El zinc es un metal de color blanco azulado, que actúa como divalente, teniendo en su último nivel la estructura ns2, siendo n igual a 4, y en el penúltimo nivel contiene 18 electrones. El zinc, junto con cadmio y mercurio, constituye el grupo IIB de la tabla periódica, con la siguiente estructura electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
Nº ATOMICO |
K |
L |
M |
N |
30 |
2 |
8 |
18 |
2 |
No existen isótopos radioactivos naturales del zinc. El Peso atómico es 65,38. La distribución de los isótopos es:
64 – 48,9%; 66 – 27,8%; 68 – 18,6%; 67 – 4,0 %; 70 – 0,7%.
Otras propiedades:
| Densidad a 20º C (g/cm3) | 7,14 | |
| Volumen atómico (cm3) | 9,17 | |
| Radio atómico (Å) | 1,249 | |
| Radio del ion M++ (Å) | 0,74 | |
| Potencial de ionización (ev) | 1º ... 9,391 | 2º ... 17,89 |
| Punto de fusión (ºC) | 419,4 | |
| Punto de ebullición(ºC) | 907 a 760 m/m de Hg | |
| Calor específico (cal/gºC) | 0,0925 |
Es
bastante quebradizo a la temperatura ordinaria, pero calentado entre 100 y 150º
C es blando y maleable, de manera que puede ser laminado y estirado en hilos
por medio de rodillos calientes, manteniendo después su flexibilidad al enfriarse.
De 200 a 300º C se vuelve de nuevo quebradizo.
Los estados de valencia normales son Zn(0) y Zn(II). No existen compuestos naturales de Zn(I), aunque Zn H y Zn Br y Zn Cl son conocidos mediante espectrografía. El zinc es generalmente divalente y puede tomar dos electrones para formar un compuesto electrovalente como el carbonato de zinc (Zn CO3). Forma compuesto orgánico como Zn R2 (R = Me, Ez, n-Pr, n-Bu, ...) o Me Zn x ( X = Br, Cl), también forma complejos con ligandos aniónicos, catiónicos o neutros.
El aire seco ataca de forma muy leve al zinc a temperatura ambiente, aunque por encima de los 200ºC presenta una rápida oxidación. Con cierta humedad en presencia de CO2, se forma un carbonato básico hidratado que confiere cierta resistencia y protección.
El metal se disuelve con la mayoría de los ácidos minerales, pero el zinc de alta pureza, resiste el ataque del ácido sulfúrico diluido debido a la sobretensión de hidrógeno (de hecho la electrolisis depende enteramente de esta propiedad).
En forma granulada o pulverulenta el zinc es ampliamente utilizado como precipitante, siendo reductor de iones tales como los férricos, manganatos y cromatos.
El metal es químicamente activo, y desplaza el hidrógeno de los ácidos diluidos, aunque su acción es muy lenta cuando es puro. Calentado suficientemente en el aire, arde con llama verdosa, dando oxido de zinc blanco. El zinc es soluble en los álcalis a ebullición, dando cincatos solubles
Zn + 2OH- + 2H2O = Zn(OH)4= + H2↑
Aunque el zinc es un metal muy activo y se oxida rápidamente en el aire, la capa molecular de óxido de zinc que se forma impide toda corrosión ulterior.
Con el agua no desprende hidrógeno, lo que se atribuye a la formación sobre su superficie de una capa protectora de hidróxido (Zn(OH)2); si aumentamos la superficie del zinc en contacto con el agua, se hace observable la acción del agua sobre él; así el polvo de zinc, a la temperatura ambiente, descompone el agua según la ecuación:
Zn + 2H2O = Zn(OH)2 + H2
El zinc al rojo descompone al vapor de agua, transformándose en óxido y al anhídro carbónico convirtiéndolo en monóxido de carbono según la ecuación:
Zn + CO2 = ZnO + CO