ZINC: HISTOIRE, PROPRIÉTÉS, STRUCTURE, RISQUES, UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le zinc est un métal de transition appartenant au groupe 12 du tableau périodique et est représenté par le symbole chimique Zn. C'est l'élément numéro 24 en abondance dans la croûte terrestre, trouvé dans les minéraux soufrés, comme la sphalérite, ou les carbonates, comme la smitsonite.

C'est un métal très connu dans la culture populaire; les toits de zinc en sont un exemple, tout comme les suppléments pour réguler les hormones mâles. Il se trouve dans de nombreux aliments et est un élément essentiel pour d'innombrables processus métaboliques. Il y a plusieurs avantages de son apport modéré par rapport aux effets négatifs de son excès dans l'organisme.

Toit en alliage de zinc du Riverside Museum. Source: Eoin

Le zinc était connu bien avant ses aciers galvanisés couleur argent et autres métaux. Le laiton, alliage de composition variée de cuivre et de zinc, fait partie des objets historiques depuis des milliers d'années. Aujourd'hui, sa couleur dorée est souvent vue dans certains instruments de musique.

De même, c'est un métal avec lequel les piles alcalines sont fabriquées, car son pouvoir réducteur et sa facilité à donner des électrons en font une bonne option en tant que matériau anodique. Son utilisation principale est de galvaniser les aciers, de les enduire d'une couche de zinc qui s'oxyde ou se sacrifie pour empêcher le fer en dessous de se corroder ultérieurement.

Dans ses composés dérivés, il a presque toujours un indice ou un état d'oxydation de +2. Par conséquent, l'ion Zn ²⁺ est considéré comme enveloppé par des environnements moléculaires ou ioniques. Bien que le Zn ²⁺ soit un acide de Lewis qui peut causer des problèmes dans les cellules, coordonné avec d'autres molécules, il interagit positivement avec les enzymes et l'ADN.

Ainsi, le zinc est un cofacteur important pour de nombreuses métallo-enzymes. Malgré sa biochimie extrêmement importante et l'éclat de ses éclairs verdâtres et de ses flammes lorsqu'il brûle, dans le monde de la science, il est considéré comme un métal «ennuyeux»; depuis, ses propriétés n'ont pas l'attractivité des autres métaux, ainsi que son point de fusion est considérablement plus bas que le leur.

L'histoire

Antiquité

Le zinc a été manipulé pendant des milliers d'années; mais d'une manière inaperçue, puisque les civilisations anciennes, y compris les Perses, les Romains, les Transylvains et les Grecs, fabriquaient déjà des objets, des pièces de monnaie et des armes en laiton.

Par conséquent, le laiton est l'un des plus anciens alliages connus. Ils l'ont préparé à partir de la calamine minérale, Zn ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ · H ₂ O, qu'ils ont broyée et chauffée en présence de laine et de cuivre.

Au cours du processus, les petites quantités de zinc métallique qui auraient pu se former se sont échappées sous forme de vapeur, ce qui a retardé son identification en tant qu'élément chimique pendant des années. Au fil des siècles, le laiton et les autres alliages ont augmenté leur teneur en zinc, paraissant plus grisâtre.

Au XIVe siècle, en Inde, ils avaient déjà réussi à produire du zinc métallique, qu'ils appelaient Jasada et le commercialisaient alors avec la Chine.

Et ainsi les alchimistes ont pu l'acquérir pour mener à bien leurs expériences. C'est le célèbre personnage historique Paracelse qui l'a nommé «zincum», peut-être à cause de la ressemblance entre les cristaux de zinc et les dents. Petit à petit, au milieu d'autres noms et de cultures diverses, le nom de «zinc» a fini par cailler pour ce métal.

Isolement

Bien que l'Inde produise déjà du zinc métallique depuis les années 1300, cela provenait de la méthode qui utilisait la calamine avec la laine; ce n'était donc pas un échantillon métallique d'une pureté considérable. William Champion a amélioré cette méthode en 1738, en Grande-Bretagne, en utilisant un four à cornue verticale.

En 1746, le chimiste allemand Andreas Sigismund Marggraf obtient pour la "première fois" un échantillon de zinc pur en chauffant de la calamine en présence de charbon de bois (meilleur réducteur que la laine), à ​​l'intérieur d'un récipient contenant du cuivre. Cette façon de produire du zinc s'est développée commercialement et en parallèle avec celle de Champion.

