Перспективные технологии получения металлов
- Прямое восстановление железа из руд, минуя стадию производства чугуна.
Отметим , что высокая стоимость сырья для производства восстановителя — коксующихся углей вынуждает искать новые пути получения железа. В промышленности с недавнего времени используют прямое восстановление железной руды продуктами конверсии природного газа. При этом требуется сложная предварительная подготовка руды, заключающаяся в формовании ее в виде прочных округлых камушков — окатышей. В результате их восстановления при температуре около 1100 °С образуется так называемое губчатое железо, переплавкой которого в электропечах, минуя стадию получения чугуна, производят сталь.
В России этот процесс осуществляется на Старо-Оскольском электрометаллургическом комбинате. Процесс осуществляется по следующей схеме: руда непосредственно в карьере перерабатывается в концентрат — смешивается со связующими материалами (известью) и окусковывается в окатыш определенного размера. Сырые окатыши загружаются в реактор, где противотоком осуществляется восстановление железа конвертированным газом (60% водорода и 35% оксида углерода (II), полученного из метана: СН4 + СО2 = = 2СО + 2Н2. В результате получают металлизированные окатыши, содержащие 90-93% железа, они поступают в дуговую печь для выплавки стали, где окончательно избавляются от примесей. Преимущества этого метода очевидны: процесс протекает при более низкой температуре, уменьшаются затраты на проведение плавки — не требуется топлива (кокса), устраняется загрязнение окружающей среды. Сталь, полученная по этому методу, отличается особой чистотой.
Гидрометаллургия — это способу получения металлов из растворов их солей. Вначале
природные соединения обрабатывают подходящим реагентом (часто раствором кислоты
или смесью кислот) для получения раствора соли этого металла. Затем из полученного
раствора металл вытесняют более активным металлом или восстанавливают электролизом.
Например, чтобы получить медь из руды, содержащей оксид меди (II),
ее обрабатывают разбавленной серной кислотой: СиО + H2SО4 →CuSО4 + Н2О
Затем медь извлекают из раствора сульфата меди (II) либо электролизом,
либо вытесняя ее железом: CuSО4 + Fe = Си + FeSО4.
Аналогичным образом в цветной металлургии получают Серебро, цинк, молибден, золото, уран и др.
Электрометаллургия — это способ получения металлов с помощью электрического тока — электролиза. Так получают, в основном, легкие металлы: алюминий, щелочные и щелочноземельные металлы из расплавов оксидов, гидроксидов или хлоридов.
Электрохимическим способом из расплавов соединений получают весь производимый алюминий, 70% магния, больше количество калия, лития, кальция, бария, стронция, бериллия, марганца,а также тугоплавкие металлы: титан, вольфрам молибден, ванадий, цирконий, тантал, ниобий.
Комплексные соединения
Наиболее типичное координационное число для ионов Fe2+ и Fe3+ равно 6. Даже в водных растворах обычных солей катион железа координационно связан с шестью молекулами воды в аквакомплекс [Fe(H2O)6]3+.Однако более распространены анионные комплексы железа.
K4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия - желтая кровяная соль
K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (III) калия- красная кровяная соль
Применяются в качестве реагентов для обнаружения катионов Fe3+ и Fe2+ соответственно, образуя с ними нерастворимые вещества интенсивно-синего цвета
Красная кровяная соль за счет атома железа в степени окисления +3 проявляет значительные окислительные свойства, особенно в щелочной среде, например:
- K3[Fe(CN)6] + Pb(OH)2 + KOH → K4[Fe(CN)6] + PbO2 + Н2O.
Медь
Встречается в природе как в свободном виде и виде соединений: медный блеск, или халькозин Cu2S, халькопирит FeCuS2, ковеллин CuS, знаменитый малахит и др. Получение
Основным источником меди служат сульфидные, а также полиметаллические руды. Вначале сульфидную руду обжигают, а затем сплавляют полученный оксид с сульфидом:
- Cu2S + O2 = Сu2O + SO2
- Cu2O + Cu2S = Cu + SO2
Так получают черновую медь, которую далее подвергают рафинированию.
С кислородом в зависимости от температуры образует два, оксида:
- Cu + O2 CuO
- Сu + O2 Сu2O
- Cu + S CuS
- Cu + S Cu2S
Co всеми галогенами медь образует галогениды (II) и только с иодом — (I):
- Сu + СI2 = СuСI2
- Сu + I2 = Сu2I2
- Сu + HNO3 - Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
- Сu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + Н2O
Удивительно, но факт: медь реагирует с концентрированной соляной кислотой с образованием комплексного соединения и водорода:
- Сu + НСI = Н [СuСI3] + Н2.
- Cu + NO2 = Cu2O + NO
- Сu + FeCI3 = СuСI2 + FeCl2
- Сu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
Медь может растворяться в гидрате аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием комплексных соединений:
- Си + NH3∙Н2O + O2 = [Cu(NH3)4](OH)2 + Н2O
Оксид меди (I)
- Cu2O + 4HCI = Н [СuСI2] + Н2O
- Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Сu + Н2O
- Сu2O + NaOH + Н2O = Na[Cu(OH)2]
- Cu2O + NH3∙Н2O = [Cu(NH3)2]OH + Н2O
- CuOH = Cu2O + Н2O.
Оксид меди (II )
Обладает слабыми амфотерными свойствами.При сплавлении со щелочами образует купраты:
- КОН + СuО = К2СuO2 + Н2O.
Растворяется в водном растворе аммиака:
- CuO + NH3∙Н2O = [Cu(NH3)4](OH)2 + Н2O.
Соли меди (II)
Большинство хорошо растворимы в воде, но подвержены гидролизу по катиону.
Могут восстанавливаться до солей меди (I):
- CuSO4 + KI = K2SO4 + Cu2I2 + I2.
Серебро
В свободном виде (самородное серебро) встречается очень редко. В природе представлена сульфидом Ag2S или тиосолями полиметаллических руд.Серебро получают электролизом.
Серебро относится к группе так называемых благородных металлов вследствие своей малой химической активности. Однако при высоких температурах оно способно реагировать даже с хлороводородом:
- Ag + НСI = AgCI + Н2
- Ag + H2S + O2 = Ag2S + Н2O
- Ag + S = Ag2S
- Ag + HNO3 = AgNO3 + NO2 + Н2O
- Ag + H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + H2O
Оксид серебра (I) Ag2O.
Серебро непосредственно с кислородом не взаимодействует, и его оксид получают косвенно, например по реакции
- AgNO3+ NaOH = Ag2O + NaNO3 + Н2O
Ag2 O— это темно-коричневый порошок, обладающий сильными основными свойствами. Он плохо растворим в воде, но придает ей слабощелочную реакцию:
- Ag2O + Н2O ↔ Ag+ + OH-
Растворяется в гидрате аммиака с образованием комплексного соединения:
- Ag2O + NH3 ∙Н2O = [Ag(NH3)2]OH + H2O
Соли
Фторид серебра AgF —получают действием плавиковой кислоты на оксид серебра (I). Применяется как составная часть люминофоров.
Хлорид серебра AgCI — твердое вещество белого цвета, малорастворимое в воде, но растворимое в водном растворе аммиака:
- AgCI + NH3 • Н2O = [Ag(NH3)2]CI + Н2O
Под действием света разлагается на серебро и хлор, что используют в качестве фотоматериала, но значительно меньше, чем бромид серебра.
Бромид серебра AgBr — кристаллическое вещество светло-желтого цвета, образуется по реакции между нитратом серебра и бромидом калия. Используется при изготовлении фотобумаги, кино- и фотопленки.
Хромат серебра Ag2CrO4 и дихромат серебра Ag2Cr2O7 — темно-красные кристаллические вещества, которые используют в качестве красителя при изготовлении керамики.
Ацетат серебра CH3COOAg применяется в гальваностегии для серебрения металлов.
Цинк
Минералы: цинковая обманка ZnS, цинковая шпинель ZnO∙А12O3, кранная цинковая руда, или цинкит, ZnO и др. Цинк получают двумя способами: пирометаллургическим и гидрометаллургическим. Для обоих способов вначале цинковую руду обжигают, чтобы перевести сульфид цинка в оксид. Последний восстанавливают углем или растворяют в серной кислоте и подвергают электролизу.
Оксид цинка ZnO
Порошок белого цвета, тугоплавок (tпл = 2ООО °С), плохо растворяется в воде, является амфотерным оксидом:
- ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O;
- ZnO + КOН + Н2O = K2[Zn(OH)4].
Оксид цинка используется как катализатор во многих химических процессах, входит в состав цинковых белил, парфюмерных, косметических и медицинских средств.
Гидроксид цинка Zn(OH)2
Является амфотерным соединением, легко растворяется в водном аммиаке:
- Zn(OH)2 + NH3 . Н2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + Н2O.
Соли
Многие соли цинка хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу по катиону.
Хлорид цинка ZnCl2 используется в виде растворов в соляной кислоте — при паянии, а также в медицине в качестве антисептика.
Сульфид цинка ZnS —входит в состав литопона — минеральной краски, получаемой в результате смешивания сульфида бария с сульфатом цинка:
- BaS + ZnSO4 = BaSO4 + ZnS.
Сульфид цинка также используют в качестве люминофора в электронно-лучевых трубках,
Сульфат цинка ZnSO4 применяют в медицине в качестве антисептика.
Ртуть
Наиболее известен минерал киноварь HgS.
Ртуть получают из киновари, прокаливая ее на воздухе или нагревая с железом:
- HgS + O2 = Hg + SO2;
- HgS + Fe = Hg + FeS.
С кислородом взаимодействует только при нагревании:
- Hg + O2 = HgO.
- Hg +СI2 = HgCI2;
- Hg + S = HgS.
- Hg + HNO3 = Hg(NO3)2 + NO2 + Н2O;
- Hg + H2SO4= HgSO4 + SO2 + H2O.
В зависимости от количества ртути она образует соли (I) и (II):
- Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2.
- Hg+ HgCI2 = Hg2CI2.
Оксид ртути (II) HgO
- HgO + HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O.
- HgCI2 + NaOH = HgO + NaCI + H2O.
Соли ртути используют как катализаторы многих химических реакций (Кучерова )
Хром
Хром в природе встречается, в основном, в виде хромистого железняка FeO • Cr2O3.
Получают в промышленности из оксида хрома (III) методом алюминотермии:
- Сr2O3 + A1 = А12O3 + Сr
При нагревании взаимодействует со многими неметаллами:
- Сr + 3O2 = Сr2O3;
- Cr + S = Cr2S3;
- Сr + СI2 = СrСI3.
Взаимодействует с растворами соляной и серной кислот:
- Сr + НС1 = СrС12 + Н2;
- Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.
Соединения хрома (II) неустойчивы и легко окисляются в соединения хрома (III):
- СrС12 + O2 + НС1 = СrС13 + Н2O.
Оксид хрома (II)
- СrО + НС1 = СrС12 + Н2O.
Сам СrО легко окисляется на воздухе при нагревании:
- СrO + O2 = Сг2O3.
Оксид хрома (II) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:
- Сr(амальгама) + O2 = 2СrО.
Гидроксид хрома (II)
Сr(ОН)2 — это вещество желтого цвета
- Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O.
Как и оксид, легко окисляется в гидроксид хрома (III):
- Сr(ОН)2 + O2 + Н2O = Сr(ОН)3.
Оксид хрома (III)
Имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Поэтому для реакции с щелочами его сплавляют с ними:
- Сr2O3 + KOH = КСrO2 + Н2O.
С концентрированными растворами щелочей и кислот он взаимодействует с трудом:
- Сr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6];
- Cr2O3 + НС1 = СrС13 + Н2O.
Оксид хрома (III) может быть получен реакцией разложения дихромата аммония:
- (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + Н2O.
Применяют для получения хрома, масляных и акварельных красок.
Гидроксид хрома (III)
получают при действии щелочей на растворы солей хрома (III):
- СrС13 + NaOH = Cr(OH)3↓+ NaCl - щелочь надо брать в недостатке, так как полученный гидроксид, в отличие от соответствующего оксида, легко взаимодействует с щелочами и кислотами, т. е. проявляет амфотерные свойства:
- Cr(OH)3 + HNO3 = Cr(NO3)3 + H2O;
- Cr(OH)3 + NaOH = Na3[Cr(OH)6].
Оксид хрома (VI) CrО3
Типичный кислотный оксид, которому соответствуют две кислоты:
- СrO3 + Н2O = Н2СrO4;
- СrO3 + Н2O = Н2Сr2O7.
В кислотном растворе основная масса кислоты приходится на дихромат-ион, а в щелочном — на хромат-ион:
- CrO42- + H+ ↔ HCrO4- ↔Cr2O72- + Н2O.
Оксид хрома (VI) — очень сильный окислитель:
- С2Н5ОН + СrO3 = СO2 + Сr2O3 + Н2O.
Оксид хрома (VI) можно получить:
- К2Сr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O.
Соли
Используются для получения хромовой кожи. Легко подвергаются гидролизу, причем при добавлении карбонатов взаимный гидролиз усиливается и образуется осадок Сr(ОН)3:
- Cr2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O = Cr(OH)3+ Na2SO4 + СO2.
Сульфат хрома вместе с сульфатами калия, аммония или рубидия может выкристаллизовываться в виде квасцов, например KCr(SO4)2 • 12Н2O — хромкалиевые квасцы. Все квасцы применяются в кожевенном производстве для дубления кож.
Соли хромовых кислот. Хроматы и дихроматы щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель:
- СН3—СН2—ОН + К2Сг2O7 + H2SO4 → СН3—СHО + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Хроматы и дихроматы в кислой среде восстанавливаются до солей Сr3+ :
- H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
- НС1 + K2Cr2O7 = CrCl3 + CI2 + KC1+ H2O.
Дихроматы калия и натрия применяют для дубления кож, в качестве протравы при крашении тканей, как окислители в производстве красителей, как компонент состава для спичек, как ингибитор коррозии металлов и сплавов.
Марганец
По распространенности в литосфере идет следом за железом. Основной минерал-это пиролюзит МnO2. Наиболее чистый марганец получают электролизом водных растворов солей марганца (II). Для технических нужд его получают алюминотермией из оксидов.
Для марганца характерны различные соединения широкого спектра степеней окисления: +2, +3, +4, +6 и +7.
- Мn + O2 = МnО
(также образуются Mn2O3 и Мn3O4);
- Mn + S = MnS (также и MnS2);
- Мn + Р = Мn3Р2.
- Мn + НС1 = МnС12 + Н2.
- Mn + HNO3 = Mn(NO3)2 + NO2 + H2O.
- Мn + Nb2O5 = МnO + Nb.
Соединения
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются при росте степени окисления марганца: МnО→Мn2O3→МnO2→ (МnO3) →Мn2O7
Оксид марганца (II)
- МnО + H2SO4 = MnSO4 + H2O;
- МnО + N2O5 = Mn(NO3)2.
Гидроксид марганца (II)
- MnSO4 + NaOH = Mn(OH)2 + Na2SO4.
- Мn(ОН)2 + КВrО + КОН = КМnO4 + КВr + Н2O.
- МnO2 + НС1 = МnС12 + С12 + H2O.
- МnO2 + HNO3 = Mn(NO3)2 + Н2O + O2.
Оксид марганца (IV) МnO2
Наиболее устойчив из всех оксидов. Вещество черного цвета - сильный окислитель:
- МnO2 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + Н2O.
- МnO2 + КОН = К2МnO3 + Н2O,
- МnO2 + КОН + O2 == К2МnO4 + Н2O.
- К2МnO4 + Н2O = КМnO4 + МnO2 + КОН.
Оксид марганца (VII)
- KMnO4 + H2SO4 (К) = K2SO4 + H2O + Mn2O7.
Соответствующая ему марганцевая кислота НMnO4 — одна из самых сильных кислот.
Соли
- Mn(NOg)2+РbO2 =MnO2 + Pb(NO3)2;
- Mn(NO3)2+ РbO2 + HNO3 == HMnO4 + Pb(NO3)2 + 2H2O.
Перманганат калия можно получить, окисляя манганат калия хлором:
- К2МnO4 + С12 = KMnO4 + KC1.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|