Сделай Сам Свою Работу на 5
Главная | Контакты

Перспективные технологии получения металлов

123




    1. 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:

  1. 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:

  1. Cu2S + O2 = Сu2O + SO2
  2. Cu2O + Cu2S = Cu + SO2

Так получают черновую медь, которую далее подвергают рафинированию.

С кислородом в зависимости от температуры образует два, оксида:

  1. Cu + O2 CuO
  2. Сu + O2 Сu2O
  3. Cu + S CuS
  4. Cu + S Cu2S

Co всеми галогенами медь образует галогениды (II) и только с иодом — (I):

  1. Сu + СI2 = СuСI2
  2. Сu + I2 = Сu2I2
  3. Сu + HNO3 - Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
  4. Сu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + Н2O

Удивительно, но факт: медь реагирует с концентрирован­ной соляной кислотой с образованием комплексного соедине­ния и водорода:

  1. Сu + НСI = Н [СuСI3] + Н2.
  2. Cu + NO2 = Cu2O + NO
  3. Сu + FeCI3 = СuСI2 + FeCl2
  4. Сu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

Медь может растворяться в гидрате аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием комплексных соединений:

  1. Си + NH3∙Н2O + O2 = [Cu(NH3)4](OH)2 + Н2O

 

Оксид меди (I)

  1. Cu2O + 4HCI = Н [СuСI2] + Н2O
  2. Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Сu + Н2O
  3. Сu2O + NaOH + Н2O = Na[Cu(OH)2]
  4. Cu2O + NH3∙Н2O = [Cu(NH3)2]OH + Н2O
  5. CuOH = Cu2O + Н2O.

Оксид меди (II )

Обладает слабыми амфотерными свойствами.При сплавлении со щелочами образует купраты:

  1. КОН + СuО = К2СuO2 + Н2O.

Растворяется в водном растворе аммиака:

  1. 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):

  1. 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:

  1. Ag + НСI = AgCI + Н2
  2. Ag + H2S + O2 = Ag2S + Н2O
  3. Ag + S = Ag2S
  4. Ag + HNO3 = AgNO3 + NO2 + Н2O
  5. Ag + H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + H2O

Оксид серебра (I) Ag2O.

Серебро непосредст­венно с кислородом не взаимодействует, и его оксид получа­ют косвенно, например по реакции

  1. 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:

  1. Ag2O + Н2O ↔ Ag+ + OH-

Растворяется в гидрате аммиака с обра­зованием комплексного соединения:

  1. 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:

  1. 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:

  1. ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O;
  2. 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:

  1. 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:

  1. 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:

  1. HgS + O2 = Hg + SO2;
  2. HgS + Fe = Hg + FeS.

С кислородом взаимодействует только при нагревании:

  1. Hg + O2 = HgO.
  2. Hg +СI2 = HgCI2;
  3. Hg + S = HgS.
  4. Hg + HNO3 = Hg(NO3)2 + NO2 + Н2O;
  5. Hg + H2SO4= HgSO4 + SO2 + H2O.

В зависимости от количества ртути она образует соли (I) и (II):

  1. Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2.
  2. Hg+ HgCI2 = Hg2CI2.

Оксид ртути (II) HgO

  1. HgO + HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O.
  2. 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:

  1. Сr2O3 + A1 = А12O3 + Сr

При нагревании взаимодействует со многими неметал­лами:

  1. Сr + 3O2 = Сr2O3;
  2. Cr + S = Cr2S3;
  3. Сr + СI2 = СrСI3.

Взаимодействует с растворами соляной и серной кислот:

  1. Сr + НС1 = СrС12 + Н2;
  2. Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.

Соединения хрома (II) неустой­чивы и легко окисляются в соединения хрома (III):

  1. СrС12 + O2 + НС1 = СrС13 + Н2O.

Оксид хрома (II)

  1. СrО + НС1 = СrС12 + Н2O.

Сам СrО легко окисляется на воздухе при нагревании:

  1. СrO + O2 = Сг2O3.

Оксид хрома (II) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

  1. Сr(амальгама) + O2 = 2СrО.

Гидроксид хрома (II)

Сr(ОН)2 — это вещество желтого цвета

  1. Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O.

Как и оксид, легко окисляется в гидроксид хрома (III):

  1. 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:

  1. Сr2O3 + KOH = КСrO2 + Н2O.

С концентрированными растворами щелочей и кислот он взаимодействует с трудом:

  1. Сr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6];
  2. Cr2O3 + НС1 = СrС13 + Н2O.

Оксид хрома (III) может быть получен реакцией разложе­ния дихромата аммония:

  1. (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):

  1. 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:
  2. Cr(OH)3 + HNO3 = Cr(NO3)3 + H2O;
  3. Cr(OH)3 + NaOH = Na3[Cr(OH)6].

Оксид хрома (VI) CrО3

Типичный кислот­ный оксид, которому соответствуют две кислоты:

  1. СrO3 + Н2O = Н2СrO4;
  2. СrO3 + Н2O = Н2Сr2O7.

В кислотном растворе основная масса кислоты при­ходится на дихромат-ион, а в щелочном — на хромат-ион:

  1. CrO42- + H+ ↔ HCrO4- ↔Cr2O72- + Н2O.

Оксид хрома (VI) — очень сильный окислитель:

  1. С2Н5ОН + СrO3 = СO2 + Сr2O3 + Н2O.

Оксид хрома (VI) можно получить:

  1. 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:

  1. 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:

  1. СН3—СН2—ОН + К2Сг2O7 + H2SO4 → СН3—СHО + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Хроматы и дихроматы в кислой среде восстанавливаются до солей Сr3+ :

  1. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
  2. 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.

 

  1. Мn + O2 = МnО

(также образуются Mn2O3 и Мn3O4);

  1. Mn + S = MnS (также и MnS2);
  2. Мn + Р = Мn3Р2.
  3. Мn + НС1 = МnС12 + Н2.
  4. Mn + HNO3 = Mn(NO3)2 + NO2 + H2O.
  5. 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)

  1. МnО + H2SO4 = MnSO4 + H2O;
  2. МnО + N2O5 = Mn(NO3)2.

Гидроксид марганца (II)

  1. MnSO4 + NaOH = Mn(OH)2 + Na2SO4.
  2. Мn(ОН)2 + КВrО + КОН = КМnO4 + КВr + Н2O.
  3. МnO2 + НС1 = МnС12 + С12 + H2O.
  4. МnO2 + HNO3 = Mn(NO3)2 + Н2O + O2.

Оксид марганца (IV) МnO2

Наибо­лее устойчив из всех оксидов. Вещество черного цвета - сильный окислитель:

  1. МnO2 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + Н2O.
  2. МnO2 + КОН = К2МnO3 + Н2O,
  3. МnO2 + КОН + O2 == К2МnO4 + Н2O.
  4. К2МnO4 + Н2O = КМnO4 + МnO2 + КОН.

Оксид марганца (VII)

  1. KMnO4 + H2SO4 (К) = K2SO4 + H2O + Mn2O7.

Соответствующая ему марганцевая кислота НMnO4 — одна из самых сильных кислот.

Соли

  1. Mn(NOg)2+РbO2 =MnO2 + Pb(NO3)2;
  2. Mn(NO3)2+ РbO2 + HNO3 == HMnO4 + Pb(NO3)2 + 2H2O.

Перманганат калия можно получить, окисляя манганат калия хлором:

  1. К2МnO4 + С12 = KMnO4 + KC1.

 

 

 



123




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.