Цинк

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
30 МедЦинкГалий
-

Zn

Cd
Външен вид
синьо-сив метал синьо-сив метал
Общи данни
Име, символ, № Цинк, Zn, 30
Химическа серия Преходен метал
Група, период, блок 12, 4, d
Свойства на атома
Атомна маса 65,39 u
Атомен радиус (calc) 135 (142) pm
Ковалентен радиус 131 pm
Радиус на ван дер Ваалс 139 pm
Електронна конфигурация [Ar]3d104s2
e- на енергийно ниво 2, 8, 18, 2
Оксидационни с-ния (оксид) 2 (?)
Кристална структура хексагонална
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Плътност 7140 kg/m³
Температура на топене 692,68 K (419,53 °C)
Температура на кипене 1180 K (907 °C)
Моларен обем 9,16*10-3 m³/mol
Специф. топлина на топене 7,322 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 115,3 kJ/mol
Скорост на звука 3700 m/s при 293,15 K
Други
Електроотрицателност 1,65 (скала на Полинг)
Специф. топлинен капацитет 390 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост 16,6*106 S/m
Топлопроводимост 116 W/(m·K)
Йонизационен потенциал ? kJ/mol

Цинкът Zn е химичен елемент, преходен метал. Намира се във 2Б група, четвърти период от периодичната система на елементите. Поредният му номер е 30.

Името му вероятно е дадено от алхимика Парацелз и е свързано с немската дума Zinke. Заслугата за откриването на чистия метал през 1746 г. обикновено се приписва на Андреас Сигизмунд Марграф. Към 1800 година Луиджи Галвани и Алесандро Волта откриват електрохимичните свойства на цинка. Те са от голямо практическо значение, тъй като поцинковането (нанасянето на корозионно-устойчиво покритие чрез галванизация) на стомана е едно от най-честите му практически приложения. Други области на приложение са в производството на батерии и сплави.

От съединенията му най-често се използват цинков карбонат и цинков глюконат (като хранителни добавки), цинков хлорид (в дезодоранти), цинкови комплекси в противопърхотните шампоани, цинков сулфидлуминесцентни бои), и цинков етил или диметил в органичната химия.

История и разпространение[редактиране | edit source]

Цинкът е познат на човечеството от древността. Данни за неговото получаване и употреба има още от XIII век пр.н.е. Той спада към средно разпространените химични елементи - 2,10-3ат.%.

Цинкът е на 24-то място по степен на изобилие в земната кора и се среща изключително в свързано състояние под формата на редица полиметални сулфидни руди, а също и като минералите сфалерит (ZnS) и смитсонит (ZnCO3). Други минерали с промишлено значение са цинкит (ZnO), вилемит (Zn2SiO4), троостит (Zn,Mg)2SiO4, франклинит (Zn,Mg)O.Fe2O и др. Най-разработваната цинкова руда е сфалерит, а най-големи залежи, подходящи за промишлен добив, има в Австралия, Азия, САЩ, Канада и Перу.

Цинкът е познат от древни времена под формата на медна сплав - месинг. Месингът се получавал от мед, която се стапяла със "земя", известна на древните гърци като "кадмия". Тази земя впоследствие се оказала цинков карбонат (ZnCO3), който е получил и минераложкото название смитсонит. Като чист метал цинкът е получен в края на Средновековието, а в по-големи количества започва да се получава едва в края на XVIII в.

Строеж на атома[редактиране | edit source]

Атомът на елемента се отличава с устойчива d10-конфигурация в предпоследния (трети) електронен слой и с два s-електрона в последния. Поредният му номер Zn е равен на 30, т.е. той има 30 протона в ядрото си и 30 електрона в електронната си обвивка. Електронната му конфигурация има вида

1s22s22p63s23p63d104s2

Характерната за цинка атомна маса е равна на 65,37 а.е.м., атомният му радиус е 0,139 nm, а електроотрицателността му - 1,4 eV.

Химичните свойства на цинка са подобни на тези на преходните метали никел и мед, макар че той има запълнена s-обвивка, така че неговите съединения са диамагнити и предимно безцветни.[1]

Йонният му радиус е почти идентичен с този на магнезия и поради това някои от техните соли имат еднаква кристална структура [2] и там, където йонният радиус е определящ фактор, цинкът и магнезият имат подобни химични характеристики.

Цинкът има йонен радиус 0,074 nm, който е много по-малък от тези на представителите на IIА група, а характерната за него йонизационна енергия е значително по-голяма - 9,39 eV. Затова и активността на този елемент е значително по-малка. Поради стабилността на d10-конфигурацията характерната степен на окисление на този елемент е +2. Химичните връзки се образуват с участието на двата s-електрона. Проявява подчертана склонност към комплексообразуване [3].

Изотопи[редактиране | edit source]

Цинкът има пет стабилни изотопа. 64Zn е най-често срещан в природата (48.63%).[4] Този изотоп има толкова дълъг период на полуразпад (4,3х1018години) [5], че неговата радиоактивност може да се пренебрегне.[6] Аналогично, 70Zn (0.6%), с период на полуразпад 1,3х1016 години обикновено не се счита за радиоактивен. Другите естествени изотопи на цинка са 66Zn (28%), 67Zn (4%) и 68Zn (19%).

Изследвани са няколко десетки радиоизотопи на цинка. 65Zn, с период на полуразпад 243.66 дни, е на-дълго живущият от тях, следван от 72Zn с период на полуразпад 46.5 часа.[4] Цинкът има и 10 ядрени изомера. От тях 69mZn има най-дълъг период на полуразпад, 13.76 часа.[4] Горният индекс m означава метастабилен изотоп. Ядрото на метастабилните изотопи се намира във възбудено състояние и се връща към основно състояние чрез излъчване на фотон във вид на гама лъчи. 61Zn има три възбудени състояния, а 73Zn — две.[7] Изотопите 65Zn, 71Zn, 77Zn и 78Zn имат по едно възбудено състояние.[4]

Най-честата реакция на радиоактивен разпад на радиоизотопите на цинка с атомен номер по-нисък от 66 е електронният захват. В резултат се получава изотоп на мед. [4] Най-честата реакция на радиоактивен разпад на радиоизотопите на цинка с атомен номер по-висок от 66 е бета разпад ((β разпад)), в резултат на който се получава изотоп на галий. [4]

Химични свойства[редактиране | edit source]

Химичните свойства на цинка се определят от електронната му конфигурация. Тя се отличава от тази на калциевия атом само по това, че между неговите 3s26 и 4s2-електрони има десет 3d-електрона. Тъй като d-електроните са много здраво свързани, те не могат да се отделят, т.е. те не могат да влияят на валентността на цинка. Те обаче оказват влияние върху силата, с която се свързват двата външни валентни електрона (4s2) – по-силно свързани са с ядрото, отколкото 4s2-електроните на калция, поради което цинкът има по-слаб електрохимичен характер.

При сравнение на свойствата му тези на А-групата и със съседните групи преходни метали изпъкват сравнително ниските температури на топене и кипене, както и сравнително високото специфично електрическо съпротивление – 5,8 µΩ.см. Обяснението на тези факти се търси в значителната стабилност на d10-конфигурацията при този метал. Електроните не участват нито в ковалентна, нито в метална връзка между металните атоми, а запазват характерното за изолираните атоми разпределение на електронната плътност около ядрата. По такъв начин металната връзка се осъществява само от s-електроните от последния електронен слой. Връзката е по-слаба и свързаните с нея показатели (какъвто е температурата на топене) – по-ниски.

По химична активност, цинкът значително отстъпва на представителите на А-групата.

Изложен на въздух, губи металния си блясък, като бързо се покрива с корица от цинков карбонат(Zn5(OH)6CO3), като реагира с атмосферния въглероден диоксид.[8], която го предпазва от по-нататъшно окисление. Цинкът има голям афинитет към кислорода. Загрят на въздуха при достатъчно висока температура, той може да изгори със синкаво-зелен пламък, както е в праховидно състояние или в състояние на тънки нишки до цинков оксид (ZnO).[3]

2Zn + O2 → 2ZnO

Нагрят до тъмночервено, той отнема кислорода дори и от водните пари и от СО2:

Zn + H2O → ZnO + H2
Zn + CO2 → ZnO + CO.

Съответстващият на оксида цинков хидроксид Zn(OH)2 се получава при алкализиране на разтвори на соли на Zn(II).

Взаимодействието с водорода не е характерно за цинка. Малка е и разтворимостта на водорода в него. Хидрид, съответстващ на формулата ZnH2, може да се получи при взаимодействието на цинков йодид с LiAlH4

2ZnI2 + LiAlH4 → 2ZnH2 + LiI + AlI3

За цинка не са характерни съединения с въглерода и азота.

Цинкът не реагира с вода, тъй като се образува пасивиращ слой (корица) от цинков хидроксид, която го предпазва от по-нататъшно взаимодействие. Стойностите на стандартните електродни потенциали показват, че той е сравнително добър редуктор и се разтваря в киселини. Силните киселини като солна или сярна, могат да премахнат пасивиращия слой и при следващата реакция с вода се отделя водород.[3]

Zn + 2H3O+ + 2H2O → [Zn(H2O)4]2+ + H2,

Цинкът лесно реагира с киселини, алкални соли и други неметали (при нагряване).[9] Цинк с висока степен на чистота обаче реагира много бавно с киселини при стайна температура.[3] При взаимодействие с киселини, които са и силни окислители, цинкът се държи като по-силен редуктор. Например, с разредена азотна киселина се извършва реакцията:

4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

и част от азотната киселина се редуцира до амониев йон.

Когато цинкът е отчасти примесен с метали, които са разположени след него в реда на относителната активност на металите, скоростта на разтварянето му в киселината се увеличава повече или по-малко в зависимост от природата на примесите.

При нагряване взаимодействува и с основи, също с отделяне на водород:

Zn + 2OH- + 2H2O → [Zn(OH)4]2+ + H2

Цинкът взаимодейства с амоняк и разтвори на амониеви соли, особено ако температурата е по-висока, при което се получава Zn3N2

3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2

Цинкът има склонност да образува колоидни разтвори. Може да се получи и в кристално състояние като ромбични призми. Разтваря се в излишък от утаителя, поради комплексообразуване:

Zn(CN)2 + 2KCN → K2[Zn(CN)4].

Съединения[редактиране | edit source]

Цинков ацетат
Цинков хлорид
Структурна химическа формула на триизмерно съединение, в което централният атом кислород е свързан с четири атома Zn чрез O-C-O групи.

Цинкът образува бинарни съединения с повечето металоиди и с всички неметали с изключение на благородните газове. Окисът ZnO представлява бял прах, който е почти неразтворим в неутрални водни разтвори, но има амфотерни свойства, разтваряйки се в концентрирани основи и киселини.[3] Другите му халогениди (цинков сулфид ZnS, цинков селенид ZnSe и цинков телурид ZnTe) имат разнообразни приложения в електрониката и оптиката.[10]. Една от най-характерните цинкови соли е цинковият сулфид (ZnS).

Известни са и съединенията с елементи от подгрупата на азота: цинков нитрид Zn3N2, цинков фосфид Zn3P2, цинков арсенид Zn3As2 и цинков антимонид Zn3Sb2,[11][12], както и цинков пероксид , цинков хидрид ZnH2 и цинков карбид ZnC2.[13]

Халогенидите на цинка се получават при непосредствено взаимодействие с халогенните елементи. Халогенидите са бели на цвят и имат сравнително високи температури на топене и йонна или молекулна кристална решетка. Флуоридът е слаборазтворим във вода, но останалите халогениди са със значителна разтворимост. Те притежават силно хигроскопични свойства. Разтварят се и в органични разтворители, като етилов алкохол, ацетон и др. Получени по мокър път, някои от тях кристализират като хидрати – ZnCl2.4H2O. За сметка на свободните s-, p- и d-орбитали на металния йон тези халогениди са склонни към присъединителни реакции, които дават комплексни съединения с координационни числа 3, 4 и 6. Поляризуемостта на халогенидните йони нараства от флуора към йода. От четирите халогенида цинковият флуорид ZnF2 притежава най-силно изразен йонен характер, докато цинковият хлорид ZnCl2, цинковият бромид ZnBr2 и цинковият йодид ZnI2 имат относително ниски точки на топене и се счита, че проявяват ковалентен характер.[14]

В слаби основни разтвори, съдържащи Zn2+ йони цинковият хидроксид Zn(OH)2 се образува като бяла утайка. В силни алкални разтвори този хидроксид се разтваря и образува Zn(OH)42-.[3] Някои други често срещани неорганични съединения са нитрат Zn(NO3)2, хлорат Zn(ClO3)2, сулфат ZnSO4, фосфат Zn3(PO4)2 и др. [15][16]

Цинкът образува най-различни съединения с кислородосъдържащи и други киселини. Солите цинков цианид, цинков фосфат и цинков карбонат са слаборазтворими. Цианидът — Zn(CN)2 е бяла утайка. Възможно е да се получи чрез утаяване на воден разтвор на разтворима цинкова сол с разтвор на калиев или натриев цианид

ZnSO4 + 2KCN → Zn(CN)2 + K2SO4

Комплексните цинкови цианиди M2[Zn(CN)4] са също така отровни както и всеки друг разтворим цианид, тъй като комплексният катион [Zn(CN)4]2- има малка стабилитетна константа и поддържа в разтвор значителна концентрация на отровните цианидни аниони:

[Zn(CN)4]2- → Zn2+ + 4CN-.

При разтварянето на ZnO, Zn или ZnCO3 в солна киселина се получава цинков хлорид. Други соли на цинка с кислородосъдържащи и безкислородни киселини са цинков сулфат и цинков нитрат.

Цинк-органичните съединения са първите получени метал-органични съединения. Един от най-честите примери за органично съединение на цинка е цинковият ацетат Zn(О2CCH3)2.

Практическо приложение[редактиране | edit source]

Приложение

Практическото използване на цинка и неговите съединения е широко и разнообразно. Основното количество цинк се използва като антикорозионно покритие на желязото. Използва се за месингови сплави, които съдържат мед и от 20 до 50% цинк. Още участва в състава на сплави, в които освен мед, се съдържа и алуминий. Според съдържанието на цинк, мед и алуминий тези сплави носят различни наименования: целко-сплав, бял месинг и др.

Цинков прах намира приложение като редуктор в лабораторната практика и в химичната технология. Поради своята трошливост цинкът не е подходящ като конструктивен материал. В това отношение обаче редица негови сплави – с медта, алуминия и никела — имат отлични качества. В металургията цинкът се използва за отделяне на среброто от оловно – сребърната стопилка, както и за отделяне на златото от неговата комплексна сол, при извличането му по цианидния метод. В лабораторната практика се употребява най-често за получаване на водород при взаимодействието му със сярна киселина.

Сухите галванични елементи се правят най-вече с участието на цинк или метали от групата на цинка — например въглерод-цинков, живачен и алкално-манганов.

Антикорозионни покрития[редактиране | edit source]

Кристална структура на покритието на галванизиран предмет

Най-широко приложение на цинка е като анти-корозионен агент.[17] Галванизацията, която представлява покриване на предмети от желязо или стомана с тънък слой цинк, е най-често използваният метод за нанасяне на цинков слой (поцинковане) с цел защита от корозия. През 2006 в САЩ 56% или 773 000 тона от метала са били използвани именна за галванизация [18], а в световен мащаб за тази цел са използвани 47% .[19]

Цинкът е по-силно реактивен от желязото и стоманата и затова когато е в близост с тези метали „привлича“ окислението към себе си, докато напълно корозира. При корозията му се формира защитен слой от окис или карбонат, който постепенно деградира. Това му свойство се използва широко при т.нар катодна защита с жертвени аноди, широко прилагана за зашита на подземни тръбопроводи или метални корабни елементи. [20] Към руля на кораба се прикрепва цинков диск, който бавно корозира, докато рулят остава чист.

Батерии[редактиране | edit source]

Цинкът се използва стандартно като материал за анода при изработването на батерии поради ниския си електроден потенциал (-0,76 V). В алкалните батерии се използва цинк във форма на прах, а в цинково-въглеродните батерии — във форма на листове.[21][22] В цинково-въздушната горивна клетка цинкът е анод или гориво.[23][24][25]

Препарати за биозащита[редактиране | edit source]

Широко приложение за борба с гризачите в селското стопанство има цинковият фосфид, който се получава при директно взаимодействие на елементите

3Zn + 2P → Zn3P2

Той е сиво обагрен, силно отровен прах. Получен е и оранжев на цвят ZnP2, както и белия ZnPH.

Биологична роля[редактиране | edit source]

Лентова диаграма на човешки ензим карбонанхидраза II, като атомът на цинка е в разположен в центъра.

Цинкът е важен микроелемент, необходим за растенията,[26] животните,[27] и микроорганизмите.[28] Цинкът се среща в около 100 специфични ензима [29] (според други източници 300), играе важна роля при репликацията на ДНК и е втори метал след желязото по честота на срещане в човешкия организъм [26].

В протеините, Zn йони често са свързани във веригите на някои аминокиселини.[30]

В човешкото тяло са разпределени общо около 2–4 грама цинк [31]. Най-голяма част от него се намира в мозъка, мускулите, костите, бъбреците и черния дроб, като най-високи концентрации има в простатата и части от очите [32]. Цинкът играе важна роля за растежа и развитието на човешкото тяло.

Цинкът не е токсичен, но неговите соли притежават известно токсично действие.

Биохимия[редактиране | edit source]

Ролята на цинка като компонент на ензимите е съществена за осъществяване на биохимичните реакции. Например карбонанхидразата ускорява достигането на равновесието

CO2 + H2O ↔ HCO3- + H+

Правата реакция протича в тъканите, докато обратната се извършва в белите дробове и води до отделянето на СО2 от кръвта. Без действието на този фермент не би било възможно дишането. Цинкът е и в състава на хормона инсулин, който регулира съдържанието на захар в кръвта и усилва действието на хормоните на хипофизата.

Препоръчителен дневен прием[редактиране | edit source]

Храни и подправки, богати на цинк

Цинкът е необходим микроелемент на храната, но само в много малки количества (50 милиграма или по-малко). В САЩ препоръчителната дневна доза (Recommended Dietary Allowance - RDA) е 8 мг/ден за жени и 11 мг/ден за мъже.[33] Най-много цинк съдържат червените меса, особено телешко и агнешко, както и черният дроб. От растителните храни високо съдържание на цинк имат пшеницата и различни семена - сусам, мак, горчица. [34] Цинкът се среща също в бобовите растения, ядките, бадемите, тиквените семки, слънчогледовите семки и касиса.[35]

Получаване на цинк[редактиране | edit source]

Цинкът се получава от неговите сулфидни руди при металургична преработка. След обогатяване чрез флотация сфалерита се пържи, при което се получава цинков окис (ZnO), съдържащ и кадмий:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

По-нататък ZnO може да се обработи по два начина:

  • пирометалургия — редуциране с въглища (кокс)
    ZnO + C → Zn + CO
    Редукцията се извършва при висока температура и цинкът се отделя във вид на па̀ри. При охлаждането може да стане окисляване на цинка вследствие равновесието, което се установява при тези условия
    Zn + CO2 ↔ ZnO + CO;
    За да се избегне това, охлаждането на цинковите пари става чрез впръскване на стопено олово. Стопилките от двата метала не се смесват и при тези условия се получава цинк с чистота около 99%. Пречистването му става чрез вакуумдестилация.
  • хидрометалургия — цинковия оксид се разтваря в разредена сярна киселина и се подлага на електролиза.
    Електролитът е цинков сулфат, анодите са оловни, а катодите – алуминиеви. Оловните аноди не се разрушават при електролизата, а отделеният върху алуминиевите катоди цинк лесно се отделя механически от тях. Поради значителният си парен натиск цинкът лесно се пречиства чрез дестилация. Така се получава метал с чистота 99,99%.

Кадмият често съпътства цинка в неговите руди. Двата метала могат да се разделят при дестилация, тъй като температурата на кипене на кадмия е по-ниска от тази на цинка. При хидрометалургичното получаване на цинка примесите от кадмий и мед попадат в разтвора като сулфати. При прибавянето към този разтвор на цинков прах цинкът редуцира кадмиевите и медните соли и се отделя т.нар. медно-кадмиев кек. При обработването му със сярна киселина (H2SO4) се получава разтвор на кадмиев сулфат (CdSO4), който се подлага на електролиза. Взаимодействие на цинков оксид с киселинен оксид: ZnO + SO3 = ZnSO4


Източници[редактиране | edit source]

  1. Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997), „Chemistry of the Elements“ (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0750633654 
  2. CRC contributors (2006), David R. Lide, ed., „Handbook of Chemistry and Physics“ (87th ed.), Boca Raton, Florida: CRC Press, Taylor & Francis Group, ISBN 0849304873 
  3. а б в г д е Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; (1985), "Zink" (на German), „Lehrbuch der Anorganischen Chemie“ (91–100 ed.), Walter de Gruyter, pp. 1034–1041, ISBN 3110075113 
  4. а б в г д е NNDC contributors (2008), Alejandro A. Sonzogni (Database Manager), ed., „Chart of Nuclides“, Upton (NY): National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory, archived on 2008-09-13. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://www.nndc.bnl.gov/chart/ 
  5. CRC 2006, с. 11-70
  6. NASA contributors (PDF), „Five-Year Wilkinson Microwave Anisotropy Probe (WMAP) Observations: Data Processing, Sky Maps, and Basic Results“, NASA, archived on 2008-03-06. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://lambda.gsfc.nasa.gov/product/map/dr3/pub_papers/fiveyear/basic_results/wmap5basic.pdf 
  7. Audi, Georges (2003), "The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties", Nuclear Physics A (Atomic Mass Data Center) 729: 3–128, doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 
  8. Porter, Frank C. (1994), „Corrosion Resistance of Zinc and Zinc Alloys“, CRC Press, p. 121, ISBN 0824792130 
  9. Hinds, John Iredelle Dillard (1908), „Inorganic Chemistry: With the Elements of Physical and Theoretical Chemistry“ (2nd ed.), New York: John Wiley & Sons, pp. 506–508 
  10. „Zinc Sulfide“, American Elements 
  11. Grolier contributors (1994), „Academic American Encyclopedia“, Danbury, Connecticut: Grolier Inc, p. 202, ISBN 0717220532 
  12. „Zinc Phosphide“, American Elements 
  13. Shulzhenko, A. A.; Ignatyeva, I. Yu.; Osipov, A. S.; Smirnova, T. I. (2000), "Peculiarities of interaction in the Zn–C system under high pressures and temperatures", Diamond and Related Materials 9: 129, doi:10.1016/S0925-9635(99)00231-9 
  14. Greenwood 1997, с. 1211
  15. Rasmussen, J. K.; Heilmann, S. M. (1990), "In situ Cyanosilylation of Carbonyl Compounds: O-Trimethylsilyl-4-Methoxymandelonitrile", Organic Syntheses, Collected Volume 7: 521 
  16. Perry, D. L. (1995), „Handbook of Inorganic Compounds“, CRC Press, pp. 448–458, ISBN 0849386713 
  17. Greenwood 1997, с. 1203
  18. Tolcin, Amy C (PDF), „Mineral Yearbook 2006: Zinc“, United States Geological Survey, archived on 2010-12-11. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/zinc/zinc_mcs06.pdf 
  19. Panagapko, Doug (2006), „Zinc“, Natural Resources Canada, archived on 2010-12-11. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://info.wlu.ca/~wwwgeog/special/vgt/English/can_mod2/unit7.htm 
  20. Bounoughaz, M.; Salhi, E.; Benzine, K.; Ghali E.; Dalard F. (2003), "A comparative study of the electrochemical behaviour of Algerian zinc and a zinc from a commercial sacrificial anode", Journal of Materials Science 38: 1139, doi:10.1023/A:1022824813564 
  21. Besenhard, Jürgen O. (1999) (PDF), „Handbook of Battery Materials“, Wiley-VCH, ISBN 3527294694, archived on 2010-12-11. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://www.ulb.tu-darmstadt.de/tocs/60178752.pdf 
  22. Wiaux, J. -P.; Waefler, J. -P. (1995), "Recycling zinc batteries: an economical challenge in consumer waste management", Journal of Power Sources 57: 61, doi:10.1016/0378-7753(95)02242-2 
  23. Culter, T. (1996), "A design guide for rechargeable zinc-air battery technology", Southcon/96. Conference Record: 616, doi:10.1109/SOUTHC.1996.535134 
  24. Whartman, Jonathan; Brown, Ian (PDF), „Zinc Air Battery-Battery Hybrid for Powering Electric Scooters and Electric Buses“, The 15th International Electric Vehicle Symposium, archived on 2010-12-11. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://www.electric-fuel.com/evtech/papers/paper11-1-98.pdf 
  25. Cooper, J. F; Fleming, D.; Hargrove, D.; Koopman, R.; Peterman, K, „A refuelable zinc/air battery for fleet electric vehicle propulsion“, Society of Automotive Engineers future transportation technology conference and exposition, archived on 2010-12-11. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://www.osti.gov/energycitations/product.biblio.jsp?osti_id=82465 
  26. а б Broadley, M. R.; White, P. J.; Hammond, J. P.; Zelko I.; Lux A. (2007), "Zinc in plants", New Phytologist 173 (4): 677, doi:10.1111/j.1469-8137.2007.01996.x, PMID 17286818 
  27. Prasad A. S. (2008), "Zinc in human health: effect of zinc on immune cells", Mol. Med. 14 (5-6): 353, doi:10.2119/2008-00033.Prasad, PMC 2277319, PMID 18385818, http://www.pubmedcentral.nih.gov/articlerender.fcgi?tool=pmcentrez&artid=2277319 
  28. Sugarman B (1983), "Zinc and infection", Review of Infectious Diseases 5 (1): 137, PMID 6338570 
  29. United States National Research Council, Institute of Medicine. (2000), „Dietary Reference Intakes for Vitamin A, Vitamin K, Arsenic, Boron, Chromium, Copper, Iodine, Iron, Manganese, Molybdenum, Nickel, Silicon, Vanadium, and Zinc“, National Academies Press, pp. 442–455 
  30. Erik G. Brandt, Mikko Hellgren, Tore Brinck, Tomas Bergman and Olle Edholm (2009), "Molecular dynamics study of zinc binding to cysteines in a peptide mimic of the alcohol dehydrogenase structural zinc site", Phys. Chem. Chem. Phys. (PCCP) 11 (6): 975–83, doi:10.1039/b815482a, PMID 19177216 
  31. Rink, L.; Gabriel P. (2000), "Zinc and the immune system", Proc Nutr Soc 59 (4): 541, doi:10.1017/S0029665100000781 
  32. Wapnir, Raul A. (1990), „Protein Nutrition and Mineral Absorption“, Boca Raton, Florida: CRC Press, ISBN 0849352274 
  33. NRC 2000, с. 442
  34. Ensminger, Audrey H.; Konlande, James E. (1993), „Foods & Nutrition Encyclopedia“ (2nd ed.), Boca Raton, Florida: CRC Press, pp. 2368–2369, ISBN 0849389801 
  35. "Zinc content of selected foods per common measure" (PDF), USDA National Nutrient Database for Standard Reference, Release 20 (United States Department of Agriculture), archived on 2007-12-06. Error: If you specify |archivedate=, you must also specify |archiveurl=, http://www.nal.usda.gov/fnic/foodcomp/Data/SR20/nutrlist/sr20w309.pdf 


Вижте още[редактиране | edit source]


Външни препратки[редактиране | edit source]