Zinc: historia, propiedades, estructura, riesgos, usos

El zinc es un metal de transición que pertenece al grupo 12 de la tabla periódica y viene representado por el símbolo químico Zn. Es el elemento número 24 en abundancia en la corteza terrestre, encontrándose en minerales sulfurados, tales como la esfalerita, o carbonatados, como la esmitsonita.

Es un metal altamente conocido en la cultura popular; las techumbres de zinc son un ejemplo, al igual que los suplementos para regular hormonas masculinas. Se halla en muchos alimentos y es un elemento esencial para infinidades de procesos metabólicos. Son varios los beneficios de su moderada ingesta en comparación a los efectos negativos de su exceso en el organismo.

El zinc se ha conocido desde mucho antes que su color plateado galvanizara los aceros y otros metales. El latón, una aleación de composición variada de cobre y zinc, ha formado parte de objetos históricos desde hace miles de años. Hoy en día su color dorado suele presenciarse en algunos instrumentos musicales.

Asimismo, es un metal con el que se fabrican las pilas alcalinas, pues su poder reductor y facilidad de donar electrones lo vuelve una buena opción como material anódico. Su principal uso es el de galvanizar aceros, recubriéndolos de una capa de zinc que se oxida o sacrifica para impedir que el hierro debajo se corroa posteriormente.

En sus compuestos derivados suele tener casi siempre un número o estado de oxidación de +2. Por lo tanto, se considera al ion Zn²⁺ envuelto de entornos moleculares o iónicos. Si bien el Zn²⁺ es un ácido de Lewis que puede ocasionar problemas dentro de las células, coordinado con otras moléculas interacciona positivamente con las enzimas y el ADN.

Así pues, el zinc es un importante cofactor de muchas metalo-enzimas. A pesar de su enorme importante bioquímica, y del fulgor de sus destellos y llamas verdosas al arder, dentro del mundo de la ciencia se considera un metal “aburrido”; ya que, sus propiedades carecen del atractivo de otros metales, al igual de que su punto de fusión es considerablemente menor al de ellos.

Índice del artículo

• 1 Historia
  • 1.1 Antigüedad
  • 1.2 Aislamiento
• 2 Propiedades físicas y químicas
  • 2.1 Apariencia física
  • 2.2 Masa molar
  • 2.3 Número atómico (Z)
  • 2.4 Punto de fusión
  • 2.5 Punto de ebullición
  • 2.6 Temperatura de autoignición
  • 2.7 Densidad
  • 2.8 Calor de fusión
  • 2.9 Calor de vaporización
  • 2.10 Capacidad calorífica molar
  • 2.11 Electronegatividad
  • 2.12 Energías de ionización
  • 2.13 Radio atómico
  • 2.14 Radio covalente
  • 2.15 Dureza de Mohs
  • 2.16 Orden magnético
  • 2.17 Conductividad térmica
  • 2.18 Resistividad eléctrica
  • 2.19 Solubilidad
  • 2.20 Descomposición
  • 2.21 Reacciones químicas
  • 2.22 Isótopos
• 3 Estructura y configuración electrónica
  • 3.1 Números de oxidación
• 4 Cómo se obtiene
  • 4.1 Materia prima
  • 4.2 Calcinación
  • 4.3 Proceso pirometalúrgico
  • 4.4 Proceso electrolítico
• 5 Riesgos
• 6 Usos
  • 6.1 – Metal
  • 6.2 – Compuestos
• 7 Papel biológico
  • 7.1 En la anhidrasa carbónica y carboxipeptidasa
  • 7.2 En el funcionamiento prostático
  • 7.3 Dedos de zinc
  • 7.4 En la regulación del glutamato
• 8 Referencias

Historia

Antigüedad

El zinc se ha venido manipulando desde hace miles de años; pero de manera desapercibida, pues las antiguas civilizaciones, entre ellas los persas, romanos, transilvanos y griegos, ya fabricaban objetos, monedas y armas de latón.

Por lo tanto, el latón es una de las aleaciones más viejas que se conocen. La preparaban a partir del mineral calamina, Zn₄Si₂O₇(OH)₂·H₂O, el cual molían y calentaban en presencia de lana y cobre.

Durante el proceso, las pequeñas cantidades de zinc metálico que pudieran haberse formado escapaban como vapor, hecho que demoró por años su identificación como elemento químico. A medida que transcurrieron los siglos, los latones y otras aleaciones fueron aumentando su contenido de zinc, luciendo más grisáceos.

En el siglo XIV, en la India, ya habían logrado producir zinc metálico, al cual llamaban Jasada y lo comercializaban por aquel entonces con China.

