Cink (Zn): lastnosti, izotopi, uporaba (galvanizacija, baterije)

Fizikalne lastnosti

Cink je sijoča modrikasto siva kovina. Ko je cink ravnokar razrezan, je belkasto sive barve. Če je izpostavljen zraku, ne ostane dolgo sijoč. Tališče ima pri (419,58 °C (787,24 °F)), vrelišče pri (907,0 °C (1664,6 °F)), hladilno temperaturo pri -419,58 °C (-723,24 °F) in zmrzišče pri -907,0 °C (1600,6 °F). Ta temperatura je nižja od večine prehodnih kovin, vendar višja od kositra ali svinca. Lahko se stopi na štedilniku. Vre pri nizki temperaturi za kovino. Ni magneten. Ko ga malo segrejemo, postane zelo prožen. Če ga segrejemo bolj, postane zelo krhek. Z drugimi kovinami zlahka tvori zlitine.

Kemijske lastnosti

Cink je reaktivna kovina. Je približno tako reaktiven kot aluminij in bolj reaktiven od večine običajnih kovin, kot so železo, baker, nikelj in krom. Je manj reaktiven kot magnezij. Cink lahko reagira s kislinami, bazami in nekovinami. Na zraku ne rjavi. Ko je cink na zraku, se na njegovi površini tvori prevleka iz cinkovega oksida in cinkovega karbonata. Ta prevleka zaustavi korozijo. Kisline lahko to prevleko raztopijo in reagirajo s kovinskim cinkom. Reakcija cinka s kislino povzroči nastanek cinkove(II) soli, kot sta cinkov klorid in plinasti vodik. To je zelo pogosta kemijska reakcija. Spodnja reakcija je reakcija s klorovodikovo kislino.

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Cink lahko gori, če je v prahu ali majhnih koščkih, da nastane cinkov oksid, bel prah. Plamen je svetlo modrozelen.

2 Zn + O₂ → 2 ZnO

Cinkov oksid se lahko raztopi v močnih bazah. Do te reakcije pride v nekaterih baterijah, ki vsebujejo cink.

ZnO + ₂HO + 2 OH^- → Zn(OH)₄^2-.

Cink je halkofil. To pomeni, da raje reagira z žveplom in elementi, ki so v periodnem sistemu pod njim, kot s kisikom. Zato je cinkov sulfid najpogostejša cinkova ruda in ne cinkov oksid.

Kemične spojine

Cink lahko tvori kemične spojine z drugimi elementi. Te kemijske spojine so le v enem oksidacijskem stanju: +2. Najdena je bila spojina +1, vendar jo je težko izdelati. Drugih oksidacijskih stanj razen +1 ali +2 ni. Večina teh spojin nima barve. Če imajo barvo, je ne ustvarja cink.

Cinkov klorid je ena najpogostejših cinkovih spojin. So precej nereaktivne. Pri raztapljanju v vodi so nekoliko kisli. Pri segrevanju v ognju povzročajo zeleni plamen.

Druge cinkove spojine so:

• Cinkov antimonid, sivi polprevodnik
• Cinkov arzenid, oranžni polprevodnik
• cinkov bromid, zaščita pred sevanjem
• Cinkov karbonat, cinkova ruda
• cinkov fluorid
• cinkov hidroksid, ki se uporablja v kirurških povojih
• cinkov jodid, ki se uporablja pri rentgenskem slikanju
• cinkov nitrat, ki se uporablja kot jedkalo
• cinkov oksid, ki se uporablja v sredstvih za zaščito pred soncem
• cinkov fosfat, ki se uporablja v zobozdravstvu
• cinkov sulfat, ki se uporablja v pigmentih
• Cinkov sulfid, običajna cinkova ruda

V naravi najdemo pet izotopov cinka. ⁶⁴Zn je najpogostejši izotop, saj ga je v naravi 48,63 %. Razpolovna doba tega izotopa je 4,3x10¹⁸ let. To je tako dolgo, da lahko njegovo radioaktivnost zanemarimo. Podobno velja za ⁷⁰
Zn (0,6 %), ki ima razpolovno dobo 1,3x10¹⁶ let, da običajno ni radioaktiven. Drugi izotopi, ki jih najdemo v naravi, so ⁶⁶
Zn (28 %), ⁶⁷
Zn (4 %) in⁶⁸
 Zn (19 %).

Cink se kot kovina ne nahaja v zemeljski skorji. Cink najdemo le v obliki cinkovih spojin. Sfalerit, mineral iz cinkovega sulfida, je glavna ruda cinka. V oceanih je zelo malo cinka. Cinkovo rudo običajno najdemo skupaj z bakrovo in svinčevo rudo.

Obstajajo še nekatere druge cinkove rude, kot sta smithsonit (cinkov karbonat) in mineral cinkov silikat. Ti so manj pogosti.

Cinkov sulfid se koncentrira s flotacijo. Obstaja detergent, ki zbira cinkov sulfid. Nečistoče potonejo na dno in se odstranijo. Nato se cinkov sulfid segreje na zraku, da nastane cinkov oksid in žveplov dioksid.

2 ZnS + 3 O₂ → 2 ZnO + 2 SO₂

Žveplov dioksid se oksidira v žveplov trioksid.

2 SO ₂+ O₂ → 2 SO₃

Žveplov trioksid reagira s cinkovim oksidom in nastane cinkov sulfat. Tako nastane topna oblika cinka, ki jo je mogoče bolje predelati.

SO₃ + ZnO → ZnSO₄

Cinkov sulfat se prečisti in elektrolizira. Pri elektrolizi nastanejo kisik, cink in žveplova kislina. Tako nastane čisti cink, ki je znan kot "SHG" ali posebna visoka kakovost.

2 ZnSO₄ + 2 ₂HO → 2 Zn + 2 ₂HSO₄ + O₂

Žveplova kislina se ponovno uporabi namesto žveplovega trioksida za luženje več cinkovega oksida.

Cinkov oksid se lahko pri visokih temperaturah reducira tudi z ogljikom v kovinski cink in ogljikov dioksid. To je postopek v plavžu, podoben postopku izdelave železa.

2 ZnO + C → 2 Zn + CO₂

Ta oblika cinka je cenejša, vendar ni čista.

Cink je četrta najpogostejša kovina na svetu. Vsako leto se ga proizvede približno 10 milijonov ton.

Kot kovina

Cink se uporablja v električnih baterijah. Največ cinka se uporablja v alkalnih in Leclanchejevih baterijah. Ta oksidira in zagotavlja elektrone za delovanje baterije.

Približno 59 % cinka se uporablja za preprečevanje korozije, kar vključuje tudi cinkanje. 47 % svetovne količine cinka se uporablja za cinkanje. To se uporablja za zaščito druge kovine, običajno železa, pred rjavenjem. Namesto železa korodira cinkova prevleka. Cink se lahko na kovino nanese na dva načina. Kovina se lahko potopi v posodo s staljenim cinkom. Cink lahko na kovino nanesemo tudi z galvanizacijo. Potapljanje je trajnejše, vendar ima neenakomerno površino, ki po mnenju nekaterih ni videti lepo. Za upočasnitev rjavenja se uporablja tudi pri motornih čolnih in cevovodih. Motor motornega čolna ima pogosto "kroglo" iz cinka, ki zlahka korodira, vendar pomaga drugim kovinskim delom motorja, da ne rjavijo.

Cink se uporablja v zlitinah. Medenina je zlitina bakra in cinka. Medenina je najpogostejša zlitina cinka. Cink lahko tvori zlitine s številnimi drugimi kovinami. Cink aluminij je zlitina cinka in aluminija, iz katere so dobri ležaji. Komercialni bron vsebuje cink. Včasih kadmijev telurid reagira s cinkom, da nastane kadmijev in cinkov telurid, polprevodnik. Nikljevo srebro je še ena zlitina cinka.

Cink se lahko uporablja v ceveh orgel. V preteklosti so uporabljali zlitino kositra in svinca. Cink se uporablja v ameriškem denarju, ki ima le tanko plast bakra. Jedro je iz cinka. Starejši penijevci so bili v celoti izdelani iz brona.

Z mešanico cinka in žvepla v prahu je mogoče pognati model rakete. Pri tej reakciji nastanejo cinkov sulfid, toplota, svetloba in plini. Iz cinkove pločevine se izdelujejo cinkove palice.

Kot cinkove spojine

Približno 1/4 cinka se uporabi za izdelavo cinkovih spojin. Cinkov oksid se lahko uporablja za zaščito pred soncem ali pigment za barve. Cinkov oksid je tudi polprevodnik. Cinkov klorid se uporablja za zaščito lesa, da ne gnije. Nekateri fungicidi vsebujejo cink. Cinkov sulfat se uporablja v barvilih in pigmentih. Cinkov sulfid se uporablja v fluorescenčnih žarnicah za pretvorbo ultravijolične svetlobe v vidno svetlobo.

V biologiji

Ljudje za dobro delovanje telesa potrebujemo nekaj cinka. Če s hrano ne dobijo dovolj cinka, lahko pride do pomanjkanja minerala. Skoraj dve milijardi ljudi ima pomanjkanje cinka. Zaradi pomanjkanja cinka človek lažje zboli za okužbami. Nekateri pravijo, da bi morali ob prehladnih obolenjih jemati več cinka. Drugi pravijo, da cink ne vpliva na stanje. Obstajajo zdravila, ki jih lahko uporabimo, ko se prehladimo. Ljudje dodajajo majhne količine cinkovih spojin vitaminskim tabletam in žitom, da bi zagotovili zadostno količino cinka. Večina vitaminov v obliki ene tablete vsebuje cink. Cink najdemo v vsaj 100 encimih. Poleg železa je druga najpogostejša prehodna kovina. Cink uporabljajo tudi možgani. Človeško telo vsebuje od 2 do 4 grame cinka. Encim cink pomaga pri odstranjevanju ogljikovega dioksida iz krvi. Pšenica vsebuje veliko cinka.

Velike količine kovinskega cinka so strupene. Lahko se raztopi v želodčni kislini. Če zaužijemo preveč cinka, se raven bakra in železa v telesu zniža. Cinkove spojine so v želodcu lahko jedke. Cinkove spojine, ki jih damo v nos, lahko uničijo čut za vonj.

Cinkovi ioni so zelo strupeni za ribe in številne živali, ki živijo v vodi.