Как составить формула соединений цинка

1. Положение цинка в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение цинка
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой 
7.1.3. Взаимодействие с фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с щелочами
7.2.6. Взаимодействие с окислителями

Оксид цинка
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с основными оксидами
2.2. Взаимодействие с основаниями
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.5. Взаимодействие с кислотами
2.6. Взаимодействие с восстановителями
2.7. Вытеснение более летучих оксидов из солей

Гидроксид цинка
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с щелочами 
2.4. Разложение при нагревании

Соли цинка

Цинк

Положение в периодической системе химических элементов

Цинк расположены в побочной подгруппе II группы  (или в 12 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение цинка и свойства 

Электронная конфигурация  цинка в основном состоянии:

+30Zn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

 1s

2s    2p 

3s     3p    3d 

4s 

Характерная степень окисления цинка в соединениях +2.

Физические свойства 

Цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (быстро тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Температура плавления цинка 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см³.

Нахождение в природе

Среднее содержание цинка в земной коре 8,3·10^-3 мас.%. Основной минерал цинка: сфалерит (цинковая обманка) ZnS..

Цинк играет важную роль в процессах, протекающих в живых организмах.

В природе цинк как самородный металл не встречается.

Способы получения 

Цинк получают из сульфидной руды. На первом этапе руду обогащают, повышая концентрацию сульфидов металлов.  Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

При пирометаллургическом способе, который использовался издавна, оксид цинка восстанавливают углём или коксом при 1200—1300 °C:

ZnO + С → Zn + CO

Далее цинк очищают от примесей.

В настоящее время основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). При этом сульфид цинка обрабатывают серной кислотой:

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

При это получаемый раствор  сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу.

При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и  подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %). 

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами. При этом образуется белый осадок гидроксида цинка.

Например, хлорид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия:

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ + 2NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Обратите внимание,  если мы поместим соль цинка в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс:

ZnCl₂ + 4NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaCl

Химические свойства

1. Цинк – сильный восстановитель. Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами.

1.1. Цинк реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

Zn  +  I₂  → ZnI₂

Реакция цинка с иодом при добавлении воды:

1.2. Цинк реагирует с серой с образованием сульфидов:

Zn +  S  → ZnS

1.3. Цинк реагируют с фосфором. При этом образуется бинарное соединение — фосфид:

3Zn + 2P → Zn₃P₂

1.4. С азотом цинк непосредственно не реагирует.

1.5. Цинк непосредственно не реагирует с водородом, углеродом, кремнием и бором.

1.6. Цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn⁰ + H₂⁺O → Zn⁺²O + H₂⁰

2.2. Цинк взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Например, цинк реагирует с соляной кислотой:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Демонстрация количества выделения водорода при реакции цинка с кислотой:

Цинк реагирует с разбавленной серной кислотой:

Zn  +  H₂SO₄  →   ZnSO₄  +  H₂

2.3. Цинк  реагирует с концентрированной серной кислотой. В зависимости от условий возможно образование различных продуктов. При нагревании гранулированного цинка с концентрированной серной кислотой образуются оксид серы (IV), сульфат цинка и вода:

Zn  +  2H₂SO_4(конц.)  → ZnSO₄   +   SO₂  +  2H₂O

Порошковый цинк реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода, сульфата цинка и воды:

4Zn  +  5H₂SO_4(конц.)  →  4ZnSO₄    +   H₂S  +   4H₂O

2.4. Аналогично: при нагревании гранулированного цинка с концентрированной азотной кислотой образуются оксид азота (IV), нитрат цинка и вода:

Zn  + 4HNO_3(конц.)→ Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

При нагревании цинка с очень разбавленной азотной кислотой образуются нитрат аммония, нитрат цинка и вода:

4Zn  +  10HNO_{3(оч. разб.)} = 4Zn(NO₃)₂    +  NH₄NO₃   +  3H₂O

2.5. Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии цинка с раствором щелочи образуется тетрагидроксоцинкат и водород:

Zn  +  2KOH  +  2H₂O  =  K₂[Zn(OH)₄]  +  H₂

Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода:

Zn  +  2NаОН_{(крист.)}     Nа₂ZnО₂  +  Н₂

В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

Zn + 4NH₃ + 2H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂

2.6. Цинк вытесняет менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, цинк вытесняет медь из оксида меди (II):

Zn + CuO → Cu + ZnO

Еще пример: цинк восстанавливает медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄  + Cu

И свинец из раствора нитрата свинца (II):

Pb(NO₃)₂    +   Zn  =   Zn(NO₃)₂     +   Pb

Восстановительные свойства цинка также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

4Zn   +   KNO₃   +  7KOH  =  NН₃  +  4K₂ZnO₂  +  2H₂O

4Zn   +   7NaOH   +  6H₂O  +  NaNO₃   =  4Na₂[Zn(OH)₄]  +  NH₃

3Zn    +   Na₂SO₃  +  8HCl   =   3ZnCl₂  +  H₂S  +  2NaCl  +  3H₂O

Zn    +   NaNO₃  +  2HCl    =  ZnCl₂  +  NaNO₂  +  H₂O

Оксид цинка

Способы получения

Оксид цинка можно получить различными методами:

1. Окислением цинка кислородом: 

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

Zn(OН)₂  →   ZnO  + H₂O

 3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка:

2Zn(NO₃)₂  →  2ZnO    +   4NO₂   +  O₂

Химические свойства

Оксид цинка — типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

Например, оксид цинка взаимодействует с оксидом натрия:

ZnO  +  Na₂O →  Na₂ZnO₂

2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли. При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например, оксид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием цинката натрия и воды:

ZnO  +  2NaOH  →    Na₂ZnO₂  + H₂O

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

ZnO  +  2NaOH + H₂O  =  Na₂[Zn(OH)₄] 

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

ZnO  +  H₂O ≠

4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами. При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства.

Например, оксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка: 

ZnO + SO₃ → ZnSO₄

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

Например, оксид цинка реагирует с соляной кислотой:

ZnO  +  2HCl  =  ZnCl₂  +  H₂O

6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид цинка при нагревании реагирует с углеродом и угарным газом:

ZnO + С_(кокс)   →  Zn + СО 

ZnO + СО →  Zn + СО₂

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната бария:

ZnO + BaCO₃ →  BaZnO₂  + СО₂

Гидроксид цинка

Способы получения

1. Гидроксид цинка можно получить пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоцинката натрия:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2СО₂ = Zn(OH)₂ + 2NaНCO₃ 

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить исходное вещество Na₂[Zn(OH)₄] на составные части: NaOH и Zn(OH)₂. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Zn(OH)₂ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Zn(OH)₂  без изменения.

2. Гидроксид цинка можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли цинка.

Например, хлорид цинка реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида цинка и хлорида калия:

ZnCl₂ + 2KOH_{(недост.)} = Zn(OH)₂↓+ 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид цинка реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата цинка:

Zn(OН)₂ + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

Zn(OН)₂  +  2HCl  =  ZnCl₂  +  2H₂O

Zn(OН)₂ +  H₂SO₄  → ZnSO₄  +  2H₂O

Zn(OН)₂ +  2HBr →  ZnBr₂  +  2H₂O

2. Гидроксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

Zn(OH)₂ + SO₃ → ZnSO₄ + H₂O

3. Гидроксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли. При этом гидроксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид цинка взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием цинката калия и воды:

2KOH  +  Zn(OН)₂  → 2KZnO₂ + 2H₂O

Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

Zn(OН)₂  +  2NaOH  =  Na₂[Zn(OH)₄]

4. Гидроксид цинка разлагается при нагревании:

Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O

Соли цинка

Нитрат и сульфат цинка

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV)  и кислород:

2Zn(NO₃)₂  →  2ZnO    +   4NO₂   +  O₂

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

2ZnSO₄ → 2ZnO  + 2SO₂ + O₂

Комплексные соли цинка

Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

Например, тетрагидроксоцинкат натрия  разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:

Na₂[Zn(OH)₄] разбиваем на NaOH и Zn(OH)₂

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют с кислотными оксидами.

Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка  углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na₂[Zn(OH)₄]    +   2CO₂    =   Zn(OH)₂    +   2NaHCO₃

Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

K₂[Zn(OH)₄]    +   2CO₂    =   Zn(OH)₂    +   2KHCO₃

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

Например, с соляной кислотой:

  Na₂[Zn(OH)₄]   +  4HCl_{(избыток)}  → 2NaCl  +  ZnCl₂  +  4H₂O

Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

Na₂[Zn(OH)₄]  +  2НCl_{(недостаток)}   → Zn(OH)₂↓  +  2NaCl  +  2H₂O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

Na₂[Zn(OH)₄] +  2HNO_{3(недостаток)}  → Zn(OH)₂↓  +  2NaNO₃  +  2H₂O

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

Na₂[Zn(OH)₄]  →  Na₂ZnO₂   +  2H₂O↑

K₂[Zn(OH)₄]  →  K₂ZnO₂   +  2H₂O↑

Гидролиз солей цинка

Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Zn²⁺ + H₂O = ZnOH⁺ + H⁺

II ступень: ZnOH⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Цинкаты

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

ZnO + Na₂O → Na₂ZnO₂

Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

Na₂ZnO₂ разбиваем на Na₂O и ZnO

Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка:

K₂ZnO₂  +  4HCl _{(избыток)} → 2KCl  +  ZnCl₂  +  2H₂O

СaZnO₂   +   4HCl _{(избыток)}  =   CaCl₂   +   ZnCl₂   +   2H₂O

Na₂ZnO₂ +  4HNO₃  → Zn(NO₃)₂  +  2NaNO₃  +  2H₂O

Na₂ZnO₂ +  2H₂SO₄  → ZnSO₄   +  Na₂SO₄  +  2H₂O

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

K₂ZnO₂ + 2H₂O   =  K₂[Zn(OH)₄]

Na₂ZnO₂ +  2H₂O  =  Na₂[Zn(OH)₄]

Сульфид цинка

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде  сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

ZnS  + 2HCl  →  ZnCl₂  +  H₂S

Под действием  азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

ZnS    +  8HNO_3(конц.)  →  ZnSO₄  +  8NO₂   +  4H₂O

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

ZnS   +  4H₂SO_4(конц.)   =  ZnSO₄  +  4SO₂  +   4H₂O

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

ZnS  +  4NaOH  +  Br₂   =   Na₂[Zn(OH)₄]  +  S  +  2NaBr

Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 ЕГЭ по химии)

1. Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С.  Твердый  продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1. В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1)        

ZnO  +  2HCl  =  ZnCl₂  +  H₂O

ZnCl₂  +  2NaOH  =  Zn(OH)₂↓ +  2NaCl

Zn(OH)₂   +  2NaOH  =  Na₂[Zn(OH)₄]

Na₂[Zn(OH)₄]  +  2HNO_{3(недостаток)}   =  Zn(OH)₂↓ +  2NaNO₃  +  2H₂O

2)        

4Zn  +  10HNO₃  =  4Zn(NO₃)₂  +  NH₄NO₃  +  3H₂O

HNO₃  +  NaOH  =  NaNO₃  +  H₂O

NH₄NO₃  +  NaOH  = NaNO₃  +  NH₃↑  +  H₂O

Zn(NO₃)₂   +  4NaOH  = Na₂[Zn(OH)₄]  +  2NaNO₃

3)        

ZnO  +  H₂SO₄  =  ZnSO₄  +  H₂O

2ZnSO₄  2ZnO  +  2SO₂  +  O₂

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

Na₂[Zn(OH)₄]  +  2CO₂  =  Zn(OH)₂↓ +  2NaHCO₃

4)        

2Zn(NO₃)₂    2ZnO  +  4NO₂   +  O₂

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

Na₂[Zn(OH)₄]  +  2CO₂  =  Zn(OH)₂↓ +  2NaHCO₃

Zn(OH)₂  +  4(NH₃ · H₂O)  = [Zn(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

5)        

4Zn  +  10HNO₃  =  4Zn(NO₃)₂  +  NH₄NO₃  +  3H₂O

2Zn(NO₃)₂    2ZnO  +  4NO₂   +  O₂

NH₄NO₃  N₂O   +  2H₂O

ZnO  +  C    Zn  +  CO

6)        

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

Na₂[Zn(OH)₄]  +  2HNO₃   =  Zn(OH)₂↓ +  2NaNO₃  +  2H₂O

Zn(OH)₂   +  2HNO₃   =  Zn(NO₃)₂  +  2H₂O

2Zn(NO₃)₂    2ZnO  +  4NO₂   +  O₂

7)        

4Zn  +  5H₂SO₄  =  4ZnSO₄  +  H₂S↑  +  4H₂O

ZnSO₄   +  Ba(NO₃)₂   =  Zn(NO₃)₂  +  BaSO₄

Zn(NO₃)₂  +  Mg  =  Zn  +  Mg(NO₃)₂

2Mg(NO₃)₂  →  2MgO + 4NO₂  +  O₂↑

2ZnS   +  3O₂   =  2ZnO   +  2SO₂↑

ZnO   +   2KOH  +  H₂O  =   K₂[Zn(OH)₄]

K₂[Zn(OH)₄]   +   CO₂  =  Zn(OH)₂   +   K₂CO₃   +   H₂O

(также возможная версия: K₂[Zn(OH)₄]   +   2CO₂  =  Zn(OH)₂   +   2KHCO₃)

Zn(OH)₂   +  2HCl   =   ZnCl₂   +   2H₂O

9)        

ZnS   +   2HCl    =    ZnCl₂   +   H₂S↑

2ZnS   +  3O₂   =  2ZnO   +  2SO₂↑

2H₂S  +   SO₂    =    3S    +   2H₂O

S   +    6HNO₃   =    H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

10)      

Zn     +    2KOH    +   2H₂O    =   K₂[Zn(OH)₄]   +   H₂

H₂    +    2Li    =    2LiH

K₂[Zn(OH)₄]   +   2HCl    =   2KCl   +   Zn(OH)₂↓    +   2H₂O

Zn(OH)₂   = ZnO    +  H₂O

Растворимым солям цинка в катионной форме характерны реакции обмена с кислотами и другими солями, если образуется нерастворимое вещество. Реагируют эти соли с раствором аммиака и растворами щелочей, в реакции образуется гидроксид цинка или комплексное соединение.

Соли цинка в растворе подвергаются гидролизу по катиону. Например, в растворе сульфата, хлорида или нитрата цинка (pH < 7), т. е. кислая среда, возникающая из-за взаимодействия катиона цинка с водой:

Zn2++H2O⇄ZnOH++OH−.

Цинкаты и тетрагидроксоцинкаты реагируют с кислотами. Состав продуктов реакций зависит от количества кислоты. При недостатке кислоты образуется гидроксид цинка, а при избытке — соль:

Na2ZnO2+2HNO3=2NaNO3+Zn(OH)2↓,

Na2ZnO2+4HNO3=2NaNO3+Zn(NO3)2+2H2O;

Na2[Zn(OH)4]+2HCl=2NaCl+Zn(OH)2↓+2H2O,

Na2[Zn(OH)4]+4HCl=2NaCl+ZnCl2+4H2O.

Соединения цинка – известно более 300 химических соединений Zn, которые имеют различные применения в промышленности, медицине и других отраслях науки. Это переходный металл, который имеет различные формы, известные как аллотропы, которые могут существовать в различных химических соединениях. Наиболее распространенной формой цинка является металлическая форма, но он также может соединяться с другими элементами с образованием ионных соединений.

Ионные соединения образуются, когда один или несколько атомов элемента отдают электроны другому атому, что приводит к положительному и отрицательному заряду. Распространенные ионные соединения цинка включают Zn2 + (ион цинка (II)), ZnCl2 (хлорид цинка) и ZnO (оксид цинка). Другие ионные соединения состоят из цинка в сочетании с галогенидами, такими как Cl−, Br− и I−, образуя такие соединения, как ZnCl4 (тетрахлорид цинка), ZnBr2 (бромид цинка) и ZnI2 (йодид цинка).

Цинк также можно найти в сложных органических соединениях, известных как хелаты или органические кислоты. Они состоят из молекул, в которых один атом цинка связан по меньшей мере с двумя органическими группами, образуя кольцевую структуру, называемую лигандом. Одним из примеров является 2- [1- (дифениламин) этил] пиридин цинковый комплекс, который используется в исследовательских целях из-за его способности избирательно связывать нити ДНК.

Соединения цинка

Химические соединения цинка

1. Оксид цинка (ZnO). Оксид цинка имеет белый или желтоватый цвет, и широко используется в качестве пигмента и светофильтров. Он также используется в производстве резиновых изделий, косметики, пищевых добавок и медицинских препаратов. Оксид цинка имеет кристаллическую структуру, и обладает высокой термической и электрической проводимостью. Оксид цинка (ZnO) – это один из наиболее распространенных соединений цинка, который используется в качестве солнцезащитного средства, в производстве каучука, керамики и стекла. Он может быть получен путем нагревания цинка в воздухе:

Zn + O2 → ZnO

2.Сульфид цинка (ZnS). Сульфид цинка – это белый или желтый кристаллический порошок. Он обладает полупроводниковыми свойствами и используется в производстве электроники, включая светодиоды, фотоэлементы и дисплеи. Сульфид цинка также используется в качестве пигмента для окрашивания каучука, пластмасс и красок.

3.Сульфат цинка (ZnSO4) – это белый кристаллический порошок, который широко используется в медицине, сельском хозяйстве и производстве бумаги. Он может быть получен путем реакции цинка с серной кислотой:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

В концентрированную серную кислоту добавление металлического цинка приведет к реакции, при которой    образуется сульфат цинка и выделяется диоксид серы:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Реакция происходит благодаря тому, что цинк более активен в ряду электрохимических потенциалов, чем водород, который является элементом кислородно-водородной группы. Поэтому цинк может заместить водород и образовать соединение с серной кислотой, а водород будет выделяться в виде газа. Кроме сульфата цинка, образуется и диоксид серы, так как сера не может быть окислена до более высокой степени окисления в кислой среде.

Сульфат цинка является солевым соединением, который имеет широкое применение в различных отраслях промышленности, в том числе в гальваническом производстве, производстве красок, медикаментов, удобрений и др. Диоксид серы, выделяющийся при реакции, имеет также промышленное применение в качестве катализатора и исходного вещества при получении серной кислоты.

4.Карбонат цинка (ZnCO3) – это белый порошок, который используется в производстве лакокрасочных материалов, пластмасс и резины. Он может быть получен путем реакции хлорида цинка с натриевым карбонатом:

ZnCl2 + Na2CO3 → ZnCO3 + 2NaCl

5.Хлорид цинка (ZnCl2). Хлорид цинка – это белый кристаллический порошок, растворимый в воде. Он используется в качестве дезинфицирующего средства и консерванта для древесины, кожи, текстиля и других материалов. Хлорид цинка также применяется в электролитических процессах для очистки металлов, в производстве лакокрасочных материалов и металлообработки. Он может быть получен путем реакции металлического цинка с хлороводородной кислотой:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

6.Нитрат цинка (Zn(NO3)2). Нитрат цинка – это белый кристаллический порошок, растворимый в воде. Он используется в качестве удобрения для растений, а также в производстве пиротехнических смесей, фотографических растворов и других химических реакций.

7.Нитрид цинка (Zn3N2) – это бинарное неорганическое соединение, состоящее из трех атомов цинка и двух атомов азота. Темное твердое вещество, которое обладает полупроводниковыми свойствами и используется в различных электронных приборах, таких как светодиоды, лазеры и солнечные батареи. Нитрид цинка может быть получен путем реакции цинка с азотом при высокой температуре или путем химического осаждения из раствора. Он также может использоваться в качестве катализатора в ряде химических реакций.

Нитрид цинка (Zn3N2) – химические и физические свойства:

1. Твердое вещество: Нитрид цинка – темное твердое вещество (кристаллический порошок или монокристаллы).
2. Полупроводниковые свойства: Нитрид цинка является полупроводником с широкой запрещенной зоной шириной около 2,5 электрон-вольта. Это означает, что он имеет высокую электрическую изоляцию в отсутствие внешнего возбуждения, но может проводить электрический ток при наличии достаточного возбуждения.
3. Химически стабилен: Нитрид цинка стабилен при нормальных условиях температуры и давления. Он не растворяется в воде, но может растворяться в кислотах и щелочах.
4. Высокотемпературный материал: Нитрид цинка имеет высокую температуру плавления и может выдерживать температуры до 1000 градусов Цельсия без распада.
5. Светоизлучение: Нитрид цинка может светиться, когда на него действует электрический ток, или при освещении ультрафиолетовым светом. Это свойство используется в производстве светодиодов и лазеров.
6. Катализатор: Нитрид цинка может быть использован в качестве катализатора в некоторых химических реакциях, таких как превращение алканов в алкены или окисление алканов.

