Cinka hidroksīds (Z n (OH) 2) tiek uzskatīta kā ķīmisku vielu no neorganiskiem, kas sastāv tikai no trim elementiem: cinks, ūdeņraža un skābekļa. Dabā to var atrast retā veidā trīs grūti sastopamu minerālu dažādās cietās kristāliskās formās, kas pazīstami kā saldets, ashoverīts un wülfingīts.
Katram no šiem polimorfiem ir raksturīgas īpašības, kas raksturīgas to dabai, kaut arī tie parasti nāk no tiem pašiem kaļķakmens iežu avotiem un ir sastopami kombinācijā ar citām ķīmiskām sugām.
Autors Alchemist-hp (saruna) (www.pse-mendelejew.de), no Wikimedia Commons
Tādā pašā veidā viena no svarīgākajām šīs vielas īpašībām ir spēja darboties kā skābe vai bāze atkarībā no notiekošās ķīmiskās reakcijas, tas ir, tā ir amfotēriska.
Tomēr cinka hidroksīdam ir noteikts toksicitātes līmenis, acu kairinājums, ja jums ar to ir tiešs kontakts, un tas rada risku videi, īpaši ūdens telpās.
Ķīmiskā struktūra
Minerālam, ko sauc par sweetītu, tas veidojas oksidētās vēnās, kas atrodas kaļķakmens iežu slānī, kopā ar citiem minerāliem, piemēram, fluorītu, galenu vai cerussītu.
Saldumu veido tetragonāli kristāli, kuriem ir vienāda garuma asu asis un dažāda garuma ass, kuru izcelsme ir 90 ° leņķī starp visām asīm. Šim minerālam ir kristālisks ieradums ar difiramidālu struktūru un tas ir daļa no telpiskā komplekta 4 / m.
No otras puses, ashoverīts tiek uzskatīts par wülfingite un sweetite polimorfu, kļūstot caurspīdīgs un luminiscējošs.
Turklāt ashoverītam (kas ir sastopams kopā ar saldumiem un citiem polimorfiem kaļķakmens iežos) ir tetragonāla kristāliska struktūra, kuras šūnas krustojas stūros.
Otra forma, kurā atrodams cinka oksīds, ir disfenoidāla tipa wülfingīts, kura struktūras pamatā ir ortorombiskā kristāliskā sistēma, un tas ir atrodams zvaigžņu formas blokos vai ielaidumos.
Iegūšana
Cinka hidroksīda iegūšanai var izmantot dažādus procesus, starp kuriem ir nātrija hidroksīda pievienošana šķīdumā (kontrolētā veidā) vienam no daudzajiem sāļiem, ko veido cinks, arī šķīdumā.
Tā kā nātrija hidroksīds un cinka sāls ir spēcīgi elektrolīti, tie ūdens šķīdumos pilnībā izkliedējas, līdz ar to cinka hidroksīds veidojas sekojošā reakcijā:
2OH - + Zn 2+ → Zn (OH) 2
Iepriekš minētais vienādojums vienkāršā veidā apraksta ķīmisko reakciju, kas notiek cinka hidroksīda veidošanā.
Vēl viens veids, kā iegūt šo savienojumu, ir cinka nitrāta izgulsnēšana ūdenī, pievienojot nātrija hidroksīdu enzīma, kas pazīstams kā lizocīms, klātbūtnē, kas atrodams daudzos sekrēcijās, piemēram, asarās un siekalās. dzīvniekiem, cita starpā, papildus antibakteriālas īpašības.
Lai arī lizocīma izmantošana nav būtiska, mainot proporcijas un metodi, ar kuru palīdzību tiek apvienoti šie reaģenti, iegūst dažādas cinka hidroksīda struktūras.
Citas reakcijas
Zinot, ka Zn 2+ rada jonus, kas ir heksahidrāti (kad tas ir atrodams augstās šī šķīdinātāja koncentrācijās) un tetrahidratētie joni (kad tas ir atrodams nelielās ūdens koncentrācijās), var apgalvot, ka, ziedojot protonu no kompleksa veidojas OH jonam - nogulsnes (baltā krāsā) veidojas šādi:
Zn 2+ (OH 2 ) 4 (aq) + OH - (aq) → Zn 2+ (OH 2 ) 3 OH - (aq) + H 2 O (l)
Pievienojot nātrija hidroksīdu pārmērīgi, šī cinka hidroksīda nogulsnes izšķīst, pēc tam izveidojot bezkrāsainu jonu šķīdumu, kas pazīstams kā cinkāts, saskaņā ar šādu vienādojumu:
Zn (OH) 2 + 2OH - → Zn (OH) 4 2-
Cinka hidroksīda izšķīdināšanas iemesls ir tas, ka šo jonu sugu parasti ieskauj ūdens ligandi.
Pievienojot nātrija hidroksīda pārpalikumu šim izveidotajam šķīdumam, notiek tā, ka hidroksīda joni samazina koordinācijas savienojuma lādiņu līdz -2, turklāt padarot to šķīstošu.
No otras puses, ja amonjaka (NH 3 ) pievieno pārmērīgi, tiek izveidots līdzsvars, kas izraisa hidroksīda jonu veidošanos un rada koordinācijas savienojumu ar +2 lādiņu un 4 saitēm ar amonjaka ligandu sugām.
Īpašības
Tāpat kā hidroksīdiem, kas veidojas no citiem metāliem (piemēram: hroma, alumīnija, berilija, svina vai alvas hidroksīda), cinka hidroksīdam, kā arī oksīdam, ko veido tas pats metāls, piemīt amfoteriskas īpašības.
Uzskatot par amfātēru, šim hidroksīdam ir tendence viegli izšķīst spēcīgas skābes vielas (piemēram, sālsskābes, HCl) atšķaidītā šķīdumā vai pamatvielu šķīdumā (piemēram, nātrija hidroksīdā, NaOH).
Tādā pašā veidā, veicot testus, lai pārbaudītu cinka jonu klātbūtni šķīdumā, tiek izmantota šī metāla īpašība, kas ļauj veidot cinkāta jonu, kad nātrija hidroksīdu pārpalikumā pievieno šķīdumam, kas satur cinka hidroksīdu. cinks.
Turklāt cinka hidroksīds var radīt amīna koordinācijas savienojumu (kas šķīst ūdenī), izšķīdinot liekā amonjaka ūdens klātbūtnē.
Riski, ko šis savienojums rada, nonākot saskarē ar to, ir šādi: tas nopietni kairina acis un ādu, tam ir ievērojama toksicitāte ūdens organismiem un tas rada ilgtermiņa risku videi.
Lietojumprogrammas
Neskatoties uz to, ka cinka hidroksīds ir atrodams retos minerālos, tam ir daudz pielietojumu, starp kuriem ir lamināru dubultā hidroksīdu (ABL) sintētiska iegūšana cinka un alumīnija plēvju veidā ar elektroķīmisko procesu palīdzību.
Vēl viens pielietojums, ko parasti piešķir, ir absorbcijas process ķirurģiskos materiālos vai pārsienamajos materiālos.
Tādā pašā veidā šo hidroksīdu izmanto cinka sāļu atrašanai, sajaucot interesējošo sāli ar nātrija hidroksīdu.
Pastāv arī citi procesi, kas ietver cinka hidroksīda klātbūtni kā reaģentu, piemēram, sāļu hidrolīze ar šī savienojuma koordinācijas savienojumiem.
Tāpat, izpētot īpašības, kuras virsma rada reaktīvās adsorbcijas procesā sērūdeņradī, tiek analizēta šī cinka savienojuma dalība.
Atsauces
- Wikipedia. (sf). Cinka hidroksīds. Atgūts no vietnes en.wikipedia.org
- Pauling, L. (2014). Vispārīgā ķīmija. Iegūts no books.google.co.ve
- PubChem. (sf). Cinka hidroksīds. Atgūts no pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Sigels, H. (1983). Metāla joni bioloģiskajās sistēmās: 15. sējums: Cinks un tā loma bioloģijā. Iegūts no books.google.co.ve
- Džans, XG (1996). Cinka korozija un elektroķīmija. Atkopts no books.google.co.ve