Получение металлов на основе электролиза растворов или расплава называется

Обновлено: 08.07.2024

Металлические элементы встречаются в земной коре, в почве и воде в виде простых и сложных веществ. Получение металлов в промышленности основано на химическом составе сырья и свойствах компонентов.

Понятие о металлургии

Металлургия — получение металлов из руд — один из древнейших видов человеческой деятельности. Еще во втором тысячелетии до н. э. в Египте умели выплавлять железо из железной руды. Так называемый железный век пришел на смену бронзовому, тот, в свою очередь, наступил после каменного.

Получают металлы из рудных полезных ископаемых. Например, халькопирит или медный колчедан — сырье для производства железа, меди и серы (Рис. 1). Химическая формула минерала CuFeS₂. Металлы в составе других руд находятся в виде оксидов или солей неорганических кислот, химически связанных катионов.

Рис. 1. Халькопирит

Суть металлургического процесса заключается в восстановлении положительных ионов до свободных атомов металла. Используют в качестве источников электронов углерод и его соединения, водород, металлы. В процессе восстановления катионы получают недостающие электроны. Происходит восстановление электронных оболочек металла. Схема процесса:

Ме +n + ne - → Me, где

Ме +n — металл в окисленной форме;
+n — степень окисления;
ne - — количество присоединяемых электронов;
Ме — металл в восстановленной форме.

Способы получения металлов

В зависимости от того, кокой восстановитель используют в металлургическом процессе различают: пиро - , гидро, электро - и биометаллургию.

Наиболее распространенные способы получения металлов: пирометаллургический и электрометаллургический. Большинство реакций восстановления протекают при высоких температурах (Рис. 2). Так как металлическая связь обладает повышенной прочностью, то выделение металлов в чистом виде из природных соединений проводят при высоких температурах.

Рис. 2. Металлургическое производство

Пирометаллургический способ

Пирометаллургия — получение металлов из руд при высоких температурах при участии восстановителей. В переводе с греческого «пирос» означает «огненный». Используют в качестве восстановителей кокс, диоксид углерода, водород. Применяют активные металлы для получения менее активных.

Пирометаллургия подразделяется на

карботермия,
водородотермия,
металлотермию.

Карботермия: перевод сульфида металла путем обжига в оксид и дальнейшим восстановлением углем до чистого состояния.

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2 SO2

Руды, состоящие из оксидов и сульфидов железа, подвергают карботермии. Проводят восстановление коксом или диоксидом углерода (угарным газом). Получают сплавы железа — чугун и сталь. Первый содержит больше углерода, а также оксидов серы, фосфора и кремния. Углерод снижает твердость и другие характерные для металлов качества.

Химические реакции, лежащие в основе выплавки чугуна:

Сталь выплавляют в специальных печах — электрических, конвертерных, мартеновских (Рис. 3). При продувании обогащенного кислородом воздуха выгорает избыточный углерод, его содержание уменьшается до 2% и ниже. Этот способ является более экономически применим, т.к. при помощи него получают сталь и чугун, которые широко используются в современной промышленности.

Рис. 3. Пирометаллургия

Восстановлением углем можно получить железо, медь, цинк, кадмий, германий, олово, свинец и другие металлы. В качестве сырья используют медную (Cu₂O), оловянную (SnO₂)_, марганцевую (MnO₂) руды.

Схема получение железа и хрома	(Cr₂Fe)O₄ + 4C(кокс) = Fe + 2Cr + 4CO↑
Реакция, лежащая в основе выплавки меди	Cu₂O + C (кокс) = 2Cu + CO↑
Схема производство олова	SnO₂ + 2C (кокс) = Sn + 2CO↑
Процесс выплавки марганца	MnO₂ + C(кокс) = Mn + CO₂↑
Схема получения свинца	2PbO + C → Pb + CO↑

Металлы можно извлечь из сульфидных руд. Сначала проводят обжиг, затем — восстановление полученного оксида углем. Схемы обжига цинковой обманки и получение цинка:

2ZnS +3O₂ = 2ZnO + 2SO₂↑;
ZnO + C = Zn + CO↑.

