Химические свойства металлов

Промышленное получение металлов. Металлургия

Мировое производство металлов приближается к 1 миллиарду тонн в год. Область науки и отрасль технологии, которые включают производство металлов из природного сырья или из отходов, получение сплавов, обработку металлов и сплавов в холодном или горячем состоянии, их сварку и нанесение металлических покрытий называют металлургией.

Металлургическое производство - сложный процесс. Его первая стадия включает в себя подготовку и обогащение руды для отделения пустой породы и увеличения концентрации металла. Исходное сырье измельчают, иногда промывают, а затем выделяют металлическую руду с помощью флотации, магнитной сепарации или других методов.

На следующей стадии сырье переводят в соединение (чаще всего оксид), из которого наиболее удобно выделить чистый металл. Так, медные сульфидные руды обжигают при высоких температурах для получения оксидов. Титансодержащие руды обрабатывают хлором, чтобы перевести титан в хлорид титана (IV).

Затем производят непосредственное получение чистого металла. Поскольку все металлы (за исключением благородных) находятся в природе в окисленном состоянии их выделение сводится к восстановлению. Чем более активным является металл, тем более активный восстановитель для него требуется. Типичными восстановителями для металлургии являются водород, углерод, активные металлы (Al, Zn, Mg, Ca, щелочные металлы). Возможности их практического применения для получения металлов представлены в таблице 1.2.

Выбор подходящего восстановителя определяется не только возможностью протекания самой окислительно-восстановительной реакции (DG°<0), но и протеканием возможных побочных реакций. Так, многие металлы можно восстанавливать с помощью углерода, но с некоторыми он образует устойчивые химические соединения, которые могут существенно изменить свойства чистого металла.

На внешнем электронном слое у атомов типичных металлов находится небольшое количество электронов, относительно слабо связанных с ядром. По этой причине металлы обладают низкими значениями первого потенциала ионизации и в окислительно-восстановительных реакциях они являются восстановителями (доноры электронов). В ионных химических соединениях и их водных растворах для металлов характерно образование положительно заряженных ионов - катионов. Электроотрицательность атомов металлов ниже, чем у атомов неметаллов, поэтому атомы металлов в составе химических соединений имеют положительную степень окисления.

Металлы (кроме золота, серебра) окисляются кислородом, однако скорость реакции, условия ее протекания, механизм и продукты сильно зависят от природы металла. Так, щелочные металлы (кроме лития) при сгорании на воздухе образуют пероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂.

В остальных случаях образуются оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (225°C, на воздухе),

4Cr_{(ПОРОШОК)} + 3O₂ = 2Cr₂O₃ (600°C).

Большинство металлов энергично взаимодействуют с галогенами (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), образуя соответствующие галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды):

Mn + Cl₂ = MnCl₂ (200°C),

W + 3F₂ = WF₆ (20°C).

Химическая активность металлов и их соединений в водных растворах определяется их стандартными электродными потенциалами. Щелочные и щелочноземельные металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньше -0.413 В, окисляются водой с выделением водорода:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂­,

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂­.

При нагревании с водой реагируют бериллий и магний. Цинк и железо реагируют с водяным паром при высоких температурах.

Металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, взаимодействуют с кислотами-неокислителями (соляной, разбавленной серной) с образованием соответствующих растворимых солей и выделением водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂­,

Cd + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂­.

Кислоты, обладающие сильными окислительными свойствами (кон-центрированная серная, азотная), способны растворять некоторые металлы с положительными электродными потенциалами:

2Hg + 2H₂SO_{4 (КОНЦ.)} = Hg₂SO₄¯ + SO₂­ + 2H₂O (80°C),

3Cu + 8HNO_{3 (РАЗБ.)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O.

Для перевода в раствор малоактивных металлов (золото, платина, палладий и др.) используется смесь кислоты-окислителя (азотная, серная) и кислоты, анионы которой способны выступать в качестве лигандов (соляная, фтороводородная):

3Pd + 18HCl _(КОНЦ.) + 4HNO_{3 (КОНЦ.)} = 3H₂[PdCl₆] + 4NO­ + 8H₂O,

Au + 4HCl _(КОНЦ.) + HNO_{3 (КОНЦ.)} = H[AuCl₄] + NO­ + 2H₂O.

Ряд металлов (бериллий, алюминий, цинк, олово, галлий) способны растворяться в концентрированных растворах щелочей за счет образования гидроксокомплексов:

Sn + 2NaOH _(КОНЦ.) + 4H₂O = Na₂[Sn(OH)₆] + 2H₂­ (кипячение),

2Al + 2NaOH _(КОНЦ.) + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­ (60°C).

Важным свойством металлов является их способность разрушаться под действием окружающей среды - коррозия металлов, которая будет подробно рассмотрена в разделе 2.

Между собой металлы могут образовывать непрерывные твердые растворы (например, в системах Ni-Pt, Pt-Ir, Re-Ru, V-Cr, Cu-Au); ограниченные твердые растворы (Mn-Re, Al-Ni, Cu-Ag, Sn-Ag); интерметаллическия соединения, обладающие металлической связью и физико-химическими свойствами металлов (VFe₃, FeAl₂, CoSn, Ni₃Ga, PrGa₂). Некоторые металлы вообще нерастворимы друг в друге ни в жидком, ни в твердом состоянии (Be-Mg, Li-Al, Na-Al).

Дата добавления: 2014-01-07