8.Ацетат цинка (Zn(CH3COO)2). Ацетат цинка – это белый кристаллический порошок, растворимый в воде и спирте. Он используется в качестве промежуточного продукта в производстве красителей, лаков, смазок и других химических соединений. Он может быть получен путем реакции цинка с уксусной кислотой:

Zn + 2CH3COOH → Zn(CH3COO)2 + H2.

9.Фосфат цинка (Zn3(PO4)2). Фосфат цинка – это белый кристаллический порошок, растворимый в кислотах. Он используется в качестве противоокислительного и антикоррозионного покрытия на металлах, включая железо и алюминий. Он применяется в качестве катализатора в реакциях полимеризации.

Фосфаты цинка – это группа соединений, которые содержат цинк и фосфорную кислоту. Среди них наиболее распространенным является трибазический фосфат цинка (Zn3(PO4)2), который имеет множество применений в промышленности и медицине.

Трибазический фосфат цинка может быть получен путем реакции цинка с фосфорной кислотой:

3Zn + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2 + 3H2

Он является белым кристаллическим порошком, который не растворяется в воде и слабых кислотах, но растворим в сильных кислотах и щелочах. Этот соединение используется в качестве катализатора в химической промышленности, в качестве фосфорного удобрения в сельском хозяйстве, а также в медицине для производства зубных паст, обезболивающих препаратов и других медицинских препаратов.

Кроме трибазического фосфата цинка, существует еще несколько других фосфатов цинка, таких как монобазический фосфат цинка (Zn(H2PO4)2) и дибазический фосфат цинка (ZnHPO4), которые имеют более ограниченное применение в промышленности и науке.

Монобазический фосфат цинка можно получить путем реакции цинка с монобазической фосфорной кислотой:

Zn + H2PO4^- → Zn(H2PO4)2 + H2

Дибазический фосфат цинка может быть получен путем реакции цинка с дибазической фосфорной кислотой:

Zn + HPO4^2- → ZnHPO4 + H2

Оба этих соединения также являются белыми кристаллическими порошками, которые имеют ограниченное применение в промышленности.

10.Гидроксид цинка .Гидроксид цинка (Zn(OH)2) – это белый порошок, который образуется при реакции гидроксида натрия (NaOH) с солью цинка (ZnCl2):

ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

Гидроксид цинка не растворим в воде, но легко растворяется в кислотах и щелочах. Он обладает амфотерными свойствами, то есть может действовать как кислота или щелочь в зависимости от условий реакции.Гидроксид цинка применяется в качестве пигмента в красках и лаках, а также как заполнитель и загуститель в различных материалах, таких как каучук, пластмассы, бумага и т.д. Он также используется в медицине в качестве антисептика и адсорбента.Существует еще один гидроксид цинка, известный как дигидроксид цинка (Zn(OH)2), который образуется при более низких pH, например, при реакции цинка с хлоридной кислотой (HCl). Дигидроксид цинка также используется в качестве пигмента и заполнителя, но его применение ограничено из-за его низкой устойчивости в щелочных растворах.

11.Гидроксоцинкаты (также известные как основные соли цинка) – это класс неорганических соединений цинка, которые образуются в результате реакции гидроксида цинка (Zn(OH)2) с кислотой. Гидроксоцинкаты могут иметь различные структуры в зависимости от условий реакции и соотношения между ионами металла и гидроксид-ионами.

Например, при реакции гидроксида цинка с серной кислотой (H2SO4) образуется основная соль – ZnSO4•Zn(OH)2:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4•Zn(OH)2 + 2H2O

Этот комплекс представляет собой сложную структуру, в которой ионы цинка связаны с сульфат-ионами и гидроксид-ионами.

Гидроксоцинкаты используются в качестве пигментов и заполнителей в различных приложениях, включая краски, пластмассы, каучуки, бумагу и т.д. Они также могут использоваться в качестве катализаторов и в других химических процессах.

Помимо основных солей, существуют также двойные соли гидроксоцинкатов, такие как Zn3(AsO4)2•4Zn(OH)2, которые образуются в результате реакции между гидроксидом цинка и арсенатом натрия (Na3AsO4).

12.Селенид цинка (ZnSe) – это неорганическое химическое соединение между цинком (Zn) и селеном (Se). Оно представляет собой кристаллический твердый материал, который обладает полупроводниковыми свойствами.

Селенид цинка может быть получен различными способами, включая реакцию элементарного селена и цинка при высоких температурах, химическое осаждение из растворов соединений цинка и селена, а также методы испарения и конденсации.

Селенид цинка широко используется в электронике и оптике, в частности в производстве светодиодов (LED) и лазеров в инфракрасной области спектра. Он также может быть использован в качестве фоточувствительного материала в солнечных батареях и других приложениях, связанных с преобразованием энергии.

Селенид цинка является важным материалом для различных научных и промышленных исследований в области полупроводниковой физики и электроники.

13. Латунь – это сплав меди и цинка (обычно с содержанием цинка от 5% до 45%). Она является одним из наиболее распространенных металлических материалов в промышленности и строительстве благодаря своей прочности, коррозионной стойкости, способности к хорошей обработке и отличным декоративным свойствам.

Латунь имеет золотистый цвет и может быть отливкой, штамповкой, ковкой или прессованием. Она используется во многих различных промышленных и бытовых приложениях, включая трубопроводы, фитинги, вентили, части для автомобилей, музыкальные инструменты, украшения и т.д.

Одним из преимуществ латуни является ее химическая стойкость к коррозии. Она обладает высокой степенью стойкости к атмосферной коррозии, а также к многим химическим средам, включая воду, масла и ряд других растворов.

Латунь также имеет хорошие механические свойства, что позволяет ей выдерживать высокие нагрузки при сжатии, изгибе или растяжении. Она также легко обрабатывается и формируется, что делает ее очень популярным материалом для механических частей и деталей.

Латунь – это универсальный материал, который сочетает в себе прочность, декоративность и химическую стойкость. Она имеет широкое применение в различных отраслях промышленности и является важным материалом для многих производственных процессов.

Органические соединения цинка

Цинк может формировать органические соединения, называемые органоцинковыми соединениями. Эти соединения имеют общую формулу RZnR’, где R и R’ представляют собой органические группы, такие как алкилы, ароматические соединения или алкины.

Некоторые примеры органоцинковых соединений включают диэтилцинк (Et2Zn) и триметилцинк (Me3Zn). Эти соединения обладают важными применениями в синтезе органических соединений и катализе реакций.

Органоцинковые соединения также могут использоваться в качестве прекурсоров для депозиции пленок из тонких пленок цинка на различных поверхностях.

Диэтилцинк – это органическое соединение, состоящее из цинка, углерода и водорода, с формулой C4H10Zn. Это бесцветная, легко воспламеняющаяся жидкость, которая имеет специфический запах и является высоко реактивным соединением.

Диэтилцинк широко используется в синтезе органических соединений, таких как кетоны, альдегиды, акрилаты и другие, а также в качестве катализатора в различных химических реакциях. Он также используется в качестве компонента в рядах промышленных процессов, таких как производство полимеров и изготовление светодиодов.

Однако следует отметить, что диэтилцинк является очень опасным соединением и может вызвать серьезные химические ожоги, отравления и взрывы. Поэтому его использование требует специальной осторожности и профессионального обучения.

Триметилцинк также широко используется в синтезе органических соединений, например, в качестве катализатора при синтезе полимеров, резиновых изделий и фармацевтики.

Как и диэтилцинк, триметилцинк является опасным соединением и может вызывать серьезные ожоги и отравления, поэтому его использование также требует специальной осторожности и профессиональной подготовки.

 Соединения, которые встречаются в природе

1. Сфалерит (цинковый блестящий): это минерал, состоящий из сульфида цинка (ZnS). Он обычно имеет желтую, коричневую или чёрную окраску и является наиболее распространенным источником цинка в мире.
2. Смитсонит: это минерал, состоящий из оксида цинка и меди (Zn,Cu)2O. Он имеет чёрную или тёмно-коричневую окраску и встречается в различных геологических формациях.
3. Цинковый карбонат (сподумен): это минерал, состоящий из цинкового карбоната (ZnCO3). Он имеет белый, серый или зеленоватый цвет и встречается в различных горных породах.
4. Халкозин: это минерал, состоящий из сульфида меди и цинка (Cu,Zn)S. Он имеет чёрный или тёмно-серый цвет и встречается в различных геологических формациях.
5. Цинковые соли: цинк образует множество солей, таких как цинковый хлорид (ZnCl2), цинковый сульфат (ZnSO4) и др. Они могут встречаться в природе или быть синтезированы и использованы в различных промышленных процессах.

Активность цинка определяет возможность вступать в реакции с большим количеством различных элементов. Поэтому соединения цинка так многочисленны и разнообразны.

From Wikipedia, the free encyclopedia

Zinc compounds are chemical compounds containing the element zinc which is a member of the group 12 of the periodic table. The oxidation state of zinc in most compounds is the group oxidation state of +2. Zinc may be classified as a post-transition main group element with zinc(II). Zinc compounds are noteworthy for their nondescript behavior, they are generally colorless (unlike other elements with the oxidation number +2, which are usually white), do not readily engage in redox reactions, and generally adopt symmetrical structures.^[1][2][3][4]

General characteristics[edit]

In its compounds, Zn²⁺ ions have an electronic configuration [Ar] 3d¹⁰. As such, Zn²⁺ tends to have a symmetrical coordination geometry in both its complexes and compounds. In both ZnO and ZnS, (zincblende) zinc is bound tetrahedrally bound to four ligands (oxide and sulfide, respectively). Many complexes, such as ZnCl₄²⁻, are tetrahedral. Tetrahedrally coordinated zinc is found in metallo-enzymes such as carbonic anhydrase. Six-coordinate octahedral complexes are also common, such as the aquo complex [Zn(H₂O)₆]²⁺, which is present when a zinc salts are dissolved in water. Five- and seven-coordination numbers can be imposed by special organic ligands.

Many zinc(II) salts are isomorphous (have the same type of crystal structure) with the corresponding salts of magnesium(II). This parallel results from the fact that Zn²⁺ and Mg²⁺ have almost identical ionic radii as well as filled electron shells. That two elements so different in atomic number have the same radius is a consequence of the d-block contraction. Whilst calcium is somewhat larger than magnesium, there is a steady decrease in size as atomic number increases from calcium to zinc.

Zn(II) complexes are kinetically labile, i.e. the Zn-ligand bonds exchange with other ligands rapidly. For this reason, zinc ions are at the catalytic centers in many enzymes.

Zn(I)[edit]

Compounds with zinc in the oxidation state +1 are extremely rare.^[5] The compounds have the formula RZn₂R and they contain a Zn — Zn bond analogous to the metal-metal bond in mercury(I) ion, Hg₂²⁺. In this respect zinc is similar to magnesium where low-valent compounds containing a Mg — Mg bond have been characterised.^[6]

Other oxidation states[edit]

No compounds of zinc in oxidation states other than +1 or +2 are known. Calculations indicate that a zinc compound with the oxidation state of +4 is unlikely to exist.^[7]

Colour and magnetism[edit]

Zinc compounds, like those of main group elements, are mostly colourless. Exceptions occur when the compound contains a coloured anion or ligand. However, zinc selenide and zinc telluride are both coloured due to charge-transfer processes. Zinc oxide turns yellow when heated due to the loss of some oxygen atoms and formation of a defect structure. Compounds containing zinc are typically diamagnetic, except in cases where the ligand is a radical.

Reactivity of metallic zinc[edit]

Zinc is a strong reducing agent with a standard redox potential of −0.76 V. Pure zinc tarnishes rapidly in air, rapidly forming a passive layer. The composition of this layer can be complex, but one constituent is probably basic zinc carbonate, Zn₅(OH)₆CO₃.^[8] The reaction of zinc with water is slowed by this passive layer. When this layer is corroded by acids such as hydrochloric acid and sulfuric acid, the reaction proceeds with the evolution of hydrogen gas.^[1][9]

Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂

Zinc reacts with alkalis as with acids.

With oxidants such as chalcogens and halogens, Zn forms binary compounds such as ZnS and ZnCl₂.

Binary compounds[edit]

Zinc oxide, ZnO, is the most important manufactured compound of zinc, with a wide variety of uses.^[2] It crystallizes with the Wurtzite structure. It is amphoteric, dissolving in acids to give the aqueous Zn²⁺ ion and in alkali to give the zincate (a.k.a. tetrahydroxozincate) ion, [Zn(OH)₄]²⁻. Zinc hydroxide, Zn(OH)₂ is also amphoteric.

Zinc sulfide, ZnS, crystallizes in two closely related structures, the zincblende crystal structure and the Wurtzite crystal structure, which are common structures of compounds with the formula MA. Both Zn and S are tetrahedrally coordinated by the other ion. A useful property of ZnS is its phosphorescence. The other chalcogenides, ZnSe and ZnTe, have applications in electronics and optics.^[10]

Of the four zinc halides, ZnF
₂ has the most ionic character, whereas the others, ZnCl
₂, ZnBr
₂, and ZnI
₂, have relatively low melting points and are considered to have more covalent character.^[2] The pnictogenides Zn
₃N
₂ (notable for its high melting point^[11]), Zn
₃P
₂, Zn
₃As
₂ and Zn
₃Sb
₂, have various applications.^[12] Other binary compounds of zinc include zinc peroxide ZnO
₂, zinc hydride ZnH
₂, and zinc carbide ZnC
₂.^[13]

Salts[edit]

Zinc nitrate Zn(NO
₃)
₂ (used as oxidizing agent), zinc chlorate Zn(ClO
₃)
₂, zinc sulfate ZnSO
₄ (known as «white vitriol»), zinc phosphate Zn
₃(PO
₄)
₂ (used as primer pigment), zinc molybdate ZnMoO
₄ (used as white pigment), zinc chromate ZnCrO
₄ (one of the few colored zinc compounds), zinc arsenite Zn(AsO₂)₂ (colorless powder) and zinc arsenate octahydrate Zn(AsO
₄)
₂•8H
₂O (white powder, also referred to as koettigite) are a few examples of other common inorganic compounds of zinc. The latter two compounds are both used in insecticides and wood preservatives.^[14] One of the simplest examples of an organic compound of zinc is zinc acetate Zn(O
₂CCH
₃)
₂, which has several medicinal applications. Zinc salts are usually fully dissociated in aqueous solution. Exceptions occur when the anion can form a complex, such as in the case of zinc sulfate, where the complex [Zn(H₂O)_n(SO₄] may be formed, (log K = ca. 2.5).^[15]

Complexes[edit]

The most common structure of zinc complexes is tetrahedral which is clearly connected with the fact that the octet rule is obeyed in these cases. Nevertheless, octahedral complexes comparable to those of the transition elements are not rare. Zn²⁺ is a class A acceptor in the classification of Ahrland, Chatt and Davies,^[16] and so forms stronger complexes with the first-row donor atoms oxygen or nitrogen than with second-row sulfur or phosphorus. In terms of HSAB theory Zn²⁺ is a hard acid.

