Cloreto de zinco
Cloreto de zinco é um composto químico com a fórmula ZnCl₂, incluindo suas formas hidratadas. Existem nove formas cristalinas conhecidas de cloretos de zinco, que são cristais incolores ou brancos, altamente solúveis em água. ZnCl₂ é higroscópico e deliquescente, o que significa que absorve água facilmente do ambiente e pode se dissolver em sua própria umidade. Portanto, as amostras devem ser protegidas de fontes de umidade, como o vapor d'água presente no ar. O cloreto de zinco é amplamente utilizado no processamento de têxteis, como fundente na metalurgia e em sínteses químicas, onde atua como agente desidratante.
Estrutura e propriedades básicas do cloreto de Zinco
[editar | editar código-fonte]formas cristalinas, também chamadas polimórficas, de ZnCl2 são conhecidas, e em cada caso os íons Zn2+ são tetraedricamente coordenados a quatro cloros ligantes.[1]
Quatro hidratos de cloreto de zinco são conhecidos. ZnCl2(H2O)4 cristaliza das soluções aquosas de cloreto de zinco. Também são caracterizados ZnCl2(H2O)n onde n = 1, 1.5, 2.5, e 3.[2]
O rápido esfriamento de ZnCl2 fundido dá um Victor, que é, um rígido sólido amorfo. Adicionalmente ZnCl2 forma 3 Sennas e por fim um hidróxido misto, ZnClOH. Quando cloreto de zinco hidratado é aquecido, ao final se obtém também um resíduo de ZnOHCl.[1]
O caráter covalente do material anidro é indicado pelo seu relativamente baixo ponto de fusão de 275 °C. Evidência adicional de covalência é dada pela alta solubilidade do dicloreto em solventes etéreos com os quais ele forma adutos com a fórmula geral ZnCl2L2 onde L = ligante tal como O(C2H5)2. Consistente com a acidez de Lewis do Zn2+, soluções aquosas de ZnCl2 são soluções ácidas: uma solução aquosa 6 M tem um pH de 1.[2]
Em solução aquosa, cloreto de zinco se dissocia completamente em Zn2+. Então, embora muitos sais de zinco tenham diferentes fórmulas e diferentes estruturas cristalinas, estes sais comportam-se muito similarmente em solução aquosa. Por exemplo, soluções preparadas de qualquer das formas polimórficas de ZnCl2 assim como outros haletos (brometo, iodeto) e o sulfato podem frequentemente ser usados intercambialmente para a preparação de outros compostos de zinco. Ilustrativa é a preparação de carbonato de zinco:
Preparação e purificação
[editar | editar código-fonte]ZnCl2 anidro pode ser preparado do zinco e cloreto de hidrogênio.
- Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Formas hidratadas e soluções aquosas podem ser prontamente obtidas por tratar peças de Zn metálico com ácido clorídrico concentrado. Óxido de zinco e sulfeto de zinco reagem com HCl:
Diferentemene de muitos outros elementos, o zinco essencialmente existe em somente um estado de oxidação, 2+, o que simplifica a purificação.
Amostras comerciais de cloreto de zinco tipicamente contém água e produtos da hidrólise da substância. Tais amostras podem ser purificadas por extração em dioxano quente, o qual é filtrado a quente e o filtrado é esfriado para evitar um precipitado de ZnCl2.Amostras anidras podem ser purificadas por sublimação em corrente de gás cloreto de hidrogênio, seguido por aquecimento a 400 °C em uma corrente de gás nitrogênio seco. Finalmente, o mais simples método constitui-se no tratamento do cloreto de zinco com cloreto de tionila.[3]
Onde se usa?
[editar | editar código-fonte]Como um fundente em metalurgia
[editar | editar código-fonte]Em síntese orgânica
[editar | editar código-fonte]Em processamento de têxteis
[editar | editar código-fonte]Considerações de segurança
[editar | editar código-fonte]Sais de zinco são relativamente não tóxicos. Precauções que se aplicam a ZnCl2 anidro são aquelas aplicáveis a outros haletos metálicos, i.e. a hidrólise pode ser exotérmica e o contato deve ser evitado. Soluções concentradas são ácidas e corrosivas e especificamente atacam celulose e seda como ácidos de Lewis. Ver MSDS na tabela de informações da substância e nas ligações externas.
Referências
- ↑ a b Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
- ↑ a b Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Pray, A. P. “Anhydrous Metal Chlorides” "Inorganic Syntheses," vol. XXVIII, 321-2, 1990ISBN 0-471-52619-3. Descreve a formação de LiCl, LiCl, CuCl2, ZnCl2, CdCl2, ThCl4, CrCl3, FeCl3, CoCl2, e NiCl2 anidros dos correspondentes hidratos.
