Schwefelsaures Zinkoxyd

Schwefelsaures Zinkoxyd
Strukturformel
Zn2+ +
Allgemeines
Name Zinksulfat
Andere Namen
  • Zink(II)-sulfat
  • Zinkvitriol
Summenformel ZnSO4
ZnSO4 · 7 H2O
CAS-Nummer 7733-02-0 (wasserfrei)
7446-20-0 (Heptahydrat)
PubChem 24424
ATC-Code

A12CB01

Kurzbeschreibung weißes, wasserlösliches Pulver
Eigenschaften
Molare Masse 161,45 g·mol−1 (wasserfrei)
287,53 g·mol−1 (Heptahydrat)
Aggregatzustand

fest

Dichte

3,74 g·cm−3 (wasserfrei)[1]
1,957 g·cm−3 (Heptahydrat)[1]

Schmelzpunkt

100 °C (Heptahydrat)[1]

Siedepunkt

Zersetzung: 740 °C[1]

Löslichkeit

löslich in Wasser

Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [2]
Gesundheitsschädlich Umweltgefährlich
Gesundheits-
schädlich
Umwelt-
gefährlich
(Xn) (N)
R- und S-Sätze R: 22-41-50/53
S: (2)-22-26-39-46-60-61
Bitte beachten Sie die eingeschränkte Gültigkeit der Gefahrstoffkennzeichnung bei Arzneimitteln
WGK 3 (stark wassergefährdend)[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Zinksulfat (ZnSO4) ist das Zinksalz der Schwefelsäure (Trivialnamen: schwefelsaures Zinkoxid, weißer Vitriol, Kupferrauch, weißer Galitzenstein, Augenstein, als Mineral: Goslarit). Es bildet farblose Kristalle, in wasserfreier Form ist es ein weißes Pulver.

Inhaltsverzeichnis

Gewinnung und Darstellung

Es wird hergestellt durch Auflösen von Zink oder Zinkoxid in verdünnter Schwefelsäure:

\mathrm{Zn + H_2SO_4 \longrightarrow ZnSO_4 + H_2}
\mathrm{ZnO + H_2SO_4 \longrightarrow ZnSO_4 + H_2O}

Man kann es auch durch Einwirkung von Zink auf die meisten Schwermetallsulfate gewinnen, wobei das Schwermetall in elementarer Form ausfällt. Beispiele hierfür sind:

\mathrm{Zn + CuSO_4 \longrightarrow ZnSO_4 + Cu}.
\mathrm{Zn + FeSO_4 \longrightarrow ZnSO_4 + Fe}.

Es entsteht durch oxidative Verwitterung von Zinkblende (Zinksulfid, ZnS)

\mathrm{ZnS + 2 \ O_2 \longrightarrow ZnSO_4}.

Das so entstandene Mineral ZnSO4 · 7 H2O wird als Goslarit bezeichnet.

Eigenschaften

Es zersetzt sich bei Temperaturen oberhalb von 740 °C:

\mathrm{2 \ ZnSO_4 \longrightarrow 2 \ ZnO + 2 \ SO_2 + O_2}

Zinksulfat kristallisiert aus seinen wässrigen Lösungen als Zinkvitriol in farblosen, rhombischen Kristallen mit 7 Molekülen Wasser (ZnSO4 · 7 H2O). Es verliert beim Erhitzen seine Wasseranteile und zerfällt zu einem weißen Pulver. Zinksulfat zeigt in wässriger Lösung infolge teilweiser Hydrolyse eine schwach saure Reaktion. Beim Lösen des wasserfreien Salzes in Wasser tritt Erwärmung ein, beim Lösen von ZnSO4 · 7 H2O dagegen Abkühlung.

Es verwittert oberflächlich an der Luft durch Verlust von Kristallwasser und schmilzt beim Erwärmen in seinem Kristallwasser. Es verliert schon bei 39 °C ein Molekül Kristallwasser; bei 70 °C liegt nur noch ein Wassermolekül vor, das bei 240 °C) abgespalten wird[3].

Verwendung

Zinksulfat wird in der Färberei, zur Holzimprägnierung und zur Herstellung von Elektrolysezink verwendet. Auf Grund der bakterientötenden Wirkung von Zn2+-Ionen werden sehr verdünnte Lösungen von ZnSO4 (0,1–0,5 %) als Augenwasser bei Bindehautentzündungen eingesetzt.

Man benutzt Zinksulfat ferner:

  • in der Kattundruckerei
  • zum Konservieren von Holz und Häuten
  • als Flammenschutzmittel
  • als Zusatz zu Firnis, um das Öl schnell trocknend zu machen
  • bei der Feuerversilberung

Nachweis

Natronlauge (NaOH) gibt mit Zinksulfat einen gallertartigen Niederschlag von Zinkhydroxid, der nach Befeuchten mit einer verdünnten Cobaltsalzlösung und Glühen das sogenannte Rinmans Grün ergibt.

Bariumchloridlösung bildet einen weißen Niederschlag von Bariumsulfat:

\mathrm{ZnSO_4 + BaCl_2 \longrightarrow ZnCl_2 + BaSO_4 \downarrow}
Zinksulfat und Bariumchlorid reagieren zu Zinkchlorid und Bariumsulfat, das ausfällt.

Quellen

  1. a b c d e Eintrag zu Zinksulfat in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 11. November 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. Eintrag zu CAS-Nr. 7733-02-0 im European chemical Substances Information System ESIS
  3. Römpp CD 2006, Georg Thieme Verlag 2006

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