Plus tard, des procédés ont été développés qui sont finalement devenus indépendants de la calamine, en utilisant plutôt de l'oxyde de zinc; en d'autres termes, très similaire au processus pyrométallurgique actuel. Les fours se sont également améliorés, étant capables de produire des quantités croissantes de zinc.

Jusque-là, il n'existait toujours aucune application nécessitant d'énormes quantités de zinc; mais cela a changé avec les contributions de Luigi Galvani et Alessandro Volta, qui ont cédé la place au concept de galvanisation. Volta a également mis au point ce que l'on appelle une cellule galvanique, et le zinc a rapidement fait partie de la conception des cellules sèches.

Proprietes physiques et chimiques

Apparence physique

C'est un métal grisâtre, généralement disponible sous forme de granulés ou de poudre. Il est physiquement faible, donc ce n'est pas un bon choix pour les applications où il doit supporter des objets lourds.

De même, il est cassant, bien que lorsqu'il est chauffé au-dessus de 100 ºC, il devient malléable et ductile; jusqu'à 250 ºC, température à laquelle il redevient cassant et pulvérisable.

Masse molaire

65,38 g / mol

Numéro atomique (Z)

30

Point de fusion

419,53 ° C Ce bas point de fusion indique sa faible liaison métallique. Une fois fondu, il a une apparence similaire à l'aluminium liquide.

Point d'ébullition

907 ºC

La température d'auto-inflammation

460 ºC

Densité

-7,14 g / mL à température ambiante

-6,57 g / mL au point de fusion, c'est-à-dire juste au moment de la fusion ou de la fusion

Température de fusion

7,32 kJ / mol

Chaleur de vaporisation

115 kJ / mol

Capacité thermique molaire

25 470 J / (mol K)

Electronégativité

1,65 sur l'échelle de Pauling

Énergies d'ionisation

-Premier: 906,4 kJ / mol (Zn ⁺ gaz)

-Second: 1733,3 kJ / mol (Zn ²⁺ gazeux)

-Troisième: 3833 kJ / mol (Zn ³⁺ gazeux)

Radio atomique

Empirique 134 pm

Rayon covalent

122 ± 16 h

Dureté Mohs

2.5. Cette valeur est considérablement inférieure par rapport à la dureté d'autres métaux de transition, à savoir le tungstène.

Ordre magnétique

Diamagnétique

Conductivité thermique

116 W / (m K)

Résistivité électrique

59 nΩm à 20 ° C

Solubilité

Il est insoluble dans l'eau tant que sa couche d'oxyde le protège. Une fois éliminé par l'attaque d'un acide ou d'une base, le zinc finit par réagir avec l'eau pour former le complexe aqueux, Zn (OH ₂) ₆ ²⁺, plaçant le Zn ²⁺ au centre d'un octaèdre limité par des molécules d'eau.

Décomposition

Lorsqu'il brûle, il peut libérer des particules toxiques de ZnO dans l'air. Dans le processus, une flamme verdâtre et une lumière rougeoyante sont observées.

Réactions chimiques

Réaction entre le zinc et le soufre à l'intérieur d'un creuset où la couleur bleu verdâtre des flammes est appréciée. Source: Eoin

Le zinc est un métal réactif. A température ambiante, il peut non seulement être recouvert d'une couche d'oxyde, mais aussi de carbonate basique, Zn ₅ (OH) ₆ (CO ₃) ₂, voire de soufre, ZnS. Lorsque cette couche de composition variée est détruite par l'attaque d'un acide, le métal réagit:

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

Équation chimique correspondant à sa réaction avec l'acide sulfurique et:

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

Avec de l'acide chlorhydrique. Dans les deux cas, bien que non écrit, le complexe aqueux Zn (OH ₂) ₆ ^{2+ est présent}; sauf si le milieu est basique, car il précipite sous forme d'hydroxyde de zinc, Zn (OH) ₂:

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

Qui est un hydroxyde blanc, amorphe et amphotère, capable de continuer à réagir avec plus d'ions OH ^-:

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

Zn (OH) ₄ ^2- est l'anion zincate. En effet, lorsque le zinc réagit avec une base aussi forte, telle que le NaOH concentré, le complexe de zincate de sodium, Na ₂, est produit directement:

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

De même, le zinc peut réagir avec des éléments non métalliques, tels que les halogènes à l'état gazeux ou le soufre:

Zn (s) + I ₂ (g) → ZnI ₂ (s)

Zn (s) + S (s) → ZnS (s) (image du haut)

Les isotopes

Le zinc existe dans la nature sous forme de cinq isotopes: ⁶⁴ Zn (49,2%), ⁶⁶ Zn (27,7%), ⁶⁸ Zn (18,5%), ⁶⁷ Zn (4%) et ⁷⁰ Zn (0,62 %). Les autres sont synthétiques et radioactifs.

Structure et configuration électronique

Les atomes de zinc cristallisent en une structure hexagonale compacte mais déformée (hcp), un produit de leur liaison métallique. Les électrons de valence qui régissent de telles interactions sont, selon la configuration électronique, ceux appartenant aux orbitales 3d et 4s:

3d ¹⁰ 4s ²

Les deux orbitales sont complètement remplies d'électrons, de sorte que leur chevauchement n'est pas très efficace, même lorsque les noyaux de zinc exercent une force d'attraction sur eux.

Par conséquent, les atomes de Zn ne sont pas très cohésifs, ce qui se reflète dans leur bas point de fusion (419,53 ° C) par rapport aux autres métaux de transition. En fait, il s'agit d'une caractéristique des métaux du groupe 12 (avec le mercure et le cadmium), de sorte qu'ils se demandent parfois s'ils devraient vraiment être considérés comme des éléments du bloc d.

Bien que les orbitales 3d et 4s soient pleines, le zinc est un bon conducteur d'électricité; par conséquent, ses électrons de valence peuvent "sauter" dans la bande de conduction.

Numéros d'oxydation

Il est impossible pour le zinc de perdre ses douze électrons de valence ou d'avoir un indice ou un état d'oxydation de +12, en supposant l'existence du cation Zn ¹²⁺. Au lieu de cela, il ne perd que deux de ses électrons; spécifiquement ceux de l'orbitale 4s, se comportant de manière similaire aux métaux alcalino-terreux (M. Becambara).

Lorsque cela se produit, on dit que le zinc participe au composé avec un indice ou un état d'oxydation de +2; c'est-à-dire en supposant l'existence du cation Zn ²⁺. Par exemple, dans son oxyde, ZnO, le zinc a cet indice d'oxydation (Zn ²⁺ O ^2-). Il en va de même pour de nombreux autres composés, en venant à penser que seul le Zn (II) existe.

Cependant, il y a aussi Zn (I) ou Zn ⁺, qui n'a perdu qu'un des électrons de l'orbitale 4s. Un autre indice d'oxydation possible pour le zinc est 0 (Zn ⁰), où ses atomes neutres interagissent avec des molécules gazeuses ou organiques. Par conséquent, il peut être présenté comme Zn ²⁺, Zn ⁺ ou Zn ⁰.

Comment est-il obtenu

Matière première

Échantillon minéral de sphalérite de Roumanie. Source: James St.John

Le zinc occupe la vingt-quatrième position des éléments les plus abondants de la croûte terrestre. On le trouve généralement dans les minéraux soufrés, répartis sur toute la planète.

Pour obtenir le métal sous sa forme pure, il faut d'abord collecter les roches situées dans des tunnels souterrains et concentrer les minéraux riches en zinc, qui représentent la véritable matière première.

Ces minéraux comprennent: la sphalérite ou wurzite (ZnS), la zincite (ZnO), la willémite (Zn ₂ SiO ₄), la smitsonite (ZnCO ₃) et la gahnite (ZnAl ₂ O ₄). La sphalérite est de loin la principale source de zinc.

Calcination

Une fois le minéral concentré après un processus de flottation et de purification des roches, il doit être calciné pour transformer les sulfures en leurs sulfures respectifs. Dans cette étape, le minéral est simplement chauffé en présence d'oxygène, développant la réaction chimique suivante:

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

Le SO ₂ réagit également avec l'oxygène pour générer du SO ₃, un composé destiné à la synthèse de l'acide sulfurique.

Une fois le ZnO obtenu, il peut être soumis soit à un procédé pyrométallurgique, soit à une électrolyse, dont le résultat final est la formation de zinc métallique.

Processus pyrométallurgique

Le ZnO est réduit à l'aide de charbon (minéral ou coke) ou de monoxyde de carbone:

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

ZnO (s) + CO (g) → Zn (g) + CO ₂ (g)

La difficulté rencontrée par ce procédé est la génération de zinc gazeux, du fait de son bas point d'ébullition, qui est surmonté par les températures élevées du four. C'est pourquoi les vapeurs de zinc doivent être distillées et séparées des autres gaz, tandis que leurs cristaux se condensent sur du plomb fondu.

Processus électrolytique

Des deux méthodes pour l'obtenir, c'est la plus utilisée dans le monde. Le ZnO réagit avec l'acide sulfurique dilué pour lessiver les ions zinc sous forme de sel sulfate:

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

Enfin cette solution est électrolysée pour générer du zinc métallique:

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

Des risques

Dans la sous-section sur les réactions chimiques, il a été mentionné que l'hydrogène gazeux est l'un des principaux produits lorsque le zinc réagit avec l'eau. C'est pourquoi, à l'état métallique, il doit être correctement stocké et hors de portée des acides, des bases, de l'eau, du soufre ou de toute source de chaleur; sinon, il y a un risque d'incendie.

Plus le zinc est finement divisé, plus le risque d'incendie voire d'explosion est grand.

Sinon, tant que la température n'est pas proche de 500 ºC, sa forme solide ou granuleuse ne présente aucun danger. S'il est recouvert d'une couche d'oxyde, il peut être manipulé à mains nues, car il ne réagit pas avec leur humidité; cependant, comme tout solide, il est irritant pour les yeux et les voies respiratoires.

Bien que le zinc soit essentiel pour la santé, une dose excessive peut provoquer les symptômes ou effets secondaires suivants:

- Nausées, vomissements, indigestion, maux de tête et estomac ou diarrhée.

- Il déplace le cuivre et le fer lors de leur absorption dans l'intestin, ce qui se traduit par une faiblesse croissante des extrémités.

- Calculs rénaux.

- Perte de l'odorat.

Applications

- Métal

Alliages

De nombreux instruments de musique sont en laiton, en alliage de cuivre et de zinc. Source: Pxhere.

Le zinc est peut-être l'un des métaux, avec le cuivre, qui forme les alliages les plus populaires: le laiton et le fer galvanisé. Le laiton a été observé à de nombreuses reprises lors d'un orchestre musical, car la lueur dorée des instruments est due en partie audit alliage de cuivre et de zinc.

Le zinc métallique lui-même n'a pas beaucoup d'utilisations, bien qu'enroulé, il serve d'anode aux cellules sèches et, sous forme de poudre, il est conçu comme un agent réducteur. Lorsqu'une couche de ce métal est électrodéposée sur une autre, la première protège la seconde de la corrosion car elle est plus sensible à l'oxydation; c'est-à-dire que le zinc s'oxyde avant le fer.

C'est pourquoi les aciers sont galvanisés (revêtus de zinc) pour augmenter leur durabilité. Des exemples de ces aciers galvanisés sont également présents dans les toitures sans fin en «zinc», dont certaines sont recouvertes d'une couche de peinture verte, et dans les carrosseries d'autobus, les ustensiles ménagers et les ponts suspendus.

Il existe également l'aluzinc, un alliage aluminium-zinc utilisé dans les constructions civiles.

Agent réducteur

Le zinc est un bon agent réducteur, il perd donc ses électrons pour qu'une autre espèce en gagne; en particulier un cation métallique. Sous forme de poudre, son action réductrice est encore plus rapide que celle des granulés solides.

Il est utilisé dans les processus d'obtention de métaux à partir de leurs minéraux; comme le rhodium, l'argent, le cadmium, l'or et le cuivre.

De même, son action réductrice est utilisée pour réduire les espèces organiques, qui peuvent être impliquées dans l'industrie pétrolière, comme le benzène et l'essence, ou dans l'industrie pharmaceutique. D'autre part, la poussière de zinc trouve également une application dans les piles alcalines de zinc-dioxyde de manganèse.

Divers

En raison de sa réactivité et de sa combustion plus énergique, la poussière de zinc trouve son utilité comme additif dans les têtes d'allumettes, dans les explosifs et les feux d'artifice (elles donnent des éclairs blancs et des flammes verdâtres).

- Composés

Sulfure

Horloge avec peinture phosphorescente sur les aiguilles et les heures. Source: Francis Flinch

Le sulfure de zinc a la propriété d'être phosphorescent et luminescent, c'est pourquoi il est utilisé dans la production de peintures lumineuses.

Oxyde

La couleur blanche de son oxyde, ainsi que sa semi et photoconductivité, est utilisée comme pigment pour les céramiques et papiers. De plus, il est présent dans le talc, les cosmétiques, les caoutchoucs, les plastiques, les tissus, les médicaments, les encres et les émaux.

Complément alimentaire

Notre corps a besoin de zinc pour remplir bon nombre de ses fonctions vitales. Pour l'acquérir, il est incorporé dans certains compléments nutritionnels sous forme d'oxyde, de gluconate ou d'acétate. Il est également présent dans les crèmes pour soulager les brûlures et les irritations cutanées, et dans les shampooings.

Certains avantages connus ou associés à la prise de zinc sont:

- Améliore le système immunitaire.

- C'est un bon anti-inflammatoire.

- Réduit les symptômes gênants du rhume.

- Empêche les dommages cellulaires dans la rétine, il est donc recommandé pour la vision.

- Il aide à réguler les taux de testostérone et est également associé à la fertilité des hommes, à la qualité de leur sperme et au développement du tissu musculaire.

- Régule les interactions entre les neurones du cerveau, c'est pourquoi il est lié à des améliorations de la mémoire et de l'apprentissage.

-Et aussi, il est efficace dans le traitement de la diarrhée.

Ces suppléments de zinc sont disponibles dans le commerce sous forme de capsules, de comprimés ou de sirops.

Rôle biologique

Dans l'anhydrase carbonique et la carboxypeptidase

On pense que le zinc fait partie de 10% des enzymes totales du corps humain, soit environ 300 enzymes. Parmi eux, on peut citer l'anhydrase carbonique et la carboxypeptidase.

L'anhydrase carbonique, une enzyme dépendante du zinc, agit au niveau des tissus en catalysant la réaction du dioxyde de carbone avec l'eau pour former du bicarbonate. Lorsque le bicarbonate atteint les poumons, l'enzyme inverse la réaction et du dioxyde de carbone se forme, qui est expulsé vers l'extérieur pendant l'expiration.

La carboxypeptidase est une exopeptidase qui digère les protéines, libérant des acides aminés. Le zinc agit en fournissant une charge positive qui facilite l'interaction de l'enzyme avec la protéine qu'il digère.

Dans le fonctionnement de la prostate

Le zinc est présent dans différents organes du corps humain, mais il a la concentration la plus élevée dans la prostate et dans le sperme. Le zinc est responsable du bon fonctionnement de la prostate et du développement des organes reproducteurs mâles.

Doigts de zinc

Le zinc est impliqué dans le métabolisme de l'ARN et de l'ADN. Les doigts de zinc (doigts de Zn) sont constitués d'atomes de zinc qui servent de ponts de liaison entre les protéines, qui, ensemble, sont impliquées dans diverses fonctions.

Les doigts en zinc sont utiles pour lire, écrire et transcrire l'ADN. En outre, il existe des hormones qui les utilisent dans des fonctions associées à l'homéostasie de la croissance dans tout le corps.

Dans la régulation du glutamate

Le glutamate est le principal neurotransmetteur excitateur du cortex cérébral et du tronc cérébral. Le zinc s'accumule dans les vésicules présynaptiques glutaminergiques, intervenant dans la régulation de la libération du neurotransmetteur glutamate et dans l'excitabilité neuronale.

Il est prouvé qu'une libération exagérée du neurotransmetteur glutamate peut avoir une action neurotoxique. Par conséquent, il existe des mécanismes qui régulent sa libération. L'homéostasie du zinc joue ainsi un rôle important dans la régulation fonctionnelle du système nerveux.

Références

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