Какими свойствами обладает оксид и гидроксид цинка

1. Что такое классификация?

Классификация — это система группировки объектов наблюдения (например, химических элементов) или явлений (например, химических реакций) по наличию общих признаков.

В случае химических элементов, общими признаками могут являться:
— валентность
— способность вступать в химические реакции с теми или иными веществами
— способность образовывать основные, амфотерные или кислотные оксиды
и проч.

2. На основании каких признаков вещество можно отнести к металлам?

1. Твердое вещество (за исключением ртути).
2. Обладает металлическим блеском (за исключением йода).
3. Хорошая электро- и теплопроводность.
4. Ковкость.

3. Вспомните, какими химическими свойствами обладают оксиды и гидроксиды элементов цинка и алюминия. Напишите уравнения соответствующих химических реакций.

Напомню, этот вопрос рассматривался в § 43. Амфотерные оксиды и гидроксиды.

Оксиды и гидроксиды цинка и алюминия обладают амфотерными свойствами. Они могут вступать в реакции как с кислотами, кислотными оксидами, так и с основаниями, основными оксидами.

Химические реакции, подтверждающие амфотерность оксида цинка:
ZnO + SO3 = ZnSO4
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + Na2O (сплавление) = Na2ZnO2
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

Химические реакции, подтверждающие амфотерность гидроксида цинка:
Zn(OH)2 + SO3 = ZnSO4 + H2O
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + Na2O (сплавление) = Na2ZnO2 + H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Химические реакции, подтверждающие амфотерность оксида алюминия:
Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + Na2O (сплавление) = 2NaAlO2
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

Химические реакции, подтверждающие амфотерность гидроксида алюминия:
2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
2Al(OH)3 + Na2O (сплавление) = 2NaAlO2 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

4. Приведите примеры, подтверждающие, что химические элементы можно распределить по отдельным группам.

Пример 1: щелочные металлы.

Твердые вещества, обладают металлическим блеском, ковкостью, тепло- и электропроводны.

Химически активны, одновалентны. Бурно реагируют с водой с образованием щелочи и водорода:
2M + H2O = 2MOH + H2↑
например
2Na + H2O = 2NaOH + H2↑

С кислородом образуют основные оксиды вида M2O, которые при взаимодействии с водой образуют щелочи (основания) MOH.
4M + O2 = 2M2O
например
4K + O2 = 2K2O
M2O + H2O = 2MOH
например
K2O + H2O = 2KOH

Пример 2: галогены.

Агрегатное состояние: от газообразного (фтор, хлор) и жидкого (бром) до твердого (йод, астат). За исключением йода и астата не обладают металлическим блезком.

С водородом образуют кислоты (хотя, строго говоря, кислотами будут лишь их водные растворы):
Hal + H2 = 2HHal
например
Cl2 + H2 = 2HCl

С металлами образуют соли. Например:
2Na + Cl2 = 2NaCl

5. Химический элемент галлий Ga сходен с элементом алюминием Al, а селен Se — с серой S. Напишите формулы оксидов, гидроксидов и солей, в состав которых входят эти элементы. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства соответствующих соединений.

Примеры соединений:
Ga2O3, Ga(OH)3, Ga2(SO4)3, Na2[Ga(OH)4], Na2GaO2
SeO2, SeO3, H2SeO3, H2SeO4, Na2SeO3, Na2SeO4

Уравнения реакций для соединений галлия

Ga2O3 + 3SO3 = Ga2(SO4)3
Ga2O3 + 6HCl = 2GaCl3 + 3H2O
Ga2O3 + Na2O (сплавление) = 2NaGaO2
Ga2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4]

2Ga(OH)3 + 3SO3 = Ga2(SO4)3 + 3H2O
Ga(OH)3 + 3HCl = GaCl3 + 3H2O
2Ga(OH)3 + Na2O (сплавление) = 2NaGaO2 + 3H2O
Ga(OH)3 + NaOH = Na[Ga(OH)4]

GaCl3 + 3AgNO3 = Ga(NO3)3 + 3AgCl↓
Na[Ga(OH)4] + 4HCl = NaCl + GaCl3 + 4H2O
NaGaO2 + 4HCl = NaCl + GaCl3 + 4H2O

Уравнения реакций для соединений селена

SeO2 + H2O = H2SeO3 — селенистая кислота
SeO3 + H2O = H2SeO4 — селеновая кислота
H2SeO3 + 2NaOH = 2H2O + Na2SeO3 — селенит натрия
H2SeO4 + 2KOH = 2H2O + K2SeO4 — селенат калия
K2SeO4 + BaCl2 = BaSeO4↓ + 2KCl

6. В некоторых ядерных реакторах жидкий натрий используют в качестве теплоносителя — вещества, переносящего тепло, вырабатываемое реактором. В чем опасность для окружающей среды такого использования натрия? Для ответа на этот вопрос воспользуйтесь Интернетом или дополнительной литературой.

