Cinka hidroksīds (Zn (OH) 2) struktūra, īpašības un izmantošanas veidi



The cinka hidroksīds (Zn(OH)2) To uzskata par neorganiskas vielas ķīmisku vielu, kas sastāv tikai no trim elementiem: cinks, ūdeņradis un skābeklis. To var atrast retā dabā, dažādos kristāliskos cietos veidos, kas ir grūti atrodami trīs minerāli, kas pazīstami kā saldie, ashoverita un wülfingita.

Katram no šiem polimorfiem piemīt īpašības, kas ir raksturīgas to dabai, lai gan tās parasti nāk no tiem pašiem kaļķakmens avotiem un atrodamas kombinācijā ar citām ķīmiskām vielām..

Tādā pašā veidā viena no šīs vielas svarīgākajām īpašībām ir tā spēja darboties kā skābe vai bāze atkarībā no notiekošās ķīmiskās reakcijas, proti, tas ir amfoterisks.

Tomēr cinka hidroksīdam ir noteikta toksicitātes pakāpe, acu kairinājums, ja Jums ir tiešs kontakts ar to un rada risku videi, jo īpaši ūdens telpās..

Indekss

  • 1 Ķīmiskā struktūra
  • 2 Iegūšana
    • 2.1 Citas reakcijas
  • 3 Rekvizīti
  • 4 Lietojumi
  • 5 Atsauces

Ķīmiskā struktūra

Minerālvielas, ko sauc par saldumu, gadījumā tā veidojas kaļķakmens iežu gultnē atrastās oksidētās vēnās kopā ar citām minerālvielām, piemēram, fluorītu, galēnu vai cerussītu..

Saldumu veido tetragonālie kristāli, kuriem ir vienāda garuma un dažāda garuma asis ar 90 ° leņķiem starp visām asīm. Šis minerāls satur kristālisku dipiramīdas struktūras ieradumu un ir daļa no telpiskās kopas 4 / m.

No otras puses, ashoverīts tiek uzskatīts par wülfingite un sweetite polimorfu, kas kļūst caurspīdīgs un luminiscējošs.

Turklāt ashoverītei (kas atrodas blakus saldajam un citiem polimorfiem kaļķakmens klintīs) ir tetragonāla kristāliska struktūra, kuras šūnas šķērso leņķus.

Cita forma, kurā atrodams cinka oksīds, ir wülfingite, kura struktūra balstās uz ortofombisko kristālisko sistēmu, ar disfenoidālo tipu, un ir sastopama ar zvaigznēm vai ieliktņiem..

Iegūšana

Cinka hidroksīda ražošanai var izmantot dažādas metodes, to vidū ir arī nātrija hidroksīda pievienošana šķīdumā (kontrolētā veidā) vienā no daudzajiem sāļiem, kurus cinks veido, arī šķīdumā..

Tā kā nātrija hidroksīds un cinka sāls ir spēcīgi elektrolīti, tie pilnīgi atdalās ūdens šķīdumos, lai cinka hidroksīds veidotos pēc šādas reakcijas:

2OH- + Zn2+ → Zn (OH)2

Minētais vienādojums apraksta ķīmiskās reakcijas, kas notiek vienkārša cinka hidroksīda veidošanās procesā.

Vēl viens veids, kā iegūt šo savienojumu, ir cinka nitrāta ūdens nogulsnēšanās, pievienojot nātrija hidroksīdu fermenta, kas pazīstams kā lizocīms, klātbūtnē, kas atrodams daudzos izdalījumos, piemēram, asarās un siekalās. dzīvniekiem, kā arī papildus antibakteriālām īpašībām.

Lai gan lizocīma lietošana nav būtiska, struktūras, kas nav cinka hidroksīds, iegūst, mainot proporcijas un izmantojot šo reaģentu apvienošanas metodi..

Citas reakcijas

Zn. Zn2+ tas rada jonus, kas ir heksahidrēti (ja tie atrodami augstā koncentrācijā šajā šķīdinātājā) un tetrahidrēti joni (kad tie ir atrodami nelielās ūdens koncentrācijās), var secināt, ka, ziedojot kompleksa protonu, kas veidojas uz OH jonu- Nokrišņi (balti) veidojas šādi:

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

Ja pievieno lieko nātrija hidroksīdu, šīs cinka hidroksīda nogulsnes izšķīst, līdz ar to veidojot jonu, kas pazīstams kā cinkāts, kas ir bezkrāsains, saskaņā ar šādu vienādojumu:

Zn (OH)2 + 2OH- → Zn (OH)42-

Cinka hidroksīda izšķīdināšanas iemesls ir tāpēc, ka šīs jonu sugas parasti ieskauj ūdens ligandi.

Pievienojot nātrija hidroksīda pārpalikumu šim veidotajam šķīdumam, notiek tas, ka hidroksīda joni samazinās koordinācijas savienojuma lādiņu līdz -2, kā arī padara to šķīstošu.

Turpretī, ja pievieno amonjaku (NH3) pārmērīgi izveidojas līdzsvars, kas izraisa hidroksīdu jonu veidošanos un rada koordinācijas savienojumu ar uzlādes +2 un 4 krustojumiem ar amonjaka ligandu sugām..

Rekvizīti

Tāpat kā ar citiem metāliem veidotiem hidroksīdiem (piemēram, hroms, alumīnijs, berilijs, svins vai alvas hidroksīds), cinka hidroksīdam, kā arī oksīdam, ko veido šis pats metāls, ir amfoteriskās īpašības..

Uzskatot, ka šis hidroksīds ir amfoterisks, tam ir tendence viegli izšķīst stipras skābes vielas (piemēram, sālsskābes, HCl) atšķaidītā šķīdumā vai pamata sugu (piemēram, nātrija hidroksīda, NaOH) šķīdumā..

Tādā pašā veidā, veicot testus, lai pārbaudītu cinka jonu klātbūtni šķīdumā, šī metāla īpašība tiek izmantota, kas ļauj veidot cinka jonu, kad nātrija hidroksīda pārpalikums tiek pievienots šķīdumam, kas satur hidroksīdu. cinks.

Turklāt cinka hidroksīds var radīt amīna (kas šķīst ūdenī) koordinācijas savienojumu, ja tas ir izšķīdināts amonjaka pārpalikuma klātbūtnē..

Attiecībā uz riskiem, ko šis savienojums rada, saskaroties ar to, tie ir: izraisa nopietnu acu un ādas kairinājumu, uzrāda ievērojamu toksicitāti ūdens organismiem un rada ilgtermiņa apdraudējumu videi.

Lietojumi

Neskatoties uz to, ka cinka hidroksīds ir sastopams retos minerālos, tam ir daudz pielietojumu, tostarp sintētiskā dubultā hidroksīda (HDL) ražošana cinka un alumīnija plēves veidā, izmantojot elektroķīmiskos procesus..

Vēl viena lietojumprogramma, kas parasti tiek piešķirta, ir absorbcijas process materiālos vai ķirurģiskajos pārsienamajos materiālos.

Līdzīgi šo hidroksīdu lieto, lai atrastu cinka sāļus, sajaucot interesējošo sāli ar nātrija hidroksīdu.

Ir arī citi procesi, kas ietver cinka hidroksīda kā reaģenta klātbūtni, piemēram, sāļu hidrolīze, izmantojot šī savienojuma koordinācijas savienojumus..

Turklāt, pētot īpašības, kas uzrāda virsmu reaktīvajā adsorbcijas procesā ūdeņraža sulfīdā, analizē šī cinka savienojuma līdzdalību..

Atsauces

  1. Vikipēdija. (s.f.). Cinka hidroksīds. Izgūti no en.wikipedia.org
  2. Pauling, L. (2014). Vispārīgā ķīmija Izgūti no books.google.co.ve
  3. PubChem. (s.f.). Cinka hidroksīds. Izgūti no pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Sigel, H. (1983). Metāla joni bioloģiskajās sistēmās: 15. sējums: cinks un tā loma bioloģijā. Izgūti no books.google.co.ve
  5. Zhang, X. G. (1996). Cinka korozija un elektroķīmija. Izgūti no books.google.co.ve