ZINCO: HISTÓRIA, PROPRIEDADES, ESTRUTURA, RISCOS, USOS - QUÍMICA - 2025

O zinco é um metal de transição pertencente ao grupo 12 da tabela periódica e é representado pelo símbolo químico Zn. É o 24º elemento em abundância na crosta terrestre, encontrado em minerais de enxofre, como esfalerita, ou carbonatos, como esmitsonita.

É um metal bastante conhecido na cultura popular; os telhados de zinco são um exemplo, assim como os suplementos para regular os hormônios masculinos. É encontrado em muitos alimentos e é um elemento essencial para inúmeros processos metabólicos. Existem vários benefícios de sua ingestão moderada em comparação com os efeitos negativos de seu excesso no corpo.

Telhado de liga de zinco do Museu Riverside. Fonte: Eoin

O zinco já era conhecido muito antes de seus aços galvanizados de cor prata e outros metais. O latão, uma liga de composição variada de cobre e zinco, faz parte dos objetos históricos há milhares de anos. Hoje sua cor dourada é freqüentemente vista em alguns instrumentos musicais.

Da mesma forma, é um metal com o qual são feitas as baterias alcalinas, pois seu poder redutor e a facilidade de doar elétrons o tornam uma boa opção como material anódico. A sua principal utilização é para galvanizar aços, revestindo-os com uma camada de zinco que oxida ou sacrifica para evitar que o ferro por baixo se corroa mais tarde.

Em seus compostos derivados, quase sempre tem um número de oxidação ou estado de +2. Portanto, o íon Zn ²⁺ é considerado envolvido por ambientes moleculares ou iônicos. Embora o Zn ²⁺ seja um ácido de Lewis que pode causar problemas dentro das células, coordenado com outras moléculas, ele interage positivamente com enzimas e DNA.

Assim, o zinco é um cofator importante para muitas metaloenzimas. Apesar de sua bioquímica enormemente importante e do brilho de seus flashes esverdeados e chamas ao queimar, no mundo da ciência ele é considerado um metal "chato"; uma vez que suas propriedades carecem da atratividade de outros metais, assim como seu ponto de fusão é consideravelmente inferior ao deles.

História

Antiguidade

O zinco foi manipulado por milhares de anos; mas de forma despercebida, desde civilizações antigas, incluindo os persas, romanos, transilvanos e gregos, já faziam objetos, moedas e armas de latão.

Portanto, o latão é uma das ligas mais antigas conhecidas. Eles o prepararam a partir do mineral calamina, Zn ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ · H ₂ O, que moeu e aqueceu na presença de lã e cobre.

Durante o processo, as pequenas quantidades de zinco metálico que poderiam ter se formado escaparam como vapor, fato que atrasou por anos sua identificação como elemento químico. Com o passar dos séculos, o latão e outras ligas aumentaram seu teor de zinco, parecendo mais acinzentados.

No século XIV, na Índia, eles já haviam conseguido produzir zinco metálico, que chamavam de Jasada, e o comercializavam com a China.

E assim os alquimistas puderam adquiri-lo para realizar seus experimentos. Foi a renomada figura histórica Paracelso que o nomeou 'zinco', possivelmente pela semelhança entre os cristais de zinco e os dentes. Aos poucos, em meio a outros nomes e várias culturas, o nome 'zinco' acabou coagulando para esse metal.

Isolamento

Embora a Índia já produzisse zinco metálico desde 1300, isso veio do método que usava calamina com lã; portanto, não era uma amostra metálica de pureza considerável. William Champion aprimorou esse método em 1738, na Grã-Bretanha, usando um forno de retorta vertical.

Em 1746, o químico alemão Andreas Sigismund Marggraf obteve pela "primeira vez" uma amostra de zinco puro aquecendo calamina na presença de carvão (melhor agente redutor que a lã), dentro de um recipiente com cobre. Essa forma de produção de zinco se desenvolveu comercialmente e em paralelo com a da Champion.

Mais tarde, foram desenvolvidos processos que finalmente se tornaram independentes da calamina, usando óxido de zinco em seu lugar; em outras palavras, muito semelhante ao processo pirometalúrgico atual. Os fornos também melhoraram, podendo produzir quantidades crescentes de zinco.