Натрий — химический активный металл, при О.У. (обычные условия — атмосферное давление, 20° C) реагирующий с водой и кислородом воздуха:
4Na + O2 = 2Na2O
2Na + H2O = 2NaOH + H2↑
Na2O + H2O = 2NaOH

Жидкий, расплавленный натрий, будет вступать в реакцию в разы интенсивнее, т.е. будет иметь место возгорание (а с учетом выделяющегося водорода — это будет больше похоже на фонтан огня). Потушить такое возгорание будет весьма непросто (вода, пенные огнетушители в таком случае неприемлемы — подумайте почему). Кроме того, образующаяся в результате реакции щелочь (гидроксид натрия) весьма едкая.

Тестовые задания

1. К металлическим свойствам не относят
1) твердость
2) ковкость
3) металлический блеск
4) газообразное состояние при нормальных условиях

Ответ: 4

2. Только щелочные металлы указаны в ряду
1) Li, Ba, Na, K
2) Li, Na, K, Rb
3) K, Ca, Ba, Rb
4) Li, Na, Sr, Ca

Ответ: 2

3. Установите соответствие между общей формулой высших оксидов и молекулярной формулой вещества.

1) R2O	А. SO3
2) RO	Б. K2O
3) RO2	В. CaO
4) RO3	Г. SiO2

Ответы: 1 — Б, 2 — В, 3 — Г, 4 — А

Источник

Гидроксид цинка, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Гидроксид цинка – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Zn(OH)2.

Краткая характеристика гидроксида цинка

Физические свойства гидроксида цинка

Получение гидроксида цинка

Химические свойства гидроксида цинка

Химические реакции гидроксида цинка

Применение и использование гидроксида цинка

Краткая характеристика гидроксида цинка:

Гидроксид цинка – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула гидроксида цинка Zn(OH)2.

Практически нерастворим в воде.

Является аморфным веществом.

В природе встречается в виде редких минералов, например, ашоверита и суитита.

Физические свойства гидроксида цинка:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	Zn(OH)2
Синонимы и названия иностранном языке	zinc hydroxide (англ.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	бесцветные тригональные кристаллы
Цвет	белый, бесцветный
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	3053
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	3,053
Температура разложения, °C	125
Молярная масса, г/моль	99,38474
Растворимость в воде, г/100 мл	0,000199

* Примечание:

— нет данных.

Получение гидроксида цинка:

Гидроксид цинка получают в результате следующих химических реакций:

1. взаимодействия растворимых солей цинка с щелочью:

ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 + Na2SO4,

Zn(NO3)2 + 2KOH → Zn(OH)2 + 2KNO3,

ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl,

Zn(NO3)2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaNO3,

ZnI2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaI.

При этом гидроксид цинка выпадает в виде осадка.

2. взаимодействия цинка, воды и кислорода:

2Zn + 2H2O + O2 → 2Zn(OH)2.

Реакция протекает медленно при комнатной температуре.

Химические свойства гидроксида цинка. Химические реакции гидроксида цинка:

Гидроксид цинка является амфотерным основанием, т. е. обладает как основными, так и кислотными свойствами.

Гидроксид цинка – слабое нерастворимое основание.

Химические свойства гидроксида цинка аналогичны свойствам гидроксидов других амфотерных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция гидроксида цинка и гидроксида натрия:

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4].

В результате реакции образуется тетрагидроксоцинкат натрия. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида натрия.

2. реакция гидроксида цинка и гидроксида калия:

Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4].

В результате реакции образуется тетрагидроксоцинкат натрия.

3. реакция гидроксида цинка и ортофосфорной кислоты:

3Zn(OH)2 + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2 + 6H2O.

В результате реакции образуются ортофосфат цинка и вода.

4. реакция гидроксида цинка и азотной кислоты:

Zn(OH)2 + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + 2H2O.

В результате реакции образуются нитрат цинка и вода.