Y así los alquimistas pudieron adquirirlo para llevar a cabo sus experimentos. Fue el renombrado personaje histórico Paracelsus quien lo denominó ‘zincum’, posiblemente al parecido que había entre los cristales de zinc con los dientes. Poco a poco, en el medio de otros nombres y varias culturas, el nombre ‘zinc’ terminó por cuajar para este metal.

Aislamiento

Si bien la India ya producía zinc metálico desde los años 1300, este provenía del método que empleaba calamina con lana; por lo tanto, no se trataba de una muestra metálica de considerable pureza. William Champion mejoró este método en 1738, Gran Bretaña, empleando un horno de retorta vertical.

En 1746 el químico alemán Andreas Sigismund Marggraf obtuvo por “primera vez” una muestra de zinc puro a partir de calentar la calamina en presencia de carbón vegetal (un mejor agente reductor que la lana), dentro de un recipiente con cobre. Esta manera de producir zinc se desenvolvió comercial y paralelamente con la de Champion.

Luego, se desarrollaron procesos que se independizaron finalmente de la calamina, empleando en su lugar el óxido de zinc; es decir, muy similar al proceso pirometalúrgico actual. Los hornos también mejoraron, siendo capaces de producir cantidades de zinc cada vez mayores.

Hasta entonces todavía no existía una aplicación que demandara enormes cantidades de zinc; pero eso cambió con los aportes de Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes dieron paso al concepto de galvanización. Volta también ideó lo que se conoce como celda galvánica, y pronto el zinc formó parte del diseño de las pilas secas.

Propiedades físicas y químicas

Apariencia física

Es un metal grisáceo, usualmente disponible en forma granulada o de polvo. Físicamente es débil, por lo que no representa una buena opción para aplicaciones donde deba soportar objetos pesados.

Asimismo, es quebradizo, aunque al calentársele por arriba de los 100 ºC se vuelve maleable y dúctil; hasta los 250 ºC, temperatura en el que se torna quebradizo y pulverizable de nuevo.

Masa molar

65,38 g/mol

Número atómico (Z)

30

Punto de fusión

419,53 ºC. Este bajo punto de fusión es indicativo de su débil enlace metálico. Cuando se derrite tiene una apariencia parecida al del aluminio líquido.

Punto de ebullición

907 ºC

Temperatura de autoignición

460 ºC

Densidad

-7,14 g/mL a temperatura ambiente

-6,57 g/mL en el punto de fusión, es decir, justo al derretirse o fundirse

Calor de fusión

7,32 kJ/mol

Calor de vaporización

115 kJ/mol

Capacidad calorífica molar

25.470 J/(mol·K)

Electronegatividad

1,65 en la escala de Pauling

Energías de ionización

-Primera: 906,4 kJ/mol (Zn⁺ gaseoso)

-Segunda: 1733,3 kJ/mol (Zn²⁺ gaseoso)

-Tercera: 3833 kJ/mol (Zn³⁺ gaseoso)

Radio atómico

Empírico 134 pm

Radio covalente

122 ± 4 pm

Dureza de Mohs

2,5. Este valor es considerablemente menor frente a la dureza de otros metales de transición, a decir, el tungsteno.

Orden magnético

Diamagnético

Conductividad térmica

116 W/(m·K)

Resistividad eléctrica

59 nΩ·m at 20 °C

Solubilidad

Es insoluble en agua siempre y cuando lo proteja su capa de óxido. Una vez que esta se remueve por el ataque de un ácido o una base, el zinc termina reaccionando con el agua para formar el acuo complejo, Zn(OH₂)₆²⁺, ubicándose el Zn²⁺ en el centro de un octaedro limitado por moléculas de agua.

Descomposición

Cuando arde puede liberar partículas tóxicas de ZnO al aire. En el proceso, se observa una llama de coloración verdosa y luz resplandeciente.

Reacciones químicas

El zinc es un metal reactivo. A temperatura ambiente no solo puede recubrirlo una capa de óxido, sino además de carbonato básico, Zn₅(OH)₆(CO₃)₂, o incluso de sulfuro, ZnS. Cuando esta capa de variada composición se destruye por el ataque de un ácido, el metal reacciona:

Zn(s) + H₂SO₄(ac)  →  Zn²⁺(ac) + SO₄²⁻(ac) + H₂(g)

Ecuación química correspondiente a su reacción con el ácido sulfúrico y:

Zn(s) + 4 HNO₃(ac)  → Zn(NO₃)₂(ac) + 2 NO₂(g) + 2 H₂O(l)

Con el ácido clorhídrico. En ambos casos, aunque no se escriba, está presente el acuo complejo Zn(OH₂)₆²⁺; excepto si el medio es básico, pues precipita como hidróxido de zinc, Zn(OH)₂:

Zn²⁺(ac)  +  2OH^–(ac)  → Zn(OH)₂(s)

El cual es un hidróxido blanco, amorfo y anfotérico, capaz de seguir reaccionando con más iones OH^–:

Zn(OH)₂(s)  + 2OH^–(ac)  →  Zn(OH)₄^2-(ac)

El Zn(OH)₄^2- es el anión zincato. De hecho, cuando el zinc reacciona con una base tan fuerte, como el NaOH concentrado, se produce directamente el complejo zincato de sodio, Na₂[Zn(OH₄]:

Zn(s) + 2NaOH(ac) + 2H₂O(l)  →  Na₂[Zn(OH₄)](ac)  +  H₂(g)

Asimismo, el zinc puede reaccionar con elementos no metálicos, tales como los halógenos en estado gaseoso o el azufre:

Zn(s) + I₂(g)  →  ZnI₂(s)

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

Isótopos

El zinc existe en la naturaleza como cinco isótopos: ⁶⁴Zn (49,2 %), ⁶⁶Zn (27,7 %), ⁶⁸Zn (18,5 %), ⁶⁷Zn (4 %) y ⁷⁰Zn (0,62 %). Los demás son sintéticos y radiactivos.

Estructura y configuración electrónica

Los átomos de zinc cristalizan en una estructura hexagonal compacta (hcp), aunque distorsionada, producto de su enlace metálico. Los electrones de valencia que rigen tales interacciones son, de acuerdo a la configuración electrónica, aquellos pertenecientes a los orbitales 3d y 4s:

[Ar] 3d¹⁰ 4s²

Ambos orbitales están completamente llenos de electrones, por lo que su solapamiento no es muy efectivo, aun cuando los núcleos de zinc ejercen una fuerza de atracción sobre estos.

En consecuencia, los átomos Zn no se encuentran muy cohesionados, hecho reflejado en su bajo punto de fusión (419,53 ºC) en comparación a otros metales de transición. De hecho, tal es una característica de los metales del grupo 12 (junto al mercurio y cadmio), por lo que a veces ponen en duda si realmente deben considerarse elementos del bloque d.

A pesar de que los orbitales 3d y 4s estén llenos, el zinc es un buen conductor de la electricidad; por lo tanto, sus electrones de valencia pueden “brincar” a la banda de conducción.

Números de oxidación

Es imposible que el zinc pierda sus doce electrones de valencia o tenga un número o estado de oxidación de +12, asumiendo la existencia del catión Zn¹²⁺. En lugar de ello, pierde solo dos de sus electrones; específicamente los del orbital 4s, comportándose de manera similar a los metales alcalinotérreos (Sr. Becambara).

Cuando sucede esto, se dice que el zinc participa en el compuesto con un número o estado de oxidación de +2; es decir, asumiendo la existencia del catión Zn²⁺. Por ejemplo, en su óxido, ZnO, el zinc tiene este número de oxidación (Zn²⁺O^2-). Lo mismo aplica para muchos otros compuestos, llegándose a pensar que solo existe el Zn(II).

No obstante, también existe el Zn(I) o Zn⁺, el cual ha perdido solo uno de los electrones del orbital 4s. Otro número de oxidación posible para el zinc es el 0 (Zn⁰), donde sus átomos neutros interaccionan con moléculas gaseosas u orgánicas. Por lo tanto, puede presentarse como Zn²⁺, Zn⁺ o Zn⁰.

Cómo se obtiene

Materia prima

El zinc se encuentra en la posición número veinticuatro de los elementos más abundantes de la corteza terrestre. Se halla por lo general en minerales sulfurados, distribuidos a lo ancho del planeta.

Para obtener el metal en su forma pura, primero es necesario recolectar las rocas ubicadas en túneles subterráneos y concentrar los minerales ricos en zinc, los cuales representan la verdadera materia prima.

Entre esos minerales se pueden mencionar: esfalerita o wurzita (ZnS), cincita (ZnO), willemita (Zn₂SiO₄), esmitsonita (ZnCO₃) y gahnita (ZnAl₂O₄). La esfalerita es por mucho la principal fuente de zinc.

Calcinación

Una vez el mineral se ha concentrado después de un proceso de flotación y purificación de las rocas, debe calcinarse para transformar los sulfuros en sus respectivos. En este paso simplemente se calienta el mineral en presencia de oxígeno, desarrollándose la siguiente reacción química:

2 ZnS(s) + 3 O₂(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO₂(g)

El SO₂ reacciona también con el oxígeno para generar SO₃, compuesto destinado para la síntesis de ácido sulfúrico.

Una vez que se ha obtenido el ZnO, este puede someterse o bien a un proceso pirometalúrgico, o a una electrólisis, donde el resultado final es la formación de zinc metálico.

Proceso pirometalúrgico

El ZnO se reduce utilizando carbón (mineral o coque) o monóxido de carbono:

2 ZnO(s) + C(s) → 2 Zn(g) + CO₂(g)

ZnO(s) + CO(g) → Zn(g) + CO₂(g)

La dificultad que enfrenta este proceso es la generación de zinc gaseoso, a raíz de su bajo punto de ebullición, el cual es superado por las altas temperaturas del horno. Es por eso que los vapores de zinc deben destilarse y separarse de los otros gases, a la vez que se condensan sus cristales sobre plomo fundido.

Proceso electrolítico

De los dos métodos de obtención, este es el más utilizado a nivel mundial. El ZnO reacciona con ácido sulfúrico diluido para lixiviar los iones de zinc como su sal de sulfato:

ZnO(s) + H₂SO₄(ac) → ZnSO₄(ac) + H₂O(l)

Finalmente esta disolución se electroliza para generar el zinc metálico:

2 ZnSO₄(ac) + 2 H₂O(l) → 2 Zn(s) + 2 H₂SO₄(ac) + O₂(g)

Riesgos

En el subapartado de las reacciones químicas se mencionó que el gas hidrógeno es uno de los principales productos cuando el zinc reacciona con el agua. Es por eso que, en estado metálico, debe estar debidamente almacenado y fuera del alcance de ácidos, bases, agua, azufre o alguna fuente de calor; pues de lo contrario, se corre el riesgo de incendio.

Mientras más finamente dividido esté el zinc, mayor será el riesgo de incendio o inclusive de explosión.

Por lo demás, siempre y cuando la temperatura no esté cerca de los 500 ºC, su forma maciza o granulada no representa ningún peligro. Si está recubierto por una capa de óxido puede manipularse con las manos desnudas, ya que no reacciona con la humedad de las mismas; sin embargo, como cualquier sólido, resulta irritante para los ojos y las vías respiratorias.

Aunque el zinc sea indispensable para la salud, una dosis en exceso puede provocar los siguientes síntomas o efectos laterales:

– Náuseas, vómitos, indigestión, dolores de cabeza y estómago o diarrea.

– Desplaza al cobre y hierro durante su absorción en el intestino, lo cual se refleja en crecientes debilidades en las extremidades.

– Cálculos renales.

– Pérdida del sentido del olfato.

Usos

– Metal

Aleaciones

Quizás el zinc es uno de los metales, junto con el cobre, que forma las aleaciones más conocidas a nivel popular: latón y hierro galvanizado. El latón se ha observado es numerosas ocasiones durante una orquesta musical, pues el brillo dorado de los instrumentos se debe en parte a dicha aleación de cobre y zinc.

El zinc metálico por sí mismo no tiene demasiados usos, aunque enrollado sirve como el ánodo de las pilas secas, y en forma de polvo se destina como agente reductor. Cuando una capa de este metal se electrodeposita sobre otro, el primero protege al segundo de la corrosión al ser más susceptible a oxidarse; es decir, el zinc se oxida antes que el hierro.

Es por eso que los aceros se galvanizan (recubren con zinc) para aumentar su durabilidad. Ejemplos de estos aceros galvanizados también están presentes en sinfines de techumbres  “de zinc”, algunas de las cuales vienen con una capa de pintura verde, y en las carrocerías de autobuses, utensilios domésticos y puentes colgantes.

Igualmente se tiene al aluzinc, una aleación de aluminio-zinc utilizada en construcciones civiles.

Agente reductor

El zinc es un buen agente reductor, por lo que pierde sus electrones para que otra especie los gane; en especial, un catión metálico. Cuando está en forma de polvo su acción reductora es aún más rápida que la del sólido granulado.

Se usa en los procesos de obtención de metales a partir de sus minerales; tales como rodio, plata, cadmio, oro y cobre.

Asimismo, su acción reductora se utiliza para reducir especies orgánicas, las cuales pueden estar involucradas en la industria petrolera, como el benceno y gasolina, o en la industria farmacéutica. Por otra parte, el polvo de zinc también encuentra aplicación en las pilas alcalinas de zinc-dióxido de manganeso.

Misceláneos

El polvo de zinc dada su reactividad y más enérgica combustión, encuentra uso como aditivo en las cabezas de las cerillas, en explosivos y fuegos artificiales (imparten destellos blancos y llamas verdosas).

– Compuestos

Sulfuro

El sulfuro de zinc tiene la propiedad de ser fosforescente y luminiscente, por lo que se utiliza en la elaboración de pinturas luminosas.

Óxido

El color blanco de su óxido, al igual que su semi y foto conductividades, se aprovecha como pigmento de cerámicas y papeles. Además, está presente en el talco, cosméticos, cauchos, plásticos, telas, medicamentos, tintas y esmaltes.

Suplemento nutricional

Nuestro cuerpo necesita de zinc para cumplir muchas de sus funciones vitales. Para adquirirlo, se incorpora en algunos suplementos nutricionales en forma de óxido, gluconato o acetato. También está presente en cremas para aliviar quemaduras e irritaciones de la piel, y en los champuses.

Algunos beneficios conocidos o asociados con la ingesta de zinc son:

– Mejora el sistema inmune.

– Es un buen antiinflamatorio.

– Disminuye los molestos síntomas del resfriado común.

– Previene el daño celular en la retina, por lo que es recomendado para la visión.

– Ayuda a regular los niveles de testosterona y, asimismo, se le asocia con la fertilidad de los hombres, la calidad de su esperma y el desarrollo de tejido muscular.

– Regula las interacciones entre las neuronas cerebrales, por lo que se le vincula con mejoras en la memoria y el aprendizaje.

-Y además, es efectivo en el tratamiento de la diarrea.

Estos suplementos de zinc se consiguen en el mercado como cápsulas, tabletas o siropes.

Papel biológico

En la anhidrasa carbónica y carboxipeptidasa

Se piensa que el zinc forma parte del 10% de total de las enzimas del cuerpo humano, aproximadamente 300 enzimas. Entre ellas pueden mencionarse a la anhidrasa carbónica y a la carboxipeptidasa.

La anhidrasa carbónica, una enzima dependiente del zinc, actúa a nivel tisular catalizando la reacción del dióxido de carbono con el agua para formar bicarbonato. Al llegar el bicarbonato a los pulmones, la enzima revierte la reacción y se forma dióxido de carbono, el cual se expulsa al exterior durante la espiración.

La carboxipeptidasa es una exopeptidasa que digiere las proteínas, liberando los aminoácidos. El zinc actúa suministrando una carga positiva que facilita la interacción de la enzima con la proteína que está digiriendo.

En el funcionamiento prostático

El zinc está presente en diferentes órganos del cuerpo humano, pero presenta la mayor concentración en la próstata y en el semen. El zinc es responsable del buen funcionamiento prostático y en el desarrollo de los órganos reproductivos masculinos.

Dedos de zinc

El zinc interviene en el metabolismo del ARN y el ADN. Los dedos de Zinc (Zn-fingers) consisten en átomos de zinc que sirven de puentes de unión entre proteínas, que en conjunto intervienen en varias funciones.

Los dedos de zinc son útiles en la lectura, escritura y transcripción del ADN. Además, existen hormonas que los usan en funciones asociadas con la homeostasis del crecimiento en todo el organismo.

En la regulación del glutamato

El glutamato es el principal neurotransmisor excitatorio en la corteza cerebral y en el tallo encefálico. El zinc se acumula en las vesículas presinápticas glutaminérgicas, interviniendo en la regulación de la liberación del neurotransmisor glutamato y en la excitabilidad neuronal.

Hay evidencias de que una liberación exagerada del neurotransmisor glutamato puede tener una acción neurotóxica. Por lo tanto, existen mecanismos que regulan su liberación. La homeostasis del zinc juega pues un papel importante en la regulación funcional del sistema nervioso.

Referencias

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (Cuarta edición). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Zinc. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Michael Pilgaard. (16 de julio de 2016). Zinc: chemical reactions. Recuperado de: pilgaardelements.com
4. National Center for Biotechnology Information. (2019). Zinc. PubChem Database. CID=23994. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Wojes Ryan. (25 de junio de 2019). The Properties and Uses of Zinc Metal. Recuperado de: thebalance.com
6. Mr. Kevin A. Boudreaux. (s.f.). Zinc + Sulfur. Recuperado de: angelo.edu
7. Alan W. Richards. (12 de abril de 2019). Zinc processing. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
8. Purity Zinc Metals. (2015). Industry applications. Recuperado de: purityzinc.com
9. Nordqvist, J. (05 de diciembre de 2017). What are the health benefits of zinc? Medical News Today. Recuperado de: medicalnewstoday.com