Получение металлов электролизом в промышленности

Обновлено: 05.07.2024

Электролиз широко используется в различных областях промышленности.

Электролиз в металлургии. Получение свободных металлов с помощью электролиза называют электрометаллургией. Электролиз водных растворов называют гидроэлектрометаллургией, расплавов солей или оксидов при высокой температуре – пироэлектрометаллургией.

Электролизом растворов солей получают медь, цинк, кадмий, никель и другие металлы. На катоде происходит разряд ионов металла из растворов, которые получают в результате физической и химической обработки руд:

В этих процессах используют нерастворимые аноды, на которых обычно выделяется галоген или кислород и регенерируется соответствующая кислота, например H₂SO₄, при электролизе из сернокислых электролитов. Электролиз с нерастворимым анодом осуществляется как в электролизерах без диафрагм (получение цинка), так и с диафрагмами – получение Mn, Cr и других металлов.

Электролиз с растворимым анодом используют для рафинирования (очистки) черновых металлов: меди, серебра, золота, свинца, олова и др. от вредных примесей. Этот способ также используется и для извлечения ценных компонентов из очищаемого металла. Процесс электрорафинирования, как правило, осуществляют в электролизерах без диафрагм. Анодом служит подвергаемый очистке металл. После включения тока катионы основного металла и примесей, имеющих наиболее отрицательный потенциал, чем потенциал основного металла, переходят в раствор электролита:

(+) А: Ме _{основной металл} ↔ Ме n+ _р-р + n ,

Примеси, имеющие большее значение электродного потенциала по сравнению с основным металлом, не растворяются и оседают из анода в виде шлама.

На катоде в первую очередь осаждается металл, имеющий наиболее положительный потенциал. Так как потенциалы меди, серебра, свинца и олова положительнее, чем потенциалы других металлов (примесей), то каждый из этих металлов в первую очередь выделяется на катоде, а примеси остаются в растворе. При малой концентрации примесей их потенциалы в соответствии с уравнением Нернста сдвигаются в сторону отрицательных значений, что способствует преимущественному выделению на катоде основного металла в чистом виде:

(−) К: Ме n+ _р-р + n ↔ Ме _{основной металл}.

Рассмотрим, например, рафинирование меди. Черновую медь, содержащую 98,0…99,5 % Cu, получают пирометаллургическим методом. Главный потребитель меди – электротехническая промышленность, где используется медь высокого качества (99,92…99,96 % Cu). Черновая медь содержит наряду с другими примесями (Zn, Ni, Fe, Sb, As и др.) серебро и золото (до 7 кг Ag и 0,3 кг Au на 1т меди). Литые аноды из черновой меди помещают в электролит. Между ними помещают катоды из тонких листов электролитической меди. Электролитом служит раствор, содержащий CuSO₄ и серную кислоту, добавляемую для повышения электропроводности электролита. При электролизе медь из анодов растворяется

Вместе с ней переходят в раствор и электроотрицательные примеси: Zn, Ni, Fe, Sb, As. Например,

Электроположительные примеси (Au, Ag) в раствор не переходят, а выпадают в осадок (шлам) в виде частиц металла.

На катоде осаждается только чистая медь:

а электроотрицательные примеси, постепенно накапливаясь, загрязняют электролит:

Электролизом расплавов соединений получают алюминий, магний, натрий, бериллий, а также сплавы некоторых металлов.

Электролиз в технике используют в таких процессах, как гальванопластика, гальваностегия, электрохимическая обработка металлов, электромеханическая заточка и шлифование, а также специальная обработка поверхности – очистка от жировых и оксидных пленок, необходимая для дальнейших операций. При этом используются как катодные, так и анодные процессы электролиза.

Катодные процессы используются в основном:

а) при электрохимическом обезжиривании поверхности (очистки от жировых пленок) в щелочных и слабокислых растворах (ионы водорода, проникая через пленку жира, разряжаются на поверхности металла с образованием пузырьков газа, уносящих с собой пленку жира);

б) при электрохимическом травлении (очистки от оксидных пленок) поверхности (принцип аналогичен предыдущему). При этом следует иметь в виду, что водород частично диффундирует в поверхностный слой металла, делая его хрупким. Использование ингибиторов предотвращают диффузию водорода в металл.

Анодные процессы используют:

1) при анодном оксидировании – создании на поверхности металла оксидных слоев в целях защиты от коррозии или для декоративных целей (на стали, магнии, алюминии, меди и медных сплавов);

2) при травлении металла до нужной толщины;

3) при электрополировании – доводки металлических поверхностей.

Оставшиеся после механической обработки выступы, шероховатости на поверхности сложной конфигурации подвергают растворению, подобрав соответствующий электролит и плотность тока.

Гальванопластика − процесс получения точных металлических копий с рельефных предметов электроосаждением металла.

Предмет, с которого хотят получить копию, покрывают воском и получают матрицу. Затем на матрицу наносится тонкий слой графита. Графитовый катод помещают в электролитическую ванну с раствором соли осаждаемого металла (например, CuSO₄) и осуществляют электролиз с растворимым анодом (Cu). На аноде происходит процесс окисления меди (Cu), на катоде – восстановление ионов меди из раствора CuSO₄:

Получается изделие из меди с толщиной стенок, исчисляемой микрометрами. Такие тонкостенные изделия используются, например, для изготовления клише для печати и матриц грампластинок.

Получение гальванических покрытий.Гальваническими называются металлические покрытия, наносимые на поверхность какого-либо изделия методом электролиза. Гальваническим способом можно получить покрытия всеми металлами и сплавами, которые могут выделяться на катоде. Толщина покрытий в зависимости от их назначения составляет 1–100 мкм. Гальванические покрытия широко применяются во многих областях техники и имеют различные назначения: а) защита от коррозии: цинкование, кадмирование, лужение и др.; б) защита от коррозии и придание красивого внешнего вида (защитно-декоративные): никелирование, хромирование, серебрение и золочение; в) повышение твердости и износостойкости: хромирование и др.

Нанесение гальванических покрытий проводится в электролизере, называемом гальванической ванной. Электролиз проводят с растворимым анодом. Анодом обычно является такой же металл, что и металл покрытия. Металлическое изделие (катод) помещают в электролитическую ванну, электролитом служит раствор соли осаждаемого металла.

На аноде протекает процесс окисления металла покрытия, на катоде − восстановление находящихся в растворе электролита ионов металла (электроосаждение металла):

(−) К: Me n + + n Me (на изделии).

При нанесении покрытий на металл электролизом, изделия получаются ровными по толщине, прочными. Форма изделий может быть любая. Иногда, чтобы не расходовать дорогие металлы, производят многослойные покрытия. Например, внешние детали автомобилей покрывают сначала медью (тонкий слой), затем никелем и в конце хромом, получается очень стойкое и прочное покрытие.

Зная плотность металла покрытия ( , г/см 3 ), молярную массу его эквивалента (М_Э, г/моль экв), коэффициент выхода по току ( ), катодную плотность тока (i = , А/см 2 ) и время процесса ( ,с), можно определить толщину слоя покрытия ( , см):

Электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов. Для изменения размеров и формы, а также состояния поверхности металлических изделий используют электрохимические способы обработки: анодирование, электрохимическая размерная обработка, анодирование и др.

Анодная обработка изделий для придания им требуемой формы получила название электрохимической обработки металлов. Этот способ обработки металлов во многих случаях имеет важные достоинства, так как позволяет обрабатывать детали сложной конфигурации; металлы, которые механически или вообще не могут быть обработаны, или обрабатываются с большим трудом (например, очень твердые металлы и сплавы). Кроме того, инструмент (катод) при этом не изнашивается, а обработка не влечет изменения структуры металла. Как и при обычном электролизе с растворимым анодом, при электрохимической обработке происходит анодное растворение металла: Me n + Me n + . На катоде, который при электрохимической обработке называют инструментом, обычно выделяется водород:

Анодное оксидирование(анодирование) широко применяют для обработки металлов, прежде всего алюминия. Алюминиевое изделие играет роль анода электролизера. Электролитом служит раствор серной, ортофосфорной, борной или щавелевой кислот, катодом может быть металл, не взаимодействующий с раствором электролита, например, нержавеющая сталь или свинец.

На катоде выделяется водород, на аноде происходит образование оксида алюминия Al₂O₃:

Механизм реакции имеет сложный характер. Электродная реакция протекает в несколько стадий. Наряду с образованием оксида происходит его частичное растворение в кислоте:

В результате пленка становится пористой, через поры пленки проникают ионы Al 3+ и процесс роста продолжается. Полученная пленка Al₂O₃ имеет ценные свойства. Так как размеры пор оксидной пленки очень малы, то она может быть пропитана различными составами, повышающими коррозионную стойкость поверхности.

Оксидная пленка на алюминии имеет высокую твердость, поэтому после анодирования и пропитки оксидного слоя смазкой значительно повышается износостойкость деталей. В растворах борной и щавелевой кислот получаются тонкие плотные пленки с высоким электросопротивлением, например для алюминия высокой чистоты − пленки с электросопротивлением 10 14 Ом·см.

Электролиз нашел применение в различных отраслях техники, причем области его использования непрерывно расширяются.

Электролиз

Электролиз в промышленных масштабах используется для извлечения из металлосодержащих руд металлов и их очищения от примесей. При помощи этого физико-химического процесса на производстве получают медь и алюминий. Заряд химических источников тока (аккумуляторов) также происходит, благодаря протеканию этой реакции.

Определение электролиза

Химическая реакция, в результате которой на электродах происходит оседание компонентов из электролитических растворов веществ, и протекающая под действием электрического тока – вот что такое электролиз. Он включает в себя комплекс процессов окисления и восстановления, происходящих на электродах. Обязательным условием является движение постоянного тока от электрода к электроду.

В чём заключается процесс

Технологический порядок электролиза, или ещё его называют гальванолизом, происходит по законам химии и физики. При этом берутся электропроводящие растворы (жидкости), в которых при помощи двух электродов организовано электрическое поле.

Внимание! Электроды имеют названия. Катод (К) – электрод, имеющий отрицательный потенциал, анод (А) – электрод с положительным потенциалом.

Ионы движутся упорядоченно через раствор, который носит название электролита. При этом ионы, относящиеся к металлам, водороду (катионы) направляются к катоду, к аноду стремятся ионы, принадлежащие к кислотным остаткам или гидроксильной группы (анионы). Катионы имеют положительный знак заряда, анионы – отрицательный. Пропускание электрического тока при электролизе может осуществляться, как через растворы, так и через расплавы электролитов.

Информация. При приготовлении электролита происходит диссоциация раствора на ионы. Это обусловлено взаимодействием растворителя на растворяемое вещество. Такая реакция называется первичной. Дальнейшее воздействие электрического тока на электролит вызывает вторичную реакцию гальванолиза.

Подобное разделение на первичность и вторичность позволило Майклу Фарадею обосновать законы, применяемые к гальванолизу.

Электролиз растворов

Использование воды для приготовления раствора электролита осложняет процесс. В растворах солей и щелочей вода ведёт себя при электролизе неоднозначно. Это проявляется в том, что H2O ведёт себя как окислитель, так и как восстановитель. На катоде она получает электроны и восстанавливает атомы водорода до газообразной формы водорода. На аноде вода отдаёт отрицательно заряженные частицы, тогда атомы кислорода окисляются до газообразной формы кислорода. Кислота, используемая в качестве раствора для электролита, лишена этой проблемы.

Катодные процессы

Катод, помещённый в растворы солей, притягивает к себе катионы металлов. Эти катионы выступают как окислители.

Важно! У отдельных металлов способности ионов окислять различны. Чтобы оценить способности окисления – восстановления, необходимо опираться на электрохимический ряд напряжений.

У каждого металла (далее обозначен как М) свой электрохимический потенциал (ЭХП). Чем он меньше, тем восстановительные свойства выше, а окислительная способность у соответствующих ионов этого металла ниже.

ЭХП величина относительная, потому у отдельных ионов разная величина ЭХП. У водорода он равен нулю.

Во время процесса электролиза, протекающего в растворах солей, выявлены следующие замечания:

когда в солях присутствуют активные М, то не они восстанавливаются на катоде, а водород;
если М в электролите имеет среднюю активность, то на катоде разряжаются (восстанавливаются) оба: и водород, и М;
при неактивном М на катоде восстанавливается только он, потому что его ион – более сильный окислитель, чем водородный ион.

Примерами таких процессов на катоде могут служить следующие реакции:

при активном М: 2H2O +2ē → H2 + 2OH—;
при М средней активности: Men+ + nē → Me0 и 2H+2O +2ē → H20 + 2OH—, где Ме – это растворённый металл;
в случае неактивного М в солях: Men+ + nē → Me0.

Замечено, что, когда с катодом взаимодействуют водородные катионы H+, происходит их разряжение до молекул водорода — 2H+ + 2ē → H20

Анодные процессы

Плюс, поданный на анод, притягивает к себе анионы вместе с молекулами воды. В данном случае анод является окислителем, а восстановители – молекулы H2O или анионы кислотных остатков.

В процессе гальванолиза на аноде происходят следующие реакции:

кислотные остатки, не содержащие кислорода, окисляются до нулевой степени окисления: неМеn- – nē = неМе0, где – неМе – это неметалл;
при содержании в остатке кислорода окисляется вода и выделяет молекулы кислорода (молекулярный кислород О2): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+;
в случае контакта с анодом гидроксид-иона последний также окисляется: 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O, с выделением молекулярного кислорода.

Исключение. Фтор обладает электроотрицательностью более высокой, чем кислород. Поэтому электролиз растворов фторидов протекает с окислением молекул воды вместо фторид-ионов.

Суммарные процессы электролиза

Что получается в суммарной реакции гальванолиза, можно рассмотреть на примере хлорида натрия. При пропускании электрического тока на электродах происходит следующее:

катод – на нём восстанавливается H – водород: 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–;
анод – на электроде происходит окисление хлорид-ионов: 2Cl– – 2ē → Cl20.

В этой реакции электролиза не принимают участия ионы натрия. Тем не менее, они входят в суммарное уравнение раствора хлорида натрия при электролизе. Оно имеет вид:

2H+2O + 2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20.

Электролиз расплавов

Если сравнить гальванолиз расплавов и растворов, то в расплавах все М: активные, малоактивные и неактивные, реагируют на процесс электризации одинаково.

Внимание! Вода при электролизе расплавов в электролите отсутствует. Поэтому осложнений, связанных с её вмешательством, не возникает. Описание такой реакции можно рассмотреть на примере расплава NaCl (хлористого натрия).

В этом случае на катоде происходит восстановление катионов Na:

Анод вызывает окисление анионов Cl:

Общее уравнение гальванолиза расплава NaCl будет иметь вид:

2Na+Cl– → 2Na0 + Cl20.

Электролиз с растворимыми электродами

В этом случае электролиз металлов осуществляется при помощи электродов, выполненных из того же М, который присутствует в электролите. Также электроды могут быть изготовлены из М активностью выше.

Важно! При протекании этого процесса на аноде восстанавливаются не анионы или молекулы H2O, а окисляется сам анод. Его частицы растворяются (окисляются) и восстанавливаются уже на катоде.

В случае с медным анодом при электролизе меди, где электролитом является сульфат меди, происходит следующее:

ионы меди, входящие в раствор, восстанавливаются на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0;
медный анод подвергается окислению своих частиц меди: Cu0 – 2ē → Cu2+.

Таким образом, если медную заготовку, имеющую примеси, использовать в качестве анода при гальванолизе в сульфате меди, то на катоде будет оседать медь в чистом виде. Анодный электрод при этом будет растворяться.

Вот перечень некоторых металлов, которые могут быть растворимыми электродами:

медь (Cu);
серебро (Ag);
цинк (Zn);
кобальт (Co);
олово (Sn);
никель (Ni);
кадмий (Cd).

На растворимом аноде в начальной стадии электролиза процессы проходят при минимальном стандартном потенциале на электроде. Если электролиз не остановить, то значение потенциала отклоняется в отрицательную сторону. Это вызвано поляризацией из-за пребывания на катоде электронов.

К сведению. Потенциалы электродов могут отклоняться от их изначального значения в ходе электролиза. Это явление называют поляризацией. Она бывает электрохимической и концентрационной.

Активные металлы

Это тот тип металлов, который легко вступает в реакции. В периодической таблице это элементы 1-й и 2-й группы. Так как металлические свойства у элементов становятся слабее в ряду слева направо, то к ним относятся:

щелочные металлы: литий, калий, натрий, цезий, франций, рубидий;
щелочноземельные элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий;
алюминий.

Данные металлы имеют один или два валентных электрона и легко их отдают, являясь восстановителями. К отличительным особенностям активных металлов относятся:

мягкость;
лёгкость;
низкая температура плавления.

При взаимодействии с кислородом (на воздухе) щелочных металлов возможно самовозгорание. Самовозгорание щелочноземельных металлов происходит при повышении температуры. При взаимодействии их с водой образуются щёлочь и водород, вступая в реакцию с кислотами, они образуют соли.

Менее активные металлы и неактивные металлы

Среднюю активность проявляют металлы, стоящие в ряду после алюминия Al и до водорода H2.

К неактивным относятся элементы, стоящие правее водорода: медь (Cu), ртуть (Hg), серебро (Ag), платина (Pt), золото (Au).

Практическое применение в производстве

Такой электрохимический процесс, как электролиз, примеры которого можно увидеть повсеместно, является неотъемлемой частью промышленности:

получение химически чистого сырья: фтор, хлор, щёлочи, чистые водород и кислород и т.д.;
применение электролиза в гидрометаллургии: переработка сырья с содержанием металлов;
элекрорафинирование (применение растворимых анодов) для окончательной очистки металлов;
электроэкстракция (использование нерастворимых анодов) для выделения нужных металлов из растворов;
гальванические процессы: гальванопластика и гальваностегия.

Информация. Процессы электролиза не протекают бесконтрольно. В цепь электролизёра включают медный кулонометр. Единица измерений прибора – 1 Кл (кулон). В этом случае контролируется количество результата (продукта) анодных, катодных реакций при 100%-ном выходе по току, необходимому для прохождения реакций.

Гальваностегия – способ электрохимического покрытия металлических поверхностей другими металлами:

сталь подвергают никелированию, хромированию, оцинкованию;
медь покрывают серебром, никелем и иными металлами.

Поверхность основания обрабатывают так, чтобы покрытие держалось крепко и защищало конструкцию от влияния внешних факторов. В то же время изделиям придавался эстетический вид.

Гальванопластика позволяет получать точные копии заготовки, выполненные из благородных металлов. Широко используется при изготовлении матриц, копий со скульптур, ювелирных изделий, деталей сложной геометрии. При этом способе важно, чтобы заготовка отделилась от покрытия.

Электролиз открывает широкие возможности для работы с металлами и электролитами. При помощи этого процесса можно самостоятельно выполнять работы не только в области гальванотехники, но и получать чистые металлы в небольших количествах. При этом не стоит путать самопроизвольные химические реакции в гальванических элементах и реакции, протекающие в электролизёрах.

Видео

Понятие о металлургии: общие способы получения металлов

Металлургия — это наука о промышленных способах получения металлов. Различают черную и цветную металлургию.

Черная металлургия — это производство железа и его сплавов (сталь, чугун и др.).

Цветная металлургия — производство остальных металлов и их сплавов.

Широкое применение находят сплавы металлов. Наиболее распространенные сплавы железа — чугун и сталь.

Чугун — это сплав железа, в котором содержится 2-4 масс. % углерода, а также кремний, марганец и небольшие количества серы и фосфора.

Сталь — это сплав железа, в котором содержится 0,3-2 масс. % углерода и небольшие примеси других элементов.

Легированные стали — это сплавы железа с хромом, никелем, марганцем, кобальтом, ванадием, титаном и другими металлами. Добавление металлов придает стали дополнительные свойства. Так, добавление хрома придает сплаву прочность, а добавление никеля придает стали пластичность.

Основные стадии металлургических процессов:

Обогащение природной руды (очистка, удаление примесей)
Получение металла или его сплава.
Механическая обработка металла

1. Нахождение металлов в природе

Большинство металлов встречаются в природе в виде соединений. Наиболее распространенный металл в земной коре — алюминий. Затем железо, кальций, натрий и другие металлы.

2. Получение активных металлов

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) классическими «химическими» методами получить из соединений нельзя. Такие металлы в виде ионов — очень слабые окислители, а в простом виде — очень сильные восстановители, поэтому их очень сложно восстановить из катионов в простые вещества. Чем активнее металл, тем сложнее его получить в чистом виде — ведь он стремится прореагировать с другими веществами.

Получить такие металлы можно, как правило, электролизом расплавов солей, либо вытеснением из солей другими металлами в жестких условиях.

Натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl = 2Na + Cl₂

Калий получают пропусканием паров натрия через расплав хлорида калия при 800°С:

KCl + Na = K↑ + NaCl

Литий можно получить электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl = 2Cs + CaCl₂

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

Барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al = 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия Al₂O₃ в криолите Na₃AlF₆:

3. Получение малоактивных и неактивных металлов

Металлы малоактивные и неактивные восстанавливают из оксидов углем, оксидом углерода (II) СО или более активным металлом. Сульфиды металлов сначала обжигают.

3.1. Обжиг сульфидов

При обжиге сульфидов металлов образуются оксиды:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Металлы получают дальнейшим восстановлением оксидов.

3.2. Восстановление металлов углем

Чистые металлы можно получить восстановлением из оксидов углем. При этом до металлов восстанавливаются только оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия.

Например , железо получают восстановлением из оксида углем:

2Fe₂O₃ + 6C → 2Fe + 6CO

ZnO + C → Zn + CO

Оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности до алюминия, реагируют с углем с образованием карбидов металлов:

CaO + 3C → CaC₂ + CO

3.3. Восстановление металлов угарным газом

Оксид углерода (II) реагирует с оксидами металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия.

Например , железо можно получить восстановлением из оксида с помощью угарного газа:

3.4. Восстановление металлов более активными металлами

Более активные металлы вытесняют из оксидов менее активные. Активность металлов можно примерно оценить по электрохимическому ряду металлов:

Восстановление металлов из оксидов другими металлами — распространенный способ получения металлов. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

Активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Например , при добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Медь покроется белыми кристаллами серебра.

При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

3.5. Восстановление металлов из оксидов водородом

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Как правило, взаимодействие оксидов металлов с водородом протекает в жестких условиях – под давлением или при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4. Производство чугуна

Чугун получают из железной руды в доменных печах.

Печь последовательно загружают сверху шихтой, флюсами, коксом, затем снова рудой, коксом и т.д.

1- загрузочное устройство, 2 — колошник, 3 — шахта, 4 — распар, 5 — горн, 6 — регенератор

Доменная печь имеет форму двух усеченных конусов, соединенных основаниями. Верхняя часть доменной печи — колошник, средняя — шахта, а нижняя часть — распар.

В нижней части печи находится горн. Внизу горна скапливается чугун и шлак и отверстия, через которые чугун и шлак покидают горн: чугун через нижнее, а шлак через верхнее.

Наверху печи расположено автоматическое загрузочное устройство. Оно состоит из двух воронок, соединенных друг с другом. Руда и кокс сначала поступают в верхнюю воронку, а затем в нижнюю.

Из нижней воронки руда и кокс поступают в печь. во время загрузки руды и кокса печь остается закрытой, поэтому газы не попадают в атмосферу, а попадают в регенераторы. В регенераторах печной газ сгорает.

Шихта — это железная руда, смешанная с флюсами.

Снизу в печь вдувают нагретый воздух, обогащенный кислородом, кокс сгорает:

Образующийся углекислый газ поднимается вверх и окисляет кокс до оксида углерода (II):

CO₂ + С = 2CO

Оксид углерода (II) (угарный газ) — это основной восстановитель железа из оксидов в данных процессах. Последовательность восстановления железа из оксида железа (III):

Последовательность восстановления оксида железа (III):

FeO + CO → Fe + CO₂

Суммарное уравнение протекающих процессов:

При этом протекает также частичное восстановление примесей оксидов других элементов (кремния, марганца и др.). Эти вещества растворяются в жидком железе.

Чтобы удалить из железной руды тугоплавкие примеси (оксид кремния (IV) и др.). Для их удаления используют флюсы и плавни (как правило, известняк CaCO₃ или доломит CaCO₃·MgCO₃). Флюсы разлагаются при нагревании:

и образуют с тугоплавкими примесями легкоплавкие вещества (шлаки), которые легко можно удалить из реакционной смеси:

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H₂O +2ē → H₂ + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H₂ 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H ₂ O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl₂ 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH₃ C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O₂+ CH₃-CH₃

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO₄ + 2H₂ O -2 → 2 Cu 0 + 2H₂SO₄ + O₂ 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + ₂O +2Na Cl – → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂ 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl₂ – → Cu 0 + Cl₂ 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl₂ 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH – → 4 Na 0 + O₂ 0 + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O ₃ 3 – – 12ē → 2Al₂O₃ + 3 O₂ 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al ₂ О ₃ = 4 Al 0 + 3 О ₂ 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О₂ 0 = C +4 O₂ -2

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присутствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Применение электролиза в промышленности.

Электролиз находит применение в очистке сточных вод. Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия , хлора, хлорорганических соединений[источник не указан 220 дней], диоксида марганца[1], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии,биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов.
Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами - процесс электрорафинирования или с нерастворимыми - процесс электроэкстракции.
Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах.

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др.

Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми, либо переходят в электролит и удаляются.

Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника пожразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера.

Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной. Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.

Гальванопластика– получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т. д.

Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование "накладного" слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Читайте также: