Ядерных исследований Дубны. Фтор представляет собой ядовитый и реакционноспособный бледно-желтый газ. Хлор – тяжелый ядовитый с неприятным запахом хлорки светло-зеленый газ. Бром – ядовитая красно-бурая жидкость, способная поражать обонятельный нерв, содержится в ампулах, т.к. имеет свойство летучести. Йод – легко возгоняющиеся ядовитые фиолетово-черные кристаллы. Астат – радиоактивные сине-черные кристаллы, период самого долгого изотопа равен 8,1 часа.Все галогены реагируют практически со всеми простыми веществами, за исключением нескольких . Являются энергичными окислителями, поэтому их можно встретить только в виде соединений. Химическая активность галогенов с увеличением порядкового номера уменьшается.Галогены имеют высокую активность окисления, уменьшающуюся при переходе от фтора к иоду. Самый активный – фтор, реагирующий со всеми металлами. Многие из металлов в атмосфере этого элемента самовоспламеняются и выделяют большое количество теплоты. Без нагревания фтор может реагировать и со многими неметаллами, при этом все реакции – . Фтор реагирует с благородными () газами при облучении.Свободный хлор, несмотря на то, что его активность меньше, чем у фтора, тоже очень реакционноспособен. Хлор может реагировать со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота и инертных газов. Этот элемент вступает в реакцию и со многими сложными веществами, замещения и присоединения с углеводородами. При нагревании хлор вытесняет бром, а также йод, из их соединений с металлами или водородом.Химическая активность также достаточно велика, хотя и меньше, чем у фтора или хлора, поэтому бром в основном используется в жидком состоянии и его исходные концентрации при остальных равных условиях больше, чем у хлора. Этот элемент, аналогично , растворяется в воде и, частично реагируя с ней, создает «бромную воду».Йод отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не может реагировать с большинством неметаллов, а с металлами реагирует только при нагревании и очень медленно. Реакция является сильно обратимой и эндотермической. Йод же в воде нерастворим и даже при нагревании не сможет ее окислить, поэтому «йодной воды» не существует. Йод может растворяться в растворах йодидов с образованием комплексных анионов.Астат реагирует с водородом и металлами.Химическая активность галогенов от фтора к йоду последовательно уменьшается. Каждый галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами или водородом, т.е. каждый галоген в виде простого вещества может окислить галоген-ион любого из следующих галогенов.
Из учебника химии многие знают, что к галогенам относятся химические элементы периодической системы Менделеева из 17 группы в таблице.
С греческого переводится как рождение, происхождение. Практически все они высокоактивны, благодаря чему бурно реагируют с простыми веществами за исключением нескольких неметаллов. Что же такое галогены и каковы их свойства?
Перечень галогенов
Галогены являются хорошими окислителями, по этой причине в природе их можно встретить только в каких-либо соединениях. Чем выше порядковый номер, тем химическая активность элементов этой группы меньше. К группе галогенов относятся нижеперечисленные элементы:
- хлор (Cl);
- фтор (F);
- иод (I);
- бром (Br);
- астат (At).
Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета. Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод – кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета. Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.
Высокая активность окисления галогенов падает от фтора к иоду. Самым активным из собратьев является фтор, который имеет свойство вступать в реакцию с любыми металлами, образуя соли
, некоторые из них при этом самовоспламеняются, при этом выделяется огромное количество тепла. Без нагрева этот элемент реагирует почти со всеми неметаллами
, реакции сопровождаются выделением некоторого количества теплоты (экзотермические).
С инертными газами фтор вступает во взаимодействие, при этом облучаясь (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагреваясь, фтор влияет на другие галогены, окисляя их. Имеет место формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, где Hal = Cl, Br, I, At, в случае, когда HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны + 1.
Со сложными веществами фтор также взаимодействует довольно энергично. Следствием является окисление воды. При этом происходит взрывная реакция, которая коротко записывается формулой: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2.
Хлор
Активность свободного хлора несколько меньше, в сравнении со фтором, но он также имеет хорошую способность вступать в реакцию. Это может происходить при взаимодействии со многими простыми веществами, за редким исключением в виде кислорода, азота, инертных газов. Он может бурно реагировать со сложными веществами , создавая реакции замещения, свойство присоединения углеводородов – это тоже присуще хлору. При нагреве происходит вытеснение брома или йода из соединений с водородом или металлами.
Своеобразные отношения у этого элемента с водородом. При комнатной температуре и без попадания света, хлор никак не реагирует на этот газ, но стоит его лишь нагреть или направить свет, произойдёт взрывная цепная реакция. Формула приведена ниже:
Cl 2 + h ν → 2Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н, Н + Cl 2 → HCl + Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н и т. д.
Фотоны, возбуждаясь, вызывают разложение на атомы молекул Cl 2, при этом возникает цепная реакция, вызывая появление новых частиц, которые инициируют начало следующей стадии. В истории химии это явление было исследовано. Русский химик и лауреат Нобелевской премии Семёнов Н.Н. в 1956 году занимался изучением цепной фотохимической реакции и внёс тем самым большой вклад в науку.
Хлор реагирует со многими сложными веществами, это реакции замещения и присоединения. Он хорошо растворяется в воде.
Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO - 25 кДж.
Со щелочами при нагреве хлор может диспропорционировать .
Бром, йод и астат
Химическая активность брома чуть меньше, чем у вышеназванных фтора или хлора, однако она тоже довольно велика. Бром часто применяют в жидком виде. Он, как и хлор, очень хорошо растворяется в воде. Происходит частичная реакция с ней, позволяющая получать «бромную воду».
Химическая активность йода заметно отличается от остальных представителей этого ряда. Он почти не взаимодействует с неметаллами, а с металлами реакция идёт очень медленно и только при нагреве . При этом происходит большое поглощение тепла (эндотермическая реакция), которая сильно обратима. К тому же йод нельзя никаким образом растворить в воде , этого не достичь даже при нагреве, поэтому в природе не бывает «йодной воды». Йод можно растворить только в растворе йодида. При этом образуются комплексные анионы . В медицине такое соединение называется раствором Люголя.
Астат реагирует с металлами и водородом. В ряду галогенов химическая активность уменьшается по направлению от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At способен вытеснять последующие элементы из соединений с металлами или водородом. Астат – самый пассивный среди этих элементов. Но ему присуще взаимодействие с металлами.
Применение
Химия прочно входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился применять галогены, а также его соединения на своё благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области применения их различны:
- медицина;
- фармакология;
- производство различных пластмасс, красителей и т. д.;
- сельское хозяйство.
Из природного соединение криолита, химическая формула которого выглядит следующим образом: Na3AlF6, получают алюминий
. Соединения фтора нашли широкое распространение при производстве зубных паст
. Фтор, как известно, служит для профилактики кариеса. Спиртовую настойку йода применяют для дезинфекции и обеззараживания ран
.
Наиболее широкое применение в нашей жизни нашёл хлор. Область его применения довольно многообразна. Примеры использования:
- Производство пластмасс.
- Получение соляной кислоты.
- Производство синтетического волокна, растворителей, каучуков и др.
- Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
- Обеззараживание питьевой воды. Но всё чаще для этой цели используется озон, так как применение хлора вредно для организма человека.
- Дезинфекция помещений
Нужно помнить, что галогены – очень токсичные вещества. Особенно ярко это свойство выражено у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и воздействие на органы дыхания и поражать биологические ткани.
Огромную опасность могут иметь пары хлора, а также аэрозоль фтора, имеющий слабый запах, он может ощутиться при большой концентрации. Человек может получить эффект удушья. При работе с такими соединениями нужно соблюдать меры предосторожности.
Методы производства галогенов сложные и многообразные. В промышленности к этому подходят с определёнными требованиями, соблюдение которых неукоснительно соблюдаются.
Поговорим о том, что такое галогены. Они находятся в седьмой группе (главной подгруппе) таблицы Менделеева. В переводе с греческого языка "галоген" означает "рождающий соль". В статье пойдет речь о том, что собой представляет химический галоген, какие вещества объединены под этим термином, каковы их свойства и особенности получения.
Особенности
Рассуждая о том, что такое галогены, отметим специфику строения их атомов. У всех элементов на внешнем энергетическом уровне располагается по семь электронов, причем один из них является неспаренным (свободным). Поэтому ярко выражены окислительные свойства галогенов, то есть присоединение одного электрона во время взаимодействия с различными веществами, что приводит к полному завершению внешнего энергетического уровня, образованию устойчивых конфигураций галогенидов. С металлами они образуют прочную связь ионного характера.
Представители галогенов
К ним относятся следующие элементы: фтор, хлор, бром, йод. Формальное отношение к ним имеют астат и теннесин. Для того чтобы понять, что такое галогены, необходимо отметить, что у хлора, брома, йода есть свободная орбиталь. Именно она объясняет различные степени окисления у данных элементов. Например, хлор имеет следующие величины: -1, +1,+3, +5, +7. При сообщении атому хлора дополнительной энергии, происходит постепенный переход электронов, который и объясняет изменения в степенях окисления. Среди самых устойчивых конфигураций хлора выделяют его соединения, в которых проявляется степень окисления -1, а также +7.
Нахождение в природе
Особенности строения объясняют их распространенность в природе. Соединения галогенов в природе представлены в виде галогенидов, хорошо растворимых в воде. С увеличением атомного радиуса галогена происходит снижение их количественного содержания в земной коре. Например, некоторые соединения брома, хлора, фтора используют в промышленных объемах.
В качестве основного соединения фтора, представленного в природе, можно отметить фторид кальция (флюорит).
Особенности получения
Для того чтобы понять, что такое галогены, необходимо выяснить способы их получения. Основным вариантом выделения чистых галогенов из солей является электролиз расплавов солей. Например, при воздействии на хлорид натрия постоянного электрического тока в качестве продуктов реакции можно рассматривать не только газообразный хлор, но и металлический натрий. На катоде происходит восстановление металла, а галоген образуется на аноде. Для получения брома используют морскую воду, проводя электролиз этого раствора.
Физические свойства
Остановимся на физических свойствах представителей седьмой группы главной подгруппы. Фтор при обычных условиях является газообразным веществом, имеющим светло-желтый цвет, резкий и раздражающий запах. Газообразен и желто-зеленый хлор, имеющий резкое удушливое амбре. Бром является коричневой тяжелой жидкостью. Из всех галогенов только йод - кристаллическое вещество фиолетового цвета.
Самым сильным окислителем является фтор. В группе способность присоединять электрон во время химической реакции постепенно снижается от фтора к астату. Причина ослабления этого свойства заключается в увеличении атомного радиуса.
Особенности химических свойств
Фтор, являясь самым сильным окислителем, способен вступать без дополнительного нагревания во взаимодействие практически со всеми неметаллами. Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты. С металлами процесс характеризуется самовоспламенением фтора.
Поскольку данный галоген отличается высокой химической активностью, он способен взаимодействовать при облучении с благородными газами.
Фтор вступает во взаимодействие и со сложными веществами. У брома активность существенно ниже. В основном он используется в органической химии для проведения качественных реакций на непредельные соединения.
Йод вступает во взаимодействие с металлами только при нагревании, причем процесс характеризуется поглощением энергии (экзотермическая реакция).
Особенности использования
Каково значение галогенов? Для того чтобы ответить на этот вопрос, рассмотрим основные области их применения. Например, природный минерал криолит, являющийся соединением алюминия, фтора, натрия, используется в качестве добавки в зубную пасту, способствует предотвращению кариеса.
Хлор в больших количествах применяют в производстве соляной кислоты. Кроме того, этот галоген востребован в изготовлении пластических масс, растворителей, красителей, каучуков, синтетических волокон. Большое количество хлорсодержащих соединений применяется для эффективной борьбы с различными вредителями сельскохозяйственных культур. Хлор, а также его соединения необходимы и для процесса отбеливания хлопчатобумажных и льняных тканей, бумаги, обеззараживания питьевой воды. Бром и йод используют в химической и фармацевтической промышленности.
В последнее время вместо хлора для очистки питьевой воды стали использовать озон.
Биологическое действие
Высокая реакционная способность галогенов объясняет тот факт, что все эти соединения являются ядами, имеющими удушающее действие, способными поражать органические ткани. Несмотря на такие характеристики, данные элементы необходимы для процессов жизнедеятельности человеческого организма.
Например, фтор участвует в обменных процессах в нервных клетках, мышцах, железах. В быту все чаще встречается тефлоновая посуда, одним из компонентов которой является именно фтор.
Хлор способствует росту волос, стимулирует обменные процессы, дает организму силы и бодрость. Максимальное количество его в виде хлорида натрия входит в состав плазмы крови. Среди соединений данного элемента особый интерес с биологической точки зрения представляет соляная кислота.
Именно она является основой желудочного сока, участвует в процессах расщепления пищи. Для того чтобы организм функционировал нормально, в сутки человек должен употреблять не меньше двадцати граммов поваренной соли.
Все галогены необходимы человеку для жизнедеятельности, а также используются им в разных сферах деятельности.
Все элементы периодической таблицы Менделеева объединяют в группы, в зависимости от их химических свойств. В данной статье мы разберем, что такое галогены (или галоиды).
Значение понятия галогены
Галогены - это элементы из периодической таблицы Менделеева 17 группы, а по устаревшей классификации - 7 главной подгруппы. К галогенам относится всего 5 химических элементов, среди которых фтор, хлор, иод, астат и бром. Все они являются неметаллами. Галогены - очень активные окислители, а на внешнем уровне данные элементы имеют по 7 электронов.
Что такое галогены, почему они получили такое название? Слово «галоген» образовалось от двух греческих слов, которые в совокупности означают «рождение соли». Один из элементов этой группы - хлор, вместе с натрием образует соль.
Физические свойства группы галогенов
Схожи, но по физическим характеристикам элементы отличаются друг от друга.
Фтор - это газообразное вещество желтого цвета, с очень неприятным и резким запахом. Хлор - газ зелено-желтого цвета, имеет тяжелый и отталкивающий аромат. Бром - жидкость коричневого цвета. Астат - иссиня-чёрное твердое вещество с резким запахом. Йод - серое Резюмируя вышеозначенную информацию, можно ответить на вопрос: «Что такое галогены?». Это и газы, и жидкости, и твердые тела.
Химические свойства группы галогенов
Основным общим свойством всех галогенов является то, что они все очень активные окислители. Самым активным галоидом является фтор, который реагирует со всеми металлами, а самый неактивный - астат.
Взаимодействие с галогенами у простых веществ (исключение составляют некоторые неметаллы) проходит легко. В природе они встречаются только в виде соединений.
Фтор
Такой как фтор был получен лишь в конце XIX века французским ученым по имени Анри Муассан. Фтор - это газ бледно-желтого цвета. Галогены являются типичными неметаллами и окислителями, а фтор из всех галогенов - самый активный. Сейчас этот галоген незаменим в промышленности ведь его используют при изготовлении труб, изоленты, различных тканевых покрытий, антипригарных поверхностей для сковородок и форм, а в медицине при изготовлении искусственных артерий и вен. В промышленности этот галоген разбавляют азотом.
Хлор
Хлор - знаменитый химический элемент, относится к группе галогенов. Что такое галогены, мы разобрали выше. Хлор сохраняет основные свойства элементов своей группы.
Название он получил от греческого слова «хлорос», что переводится как бледно-зеленый. Этот газ очень широко распространен в природе, он в больших количествах содержится в морской воде. Хлор - очень важный химический элемент, он практически незаменим при отбеливании, дезинфекции бассейнов, а также обеззараживанию питьевой воды.