Até então, ainda não havia nenhuma aplicação que exigisse grandes quantidades de zinco; mas isso mudou com as contribuições de Luigi Galvani e Alessandro Volta, que deram lugar ao conceito de galvanização. Volta também criou o que é conhecido como célula galvânica, e o zinco logo fez parte do design das células secas.

Propriedades físicas e químicas

Aparência física

É um metal acinzentado, geralmente disponível na forma granular ou em pó. É fisicamente fraco, por isso não é uma boa escolha para aplicações em que deve suportar objetos pesados.

Da mesma forma, é frágil, embora quando aquecido acima de 100 ºC se torne maleável e dúctil; até 250 ºC, temperatura na qual se torna quebradiço e pode ser pulverizado novamente.

Massa molar

65,38 g / mol

Número atômico (Z)

30

Ponto de fusão

419,53 ° C Este baixo ponto de fusão é indicativo de sua ligação metálica fraca. Quando derretido, tem uma aparência semelhante ao alumínio líquido.

Ponto de ebulição

907 ºC

Temperatura de autoignição

460 ºC

Densidade

-7,14 g / mL à temperatura ambiente

-6,57 g / mL no ponto de fusão, ou seja, apenas ao derreter ou derreter

Calor de fusão

7,32 kJ / mol

Calor da vaporização

115 kJ / mol

Capacidade de calor molar

25.470 J / (mol K)

Eletro-negatividade

1,65 na escala de Pauling

Energias de ionização

-Primeiro: 906,4 kJ / mol (Zn ⁺ gás)

-Segundo: 1733,3 kJ / mol (Zn ²⁺ gasoso)

-Terceiro: 3833 kJ / mol (Zn ³⁺ gasoso)

Rádio atômico

Empírico 134 pm

Raio covalente

122 ± 16h

Dureza de Mohs

2,5. Esse valor é consideravelmente menor em comparação com a dureza de outros metais de transição, ou seja, tungstênio.

Ordem magnética

Diamagnético

Condutividade térmica

116 W / (m K)

Resistividade elétrica

59 nΩm a 20 ° C

Solubilidade

É insolúvel em água desde que a sua camada de óxido o proteja. Uma vez removido pelo ataque de um ácido ou de uma base, o zinco acaba reagindo com a água para formar o complexo aquoso, Zn (OH ₂) ₆ ²⁺, colocando o Zn ²⁺ no centro de um octaedro limitado por moléculas de água.

Decomposição

Quando queima, pode liberar partículas tóxicas de ZnO no ar. No processo, uma chama esverdeada e uma luz brilhante são observadas.

Reações químicas

Reação entre o zinco e o enxofre dentro de um cadinho onde se aprecia a cor azul-esverdeada das chamas. Fonte: Eoin

O zinco é um metal reativo. À temperatura ambiente, pode não só ser coberto por uma camada de óxido, mas também por carbonato básico, Zn ₅ (OH) ₆ (CO ₃) ₂, ou mesmo enxofre, ZnS. Quando esta camada de composição variada é destruída pelo ataque de um ácido, o metal reage:

Zn (s) + H ₂ SO ₄ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + SO ₄ ²⁻ (aq) + H ₂ (g)

Equação química correspondente à sua reação com ácido sulfúrico e:

Zn (s) + 4 HNO ₃ (aq) → Zn (NO ₃) ₂ (aq) + 2 NO ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

Com ácido clorídrico. Em ambos os casos, embora não escrito, o complexo aquoso Zn (OH ₂) ₆ ^{2+ está presente}; exceto se o meio for básico, uma vez que precipita como hidróxido de zinco, Zn (OH) ₂:

Zn ²⁺ (aq) + 2OH ^- (aq) → Zn (OH) ₂ (s)

Que é um hidróxido branco, amorfo e anfotérico, capaz de continuar a reagir com mais íons OH ^-:

Zn (OH) ₂ (s) + 2OH ^- (aq) → Zn (OH) ₄ ^2- (aq)

Zn (OH) ₄ ^2- é o ânion zincato. Na verdade, quando o zinco reage com essa base forte, como o NaOH concentrado, o complexo de zincato de sódio, Na ₂, é produzido diretamente:

Zn (s) + 2NaOH (aq) + 2H ₂ O (l) → Na ₂ (aq) + H ₂ (g)

Da mesma forma, o zinco pode reagir com elementos não metálicos, como halogênios no estado gasoso ou enxofre:

Zn (s) + I ₂ (g) → ZnI ₂ (s)

Zn (s) + S (s) → ZnS (s) (imagem superior)

Isótopos

O zinco existe na natureza como cinco isótopos: ⁶⁴ Zn (49,2%), ⁶⁶ Zn (27,7%), ⁶⁸ Zn (18,5%), ⁶⁷ Zn (4%) e ⁷⁰ Zn (0,62 %). Os outros são sintéticos e radioativos.

Estrutura e configuração eletrônica

Os átomos de zinco se cristalizam em uma estrutura hexagonal compacta, mas distorcida (hcp), um produto de sua ligação metálica. Os elétrons de valência que governam tais interações são, de acordo com a configuração eletrônica, aqueles pertencentes aos orbitais 3d e 4s:

3d ¹⁰ 4s ²

Ambos os orbitais são completamente preenchidos com elétrons, então sua sobreposição não é muito eficaz, mesmo quando os núcleos de zinco exercem uma força atrativa sobre eles.

Consequentemente, os átomos de Zn não são muito coesos, fato refletido em seu baixo ponto de fusão (419,53 ºC) em comparação com outros metais de transição. Na verdade, esta é uma característica dos metais do grupo 12 (junto com o mercúrio e o cádmio), então eles às vezes questionam se deveriam realmente ser considerados elementos do bloco d.

Apesar dos orbitais 3d e 4s estarem cheios, o zinco é um bom condutor de eletricidade; portanto, seus elétrons de valência podem "pular" para a banda de condução.

Números de oxidação

É impossível para o zinco perder seus doze elétrons de valência ou ter um número de oxidação ou estado de +12, assumindo a existência do cátion Zn ¹²⁺. Em vez disso, ele perde apenas dois de seus elétrons; especificamente aqueles do orbital 4s, comportando-se de maneira semelhante aos metais alcalino-terrosos (Sr. Becambara).

Quando isso acontece, diz-se que o zinco participa do composto com um número de oxidação ou estado de +2; isto é, assumindo a existência do cátion Zn ²⁺. Por exemplo, em seu óxido, ZnO, o zinco possui este número de oxidação (Zn ²⁺ O ^2-). O mesmo se aplica a muitos outros compostos, chegando a pensar que existe apenas Zn (II).

No entanto, também há Zn (I) ou Zn ⁺, que perdeu apenas um dos elétrons do orbital 4s. Outro número de oxidação possível para o zinco é 0 (Zn ⁰), onde seus átomos neutros interagem com moléculas gasosas ou orgânicas. Portanto, pode ser apresentado como Zn ²⁺, Zn ⁺ ou Zn ⁰.

Como é obtido

Matéria prima

Amostra de mineral de esfalerita da Romênia. Fonte: James St. John

O zinco está na vigésima quarta posição dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. Geralmente é encontrado em minerais de enxofre, distribuídos por todo o planeta.

Para obter o metal puro, é necessário primeiro coletar as rochas localizadas em túneis subterrâneos e concentrar os minerais ricos em zinco, que representam a verdadeira matéria-prima.

Esses minerais incluem: esfalerita ou wurzita (ZnS), zincita (ZnO), willemita (Zn ₂ SiO ₄), esmitsonita (ZnCO ₃) e gahnita (ZnAl ₂ O ₄). A esfalerita é de longe a principal fonte de zinco.

Calcinação

Uma vez que o mineral tenha sido concentrado após um processo de flotação e purificação das rochas, ele deve ser calcinado para transformar os sulfetos nos seus respectivos. Nesta etapa, o mineral é simplesmente aquecido na presença de oxigênio, desenvolvendo a seguinte reação química:

2 ZnS (s) + 3 O ₂ (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO ₂ (g)

O SO ₂ também reage com o oxigênio para gerar SO ₃, composto destinado à síntese do ácido sulfúrico.

Uma vez obtido o ZnO, ele pode ser submetido a um processo pirometalúrgico ou à eletrólise, cujo resultado final é a formação de zinco metálico.

Processo pirometalúrgico

O ZnO é reduzido usando carvão (mineral ou coque) ou monóxido de carbono:

2 ZnO (s) + C (s) → 2 Zn (g) + CO ₂ (g)

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + CO ₂ (g)

A dificuldade enfrentada por esse processo é a geração de zinco gasoso, devido ao seu baixo ponto de ebulição, que é superado pelas altas temperaturas do forno. É por isso que os vapores de zinco devem ser destilados e separados dos outros gases, enquanto seus cristais se condensam em chumbo derretido.

Processo eletrolítico

Dos dois métodos de obtenção, este é o mais utilizado em todo o mundo. O ZnO reage com o ácido sulfúrico diluído para lixiviar os íons de zinco como seu sal sulfato:

ZnO (s) + H ₂ SO ₄ (aq) → ZnSO ₄ (aq) + H ₂ O (l)

Finalmente, esta solução é eletrolisada para gerar zinco metálico:

2 ZnSO ₄ (aq) + 2 H ₂ O (l) → 2 Zn (s) + 2 H ₂ SO ₄ (aq) + O ₂ (g)

Riscos

Na subseção sobre reações químicas, foi mencionado que o gás hidrogênio é um dos principais produtos quando o zinco reage com a água. Por isso, no estado metálico, deve ser devidamente armazenado e fora do alcance de ácidos, bases, água, enxofre ou qualquer fonte de calor; caso contrário, existe o risco de incêndio.

Quanto mais finamente dividido o zinco, maior o risco de incêndio ou mesmo explosão.

Do contrário, desde que a temperatura não seja próxima de 500 ºC, sua forma sólida ou granular não representa nenhum perigo. Se for coberto por uma camada de óxido, pode ser manuseado com as mãos desprotegidas, pois não reage com sua umidade; no entanto, como qualquer sólido, é irritante para os olhos e o trato respiratório.

Embora o zinco seja essencial para a saúde, uma dose em excesso pode causar os seguintes sintomas ou efeitos colaterais:

- Náuseas, vômitos, indigestão, dores de cabeça e estômago ou diarréia.

- Desloca o cobre e o ferro durante a sua absorção no intestino, o que se reflete no aumento da fraqueza nas extremidades.

- Cálculos renais.

- Perda do olfato.

Formulários

- Metal

Ligas

Muitos instrumentos musicais são feitos de latão, uma liga de cobre e zinco. Fonte: Pxhere.

Talvez o zinco seja um dos metais, junto com o cobre, que forma as ligas mais populares: latão e ferro galvanizado. O latão foi observado em inúmeras ocasiões durante uma orquestra musical, pois o brilho dourado dos instrumentos se deve em parte à referida liga de cobre e zinco.

O zinco metálico em si não tem muitos usos, embora enrolado sirva como ânodo de células secas e, na forma de pó, é destinado como agente redutor. Quando uma camada desse metal é eletrodepositada sobre outra, a primeira protege a segunda da corrosão, pois é mais suscetível à oxidação; ou seja, o zinco se oxida antes do ferro.

É por isso que os aços são galvanizados (revestidos com zinco) para aumentar sua durabilidade. Exemplos desses aços galvanizados também estão presentes em telhados de “zinco” sem fim, alguns dos quais vêm com uma camada de tinta verde, e em carrocerias de ônibus, utensílios domésticos e pontes suspensas.

Há também o aluzinco, liga de alumínio-zinco usada na construção civil.

Agente redutor

O zinco é um bom agente redutor, por isso perde seus elétrons para que outra espécie os ganhe; especialmente um cátion metálico. Quando em pó, sua ação redutora é ainda mais rápida que a dos grânulos sólidos.

É utilizado nos processos de obtenção de metais a partir de seus minerais; como ródio, prata, cádmio, ouro e cobre.

Da mesma forma, sua ação redutora é utilizada para reduzir as espécies orgânicas, que podem estar envolvidas na indústria do petróleo, como benzeno e gasolina, ou na indústria farmacêutica. Por outro lado, o pó de zinco também encontra aplicação em baterias alcalinas de dióxido de zinco-manganês.

Diversos

O pó de zinco, por sua reatividade e combustão mais energética, encontra uso como aditivo em cabeças de fósforo, em explosivos e fogos de artifício (eles transmitem flashes brancos e chamas esverdeadas).

- Compostos

Sulfureto

Relógio com tinta fosforescente nos ponteiros e horas. Fonte: Francis Flinch

O sulfeto de zinco tem a propriedade de ser fosforescente e luminescente, por isso é utilizado na produção de tintas luminosas.

Óxido

A cor branca de seu óxido, assim como sua semicondutividade e fotocondutividade, é utilizada como pigmento para cerâmicas e papéis. Além disso, está presente em talco, cosméticos, borrachas, plásticos, tecidos, medicamentos, tintas e esmaltes.

Suplemento nutricional

Nosso corpo precisa de zinco para cumprir muitas de suas funções vitais. Para adquiri-lo, ele é incorporado a alguns suplementos nutricionais na forma de óxido, gluconato ou acetato. Também está presente em cremes para aliviar queimaduras e irritações cutâneas e em xampus.

Alguns benefícios conhecidos ou associados ao uso de zinco são:

- Melhora o sistema imunológico.

- É um bom antiinflamatório.

- Reduz os sintomas incômodos do resfriado comum.

- Previne danos às células da retina, por isso é recomendado para a visão.

- Ajuda a regular os níveis de testosterona e também está associada à fertilidade masculina, à qualidade do esperma e ao desenvolvimento do tecido muscular.

- Regula as interações entre os neurônios do cérebro, por isso está relacionado a melhorias na memória e no aprendizado.

-E também é eficaz no tratamento da diarreia.

Esses suplementos de zinco estão disponíveis comercialmente na forma de cápsulas, comprimidos ou xaropes.

Papel biológico

Na anidrase carbônica e na carboxipeptidase

O zinco é considerado parte de 10% do total de enzimas do corpo humano, aproximadamente 300 enzimas. Dentre elas, podem ser citadas a anidrase carbônica e a carboxipeptidase.

A anidrase carbônica, uma enzima dependente do zinco, atua no nível do tecido catalisando a reação do dióxido de carbono com a água para formar bicarbonato. Quando o bicarbonato chega aos pulmões, a enzima reverte a reação e se forma dióxido de carbono, que é expelido para fora durante a expiração.

A carboxipeptidase é uma exopeptidase que digere proteínas, liberando aminoácidos. O zinco atua fornecendo uma carga positiva que facilita a interação da enzima com a proteína que está digerindo.

No funcionamento da próstata

O zinco está presente em diferentes órgãos do corpo humano, mas tem maior concentração na próstata e no sêmen. O zinco é responsável pelo bom funcionamento da próstata e pelo desenvolvimento dos órgãos reprodutivos masculinos.

Dedos de zinco

O zinco está envolvido no metabolismo do RNA e do DNA. Os dedos de zinco (dedos de Zn) consistem em átomos de zinco que servem como pontes de ligação entre as proteínas, que juntas estão envolvidas em várias funções.

Dedos de zinco são úteis na leitura, escrita e transcrição de DNA. Além disso, existem hormônios que os utilizam em funções associadas à homeostase do crescimento em todo o corpo.

Na regulação do glutamato

O glutamato é o principal neurotransmissor excitatório do córtex cerebral e do tronco cerebral. O zinco se acumula nas vesículas pré-sinápticas glutaminérgicas, intervindo na regulação da liberação do neurotransmissor glutamato e na excitabilidade neuronal.

Há evidências de que uma liberação exagerada do neurotransmissor glutamato pode ter uma ação neurotóxica. Portanto, existem mecanismos que regulam sua liberação. A homeostase do zinco, portanto, desempenha um papel importante na regulação funcional do sistema nervoso.

Referências

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