In aqueous solution an octahedral complex, [Zn(H₂O)₆]²⁺ is the predominant species.^[17] Aqueous solutions of zinc salts are mildly acidic because the aqua-ion is subject to hydrolysis with a pK_a of around 9, depending on conditions.^[18]

[Zn(H₂O)₆]²⁺ ⇌ [Zn(H₂O)₅(OH)]⁺ + H⁺

Hydrolysis explains why basic salts such as basic zinc acetate and basic zinc carbonate, Zn₃(OH)₄(CO₃)•H₂O are easy to obtain. The reason for the hydrolysis is the high electrical charge density on the zinc ion, which pulls electrons away from an OH bond of a coordinated water molecule and releases a hydrogen ion. The polarizing effect of Zn²⁺ is part of the reason why zinc is found in enzymes such as carbonic anhydrase.

No fluoro complexes are known, but complexes with the other halides and with pseudohalides, [ZnX₃]⁻ and [ZnX₄]²⁻ can be prepared. The case of the thiocyanate complex illustrates the class A character of the zinc ion as it is the N-bonded isomer, [Zn(NCS)₄]²⁻in contrast to [Cd(SCN)₄]²⁻ which is S-bonded. Being a class-A acceptor does not preclude the formation of complexes with sulfur donors, as is shown by zinc dithiophosphate and the zinc finger complex (below).

The zinc acetylacetonate complex, Zn(acac)₂ is interesting. As the ligand is bidentate a tetrahedral structure might be expected. However, the compound is in fact a trimer, Zn₃(acac)₆ in which each Zn ion is coordinated by five oxygen atoms in a distorted trigonal bipyramidal structure.^[2] Other 5-coordinate structures can be designed by choosing ligands which have specific stereochemical requirements. For example, terpyridine, which is a tridentate ligand forms the complex [Zn(terpy)Cl₂]. Another example would involve a tripodal ligand such as Tris(2-aminoethyl)amine. Square pyramidal 5-coordinate Zinc is found in Tetra(4-pyridyl)porphinatomonopyridinezinc(II) ^[19] Solution studies of other 5-coordinate Zinc porphyrins have been reported.^[20][21] The compound zinc cyanide, Zn(CN)₂, is not 2-coordinate. It adopts a polymeric structure consisting of tetrahedral zinc centres linked by bridging cyanide ligands. The cyanide group shows head to tail disorder with any zinc atom having between 1 and 4 carbon atom neighbours and the remaining being nitrogen atoms. These two examples illustrate the difficulty of sometimes relating structure to stoichiometry.

A coordination number of 2 occurs in zinc amide Zn(NR¹R²)₂ (R¹=CMe₃, R²=SiMe₃); the ligand is so bulky that there is not enough space for more than two of them.^[22]

Bio-complexes[edit]

A very large number of metallo-enzymes contain zinc(II). Also many proteins contain zinc for structural reasons. The zinc ion is invariably 4-coordinate with at least three ligands that are amino-acid side-chains. The imidazole nitrogen of a histidine side-chain is a common ligand. The following are typical examples of the two kinds of zinc-protein complexes.

In the active site of resting carbonic anhydrase a zinc ion is coordinated by three histidine residues. The fourth position is occupied by a water molecule, which is strongly polarized as in hydrolysis (see above). When carbon dioxide enters the active site, it subject to nucleophilic attack by the oxygen atom which carries a partial negative charge, or indeed a full negative charge if the water molecule is dissociated. The CO₂ is rapidly converted into a bicarbonate ion.^[23]

[(-hys)₃Zn(H₂O)]²⁺ + CO₂ → [(-hys)₃Zn]²⁺ + HCO₃⁻ + H⁺

Some peptidases, such as glutamate carboxypeptidase II are thought to act in a similar way, with the zinc ion promoting the formation of a nucleophilic reagent.^[23]

The zinc finger motif is a rigid substructure in a protein which facilitates the binding of the protein to another molecule such as DNA.^[24] In this case all four coordination positions are occupied by the histidine and cysteine residues. The tetrahedral geometry around the zinc ion constrains an α helix fragment and an antiparallel β sheet fragment to a particular orientation with respect to each other.

The magnesium ion, which has a higher concentration in biological fluids, cannot perform these functions because its complexes are much weaker than those of zinc.

Organometallic compounds[edit]

Organozinc compounds contain zinc—carbon covalent bonds. Diethylzinc ((C
₂H
₅)
₂Zn) was first reported in 1848. It was made by reaction of zinc and ethyl iodide and is the first compound known to contain a metal—carbon sigma bond.^[25] For a long time it was a mystery why copper(II) did not form an analogous compound. It was not until the 1980s that the reason was found: the zinc compound does not undergo the beta-hydride elimination reaction whereas the compound of the transition metal copper does so. Alkyl and aryl zinc compounds are contain the linear C—Zn—C motif. Because the zinc centre is coordinatively unsaturated, the compounds are powerful electrophiles. In fact the low-molecular weight compounds will ignite spontaneously on contact with air and are immediately destroyed by reaction with water molecules. The use of zinc alkyls has been largely superseded by the use of the more easily handled Grignard reagents. This demonstrates yet another connection between the chemistries of zinc and magnesium.

Zinc cyanide, Zn(CN)
₂, is used as a catalyst in some organic reactions.^[26]

Organometallic compounds of zinc(I) contain M—M bonds. Decamethyldizincocene is now known.^[27]

See also[edit]

• Cadmium zinc telluride
• Mercury cadmium telluride
• Zinc gluconate
• Zinc pyrithione
• Zinc ricinoleate
• Zinc stearate
• Zinc pest

References[edit]

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы