Какими свойствами обладает гидроксид цинка

Ни для кого не секрет, что цинк и гидроксид цинка широко применяются современными учеными. А спектр их использования напрямую зависит от физических и химических свойств.

Интересно, что сплав цинка с медью использовался еще древними египтянами, а после и в Римской империи. Но вот цинк в чистом виде выделить не получалось в течении многих лет. Лишь в 1746 году А. Маргграфф впервые получил этот металл в чистом виде. В семнадцатом веке выплавка цинка уже осуществлялась в промышленных масштабах.

Цинк: химические свойства и краткое описание

Цинк представляет собой металл средней твердости. Интересно, что при низких температурах он довольно хрупок. А вот при температуре от 100 до 150 градусов по Цельсию металл становиться пластичным — из него изготовляют листы или даже фольгу с толщиной гораздо меньше миллиметра.

С химической точки зрения цинк представляет собой атом со степенью окисления +2. Это достаточно активный металл, который участвует в реакциях в качестве восстановителя. Интересно, что на воздухе, при температуре до 100 градусов, цинк быстро тускнеет, его поверхность покрывается тонкой пленкой карбонатов. Если же воздух влажный и содержит в себе большое количество углекислого газа, то металл быстро разрушается.

Цинк сгорает голубым пламенем при наличии кислорода или во время нагревания — в таких случаях процесс горения сопровождается образованием белого дыма (это оксид металла).

Цинк вступает в реакции как с простыми элементами, так и кислотами и некоторыми основаниями, образовывая соли и гидроксид цинка соответственно.

На сегодняшний день известно примерно 66 минералов, которые содержат в себе цинк — именно они и являются основным источником промышленного получения металла. В качестве примера можно привести каламиты, цинкиты, виллемит, франк-линит и смитсонит.

Гидроскид цинка: физические и химические свойства

Цинк (II) гидроксид также имеет большое значение, так как используется в разных отраслях химической промышленности. При нормальных условиях это вещество представляет собой бесцветные небольшие кристаллы, которые практически не растворяются в воде. Формула гидроксида следующая:

Zn (OH)2

Стоит отметить и то, что это вещество обладает сравнительно сильными амфотерными свойствами. Гидроксид цинка активнее реагирует с кислотами, вступая в реакцию нейтрализации и образовывая при этом соли и воду. Например:

Zn (OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 +2 H2O

Тем не менее, гидроксид цинка реагирует и с щелочами, образовывая комплексные соли и воду. К примеру:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Стоит отметить, что при нагревании вещество распадается с образованием оксида и воды:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Что же касается области применения, то гидроксид используется в химической промышленности для получения различных соединений цинка, в частности, его солей.

Цинк и его применение

Ни для кого не секрет, что цинк широко используется в качестве антикоррозийного вещества, которым покрывают сталь и железо. Кроме того, огромное количество добытого металла используется дл производства латуней и бронзы.

Интересно, что в сухих батареях цинк используется в качестве анода, а также выполняет роль контейнера. Кроме того, это металл используется во время отделения благородных металлов (например, золота) от свинца. Некоторые соединения цинка считаются распространенными полупроводниковыми материалами.

Цинк в живом организме

На самом деле трудно переоценить роль цинка в жизнедеятельности любого живого организма, включая и человека. Несмотря на довольно низкое содержание, он входит в состав важных ферментов, участвует в процессе белкового синтеза, клеточного дыхания и т.д. Цинк также отвечает за развитие скелета плода. Доказано, что при недостаточном количестве этого минерала возможна задержка полового развития и появление карликовости.

Источник

§8.6 Амфотерные основания.

Гидроксид цинка Zn(OH)2 является малорастворимым основанием. Его можно получить, действуя щелочью на какую-нибудь растворимую соль цинка – при этом Zn(OH)2 выпадает в осадок:

ZnCl2 + 2 NaOH = Zn(OH)2↓ + 2 NaCl

Подобно всем другим основаниям, осадок гидроксида цинка легко растворяется при добавлении какой-нибудь кислоты:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O

Если же вместо кислоты к осадку гидроксида цинка добавить избыток щелочи, то он также растворяется, чего не происходит с другими гидроксидами. Почему Zn(OH)2 растворяется в щелочи?

Гидроксид цинка, получение и свойства Это явление объясняется тем, что в присутствии избытка сильного основания гидроксид цинка способен отдавать атомы водорода, подобно кислоте:

Zn(OH)2 или H2ZnO2	+	2 NaOH	=	Na2ZnO2	+	2 H2O
гидроксид цинка		щелочь		соль		вода

Происходит реакция нейтрализации наподобие той, которая могла бы произойти между NaOH и кислотой. Эта кислота (цинковая кислота H

2ZnO2) и гидроксид цинка Zn(OH)2 являются одним и тем же соединением! Сокращенная (но не структурная) формула этого соединения может быть записана двумя способами:

Zn(OH)2 или H2ZnO2

– это две сокращенные формулы;

H–O–Zn–O–H единственная структурная формула.

Поскольку прочность связей Н–О и O–Zn сравнимы между собой, гидроксид цинка способен быть как основанием в присутствии кислоты, так и кислотой – в присутствии основания:

	H2SO4		2 NaOH
2H2O + ZnSO4	←	Zn(OH)2 = H2ZnO2	→	Na2ZnO2 + 2H2O
реагирует как основание				реагирует как кислота

Данное свойство гидроксидов называется амфотерностью.

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые способны отдавать в реакциях с другими соединениями как атомы (ионы) водорода, так и гидрокси-группы (анионы гидроксила).

Помимо гидроксида цинка, амфотерными свойствами обладают гидроксиды некоторых других металлов: Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2.

Объяснение проявления амфотерности у одних металлов и отсутствие ее у других следует искать в теории химической связи.

Можно заметить, что амфотерные свойства проявляют те металлы, которые в Периодической таблице находятся наиболее близко к неметаллам. Как известно, неметаллы обладают большей электроотрицательностью (по сравнению с металлами), поэтому их связь с кислородом носит ковалентный характер и отличается значительной прочностью.

Связи между металлами и кислородом, как правило, ионные (из-за низкой электроотрицательности металлов). Такие связи часто менее прочны, чем ковалентные (вспомните атомные кристаллы).

Рассмотрим структурные формулы трех разных соединений: гидроксида бора B(OH)3

, гидроксида алюминия Al(OH)3 и гидроксида кальция Ca(OH)2.

Соединение B(OH)3 имеет внутри молекулы наиболее “ковалентную” связь бора с кислородом, поскольку бор ближе по электроотрицательности к кислороду, чем Al и Сa. Из-за высокой электроотрицательности бору энергетически выгоднее входить в состав отрицательно заряженной частицы – то есть кислотного остатка. Поэтому формулу B(OH)3 чаще записывают как H3BO3:

H3BO3 = 3H+ + BO33- (в растворе)

Кальций – наименее электроотрицательный из этих элементов, поэтому в его молекуле связь Са–О носит ионный характер. Из-за низкой электроотрицательности для кальция выгодно существование в виде катиона Ca2+:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH- (в растворе)

В связи с этим в структурных формулах пунктирными линиями отмечены связи, разрыв которых энергетически более выгоден.

Структурные формулы показывают, что соединение B(OH)3 будет легче отдавать ионы водорода, чем ионы гидроксида, т.е. является кислотой (и по традиции должно быть записано сокращенной формулой H3BO3). Напротив, Ca(OH)2 – типичное основание. Гидроксид алюминия, в котором центральный атом имеет промежуточную электроотрицательность, может проявлять как свойства кислоты, так и основания – в зависимости от партнера по реакции нейтрализации. Это наблюдается в действительности. В первой из приведенных ниже реакций Al(OH)3 реагирует как обычное основание, а в следующих – как кислота:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 H2O.

Al(OH)3º
H3AlO3 + NaOH = NaH2AlO3 + H2O, причем если реакцию проводить при нагревании, то соль NaH2AlO3 теряет одну молекулу воды и образуется алюминат натрия NaAlO2. В растворе алюминат натрия, наоборот, легко присоединяет воду и существует в виде соли Na[Al(OH)4]. Итак:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2 H2O (при сплавлении);

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (при добавлении раствора NaOH без нагревания).

У цинка электроотрицательность практически такая же, как у алюминия (1,65), поэтому гидроксид цинка Zn(OH)2 проявляет похожие свойства. Таким образом, амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей.

Какими свойствами обладает гидроксид цинка

Задачи.

8.18. Закончите уравнения реакций:

Cr(OH)3 + 6HCl = ?

Cr(OH)3 + NaOH = ?

8.19 (ФМШ). Напишите уравнения реакций, описывающие следующие химические превращения:

а) ZnCl2 + KOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

б) Cr(NO3)2 + NaOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

в) Be(NO3)2 + LiOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

г) Al2(SO4)3 + KOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

8.20 (НГУ). Осуществите следующие превращения:

Al2O3 → Al → Al2O3 → NaAlO2 → AlCl3

8.21 (НГУ). Из порошкообразной смеси, содержащей Na2CO3, Fe, Al и BaSO4, выделите химическим путем все соединения в чистом виде. Напишите уравнения реакций и последовательность их проведения (опишите технологию всей работы).

8.22 (НГУ). В трех разных пробирках без этикеток находятся растворы NH4Cl, ZnCl2, MgCl2. С помощью только одного химического реагента установите, какое соединение находится в каждой пробирке.

К следующему параграфу

_________________

Источник

Тема 28

Элементы IIБ группы: цинк, кадмий, ртуть

Общая характеристика.

Элементы этой подгруппы – полные электронные аналоги друг друга, каждый в своем периоде является последним элементом d-семейства, у них завершена d-электронная конфигурация, валентные электроны (n-1)d10ns2. На внешней электронной оболочке содержатся 2 электрона и 18 электронов на предыдущей оболочке. Цинк и его аналоги отличаются от d-элементов и в большей степени проявляют сходство с p-элементами больших периодов.

У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов меди, (n-1)d-подуровень целиком заполнен и вполне стабилен. Удаление из него электронов требует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях максимальную степень окисления +2. Только ртуть образует соединения, в которых ее степень окисления равна +1.

Характерной особенностью элементов является их склонность к комплексообразованию (к.ч.= 4; 6).

В отличие от элементов главных подгрупп элементы подгруппы цинка труднее окисляются, проявляют меньшую реакционную способность и обнаруживают более слабые металлические свойства.

В подгруппе сверху вниз: возрастает атомный радиус, уменьшается температура плавления и кипения, возрастает электроотрицательность и электродный потенциал. Минимальная энергия ионизации наблюдается у кадмия (8,99 эВ), т.к. на свойствах ртути сказывается лантаноидное сжатие, в результате которого ее энергия ионизации возрастает до 10,43 эВ (у цинка 9,39 эВ).

Распространенности и основные минералы.

ZnS – цинковая обманка,

HgS – киноварь,

ZnCO3 – галмей,

CdS – гринокит.

Природные соединения цинка входят в состав полиметаллических сульфидных руд, которые содержат пирит FeS2, галенит PbS, халькопирит CuFeS2, и в меньшем количестве ZnS. Ртуть является редким элементом и встречается в самородном состоянии.

Металлический цинк, его получение, свойства и применение.

Серебристо-белый мягкий металл, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Полиморфных модификаций не имеет, диамагнетик. Внешняя электронная конфигурация атома Zn 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал, равный 0,76 в, характеризует Цинк как активный металл и энергичный восстановитель.

Для выделения цинка, полученный после обогащения концентрат ZnS подвергается обжигу, а образовавшийся оксид восстанавливается углем:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2↑

ZnO + C = Zn + CO↑

Другой способ заключается в том, что руду, содержащую ZnS, обжигают, а затем обрабатывают разбавленной серной кислотой:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Полученный раствор сернокислого цинка подвергают электролизу.

По химической активности подгруппа цинка уступает щелочноземельным металлам. В подгруппе с ростом атомной массы химическая активность металлов падает, о чем свидетельствуют значения стандартных электродных потенциалов (см. выше). Цинк – химически активный металл, легко растворяется в кислотах и при нагревании – в щелочах:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Zn + H2SO4(р-р) = ZnSO4 + H2↑

Эти реакции идут медленно, т.к. образующийся атомарный водород покрывает поверхность цинка.

Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2↑ + H2O

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

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Металлический цинк вытесняет менее активные металлы и восстанавливает H2CrO4, HMnO4, соли железа (III) и олова (IV):

5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4(р-р) = 2MnSO4 + 5ZnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Применение цинка разнообразно. Из цинка готовят сплав с алюминием, медью, магнием, которые имеют промышленное значение. Значительная часть цинка идет на нанесение покрытий на железные и стальные изделия, которые защищают основной металл от коррозии.

Оксид и гидроксид цинка.

Оксид цинка – рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении снова становящийся белым, полупроводник. Оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием солей, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксицинкаты (Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6]):

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

ZnO + 2NaOH + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат:

ZnO + 4NH3 + Н2O — [Zn(NH3)4](OH)2

При сплавлении с щелочами и оксидами металлов оксид цинка образует цинкаты:

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

ZnO + CoO CoZnO2

При сплавлении с оксидами бора и кремния оксид цинка образует стекловидные бораты и силикаты:

ZnO + B2O3 Zn(BO2)2

ZnO + SiO2 ZnSiO3

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:

ZnO + C = Zn + CO

ZnO + CO = Zn + CO2

ZnO + H2 = Zn + H2O

С водой не реагирует. При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4

ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2

Получается при горении металлического цинка:

2Zn + O2 = 2ZnO

при термическом разложении солей:

ZnCO3 = ZnO + CO2

Оксид цинка применяют для изготовления белой масляной краски (цинковые белила), в медицине и косметике (для изготовления различных мазей); значительная часть оксида цинка используется в качестве наполнителя резины.

Гидроксид цинка – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. При температуре выше 125°С разлагается:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2 + H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

Источник

Оксид цинка – неорганическое вещество, имеет химическую формулу ZnO.

Краткая характеристика оксида цинка:

Оксид цинка – неорганическое вещество белого цвета.

Так как валентность цинка равна двум, то оксид цинка содержит один атом кислорода и один атом цинка.

Химическая формула оксида цинка ZnO.

При нагревании желтеет. При температуре 1800 оС сублимируется.

В воде не растворяется.

Оксид цинка относится к малотоксичным веществам. Его пыль вредна для органов дыхания.

Физические свойства оксида цинка:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	ZnO
Синонимы и названия иностранном языке	zinc oxide (англ.) цинкит (рус.) цинковые белила (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	белые гексагональные кристаллы
Цвет	белый
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	5610
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	5,61
Температура сублимации, °C	1800
Температура плавления, °C	1975
Молярная масса, г/моль	81,408
Теплопроводность, Вт/(м·К)	54

* Примечание:

— нет данных.

Получение оксида цинка:

В природе встречается в виде минерала цинкита, который практически полностью состоит из оксида цинка.

Оксид цинка также получают в результате следующих химических реакций:

1. сжиганием цинка в кислороде:

2Zn + О2 → 2ZnО (t > 250 oC).

2. путем термического разложения гидроксида цинка:

Zn(OH)2 → ZnO + H2О (t = 100-250 oC).

3. путем термического разложения карбоната цинка:

ZnCO3 → ZnO + CO2 (t = 200-300 oC).

4. путем термического разложения нитрата цинка:

2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2 (t = 300-500 oC).

5. путем окислительного обжига сульфида цинка:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 (t = 800-1000 oC).

6. путем термического разложения ацетата цинка.

Химические свойства оксида цинка. Химические реакции оксида цинка:

Оксид цинка относится к амфотерным оксидам. Он проявляет в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства.

Химические свойства оксида цинка аналогичны свойствам амфотерных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида цинка с углеродом:

ZnO + C → Zn + CO (t = 1200-1300 oC).

В результате реакции образуется цинк и оксид углерода (II). Таким образом, цинк восстанавливается из оксида цинка коксом или углем при температуре 1200-1300 oC.

2. реакция оксида цинка с оксидом кремния:

ZnО + SiО2 → ZnSiО3 (t = 1200-1400 oC),

2ZnО + SiО2 → Zn2SiО4 (t = 900-1000 oC).

Оксид кремния является кислотным оксидом. В результате реакции в первом случае образуется соль – метасиликат цинка, во втором – ортосиликат цинка.

3. реакция оксида цинка с оксидом серы:

ZnО + SО2 → ZnSО3.

Оксид серы является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – сульфит цинка.

4. реакция оксида цинка с оксидом бора:

ZnО + B2О3 → Zn(BО2)2.

В результате реакции образуется соль – борат цинка.

5. реакция оксида цинка с оксидом углерода:

ZnО + СО → Zn + CO2 (t = 700 oC).

В результате реакции образуется цинк и углекислый газ.

6. реакция оксида цинка с оксидом бария:

ZnО + BaО → BaZnО2 (t = 1100 oC).

В результате реакции образуется соль – цинкат бария.

7. реакция оксида цинка с оксидом хрома:

ZnО + CrО3 → ZnCrО4.

В результате реакции образуется соль – хромат цинка.

8. реакция оксида цинка с оксидом железа:

ZnО + Fe2О3 → Fe2ZnО4 (t = 800-1000 oC),

ZnО + Fe2О3 → ZnFe2О4 (t = 800-1000 oC).

В результате реакции образуется оксид железа-цинка.

9. реакция оксида цинка с оксидом молибдена:

ZnО + MoО3 → ZnMoО4.

В результате реакции образуется соль – молибдат цинка.

10. реакция оксида цинка с оксидом ванадия:

2ZnО + VО2 → Zn2VО4 (t = 1500-1700 oC).

В результате реакции образуется соль – тетраоксованадат цинка.

11. реакция оксида цинка с оксидом марганца:

3ZnО + MnО2 → MnZn3О5 (t = 700-800 oC),

ZnО + Mn2О3 → ZnMn2О4 (t = 900 oC).

В результате реакции образуется в первом случае – оксид марганца-трицинка, во втором – оксид марганца-цинка.

12. реакция оксида цинка с оксидом вольфрама:

ZnО + WО3 → ZnWО4 (t = 600-800 oC).

В результате реакции образуется соль – вольфрамат цинка.

13. реакция оксида цинка с сульфидом цинка:

2ZnO + ZnS → 3Zn + SO2.

В результате химической реакции получается цинк и оксид цинка.

14. реакция оксида цинка с хлоридом цинка и водой:

ZnO + ZnCl2 + H2O → 2Zn(OH)Cl (t = 100-130 oC).

В результате химической реакции получается быстро (2-3 минуты) твердеющая масса – хлорид-гидроксид цинка (т.н. цинковый цемент). Хлорид цинка – концентрированный раствор.

15. реакция оксида цинка с плавиковой кислотой:

ZnO + 2HF → ZnF2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид цинка и вода.

16. реакция оксида цинка с азотной кислотой:

ZnO + 2HNO3 → 2Zn(NO3)2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат цинка и вода.

17. реакция оксида цинка с ортофосфорной кислотой:

3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2 + 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – ортофосфат цинка и вода. Ортофосфорная кислота изначально растворена в воде.

Аналогично проходят реакции оксида цинка и с другими кислотами.

18. реакция оксида цинка с бромистым водородом (бромоводородом):

ZnO + 2HBr → ZnBr2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид цинка и вода.

19. реакция оксида цинка с йодоводородом:

ZnO + 2HI → ZnI2 + H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид цинка и вода.

20. реакция оксида цинка с сероводородом:

ZnO + H2S → ZnS + H2O (t = 450-550 oC).

В результате химической реакции получается соль – сульфид цинка и вода.

21. реакция оксида цинка с гидроксидом натрия:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (t = 500-600 oC).

В результате химической реакции получается соль – цинкат натрия и вода.

22. реакция оксида цинка с гидроксидом натрия и водой:

ZnO + NaOH + H2O → Na[Zn(OН)3] (t = 100 oC),

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OН)4] (t = 90 oC).

В результате химической реакции в первом случае получается тригидроксоцинкат натрия. Гидроксид натрия изначально растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 40 %. Реакция протекает при кипении.

В результате химической реакции во втором случае получается тригидроксоцинкат натрия. Гидроксид натрия изначально растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 60 %. Реакция протекает при температуре 90 oC.

23. реакция оксида цинка с гидратом аммиака:

ZnО + 4(NH3•H2O) → [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O.

В результате реакции образуются гидроксид тетраамминцинка и вода. Гидрат аммиака – концентрированный раствор.

24. реакция оксида цинка с хлоридом аммония:

ZnО + 2NH4Cl → ZnCl2 + 2NH3 + H2O (t°).

В результате реакции образуются хлорид цинка, аммиак и вода.

Применение и использование оксида цинка:

Оксид цинка применяется в качестве наполнителя, компонента или катализатора в химической, фармацевтической, резинотехнической, лакокрасочной и нефтеперерабатывающей промышленности, в производстве стекла и керамики, а также медицине.

Ссылка на источник

Источник