Карбонаты тоже прокаливают с углем для получения оксидов и последующего восстановления углем. Схемы обжига сидерита и восстановления оксида железа:

Водородотермия — производство металлов восстановлением водородом

Достоинством этого металлургического метода является получение очень чистых металлов. Восстановление меди из оксида CuO — пример восстановительных свойств водорода из школьного курса неорганической химии. Схема протекания реакции (Рис 4):

Рис. 4. Восстановление меди водородом

Водородом восстанавливают из оксидов тугоплавкие металлы молибден и вольфрам.

Металлотермия

Проводят восстановление одного металла другим, более химически активным. Этот способ применяют для получения металлов из оксидов и галогенидов.

В зависимости от природы металла-восстановителя различают алюминотермию, или алюмотермию, — восстановление алюминием и магнийтермию — восстановление магнием.

Схема получение марганца	3MnO₂ + 4Al = 3Mn + 2Al₂O₃
Процесс выплавки хрома	Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃
Схема получение кальция	4CaO+ 2Al= 2Ca+ (CaAl₂)O₄

Силикотермия — восстановление металлов кремнием. Процесс протекает согласно схеме: 2MgO + Si → 2Mg + SiO₂.

Гидрометаллургический способ

Гидрометаллургия — способ получения благородных, цветных, редких металлов. Например, оксид меди сначала переводят в сульфат с помощью серной кислоты. Медь вытесняют из раствора железом. Протекает следующая реакция замещения: CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄. Либо медь извлекают из раствора электролизом. Пропускают электрический ток, ионы Cu 2+ осаждаются на катоде.

Преимущество гидрометаллургического способа — возможность получать металлы из бедных руд. Еще один плюс метода — снижение газообразных выбросов в атмосферу. Большое количество вредных газов и сажи поступает в воздух при обжиге руды и пирометаллургии.

Электролиз

Электролиз расплавов оксидов, солей и гидроксидов проводят для получения металлов, расположенных в ряду активности от лития до марганца. Электролиз водных растворов служит для производства менее активных металлов (Рис. 5).

Рис. 5. В цехе электролиза

Электролиз расплавов

Катодные (восстановительные) процессы. На катоде происходит восстановление катионов металлов и водорода или молекул воды.

Для растворов кислот: К(-) Н + + 2 е - ⟶H₂ 0 ↑.
Для растворов солей или щелочей: К(-) M n+ , H₂O.

Характер восстановительного процесса зависит от значения стандартного потенциала металла:

Li, Cs, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al

Катионы этих металлов не восстанавливаются, восстановлению подвергаются молекулы воды 2 H₂O +2 е - ⟶H₂ + ОН -

Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Pb

Катионы этих металлов восстанавливаются одновременно с молекулами воды, поэтому на катоде одновременно выделяются и H_{2 и металл}

Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Катионы этих металлов легко и полностью восстанавливаются на катоде

Схема электролиза расплава хлорида натрия: 2NaCl (эл. ток) → 2Na + Cl₂↑.

Схема электролиза сульфата марганца в растворе: 2MnSO₄ + 2H₂O (эл. ток) → 2Mn + O₂↑+2H₂SO₄.

Способ термического разложения

Железо с диоксидом углерода при повышенных давлении и температуре образует пентакарбонил Fe(CO)₅. Эту жидкую субстанцию перегоняют для очистки от примесей, затем нагревают. Карбонил разлагается с образованием порошка железа. Дальнейшее нагревание в вакууме или атмосфере водорода приводит к получению очень чистого железа. Схема процесса: Fe(CO)₅ → Fe + 5CO↑.

Биометаллургия

Способ, основанный на биохимических процессах с участием микроорганизмов. Метод получил распространение на Западе, так как позволяет меньше загрязнять окружающую среду. Биометаллургия служит для получения меди, серебра, никеля, свинца, урана, рения и ряда других металлов.

Кроме собственно добычи металла из природных соединений (руд), металлургия включает в себя вторичную переработку сплавов и металлических изделий. Минеральные ресурсы Земли огромны, но конечны, а переплавка бывших в употреблении изделий бывает выгоднее и проще. Иногда обработку металлов тоже относят к металлургии, поэтому можно сказать, что это действительно одна из самых крупных областей промышленности.

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

Суммарные процессы электролиза

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:

Электролиз расплавов

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

Электролиз с растворимыми электродами

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+

4.2.1. Понятие о металлургии: общие способы получения металлов.

Металлургия — это комплексная отрасль промышленности, которая занимается производством металлов.

Поскольку большинство металлов в природе существует в виде различных соединений, то химическая суть металлургических процессов заключается в восстановлении металлов:

В зависимости от того, какой используется восстановитель и каковы условия, при которых проводят процессы восстановления различают пиро-, гидро-, электро- и биометаллургию.

Пирометаллургия (от греч. огонь и металлургия) представляет собой все химические способы восстановления металлов из руд, осуществляемые с применением высоких температур.

В качестве восстановителей в пирометаллургии используют уголь (кокс), оксид углерода (II), водород, активные металлы, кремний.

Оксидные руды чаще всего восстанавливают коксом или оксидом углерода (II) — этот процесс носит название карботермия:

Для извлечения металлов пирометаллургическим способом из сульфидных руд их сначала подвергают предварительному отжигу:

А затем, полученный оксид восстанавливают коксом:

Тугоплавкие металлы, например, молибден и вольфрам, восстанавливают водородом:

Если восстановителями химически активные металлы, то этот пирометаллургический способ называют металлотермия. В зависимости от природы металла-восстановителя различают алюминотермию, или алюмотермию, — восстановление алюминием и магнийтермию — восстановление магнием. Способ металлотермии позволяет восстанавливать металлы не только из оксидов, но и с галогенидов:

Известен способ восстановления металлов кремнием, называемый силикотермией:

Гидрометаллургия представляет собой метод получения металлов, заклющийся в преобразовании природных соединений металлов в растворимую форму с последующим восстановлением металла из раствора. О возможности применения гидрометаллургических процессов для извлечения металлов еще в 1763 г.. Говорил М. В. Ломоносов. Гидрометаллургического способами добывают благородные (золото, серебро, платину), цветные (медь, никель, цинк, кобальт), редкие (цирконий, гафний, тантал) и другие металлы:

К преимуществам данного способа относится возможность его использования для получения металлов при их малом содержании в руде, которую невозможно перерабатывать обычными способами; снижение во многих случаях загрязнения окружающей среды, например, при обжиге сульфидных руд.

Электрометаллургия — это способ получения металлов с применением электрического тока — электролиза. Электролизом расплавов получают самые активные металлы (от лития до марганца в ряду активности), электролизом водных растворов — менее активные (Zn, Cu, Ni, Cr и т.д.).

Биометалургия основана на биохимических процессах, протекающих при использовании микроорганизмов. Известно, что микроорганизмы типа литотрофы (с лат. – «поедающие камни») могут преобразовывать нерастворимые сульфиды металлов в растворимые сульфаты. Сейчас с применением микроорганизмов добывают медь (в США данный метод достигает 10% от общего ее производства), уран, рений, серебро, никель, свинец, а также некоторые редкие металлы.

Электролиз расплавов и растворов

Электрохимия - одна из немногих наук, чья дата рождения может быть установлена с высокой точностью. Это начало XVIII и XIX веков, когда благодаря знаменитым экспериментам итальянского физиолога Л. Гальвани и созданию итальянским физиком А. Вольта в 1799 г. «столба Вольта» - первого химического источника тока в История человечества - были сформулированы проблемы, решение которых определило основные проблемы электрохимии . «Без химии путь к познанию истинной природы электричества закрыт», - сказал М.В. Ломоносов. И действительно, как будто по словам великого ученого, наука была создана и развивается - электрохимия.

В начале 19-го века было обнаружено, что когда электрический ток проходит через водные растворы солей, происходят химические превращения, приводящие к образованию новых веществ. В результате в начале прошлого века возникло научное направление по изучению электрохимических процессов в растворах и расплавах веществ - электрохимия. К концу семидесятых годов он был разделен на два независимых раздела - ионика, которая изучает явления электропроводности и движения заряженных частиц под воздействием электрического поля, и электроды, которые изучают явления, происходящие непосредственно на поверхности. электродов, когда электрический ток течет через поверхность раздела электрод-раствор (расплав). Химические превращения, которые происходят, когда электрический ток действует на вещества, называются электролитическими.

Актуальность электролиза объясняется тем, что многие вещества получаются таким способом. Например, металлы, такие как никель, натрий, чистый водород и другие, могут быть получены только с использованием этого метода. Кроме того, с помощью электролиза сравнительно легко получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремится к ста процентам. В промышленности алюминий и медь в большинстве случаев получают именно электролизом. Преимущество этого метода заключается в его относительной дешевизне и простоте. Однако, чтобы производство было наиболее прибыльным: при наименьшем энергопотреблении и наивысшей выходной мощности необходимо учитывать различные факторы, влияющие на количество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока, температура электролита, материал электрода) и т.д.).

Таким образом, изучение электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, создание новых методов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность сегодня.

Понятие и сущность электролиза

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах под воздействием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. Во время электролиза электрическая энергия преобразуется в химическую энергию. Электролизер называется электролизером и состоит из двух электродов и электролита (раствор или расплав). Электрод, на котором происходит реакция восстановления (катод), соединен с отрицательным полюсом внешнего источника тока рядом с электролизером. Электрод, на котором происходит реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

Характер и ход электродных процессов в значительной степени зависят от состава электролита, растворителя, материала электрода и режима электролиза (напряжение, плотность тока, температура и т. д.).

Разложение стресса. Явления перенапряжения. Процессы электролиза противоположны процессам работы соответствующих гальванических элементов, и в обратимом процессе их термодинамические характеристики должны совпадать. Однако на практике процесс электролиза сопровождается побочными эффектами, которые делают его не полностью обратимым.

Общее напряжение, которое должно быть приложено к электролизеру для запуска процесса электролиза, называется напряжением разложения - Эразль. В обратимом процессе напряжение разложения равно электродвижущей силе Ee гальванического элемента, но на практике оно поворачивает быть большим. Так, при электролизе водных растворов серной, азотной, фосфорной кислот и гидроксидов натрия и калия вода разлагается и напряжение разложения всех этих электролитов близко к 1,7 В. Казалось бы, оно должно соответствовать Ee Pt, / кислота / O2, цепь Pt, но для этой цепи Ee = 1,07 В. Это явление называется перенапряжением при электролизе - с.

Катодное перенапряжение - это дополнительное напряжение, приложенное к катоду для отрицательного смещения его потенциала, и анодное напряжение к аноду для положительного смещения потенциала.

Увеличение напряжения по сравнению с Ee приводит к чрезмерному потреблению электрической энергии. Напряжение может быть уменьшено путем уменьшения сопротивления электродов и электролита, а также поляризации электродов. Внутреннее сопротивление элемента может быть уменьшено с помощью электролита с высокой электропроводностью, повышением температуры и уменьшением расстояния между электродами. Поляризация может быть уменьшена путем увеличения поверхности электродов, температуры, концентрации реагента, перемешивания, а также уменьшения тока и использования каталитических электродов.

Иногда поляризация при электролизе играет положительную роль. Таким образом, из-за поляризации (перенапряжения) водорода возможно осаждение на катоде в водных растворах некоторых металлов с отрицательным потенциалом.

Последовательность электродных процессов. Во время электролиза расплавов электролита электролит содержит только один тип катионов и один тип анионов; следовательно, схема электролиза проста. Однако электролит часто содержит несколько типов катионов и анионов и недиссоциированных молекул; поэтому возможны несколько электродных реакций.

Катодные процессы. Поскольку на катоде происходит реакция восстановления, то есть прием электронов окислителем, наиболее сильные окислители должны реагировать первыми. На катоде, прежде всего, протекает реакция с наиболее положительным потенциалом. Для катодного восстановления электролиза водного раствора электролита все окислители можно разделить на три группы.

Ионы металлов, потенциал которых более отрицателен, чем потенциал водородного электрода. К ним относятся ионы металлов с напряжениями до алюминия включительно. В водных растворах разряд этих ионов на катоде практически не происходит, вместо них выделяется водород: 2H2O + 2e = H2 + 2OH- (2H + + 2e = H2). Металлы могут быть получены электролизом из расплавленных солей, в которых ионы H + отсутствуют.

Катионы металлов, потенциал которых более положителен, чем потенциал водородного электрода. Они находятся в ряду напряжений после водорода и при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде: Men + + ne = Me0.

Ионы металлов, потенциал которых относительно мало отличается от потенциала водородного электрода. К ним относятся ионы металлов, расположенные в ряду напряжений между алюминием и водородом. При электролизе у катода они восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Анодные процессы. На аноде протекают реакции окисления восстановителей, то есть высвобождение электронов. Поэтому на аноде вещества с наибольшим отрицательным потенциалом окисляются первыми.

Характер реакций на аноде также зависит от материала электрода. Различают нерастворимые и растворимые аноды.

Нерастворимые аноды изготавливаются из угля, графита, платины. При электролизе нерастворимые аноды сами не посылают электроны во внешнюю цепь; электроны отправляются в результате окисления анионов и молекул воды. В то же время аноны бескислородных кислот довольно легко окисляются при их достаточной концентрации (2Cl - - 2e = Cl2). Если раствор содержит анионы кислородных кислот (например, SO42-, NO3-, PO43- и т. д.), то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды: 2H2O - 4e = O2 + 4H +.

Растворимые аноды. Электроны отправляются во внешнюю цепь самим анодом, а не анионами раствора. Растворимые аноды изготавливаются из меди, серебра, цинка, никеля и других металлов. При электролизе с растворимым анодом происходит анодное окисление атомов металла: Me0 - ne = Men +. Некоторые металлы практически не растворяются из-за высокой анодной поляризации, например, никель и железо в щелочном растворителе, свинец в серной кислоте. Явление торможения анодного растворения металла за счет образования защитных слоев называется пассивностью металла.

Законы фарадеевского электролиза

В 1883 году английский ученый М. Фарадей открыл законы, определяющие взаимосвязь между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, которое подверглось химическому превращению на электроде.

Первый закон Фарадея. Количество вещества, выделяющегося на каждом из электродов во время электролиза, пропорционально заряду, протекающему через электролит:

Второй закон Фарадея. Электрохимический эквивалент всех веществ пропорционален их химическому эквиваленту.

Выделение вещества на электродах начинается только с определенного напряжения, которое называется пороговым напряжением разложения электролита Up. Начиная с этого напряжения, в электролите появляется ток, плотность которого подчиняется закону Ома.

Законы Фарадея действительны как для растворов, так и для расплавов и применяются к обоим электродам. Количество электричества, необходимое для формирования 1 экв. любое вещество одинаково для всех веществ; оно равно 96 485 C и называется числом Фарадея или постоянной Фарадея (фундаментальная физическая постоянная). Эта модель широко используется на практике. Основываясь на количестве потребляемой электроэнергии, можно рассчитать массу или толщину металлического покрытия, сформированного во время гальванического покрытия, и, наоборот, установив толщину покрытия, можно оценить, сколько электроэнергии требуется для этого. Законы Фарадея лежат в основе работы вольтметра и приборов, предназначенных для измерения постоянного тока.

Применение электролиза

Получение целевых продуктов электролизом позволяет относительно просто (путем регулировки силы тока) контролировать скорость и направление процесса, что дает возможность проводить процессы как в «мягких», так и в крайне «тяжелых» условиях окисления или восстановление, получение сильнейших окислителей и восстановителей. При электролизе H2 и O2 получают из воды, Cl2 - из водных растворов NaCl, F2 - из KF, расплавляемого в KH2F3.

Гидроэлектрометаллургия является важной отраслью металлургии цветных металлов (Cu, Bi, Sb, Sn, Pb, Ni, Co, Cd, Zn); он также используется для получения благородных и микроэлементов, Mn, Cr. Электролиз используется непосредственно для катодного разделения металла после его перевода из руды в раствор и очистки раствора. Этот процесс называется электроэкстракцией. Электролиз также используется для очистки металла - электролитического рафинирования (электрорафинирования). Этот процесс заключается в анодном растворении загрязненного металла и последующем его катодном осаждении. Рафинирование и электроэкстракцию проводят с помощью жидких электродов из ртути и амальгам (металлургия амальгамы) и электродов из твердых металлов.

Электролиз расплавленных электролитов является важным методом производства многих металлов. Так, например, необработанный алюминий получают электролизом криолит-глиноземного расплава (Na3AlF6 + Al2O3), сырье очищают электролитическим рафинированием. В этом случае анодом является алюминиевый расплав, содержащий до 35% Cu (для взвешивания), и, следовательно, расположенный на дне ванны электролизера. Средний жидкий слой ванны содержит BaCl2, AlF3 и NaF, а верхний - расплавленный рафинированный Al и служит катодом.

Электролиз расплавленного хлорида магния или дегидратированного карналлита является наиболее распространенным способом получения Mg. В промышленных масштабах электролиз расплавов используется для производства щелочных и щелочноземельных металлов, Be, Ti, W, Mo, Zr, U и т. д.

Электролитические способы получения металлов также включают восстановление ионов металлов другим, более электроотрицательным металлом. Разделение металлов путем их восстановления водородом также часто включает стадии электролиза - электрохимическую ионизацию водорода и осаждение ионов металлов за счет электронов, выделяющихся в этом случае. Важную роль играют процессы совместного разделения или растворения нескольких металлов, совместного разделения металлов и молекулярного водорода на катоде и адсорбции компонентов раствора на электродах. Электролиз используется для приготовления металлических порошков с желаемыми свойствами.

Другими основными областями применения электролиза являются гальваника, электросинтез, электрохимическая обработка металлов и защита от коррозии.

Электролизеры. Конструкция промышленного аппарата для проведения электролитических процессов определяется характером процесса. В гидрометаллургии и гальванике в основном используются так называемые коробчатые электролизеры, которые представляют собой открытый контейнер с электролитом, в котором размещены чередующиеся катоды и аноды, соединенные соответственно с отрицательным и положительным полюсами источника постоянного тока. Для изготовления анодов используются графит, углерод-графитовые материалы, платина, оксиды железа, свинца, никеля, свинца и его сплавов; использовать износостойкие титановые аноды с активным покрытием из смеси оксидов рутения и титана (оксидных рутений-титановых анодов или ОРТА), а также из платины и ее сплавов. Сталь используется для катодов в большинстве электролизеров, в т.ч. с различными защитными покрытиями, с учетом агрессивности электролита и продуктов электролиза, температуры и других условий процесса. Некоторые электролизеры работают в условиях высокого давления, например, разложение воды осуществляется под давлением до 4 МПа; Разрабатываются электролизеры для более высоких давлений. В современных электролизерах широко используются пластмассы, стекло, стекловолокно и керамика.

Во многих электрохимических отраслях требуется разделение катодного и анодного пространств, которое осуществляется с использованием диафрагм, проницаемых для ионов, но препятствующих механическому перемешиванию и диффузии. В этом случае достигается разделение жидких и газообразных продуктов, образующихся на электродах или в объеме раствора, участие начальных, промежуточных и конечных продуктов электролиза в реакциях на электроде противоположного знака и в приэлектродное пространство не допускается. В пористых диафрагмах и катионы, и анионы переносятся через микропоры в количествах, соответствующих числам переноса. В ионообменных диафрагмах (мембранах) переносятся либо только катионы, либо анионы, в зависимости от природы составляющих их ионогенных групп. При синтезе сильных окислителей обычно используются бездиафрагменные электролизеры, но K2Cr2O7 добавляется в раствор электролита. Во время электролиза на катоде образуется пористая хромато-хроматная пленка, которая действует как диафрагма. При получении хлора используется катод в виде стальной сетки, на который наносится слой асбеста, который играет роль диафрагмы. Во время электролиза рассол подается в анодную камеру, а раствор NaOH удаляется из анодной камеры.

Электролизер, используемый для производства магния, алюминия, щелочных и щелочноземельных металлов ванны облицованы огнеупорным материалом, в нижней части которой имеется расплавленный металл, служащий в качестве катода, а аноды в виде блоков расположены над слой жидкого металла. В процессах производства мембранного хлора в электросинтезе используются электролизеры фильтр-пресса, собранные из отдельных рам, между которыми размещены ионообменные мембраны.

По характеру подключения к источнику питания различают монополярные и биполярные электролизеры. Монополярный электролизер состоит из одного электролизера с электродами одинаковой полярности, каждый из которых может состоять из нескольких элементов, подключенных параллельно цепи тока. Биполярный электролизер имеет большое количество ячеек (до 100-160), соединенных последовательно в цепи тока, и каждый электрод, за исключением двух крайних, работает на одной стороне в качестве катода, а другой - в качестве анода. Монополярные ячейки обычно рассчитаны на большие токи и низкие напряжения, биполярные - на относительно низкие токи и высокие напряжения. Современные электролизеры допускают большие токовые нагрузки: монополярные до 400-500 кА, биполярные - эквивалентные до 1600 кА.

Вывод:

Таким образом, процессы электролиза растворов и расплавов представляют интерес для ученых и технологов в настоящее время, то есть эта тема не потеряла своей актуальности и практической значимости.

Электролиз широко используется в промышленности для выделения и очистки металлов, для производства щелочей, хлора и водорода.

Алюминий, магний, натрий, кадмий, кальций, бериллий, титан получают только электролизом расплавов, поскольку потенциалы их выделения из водных растворов более отрицательны, чем потенциал выделения водорода.

Очистка меди, никеля, свинца проводится полностью электрохимическим методом. Производство фтора основано на электролизе расплавленной смеси фторида калия и плавиковой кислоты, хлора - при электролизе водных растворов или расплавленных хлоридов. Высокочистый водород и кислород получают электролизом водных растворов щелочей. Таким образом, с помощью электролиза можно проводить реакции окисления и восстановления с высоким выходом и высокой селективностью, которые трудно достичь в обычных химических процессах.

Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии: в этом случае тонкий слой другого металла (хром, серебро, медь, никель, золото), стойкий к коррозии, наносится на поверхность металлических изделий с помощью электрохимического метод.

Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность сочетания конкурирующих химических реакций окисления и восстановления, происходящих на электродах. Влияет на продукты электролиза и материал электродов.

Процессы восстановления и окисления на катоде и аноде определяются значениями электродных потенциалов частиц, участвующих в электролитических процессах. На катоде, прежде всего, разряжаются те частицы, потенциал которых наиболее положителен, а на аноде - частицы, потенциал которых наиболее электроотрицателен. Кроме того, в ходе электролиза необходимо учитывать фактор перенапряжения электрода - поляризацию электрода, определяемую задержкой протекания определенной стадии общего электродного процесса. В зависимости от характера замедленной стадии, мы можем говорить о различных типах перенапряжения (концентрация, реакция, диффузия).

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Читайте также: