Obtención del zinc

El zinc es un metal blando, químicamente reactivo, así reacciona con ácido diluídos para dar el ion zinc:

Zn (s) + 2 H+ (ac) → Zn 2+ (ac) + H2 (g)

Dicho metal, también arde cuando se calienta suavemente con cloro gaseoso:

Zn (s) + Cl2 (g) → ZnCl2 (s)

La fuente principal de zinc es el sulfuro de zinc, ZnS, una mena que se conoce con el nombre de blenda de zinc y se encuentra en Australia, Canadá y Estados Unidos. La extracción del metal no es sencilla, como muestra el conocido diagrama de Ellingham.

En el caso de los óxidos, la línea del carbono-oxígeno, tiene una energía libre baja que se vuelve aún más negativa según aumentamos la temperatura. En cuanto a la línea del carbono- azufre, tanto el cambio de energía libre como la pendiente son cercanas a cero. La diferencia existente entre las líneas se explica en parte por la gran diferencia entre los valores de entalpía de formación, que refleja el hecho de que el enlace C=S es mucho más débil que el enlace C=O. El resultado es que la reducción de los sulfuros con carbono es poco práctica.

C(s) + ¼ S8 (s) → CS2 (l) ; AHº = +117 kJ.mol-1

C(s) + O2(g) → CO2(g) ; AHº = -394 kJ.mol-1

Sin embargo, en el diagrama de Ellingham, también se muestra que la línea azufre-oxígeno se encuentra por debajo de la línea de zinc-sulfuro de zinc, relación que indica que podemos usar la oxidación del ion sulfuro con dióxigeno como fuente de energía libre para convertir el sulfuro de zinc en óxido de zinc. Así pues, el primer paso en la extracción del zinc es el “ tostado” del sulfuro de zinc en el aire a cerca de unos 800ºC, para convertirlo en el óxido:

2ZnS(s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g); con presencia de calor.

Luego es posible utilizar coque para reducir el óxido a metal, como puede verse en el diagrama para el óxido:

ZnO (s) + C (g) → Zn (g) + CO (g); en presencia de calor.

A diferencia de la fundición de otros metales, las dos líneas no se cruzan sino hasta que el zinc está en la fase gaseosa. De hecho, se usa una temperatura cercana a los 1400ºC. A estas temperaturas, el zinc se vuelve a oxidar fácilmente, por ejemplo si se forma algo de dióxido de carbono:

Zn (g) + CO2 (g) → ZnO (s) + CO (g)

Para evitar esta reacción, se usa un exceso de carbono, de modo que cualquier dióxido de carbono se reduzca a monóxido:

CO2 (g) + C(s) → 2 CO (g)

Además, el gas caliente que se produce se enfría rápidamente rociándolo con plomo fundido. Luego se separan de manera sencilla los metales, porque en la fase líquida el zinc y el plomo son inmiscibles. El zinc flota sobre el plomo, y el plomo se puede reciclar.

El zinc se utiliza principalmente como recubrimiento del hierro, contra la corrosión. Este proceso se llama galvanizado, término que reconoce la naturaleza electroquímica del proceso. En realidad, el metal no es tan reactivo como sería de esperar. Esto se debe a la formación de una capa protectora en aire húmedo. Inicialmente, esta capa es el óxido, pero con el tiempo se forma el carbonato básico, Zn2(OH)2CO3. La ventaja del chapeado con zinc es que éste se oxida preferentemente respecto al hierro, aun cuando está expuesta una parte del mismo. Esto se debe al potencial de reducción más negativo del zinc, en comparación con el del hierro, por lo que el zinc actúa como ánodo de sacrificio:

Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2 e- ; Eº = +0.76 V

Fe2+ (ac) + 2 e- → Fe (s) ; Eº = -0.44 V