Аналогично проходят реакции гидроксида цинка и с другими кислотами.

5. реакция гидроксида цинка и йодоводорода:

Zn(OH)2 + 2HI → ZnI2 + 2H2O.

В результате реакции образуются йодид цинка и вода.

6. реакция гидроксида цинка и оксида углерода:

2Zn(OH)2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3 + H2O.

В результате реакции образуется дигидроксид-карбонат цинка и вода. В ходе реакции гидроксид цинка используется в виде суспензии.

7. реакция термического разложения гидроксида цинка:

Zn(OH)2 → ZnO + H2O (t = 100-250 °C).

В результате реакции образуются оксид цинка и вода.

Применение и использование гидроксида цинка:

Гидроксид цинка используется для синтеза различных соединений цинка, в основном, солей.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

карта сайта

гидроксид цинка реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения реакции масса взаимодействие гидроксида цинка

Коэффициент востребованности
3 664

Источник

Тема 28

Элементы IIБ группы: цинк, кадмий, ртуть

Общая характеристика.

Элементы этой подгруппы – полные электронные аналоги друг друга, каждый в своем периоде является последним элементом d-семейства, у них завершена d-электронная конфигурация, валентные электроны (n-1)d10ns2. На внешней электронной оболочке содержатся 2 электрона и 18 электронов на предыдущей оболочке. Цинк и его аналоги отличаются от d-элементов и в большей степени проявляют сходство с p-элементами больших периодов.

У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов меди, (n-1)d-подуровень целиком заполнен и вполне стабилен. Удаление из него электронов требует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях максимальную степень окисления +2. Только ртуть образует соединения, в которых ее степень окисления равна +1.

Характерной особенностью элементов является их склонность к комплексообразованию (к.ч.= 4; 6).

В отличие от элементов главных подгрупп элементы подгруппы цинка труднее окисляются, проявляют меньшую реакционную способность и обнаруживают более слабые металлические свойства.

В подгруппе сверху вниз: возрастает атомный радиус, уменьшается температура плавления и кипения, возрастает электроотрицательность и электродный потенциал. Минимальная энергия ионизации наблюдается у кадмия (8,99 эВ), т.к. на свойствах ртути сказывается лантаноидное сжатие, в результате которого ее энергия ионизации возрастает до 10,43 эВ (у цинка 9,39 эВ).

Распространенности и основные минералы.

ZnS – цинковая обманка,

HgS – киноварь,

ZnCO3 – галмей,

CdS – гринокит.

Природные соединения цинка входят в состав полиметаллических сульфидных руд, которые содержат пирит FeS2, галенит PbS, халькопирит CuFeS2, и в меньшем количестве ZnS. Ртуть является редким элементом и встречается в самородном состоянии.

Металлический цинк, его получение, свойства и применение.

Серебристо-белый мягкий металл, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Полиморфных модификаций не имеет, диамагнетик. Внешняя электронная конфигурация атома Zn 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал, равный 0,76 в, характеризует Цинк как активный металл и энергичный восстановитель.

Для выделения цинка, полученный после обогащения концентрат ZnS подвергается обжигу, а образовавшийся оксид восстанавливается углем:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2↑

ZnO + C = Zn + CO↑

Другой способ заключается в том, что руду, содержащую ZnS, обжигают, а затем обрабатывают разбавленной серной кислотой:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Полученный раствор сернокислого цинка подвергают электролизу.

По химической активности подгруппа цинка уступает щелочноземельным металлам. В подгруппе с ростом атомной массы химическая активность металлов падает, о чем свидетельствуют значения стандартных электродных потенциалов (см. выше). Цинк – химически активный металл, легко растворяется в кислотах и при нагревании – в щелочах:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Zn + H2SO4(р-р) = ZnSO4 + H2↑

Эти реакции идут медленно, т.к. образующийся атомарный водород покрывает поверхность цинка.

Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2↑ + H2O

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

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

Металлический цинк вытесняет менее активные металлы и восстанавливает H2CrO4, HMnO4, соли железа (III) и олова (IV):

5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4(р-р) = 2MnSO4 + 5ZnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Применение цинка разнообразно. Из цинка готовят сплав с алюминием, медью, магнием, которые имеют промышленное значение. Значительная часть цинка идет на нанесение покрытий на железные и стальные изделия, которые защищают основной металл от коррозии.

Оксид и гидроксид цинка.

Оксид цинка – рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении снова становящийся белым, полупроводник. Оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием солей, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксицинкаты (Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6]):

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

ZnO + 2NaOH + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат:

ZnO + 4NH3 + Н2O — [Zn(NH3)4](OH)2

При сплавлении с щелочами и оксидами металлов оксид цинка образует цинкаты:

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

ZnO + CoO CoZnO2

При сплавлении с оксидами бора и кремния оксид цинка образует стекловидные бораты и силикаты:

ZnO + B2O3 Zn(BO2)2

ZnO + SiO2 ZnSiO3

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:

ZnO + C = Zn + CO

ZnO + CO = Zn + CO2

ZnO + H2 = Zn + H2O

С водой не реагирует. При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4

ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2

Получается при горении металлического цинка:

2Zn + O2 = 2ZnO

при термическом разложении солей:

ZnCO3 = ZnO + CO2

Оксид цинка применяют для изготовления белой масляной краски (цинковые белила), в медицине и косметике (для изготовления различных мазей); значительная часть оксида цинка используется в качестве наполнителя резины.

Гидроксид цинка – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. При температуре выше 125°С разлагается:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2 + H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O

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

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

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

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

Источник

Оксид цинка, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Оксид цинка – неорганическое вещество, имеет химическую формулу ZnO.

Краткая характеристика оксида цинка

Физические свойства оксида цинка

Получение оксида цинка

Химические свойства оксида цинка

Химические реакции оксида цинка

Применение и использование оксида цинка

Краткая характеристика оксида цинка:

Оксид цинка – неорганическое вещество белого цвета.

Так как валентность цинка равна двум, то оксид цинка содержит один атом кислорода и один атом цинка.

Химическая формула оксида цинка ZnO.

При нагревании желтеет. При температуре 1800 оС сублимируется.

В воде не растворяется.

Оксид цинка относится к малотоксичным веществам. Его пыль вредна для органов дыхания.

Физические свойства оксида цинка:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	ZnO
Синонимы и названия иностранном языке	zinc oxide (англ.) цинкит (рус.) цинковые белила (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	белые гексагональные кристаллы
Цвет	белый
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	5610
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	5,61
Температура сублимации, °C	1800
Температура плавления, °C	1975
Молярная масса, г/моль	81,408
Теплопроводность, Вт/(м·К)	54

* Примечание:

— нет данных.

Получение оксида цинка:

В природе встречается в виде минерала цинкита, который практически полностью состоит из оксида цинка.

Оксид цинка также получают в результате следующих химических реакций:

1. сжиганием цинка в кислороде:

2Zn + О2 → 2ZnО (t > 250 oC).

2. путем термического разложения гидроксида цинка:

Zn(OH)2 → ZnO + H2О (t = 100-250 oC).

3. путем термического разложения карбоната цинка:

ZnCO3 → ZnO + CO2 (t = 200-300 oC).

4. путем термического разложения нитрата цинка:

2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2 (t = 300-500 oC).

5. путем окислительного обжига сульфида цинка:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 (t = 800-1000 oC).

6. путем термического разложения ацетата цинка.

Химические свойства оксида цинка. Химические реакции оксида цинка:

Оксид цинка относится к амфотерным оксидам. Он проявляет в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства.

Химические свойства оксида цинка аналогичны свойствам амфотерных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида цинка с углеродом:

ZnO + C → Zn + CO (t = 1200-1300 oC).

В результате реакции образуется цинк и оксид углерода (II). Таким образом, цинк восстанавливается из оксида цинка коксом или углем при температуре 1200-1300 oC.

2. реакция оксида цинка с оксидом кремния:

ZnО + SiО2 → ZnSiО3 (t = 1200-1400 oC),

2ZnО + SiО2 → Zn2SiО4 (t = 900-1000 oC).

Оксид кремния является кислотным оксидом. В результате реакции в первом случае образуется соль – метасиликат цинка, во втором – ортосиликат цинка.

3. реакция оксида цинка с оксидом серы:

ZnО + SО2 → ZnSО3.

Оксид серы является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – сульфит цинка.

4. реакция оксида цинка с оксидом бора:

ZnО + B2О3 → Zn(BО2)2.

В результате реакции образуется соль – борат цинка.

5. реакция оксида цинка с оксидом углерода:

ZnО + СО → Zn + CO2 (t = 700 oC).

В результате реакции образуется цинк и углекислый газ.

6. реакция оксида цинка с оксидом бария:

ZnО + BaО → BaZnО2 (t = 1100 oC).

В результате реакции образуется соль – цинкат бария.

7. реакция оксида цинка с оксидом хрома:

ZnО + CrО3 → ZnCrО4.

В результате реакции образуется соль – хромат цинка.

8. реакция оксида цинка с оксидом железа:

ZnО + Fe2О3 → Fe2ZnО4 (t = 800-1000 oC),

ZnО + Fe2О3 → ZnFe2О4 (t = 800-1000 oC).

В результате реакции образуется оксид железа-цинка.

9. реакция оксида цинка с оксидом молибдена:

ZnО + MoО3 → ZnMoО4.

В результате реакции образуется соль – молибдат цинка.

10. реакция оксида цинка с оксидом ванадия:

2ZnО + VО2 → Zn2VО4 (t = 1500-1700 oC).

В результате реакции образуется соль – тетраоксованадат цинка.

11. реакция оксида цинка с оксидом марганца:

3ZnО + MnО2 → MnZn3О5 (t = 700-800 oC),

ZnО + Mn2О3 → ZnMn2О4 (t = 900 oC).

В результате реакции образуется в первом случае – оксид марганца-трицинка, во втором – оксид марганца-цинка.

12. реакция оксида цинка с оксидом вольфрама:

ZnО + WО3 → ZnWО4 (t = 600-800 oC).

В результате реакции образуется соль – вольфрамат цинка.

13. реакция оксида цинка с сульфидом цинка:

2ZnO + ZnS → 3Zn + SO2.

В результате химической реакции получается цинк и оксид цинка.

14. реакция оксида цинка с хлоридом цинка и водой:

ZnO + ZnCl2 + H2O → 2Zn(OH)Cl (t = 100-130 oC).

В результате химической реакции получается быстро (2-3 минуты) твердеющая масса – хлорид-гидроксид цинка (т.н. цинковый цемент). Хлорид цинка – концентрированный раствор.

15. реакция оксида цинка с плавиковой кислотой:

ZnO + 2HF → ZnF2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид цинка и вода.

16. реакция оксида цинка с азотной кислотой:

ZnO + 2HNO3 → 2Zn(NO3)2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат цинка и вода.

17. реакция оксида цинка с ортофосфорной кислотой:

3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2 + 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – ортофосфат цинка и вода. Ортофосфорная кислота изначально растворена в воде.

Аналогично проходят реакции оксида цинка и с другими кислотами.

18. реакция оксида цинка с бромистым водородом (бромоводородом):

ZnO + 2HBr → ZnBr2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид цинка и вода.

19. реакция оксида цинка с йодоводородом:

ZnO + 2HI → ZnI2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид цинка и вода.

20. реакция оксида цинка с сероводородом:

ZnO + H2S → ZnS + H2O (t = 450-550 oC).

В результате химической реакции получается соль – сульфид цинка и вода.

21. реакция оксида цинка с гидроксидом натрия:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (t = 500-600 oC).

В результате химической реакции получается соль – цинкат натрия и вода.

22. реакция оксида цинка с гидроксидом натрия и водой:

ZnO + NaOH + H2O → Na[Zn(OН)3] (t = 100 oC),

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OН)4] (t = 90 oC).

В результате химической реакции в первом случае получается тригидроксоцинкат натрия. Гидроксид натрия изначально растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 40 %. Реакция протекает при кипении.

В результате химической реакции во втором случае получается тригидроксоцинкат натрия. Гидроксид натрия изначально растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 60 %. Реакция протекает при температуре 90 oC.

23. реакция оксида цинка с гидратом аммиака:

ZnО + 4(NH3•H2O) → [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O.

В результате реакции образуются гидроксид тетраамминцинка и вода. Гидрат аммиака – концентрированный раствор.

24. реакция оксида цинка с хлоридом аммония:

ZnО + 2NH4Cl → ZnCl2 + 2NH3 + H2O (t°).

В результате реакции образуются хлорид цинка, аммиак и вода.

Применение и использование оксида цинка:

Оксид цинка применяется в качестве наполнителя, компонента или катализатора в химической, фармацевтической, резинотехнической, лакокрасочной и нефтеперерабатывающей промышленности, в производстве стекла и керамики, а также медицине.

карта сайта

оксид цинка реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида цинка
реакции с оксидом цинка

Коэффициент востребованности
5 242

Источник