Получение железа, кобальта, никеля методом порошковой металлургии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Курсовая работа

Получение железа, кобальта, никеля методом порошковой металлургии

Содержание

Введение

1.Исходные вещества

1.1.Оксид железа(III)

1.1.1.Получение

1.1.2 Химические свойства

1.1.3.Применение оксида железа(III)

1.2. Оксид кобальта(II)

1.2.1. Получение

1.2.2. Физические свойства

1.2.3. Химические свойства

1.2.4 Применение

1.3. Оксид никеля(II)

1.3.1. Получение

1.3.2. Физические свойства

1.3.3. Химические свойства

1.3.4. Применение

1.4. Водород

1.4.1. История

1.4.2. Получение

1.4.3. Физические свойства

1.4.4. Химические свойства

1.4.5. Применение

2.Метод порошковой металлургии

3. Общая методика получения металлов

4. Лабораторный метод получения

5. Расчёты

6.Физические свойства Fe, Co, Ni

6.1 Получение

6.2 Химические свойства

6.3 Применение

Выводы

Литература

Введение

Данная работа посвящена выявлению наиболее перспективного способа получения железа, кобальта, никеля, изучению методов синтеза, свойств этих металлов, а также веществ, применяемых для синтеза. Решение этой проблемы имеет большое теоретическое и практическое значение.

Я поставила перед собой следующие задачи:

1. Изучить свойства железа, кобальта и никеля.

2. Методы получения этих металлов.

3. Способы применения.

4. Изучить свойства веществ, необходимых для получения железа, кобальта и никеля.

5. Изучить оборудование, которое применяется в рассматриваемом методе получения Fe, Co, Ni.

1.Исходные вещества

1.1 Оксид железа(III)

Оксид железа(III) -- сложное неорганическое вещество, амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Красно-коричневого цвета. Термически устойчив до высоких температур. В природе встречается как широко распространённый минерал гематит, примеси которого обуславливают красноватую окраску латерита, красноземов, а также поверхности Марса.

Получение

Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе:

В природе -- оксидные руды железа гематит Fe2O3 и лимонит Fe2O3·nH

Физические свойства

Состояние (ст. усл.)твёрдое

Молярная масса159,69 г/моль

Плотность5,242 г/смі

Термические свойства

Температура плавления1566 °

Химические свойства

Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой:

Взаимодействие с карбонатом натрия:

Взаимодействие с гидроксидом натрия:

Восстановление железа водородом:

Применение Fe2O3

Применяется как сырьё при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель аналоговой и цифровой информации (напр. Звука и изображения) на магнитных лентах, как полирующее средство (красный крокус) для стали и стекла.

В пищевой промышленности используется в качестве пищевого красителя (E172).

Является основным компонентом железного сурика (колькотара).

1.2 Оксид кобальта(II)

Оксид кобальта(II) - неорганическое соединение, оксид металла кобальта с формулой CoO, тёмно-зелёные (почти чёрные) кристаллы, не растворимые в воде.

1.2.1 Получение

Окисление кобальта на воздухе:

Разложение оксида кобальта(II,III) при нагревании:

Разложение гидроксида кобальта(II) в вакууме:

Разложение сульфата кобальта(II):

Окисление октакарбониладикобальта:

Физические свойства

Состояние (ст. усл.)тёмно-зелёные кристаллы

Молярная масса74,93 г/моль

Плотность6,45; 6,47 г/смі

Термические свойства

Температура плавления1810; 1935 °C

Молярная теплоёмкость (ст. усл.)55,2 Дж/(моль*К)

Энтальпия образования (ст. усл.)-239 кДж/моль

При температуре 985°С переходит в в-модификацию, которая имеет структуру, аналогичную б-форме.

Не растворяется в воде, р ПР = 14,37.

1.2.2 Химические свойства

Растворяется в разбавленных кислотах:

Медленно растворяется в горячих щелочах:

Окисляется кислородом воздуха при нагревании:

Суспензия в аммиачном растворе окисляется кислородом воздуха:

Восстанавливается водородом:

С диоксидом кремния образует силикат кобальта:

С оксидом алюминия образует комплексный оксид:

1.2.3 Применение

С древности оксиды кобальта использовались для окрашивания стекол и эмалей в глубокий синий цвет. Оксиды кобальта применяются при эмалировании жести. Для получения прочной эмали в состав грунта вводят до 0,2% оксидов кобальта, а также никель и марганец.

