rozpustí v přítomnosti nadbytku vodného amoniaku..

Pokud jde o rizika, která tato sloučenina představuje, když s ní přichází do styku, jsou: způsobují těžké podráždění očí a kůže, vykazují značnou toxicitu pro vodní organismy a představují dlouhodobá rizika pro životní prostředí..

Použití

Hydroxid zinečnatý, i když se nachází ve vzácných minerálech, má mnoho aplikací, mezi které patří syntetická výroba lamelárních dvojitých hydroxidů (HDL) ve formě zinkových a hliníkových fólií prostřednictvím elektrochemických procesů..

Další aplikace, která se obvykle poskytuje, je v procesu absorpce v materiálech nebo chirurgických obvazech.

Podobně se tento hydroxid používá k nalezení solí zinku smícháním požadované soli s hydroxidem sodným.

Existují také další způsoby, které zahrnují přítomnost hydroxidu zinečnatého jako činidla, jako je hydrolýza solí koordinačními sloučeninami této sloučeniny..

Při zkoumání vlastností, které představují povrch v procesu reaktivní adsorpce v sirovodíku, je také analyzována účast této sloučeniny zinku..

Odkazy

1. Wikipedia. (s.f.). Hydroxid zinečnatý. Zdroj: en.wikipedia.org
2. Pauling, L. (2014). Obecná chemie Citováno z knih.google.co.ve
3. PubChem. (s.f.). Hydroxid zinečnatý. Zdroj: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Sigel, H. (1983). Kovové ionty v biologických systémech: Svazek 15: Zinek a jeho role v biologii. Citováno z knih.google.co.ve
5. Zhang, X. G. (1996). Koroze a elektrochemie zinku. Citováno z knih.google.co.ve