Estudio De Caso Del Elemento Zinc

UNIVERSIDAD CENTROAMERICANA

FACULTAD DE CIENCIA, TECNOLOGÍA y AMBIENTE

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS

COORDINACIÓN DE CIENCIAS NATURALES

Asignatura: Química Ambiental 1

Estudio de caso del elemento Zinc

Nombre del profesor:

• Indiana García

Elaborado por:

Pablo Alexander Merlo

Carrera: Ing. En Calidad Ambiental

Managua, Viernes 25 de Abril de 2014

Tabla de contenido

1. INTRODUCCION 2

2. PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS 3

2.1. Propiedades Físicas: 3

2.2. Propiedades Químicas 3

3. REACCIONES DONDE SE INVOLUCRA EL ELEMENTO 3

3.1. Reacciones oxido-Reducción 3

3.2. Celdas Electroquímicas 4

3.2.1. Generalidades 4

3.3. Desplazamiento 5

4. UTILIZACION EN LA INDUSTRIA 6

4.1. Galvanizado o Zincado: 6

4.2. La galvanoplastia o electrogalvanizado: 6

4.3. Sherardizacion: 6

4.4. Fabricación de pilas 7

4.4.1. Pila seca o pila de Leclanché: 7

Imagen 4.4.1. 8

4.4.2. Pila alcalina 8

Imagen 4.4.2. 8

5. EFECTOS DEL ZINC EN LA SALUD HUMANA 9

6. EFECTOS EN EL AMBIENTE 10

6.1. Concentración establecida por guías internacionales 11

7. TRATAMIENTOS PARA REMOVER EL ZINC DE AGUA, AIRE Y SUELO 11

7.1. Tratamiento para remoción en agua 11

7.2. Tratamiento para remoción en el suelo 11

8. LISTA DE REFERENCIA 12

1. INTRODUCCION

El cinc o zinc (del alemán Zink) es un elemento químico esencial de número atómico 30 y símbolo Zn, situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos.

El cinc es un metal o mineral, a veces clasificado como metal de transición aunque estrictamente no lo sea, ya que tanto el metal como su especie dispositiva presentan el conjunto orbital completo. Este elemento presenta cierto parecido con el magnesio, y con el cadmio de su grupo, pero del mercurio se aparta mucho por las singulares propiedades físicas y químicas de éste (contracción lantánida y potentes efectos relativistas sobre orbitales de enlace). Es el 23º elemento más abundante en la Tierra y una de sus aplicaciones más importantes es el galvanizado del acero.

Es un metal de color blanco azulado que arde en aire con llama verde azulada. El aire seco no le ataca pero en presencia de humedad se forma una capa superficial de óxido o carbonato básico que aísla al metal y lo protege de la corrosión.

Las aleaciones de cinc se han utilizado durante siglos piezas de latón datadas en 1000-1500 a. C. se han encontrado en Canaány otros objetos con contenidos de hasta el 87% de cinc han aparecido en la antigua región de Transilvania sin embargo, por su bajo punto de fusión y reactividad química el metal tiende a evaporarse por lo que la verdadera naturaleza del metal no fue comprendida por los antiguos

El zinc es un elemento químico esencial para los seres humanos y ciertos animales. El cuerpo humano contiene alrededor de 40 mg de cinc por kg y muchas enzimas funcionan con su concurso: interviene en el metabolismo de proteínas y ácidos nucleicos, estimula la actividad de aproximadamente 100 enzimas, colabora en el buen funcionamiento del sistema inmunitario, es necesario para la cicatrización de las heridas, interviene en las percepciones del gusto y el olfato y en la síntesis del ADN. El metal se encuentra en la insulina, las proteínas dedo de cinc y diversas enzimas como la superóxido dismutasa.

La deficiencia de cinc perjudica al sistema inmunitario, genera retardo en el crecimiento y puede producir pérdida del cabello, diarrea, impotencia, lesiones oculares y de piel, pérdida de apetito, pérdida de peso, tardanza en la cicatrización de las heridas y anomalías en el sentido del olfato y el gusto. Las causas que pueden provocar una deficiencia de cinc son la deficiente ingesta y la mala absorción del mineral caso de alcoholismo que favorece su eliminación en la orina o dietas vegetarianas en las que la absorción de cinc es un 50% menor que de las carnes o por su excesiva eliminación debido a desórdenes digestivos.

2. PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS

2.1. Propiedades Físicas:

Numero atómico: 30 Punto de ebullición (°C): 907

Peso atómico: 65, 38 Calor especifico (Cal.g °C): 0,0925

Densidad a 20 °C (g.cm3): 7,14 Punto de fusión (°C): 419,4

Punto de fusión (°C): 419,4

2.2. Propiedades Químicas

El zinc es químicamente activo y desplaza al hidrogeno a los ácidos diluidos, aunque lo hace muy lentamente cuando el acido es muy concentrado.

El Zinc reacciona con los álcalis dando Zincatos solubles según en la siguiente reacción que libera hidrogeno.

Zn + 2OH- ZnO + H2

El zinc se disuelve en las zonas acidas de pH de 1-7, en la zona de pH 7-12 el comportamiento es de pasividad y de pH 12-14 vuelve a atacarse con desprendimiento de hidrogeno.

3. REACCIONES DONDE SE INVOLUCRA EL ELEMENTO

3.1. Reacciones oxido-Reducción

Una reacción de oxidación—reducción o redox es aquella en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro. Como su nombre lo indica, estas reacciones involucran dos procesos: oxidación y reducción. Este tipo de reacciones constituyen una importante fuente de energía en el planeta. Por ejemplo, la combustión de la gasolina en el interior del motor de un automóvil o la digestión y la asimilación de los alimentos en nuestro organismo son procesos en los que ocurre transferencia de electrones, como resultado del cual se produce o se almacena energía. Para comprender el significado de estos conceptos, analicemos el siguiente ejemplo.

Cuando se introduce una placa de zinc metálico en una solución concentrada de sulfato cúprico (CuSO4), se observa que, al cabo de algún tiempo, la placa de zinc queda recubierta de una capa de cobre metálico. La ecuación química que describe el proceso es:

Zn0 + CuSO4 Cu0 + ZnSO4

Tanto el sulfato cúprico como el sulfato de zinc son compuestos iónicos que ya sea fundido o en solución acuosa se disocian en los iones correspondientes:

Zn0 + Cu2+ + SO42- Cu0 + Zn2+ + SO42-

Como el ion sulfato aparece en ambos lados de la ecuación, esta se puede aparecer en ambos lados de la ecuación, esta se puede escribir de manera más sencilla.

Cu2+ + Zn2+ Cu0 + Zn2+

Esta reacción iónica nos indica que durante la reacción, el átomo de zinc eléctricamente neutrón al principio, se ha transformado en el ion Zn2+ para lo cual ha tenido que ceder 2 electrones. Por el contrario, el ion Cu2+ se ha convertido en un átomo de cobre sin carga eléctrica, Cu0, para lo cual tuvo que aceptar 2 electrones.

3.2. Celdas Electroquímicas

3.2.1. Generalidades

Las reacciones de óxido---reducción que ocurre espontáneamente, pueden ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos fenómenos. Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas galvánicas o voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este proceso. En una celda electroquímica los reactivos se mantienen en compartimentos separados o semiceldas, en las cuales se realizan las semi---reacciones de oxidación y reducción separadamente. Una semicelda consta de una barra de metal que funciona como electrodo y que se sumerge en una solución acuosa compuesta por iones del mismo metal, provenientes de una sal de éste. Los electrodos de cada semicelda, se comunican a través de un circuito eléctrico externo, por el que viajan los electrones desde el agente reductor hasta el agente oxidante. Estos dispositivos son el fundamento de las pilas y baterías que usamos a diario.

A manera de ejemplo, analicemos una celda electroquímica

Imagen 3.2.1

Para la reacción entre sulfato de cobre y el zinc, mencionada posteriormente, conocida como pila de Daniell. En esta, una de las semiceldas contiene sulfato de zinc (ZnSO4), la otra contiene sulfato de cobre (CuSO4) y ambas se encuentran conectadas a través de un circuito conductor de la electricidad, cuyos electrodos son, respectivamente, una barra de zinc y una barra de cobre. Los electrones producidos durante la oxidación del Zn viajan a través del circuito, desde el Cu2+ . Adicionalmente, las celdas electroquímicas presentan un tubo de vidrio lleno de una solución salina, conductora de la electricidad, que comunica las dos semiceldas y que se conoce como puente salino. En este caso el puente salino contiene iones , pasan de un lado a otro con el fin de equilibrar las cargas en las semiceldas, debido al desequilibrio generado por el flujo de electrones desde el polo reductor. El electrodo de Zn presenta

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