1.3 Оксид никеля(II)

Оксид никеля(II) - неорганическое бинарное соединение двухвалентного никеля с кислородом. Химическая формула NiO. Встречается в природе в виде редкого минерала бунзенита.

1.3.1 Получение

В природе оксид никеля встречается в виде минерала бунзенита -- октаэдрические кристаллы, цвет от тёмно-зелёного до буровато-чёрного в зависимости от примесей. Химический состав нестехиометрический NiOx, где x = ~1 с примесями Bi, Co, As. Очень редок, встречается в Иогангеоргенштадте, в Саксонии.

Оксид никеля можно синтезировать непосредственно из элементов окислением Ni при нагревании на воздухе или в кислороде:

Оксид никеля(II) может быть получен термическим разложением в гидроксида никеля(II) или некоторых солей двухвалентного никеля (карбоната, нитрата и др.)[2]:

1.3.2 Физические свойства

Оксид никеля(II) -- кристаллическое вещество, в зависимости от способа получения и термической обработки имеет цвет от светло- до тёмно-зелёного или чёрного. кобальт никель химический водород

Состояние твёрдое

Молярная масса74,69 г/моль

Плотностьб-NiO 6,67 г/смі

в-NiO 7,45

Термические свойства

Температура плавления1682 °C

Температура разложения1230 °C

Молярная теплоёмкость (ст. усл.)44,3 Дж/(моль·К)

Энтальпия образования (ст. усл.)-239,7 кДж

1.3.3 Химические свойства

Термически оксид никеля очень устойчив. Только при температурах выше 1230 °C становится заметна его обратимая диссоциация:

Проявляет амфотерные свойства (основные преобладают), в воде практически не растворим:

p ПР = 15,77

Реагирует с кислотами:

При спекании взаимодействует с щелочами и оксидами типичных металлов:

С концентрированным раствором аммиака образует амминокомплексы:

Восстанавливается водородом или другими восстановителями (С, Mg, Al) до металла:

При сплавлении с кислотными оксидами образует соли

1.3.4 Применение

Основное применение оксида никеля -- промежуточный продукт при получении солей никеля(II), никельсодержащих катализаторов и ферритов. Используется NiO как зелёный пигмент для стекла, глазурей и керамики. Объём производства оксида никеля около 4000 тонн/год. Как и все соединения никеля его оксид тоже ядовитый. ПДК в воздухе для рабочей зоны 0,005 мг/мі (в пересчёте на Ni).

1.4Водород

Водород -- первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ?дщс -- «вода» и геннЬщ -- «рождаю») -- «порождающий воду». Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H -- протон.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H -- протий (Н), 2H -- дейтерий (D) и 3H -- тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород -- H2 -- лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен[2]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Газ без цвета, запаха и вкуса

1.4.1 История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. Осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Распространённость

Во Вселенной

Водород -- самый распространённый элемент во Вселенной[3]. На его долю приходится около 92 % всех атомов (около 8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов -- менее 0,1 %). Таким образом, водород -- основная составная часть звёзд и межзвёздного газа.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % -- это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

1.4.2 Получение H2

В промышленности

Электролиз водных растворов солей:

Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

Конверсия с водяным паром при 1000 °C:

Каталитическое окисление кислородом:

Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

Из природного газа.

В лаборатории

Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

Взаимодействие кальция с водой:

Гидролиз гидридов:

Действие щелочей на цинк или алюминий:

С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

1.4.3 Физические свойства

Водород -- самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна -- Н2. При нормальных условиях -- это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения ?252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде -- 18,8 мл/л.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от ?252,76 до ?259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при ?253 °C 0,0708 г/смі) и текучая (вязкость при ?253 °C 13,8 сП).

Твёрдый водород, температура плавления ?259,2 °C, плотность 0,0807 г/смі (при ?262 °C) -- снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) -- в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2 (т. Пл. ?259,10 °C, т. Кип. ?252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p-H2 (т. Пл. ?259,32 °C, т. Кип. ?252,89 °C) -- противоположно друг другу (антипараллельны).

Свойства атома

Атомная масса(молярная масса) 1,00794 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация1s1

Радиус атома 53 пм

Изотопы

Давление пара для различных изотопов водорода

Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия: 1H -- протий (Н), 2Н -- дейтерий (D), 3Н -- тритий (T; радиоактивный).

Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %. Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет. Тритий содержится в природе в очень малых количествах.

1.4.4 Химические свойства

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

и с единственным неметаллом -- фтором, образуя фтороводород:

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

С галогенами образует галогеноводороды:

, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды -- солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр. Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. Никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения -- алканы.

1.4.5 Применение

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки. В химической промышленности при производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс. В пищевой промышленности при производстве маргарина из жидких растительных масел. Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции. В авиационной промышленности водородом наполняли воздушные шары, так как водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Используется в метеорологии для заполнения шаро-пилотных оболочек. Водород используют в качестве ракетного топлива. Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. В топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

2. Метод порошковой металлургии

Порошковая металлургия -- технология получения металлических порошков и изготовления изделий из них (или их композиций с неметаллическими порошками). В общем виде технологический процесс порошковой металлургии состоит из четырёх основных этапов: производство порошков[?], смешивание порошков[?], уплотнение (прессование, брикетирование)[?] и спекание[?].

Применяется как экономически выгодная замена механической обработки при массовом производстве. Технология позволяет получить высокоточные изделия. Также применяется для достижения особых свойств или заданных характеристик, которые невозможно получить каким-либо другим методом.

История и возможности

Порошковая металлургия существовала в Египте в III веке до н. э. Древние инки из драгоценных металлических порошков делали украшения и другие артефакты. В 895 г. До н. э. в Индии методом порошковой металлургии была изготовлена железная колонна весом около 6 тонн и длиной порядка 7 метров (по настоящий момент колонна идеально сохранилась и стоит в Дели возле мечети Кувват-уль-Ислам). Массовое производство изделий порошковой металлургии начинается с середины 19-го века.

Порошковая металлургия развивалась и позволила получить новые материалы -- псевдосплавы из несплавляемых литьём компонентов с управляемыми характеристиками: механическими, магнитными, и др.

Изделия порошковой металлургии сегодня используется в широком спектре отраслей, от автомобильной и аэрокосмической промышленности до электроинструментов и бытовой техники. Технология продолжает развиваться. Метод появился в 1960-х годах. Его достоинства -- возможность эффективной очистки расплава от многих примесей, высокая производительность и экономичность процесса. Автор метода

Соболевский Пётр Григорьевич, русский металлург, разработал этот метод в 1826 году.

При получении металлов методом порошковой металлургии порошкообразный металл прессуют и полученную заготовку прокаливают в нейтральной восстановительной атмосфере. При соответствующей температуре происходит диффузия атомов, и отдельные частички металла спекаются между собой. При этом объем заготовки уменьшается, исчезают поры, металл получается в компактном состоянии.

Этим методом в промышленности получают главы таких тугоплавких металлов, как вольфрам, молибден, тантал и др. Метод порошковой металлургии пригоден и для получения прочных композиций из металлов и неметаллов, например из меди и углерода, вольфрама и серебра. Подобные своеобразные «смеси» широко применяются в промышленности. Например, из смеси вольфрама с серебром изготовляют контакты электрических прерывателей, из смеси меди с углеродом -- щетки для электромоторов.

Температура спекания определяется как временем спекания, так и температурой плавления спекаемых металлов.

3.Общая методика

Промышленный способ получения

Порошкообразные металлы, полученные восстановлением оксидов водородом, вначале прессуют, например, на обычном школьном прессе, создающем общее усилие в 3960 кг.

Для прессования используют специальную прессформу (рис. 1).

Рис. 1. Прессформа для получения изделий из порошкообразных металлов: а -- отдельные части прессформы; б -- прессформа во время прессования; в -- прессформа во время выталкивания спрессованного изделия; 1 -- матрица; 2-верхний пуансон; 3-нижний пуансон; 4- порошкообразный металл; 5-кольцо.

Порошкообразный металл насыпают в матрицу 1 на нижний пуансон 8; сверху порошок закрывают верхним пуансоном 2, завинчивают вентиль 8 (см. рис. 8) и при помощи рукоятки 5 накачивают масло в цилиндр 2. При этом плита поднимается. После прессования открывают вентиль 8 для того, чтобы часть масла перешла в бак для масла; при этом плита поршня постепенно освобождается. Для освобождения спрессованной заготовки на форму накладывают кольцо Б (см. рис. 2) и проводят повторное сжатие. При этом нижний пуансон выталкивает спрессованную заготовку. Она имеет вид круглой шайбы.

При использовании школьного гидравлического пресса диаметр заготовки не должен превышать 6 -- 8 мм, иначе она не будет иметь достаточной механической прочности.

Готовую заготовку осторожно снимают с пуансона и в лодочке помещают в трубчатую печь. После вытеснения воздуха водородом заготовку прокаливают в токе водорода при соответствующей температуре.

При длительном высокотемпературном прокаливании металл полностью спекается, не имеет пор и практически обладает почти такими же свойствами, как и сплавленный металл.

4.Синтез железа, кобальта, никеля в лабораторных условиях

4.1Оборудование

При синтезе нужно использовать следующее оборудование:

1. Прибор для восстановления в токе водорода, состоящий из промывалок, U-образной трубки, кварцевой реакционной трубки, печи, алунодовой лодочки, газоотводной трубки, отрезка трубки с пробкой для проверки прибора на герметичность, пробирок для проверки водорода на чистоту

2. Аппарат Киппа

3.Фарфоровая чашка

4. Реактор

5. Печь

6.Термометр для измерения температуры

5.2Реактивы

Прибор для восстановления в токе водорода

Собрать прибор для восстановления в токе водорода. Реактор (4) установить с небольшим наклоном вправо, ввиду того при восстановлении оксидов образуется значительное количество воды, которая может попасть на раскаленные части реактора.

Для восстановления можно брать любой оксид железа, кобальта, никеля. Сначала нужно взвесить около 0,5 г оксида железа(Fe2O3) с точностью + 0,01 г и в фарфоровой лодочке поместить в реактор. Потом также взвесить оксид кобальта (CoO) и никеля(NiO).

Заполнить прибор водородом.

Проверить герметичность прибора. Для этого закрыть выход из газоотводной трубки 9 коротким отрезком резиновой трубки 10, закрыть короткой оплавленной стеклянной палочкой в качестве пробки открыть полностью кран аппарата Киппа1. Через все промывалки в течение 30 с не должно побулькивать ни одного пузырька газа.

После этого проверить на чистоту выделяющийся из газоотводной трубки 9 водород. (Приготовить две небольшие пробирки, надеть на газоотводную сухую пробирку, через 5-10 с медленно снять и немедленно закрыть отверстие пробирки большим пальцем). Поставить на ее место вторую пробирку. Поднести заполненную водородом пробирку, перевернутую вверх дном, к пламени горелки, открыть в непосредственной близости от пламени. Если водород чистый, то он загорается со слабым глухим звуком «п-па». Проверка проводится со сменой пробирок до тех пор, пока собранный газ не будет загораться без свистящего звука.

Выходящий из газоотводной трубки водород не поджигать. Потом включить печь 5 и прокалить оксид железа, оксид кобальта, оксид никеля в токе водорода при 600 -- 650' С в течение часа. При длительном прокаливании металл полностью спекается, не имеет пор и практически обладает почти такими же свойствами, как и сплавленный металл.

Выключить печь и охладить прибор в токе водорода до комнатной температуры. Извлечь лодочку из реактора, металлы по очереди взвесить (+0,01 г) и поместить в бюкс. Рассчитать массу железа, кобальта, никеля по теории и сравнить ее с массой практической.

5.Расчёты

1.Рассчитаем массу железа, которого можно получить восстановлением водородом при высокой температуре оксида железа массой 0,5г

Fe2O3 + 3H2= 2Fe+ 3H2O М(Fe2O3)= 160г/моль

160 112 М(Fe)= 56г/моль

Из 160 г - 112 г

Из 0,5г - x г

x= 112*0,5/160

x= 0,35г

При восстановлении водородом 0,5 г Fe2O3 получили 0,35 г железа (теоретически). Потери =3%.

m(потерь)=0,35г*3%/100 = 0, 0105 г

m(практ) = 0,35 - 0, 0105 = 0,34 г

Рассчитаем массовую долю выхода продукта реакции.

w= (m(практ) * 100%)/m(теоретич) =0,34г*100%/0,35г = 97 %

Вычислим объем водорода (н.у.) который потребуется для восстановления 0,5 г оксида железа(III), содержащего 15% примесей.

m (Fe2O3)=2*0.85=1,7 г (если примесей 15%,то чистого вещества 100%-15%=85%или 0,85)

n(Fe)=1,7г/160г/моль=0, 011 моль

Fe2O3 + 3H2 -> 2Fe+ 3H2O

1моль-0, 011 моль-----------1моль

отсюда n (Fe2O3)=n(Fe)=0,011моль n(H2)=0,011*3=0, 033 моль

V=n*Vm V(H2)=0,033моль*22,4моль/л=0,74 л

2.Рассчитаем массу кобальта, который можно получить восстановлением водородом при высокой температуре оксида кобальта массой 0,5г

CoO + Н2 = Co + Н2O М(CoO)= 75г/моль

75 59 М(Co)= 59г/моль

Из 75 г - 59 г

Из 0,5 г - x г

x=59г*0,5г/75г

x=0, 39г

При восстановлении водородом 0,5 г CoO получили 0,39г кобальта (теоретически). Потери =3%.

m(потерь)= 0, 39г *3/100 = 0, 0117г

m(практ) = 0, 39г - 0, 0117 = 0,378г

Рассчитаем массовую долю выхода продукта реакции.

w=0,378 *100/0,39 = 97 %

Вычислим объем водорода (н.у.) который потребуется для восстановления 0,5 г оксида кобальта (II), содержащего 15% примесей.

m (СоO)=2*0.85=1,7 г ( если примесей 15%, то чистого вещества 100%-15%=85%или 0,85)

n(Co)=1,7г/75г/моль=0, 023 моль

CoO + Н2 = Co + Н2O

1моль-0, 023 моль-----------1моль

отсюда n(CoO)=n(Co)=0,023моль n(H2)=0,023 моль

V=n*Vm V(H2)=0,023моль*22,4моль/л=0,51 л

3.Рассчитаем массу никеля, который можно получить восстановлением водородом при высокой температуре оксида никеля массой 0,5 г

NiO + H2 = Ni + H2O. М(NiO)= 75г/моль

75 г/моль 59г/моль М(Ni)= 59г/моль

Из 75 г - 59 г

Из 0,5 г - x г

x=59 г*0,5 г/75 г

x=0,39г

При восстановлении водородом 0,5 г NiO получили 0,39 г никеля (теоретически). Потери =3%.

m(потерь)=0,39*3/100 = 0, 0117г

m(практ) = 0,39 - 0, 0117 = 0,38 г

Рассчитаем массовую долю выхода продукта реакции.

w=0,38*100/0,39 = 97 %

Вычислим объем водорода (н.у.) который потребуется для восстановления 0,5 г оксида никеля(II), содержащего 15% примесей.

m (NiO)=2*0.85=1, 7 г ( если примесей 15%,то чистого вещества 100%-15%=85%или 0,85)

n(NiO)=1,7г /75г/моль=0, 023 моль

NiO+ H2 = Ni + H2O.

1моль-0, 023 моль-1моль

отсюда n (NiO)=n (Ni)=0,023моль n(H2)=0, 023 моль

V=n*Vm V(H2)=0,023 моль*22,4 моль/л=0,51 л

6.Теперь рассмотрим физические свойства полученных металлов

Железо -- ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Комбальт -- серебристо-белый, слегка желтоватый металл с розоватым или синеватым отливом.

Нимкель -- это пластичный, ковкий, переходный металл серебристо-белого цвета, при обычных температурах на воздухе покрывается тонкой оксидной плёнкой. Химически малоактивен. Название своё этот элемент получил от имени злого духа гор немецкой мифологии, который подбрасывал искателям меди минерал мышьяково-никелевый блеск, похожий на медную руду.

6.1 Получение

Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO*Fe2O3).

Fe2O3 + 3СО = 2Fe + 3CO2

Fe3O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2

Кроме доменного процесса, распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:

при этом не происходит загрязнения железа такими примесями как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле. Железо получается в твёрдом виде, и в дальнейшем переплавляется в электрических печах. Химически чистое железо получается электролизом растворов его солей.

Кобальт получают в основном из никелевых руд, обрабатывая их растворами серной кислоты или аммиака. Переработка этих руд весьма сложна, и ее способ зависит от состава руды. В конечном итоге получают раствор хлоридов Кобальта и никеля, содержащий примеси Cu2+, Pb2+, Bi3+. Действием H2S осаждают сульфиды Cu, Pb, Bi, после чего пропусканием хлора переводят Fe(II) в Fe(III) и добавлением СаСО3 осаждают Fe(OH)3 и CaHAsO4. От никеля Кобальт отделяют по реакции: 2СоCl2 + NaClO + 4NaOH + H2O = 2Co(OH)3v +5NaCl. Почти весь никель остается в растворе. Черный осадок Со(ОН)3 прокаливают для удаления воды; полученный оксид Со3О4 восстанавливают водородом или углеродом. Металлический Кобальт, содержащий до 2-3% примесей (Ni, Fe, Cu и другие), может быть очищен электролизом.

Также используется методы пирометаллургии. Для отделения от близкого по свойствам никеля используется хлор, хлорат кобальта (Co(ClO3)2) выпадает в осадок, а соединения никеля остаются в растворе.

Основную массу никеля получают из гарниерита и магнитного колчедана. Силикатную руду восстанавливают угольной пылью во вращающихся трубчатых печах до железо-никелевых окатышей (5--8 % Ni), которые затем очищают от серы, прокаливают и обрабатывают раствором аммиака. После подкисления раствора из него электролитически получают металл.

Карбонильный способ (метод Монда). Вначале из сульфидной руды получают медно-никелевый штейн, над которым пропускают СО под высоким давлением. Образуется легколетучий тетракарбонилникель [Ni(CO)4], термическим разложением которого выделяют особо чистый металл.

Ni(CO)4 = Ni+4CO

Алюминотермический способ восстановления никеля из оксидной руды: 3NiO + 2Al = 3Ni +Al2O

6.2 Химические свойства

В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Чистые металлы при комнатной температуре довольно устойчивы, их активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если они находятся в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металлов.

1.Взаимодействие с неметаллами

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава FexO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

2Co + O2 = 2CoO,

2Ni + O2 = 2NiO.

2.С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

Co + Br2 = CoBr2,

Ni + Cl2 = NiCl2.

Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.

При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо, кобальт и никель образуют нитриды различного состава, например:

4Fe + N2 = 2Fe2N,

2Co + N2 = 2CoN,

3Ni + N2 = Ni3N2.

При повышенном давлении паров брома:

Взаимодействие с йодом:

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к ЭS:

Э + S = ЭS.

С водородом металлы триады железа не образуют стехиометрических соединений, но они поглощают водород в значительных количествах.

С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

3Co + C = Co3C,

2Ni + B = Ni2B

Co + Si = CoSi,

3Fe + P = Fe3P.

3.Взаимодействие с водой

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3.

При температуре 700-900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

4.Взаимодействие с кислотами

Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2;

С разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O,

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:

3Э + 8HNO3 = 3Э(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:

Co + 2H2SO4 = CoSO4 + SO2 + 2H2O,

Ni + 4HNO3 = Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2О.

5.Взаимодействие со щелочами

Разбавленные растворы щелочей на металлы триады железа не действуют. Возможно только взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:

Fe + KClO3 + 2KOH = K2FeO4 + KCl + H2O.

Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

6.Восстановительные свойства

Железо, кобальт и никель вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:

Fe + SnCl2 = FeCl2 + Sn,

Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu.

7.Образование карбонилов

Для металлов триады железа характерно образование карбонилов, в которых железо, кобальт и никель имеют степень окисления, равную 0. Карбонилы железа и никеля получаются при обычном давлении и температуре 20-60 °С:

Fe + 5CO = Fe(CO)5,

Ni + 4CO = Ni(CO)4.

Карбонилы никеля образуются при давлении 2*107 - 3*107 Па и температуре 150-200 °С:

2Co + 8CO = Co2(CO)8.

6.3 Применение

Железо -- один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо является основным компонентом сталей и чугунов -- важнейших конструкционных материалов. Магнитная окись железа (магнетит) -- важный материал в производстве устройств долговременной компьютерной памяти: жёстких дисков, дискет и т. П. Хлорид железа(III) (хлорное железо) используется в радиолюбительской практике для травления печатных плат. Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах. Водные растворы хлоридов двухвалентного и трёхвалентного железа, а также его сульфатов используются в качестве коагулянтов в процессах очистки природных и сточных вод на водоподготовке промышленных предприятий. В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (около 0,02 %), из которых 78 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

Кобальт

Из сплавов с применением кобальта создают обрабатывающий инструмент: свёрла, резцы, и т. П. Магнитные свойства сплавов кобальта находят применение в аппаратуре магнитной записи, а также сердечниках электромоторов и трансформаторов. Кобальт применяется как катализатор химических реакций. Кобальтат лития применяется в качестве высокоэффективного положительного электрода для производства литиевых аккумуляторов. Радиоактивный кобальт-60 (период полураспада 5,271 года) применяется в гамма-дефектоскопии и медицине. 60Со используется в качестве топлива в радиоизотопных источниках энергии. Кобальт, один из микроэлементов, жизненно важных организму. Он входит в состав витамина В12 (кобаламин). Кобальт задействован при кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Потребность человека в кобальте 0,007-0,015 мг, ежедневно. В теле человека содержится 0,2 мг кобальта на каждый килограмм массы человека. При отсутствии кобальта развивается акобальтоз.

Никель является основой большинства супер сплавов -- жаропрочных материалов, применяемых в аэрокосмической промышленности для деталей силовых установок.

Никелирование. Никелирование -- создание никелевого покрытия на поверхности другого металла с целью предохранения его от коррозии.

Производство аккумуляторов

Производство железо-никелевых, никель-кадмиевых, никель-цинковых, никель-водородных аккумуляторов. Радиационные технологии. Нуклид 63Ni, излучающий в+-частицы, имеет период полураспада 100,1 года и применяется в крайтронах, а также детекторах электронного захвата (ЭЗД) в газовой хроматографии. В медицине применяется при изготовлении брекет-систем (никелид титана). Протезирование. Никель широко применяется при производстве монет во многих странах. В США монета достоинством в 5 центов носит разговорное название «никель». Чистый никель ввиду очень низкой теплопроводности иногда применяется для изготовления разного рода держателей нагретых предметов, сочетая хорошую теплоизоляцию с высокой прочностью и достаточной электропроводностью. В частности, из никеля делаются держатели и проводники для кварцевых горелок дуговых ртутных ламп. Также никель используется для производства обмотки струн музыкальных инструментов.

Выводы

1. Проведен анализ литературы по физическим и химическим свойствам, методам получения, способам применения оксидов железа, кобальта, никеля, водорода, используемых для получения Fe, Co, Ni.

2. Приведен метод синтеза этих металлов.

3.Изучены свойства Fe, Co, Ni

Проанализировав все способы получения железа, кобальта, никеля самым перспективным из них, по моему мнению, является способ прямого восстановления этих металлов из их оксидов, где в качестве восстановителя используется водород (сильнейший восстановитель). Водород легко восстанавливает металлы, при этом не происходит загрязнения железа такими примесями как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле, так как они не восстанавливаются. В результате процесса металл получается чистым.

Используемая литература

1.Интернет ресурсы.

http://ru.wikipedia.org/wiki

xumuk.ru

2.Практикум по неорганической химии: Учеб. Пособие для студ. Высш. Учеб. Заведений/В.А. Алешин, А.И. Дунаев, А. И. Жиров; под ред. Ю.Д. Третьякова - М.:Изд. Центр «Академия», 2004.

3.Глинка Н.Л. Общая химия//М.: Интеграл-пресс,-2002.

4.Ахметов Н.С. общая и неорганическая химия. Учеб. Для вузов.-4-е изд., испр.//М.:Высш. Шк.,Изд.центр «Академия»,2001.

5.Неорганическая химия. Химия элементов:Учебник в 2 томах. Т.2/Ю.Д. Третьяков, Л.И. Мартыненко, А.Н.Григорьев, А. Ю. Цивадзе. - 2-е изд., перераб. и доп. - М.: Изд-во МГУ; ИКЦ «Академкнига», 2007.

6. Ким А.М. Органическая химия//Сибирское университетское издательство,-2004.

7. Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II.сновные классы неорганических соединений/ Корнеев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.//М.:Школа имени А.Н. Колмогорова, Издательство Московского университета,2000.

8. Практикум по неорганической химии под редакцией РАН профессора Ю.Д. Третьякова - М.: Издательский центр «Академия», 2004.

Размещено на Allbest.ru

...