Но хлор также известен и тем, что является опаснейшим смертельным оружием. В 1915 году немецкие войска использовали против французской армии порядка 6 тыс. баллонов с этим галогеном. Это смертельное оружие было придумано известным немецким химиком Фрицом Хабером.
Йод
Йод, или иод, - еще один химический элемент, который относится к группе галогенов. На самом деле в таблице Менделеева этот элемент называется не иначе как иод, но его тривиальным названием принято считать йод. Наименование элемента произошло от греческого слова, что в переводе на русский означает «фиалковый». Этот химический элемент в повседневной жизни встречается довольно часто. При взаимодействии с другими галогенами в основном с хлором получается отличное средство для дезинфекции ран и царапин. Сейчас иод применяют в медицине для профилактики болезней щитовидной железы.
Астат
Астат интересен тем, что никогда не был получен химиками в таком количестве, чтобы его можно было увидеть невооруженным глазом. И скорее всего, эта возможность никогда им не представится. Если бы специалисты и смогли получить большое количество этого химического элемента, он тут же и испарился бы, по причине возникновения высокой температуры, которая появляется в результате радиоактивного излучения этого элемента. Астат - самый редкий химический элемент, а небольшое его количество содержится в земной коре.
Среди галогенов астат - довольно бесполезный элемент, потому что на данный момент никакого применения ему не найдено.
Применение и значение
Несмотря на то что все галогены имеют схожие химические свойства, применяются они совершенно в разных сферах. Например, фтор очень полезен для зубов, именно поэтому его добавляют в зубные пасты. Применение лечебных и профилактических средств, в составе которых присутствует химический элемент фтор, предотвращает появление кариеса. Хлор используют для получения соляной кислоты, которая незаменима в промышленности и медицине. Хлор используют для изготовления каучука, пластмассы, растворителей, красителей, а также синтетических волокон. Соединения, в которых содержится этот элемент, используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Галоген хлор незаменим для отбеливания бумаги и тканей. Считается, что применение хлора для обработки питьевой воды небезопасно. Бром, который является галогеном, а также иод часто используют в медицине.
Значение галогенов в жизни человека огромно. Если представить существование человечества без галоидов, то мы были бы лишены таких вещей, как фотографии, антисептические и дезинфицирующие средства, каучук, пластик, линолеум и многих других. Помимо этого, данные вещества необходимы организму человека, чтобы нормально функционировать, то есть играют важную биологическую роль. Хоть свойства галогенов и схожи, их роль в промышленности и медицине разная.
Физические свойства галогенов
При обычных условиях F2 и С12-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые вещества. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены-диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; йод растворяется хуже, чем хлор и бром, зато хорошо растворимы в спирте.
Химические свойства галогенов
Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:
2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,
2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) - все реакции при этом сильно экзотермические, например:
Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,
Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.
При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме
Hal2 + F2 = 2НalF
где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.
Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:
Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:
3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2.
Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,
2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,
Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,
Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.
Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:
Cl2 + hν → 2Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н,
Н + Cl2 → HCl + Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.
Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы - при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.
Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.
Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:
СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,
СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl.
Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,
Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,
а также обратимо реагирует с водой:
Cl2 + Н2О = HCl + HClO - 25 кДж.
Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.
Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).
Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.
Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:
Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,
Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.
Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н2 + I2 = 2HI - 53 кДж.
Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):
2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития.
Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами.
Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы, с атомным номером 30. Цинк - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).
В природе. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Из 27 минералов цинка практически важным являются цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCO3.
Получение. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих Zn в виде сульфида. Руды обогащают, получая цинковые концентраты и одновременно свинцовые и медные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах, переводя сульфид цинка в оксид ZnO:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2
Чистый цинк из оксида ZnO получают двумя способами. По пирометаллургическому способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO.
Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах.
Физические свойства . В чистом виде - пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при 100-150 °C цинк пластичен. Температура плавления = 419,6 °C, температура кипения= 906,2 °C.
Химические свойства. Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.
На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:
Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:
так и щелочами:
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:
и растворами щелочей:
образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.
При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами - селеном и теллуром - различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.
С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600 °C.
В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+.
