Получение железа, кобальта, никеля методом порошковой металлургии

 

 

Курсовая работа

Получение железа, кобальта, никеля методом порошковой металлургии

 

 

 

 

 

 

 

                                                         Содержание

1.Введение…………………………………………………………….4

                                  Аналитический обзор

2.Исходные вещества…………………………………………………..…5

               2.1.Оксид железа(III)…...………………………………….......5

               2.1.1.Получение………………………………………………………...5

               2.1.2 Физические и  химические свойства………………...…..……...6

               2.1.3.Применение оксида железа(III)…………..……………………..6

2.2. Оксид кобальта(II)………………………………………...7

               2.2.1. Получение……………………………………………………..…7

               2.2.2. Физические свойства………………………………………....…7

               2.2.3. Химические свойства……………………………………………8

               2.2.4  Применение………………………………………………………8

               2.3. Оксид никеля(II)…………………………………………....9

               2.3.1. Получение………………………………………………………..9

               2.3.2. Физические свойства……………………………………………10

               2.3.3. Химические свойства…………………………………………...10

              2.3.4. Применение………………………………………………...……11

               2.4. Водород…………………………………………………...…11

               2.4.1. История……………………………………………………….…11

              2.4.2. Получение……………………………………………………….12

              2.4.3. Физические свойства………………………………………..….13

               2.4.4. Химические свойства………………………………...…………15

               2.4.5. Применение…………………………………………..………….16

Экспериментальная часть

              3.Метод порошковой металлургии………………………….…..…….17

              4. Общая методика получения металлов………………………….…..19

              5.   Лабораторный метод получения…………………………………..20

              6.  Расчёты……………………….…………………………………...…22

                    7.Физические свойства Fe, Co, Ni………………………..….……25

                    7.1 Получение………………………………………………...……26

                    7.2 Химические свойства…………………………………….……27

                    7.3 Применение…………………………………………………….31

               8. Выводы……………………………………………33

               9. Литература…………………………………….…34

 

 

 

 

 

 

 

 

1.Ведение

   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.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Аналитический обзор

2.Исходные вещества

 

2.1 Оксид железа(III)

Окси́д желе́за(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.

 

Внешний вид Fe2O3 Вид молекулы

 

 

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 масса 159,69 г/моль

Плотность 5,242 г/см³

Термические свойства

Температура плавления 1566 °

Химические свойства

6. Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой:

6. Взаимодействие с карбонатом натрия:

6. Взаимодействие с гидроксидом натрия:

6. 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).

 

 

 

2.2 Оксид кобальта(II)

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

Внешний вид  CoO

 

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 масса 74,93 г/моль

Плотность 6,45; 6,47 г/см³

Термические свойства

Температура плавления 1810; 1935 °C

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

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

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

Не растворяется в воде, р ПР = 14,37.

2.2.2 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:

2.3.3 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.

 

2.3 Оксид никеля(II)

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

Внешний вид NiO

2.3.1 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]:

2.3.2 Физические  свойства

Оксид никеля(II) — кристаллическое вещество, в зависимости от способа получения и термической обработки имеет цвет от светло- до тёмно-зелённого или чёрного.

Состояние твёрдое

Молярная масса 74,69 г/моль

Плотность α-NiO 6,67 г/см³

                                                                               β-NiO 7,45

Термические свойства

Температура плавления 1682 °C

Температура разложения 1230 °C

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

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

 

2.3.3 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

 

2.3.4 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/м³ (в пересчёте на Ni).

                                                                                                                                            

2.4Водород                                                                                                             Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов;

обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «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.

Внешний вид простого вещества

Газ без цвета, запаха и вкуса

2.4.1 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 %.

2.4.2 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:

2.4.3 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/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП).

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (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 конфигурация  1s1

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.

 

2.4.4 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.

 

2.4.5 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.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.Экспериментальная  часть

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.

 

4.Общая методика

Промышленный способ получения

Порошкообразные металлы, полученные восстановлением оксидов водородом, вначале прессуют, например, на обычном школьном прессе (рис. 1), создающем общее усилие в 3960 кг.

Рис. 1. Гидравлический пресс:

1— основание пресса; 2 — большой цилиндр; 3 — большой  поршень; 4 — поршень малого цилиндра; 5 — рукоятка; 6 — манометр; 7 —  винт предохранительного клапана; 8 — вентиль для слива масла  из большого цилиндра в бак; 9— плита.

Для прессования используют специальную прессформу (рис. 2).

Рис. 2. 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.

5.Синтез железа, кобальта, никеля в лабораторных условиях

5.1Оборудование

 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