Цель: Изучение видов гидролиза солей и определение рН растворов по молекулярно- ионной реакции соли.

Литература

Основное содержание

Гидролизу подвергаются следующие соли, образованные:

а) слабой кислотой и слабым основанием;

б) слабой кислотой и сильным основанием;

в) сильной кислотой и слабым основанием.

Соли же, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, а процесс нейтрализации в этом случае сводится к следующему:

Н++ОН- = Н2О. Следует учитывать, что обратная реакция диссоциации воды на ионы протекает в мизерной степени.

CH3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH

CH3COO- +H2O=CH3COOH+OH-

В данном случае гидролизуется анион соли, а реакция сопровождается образованием ионов ОН-. Реакция среды - щелочная.

NH4NO3+H2O=NH4OH+HNO3

NH4++H2O=NH4OH+H+

Здесь гидролизуется катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н+. Реакция среды - кислая.

Здесь гидролиз идёт и по катиону, и по аниону с образованием сразу двух слабых электролитов. Среда в растворах таких солей зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания, но в целом близка к нейтральной.

где Ккислоты - константа диссоциации кислоты. Анализ уравнения показывает, что чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

где Коснования - константа диссоциации основания. Анализ уравнения показывает, что чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу им образованные соли.

Процесс гидролиза может протекать ступенчато, например:

CO32- +H2O=HCO3- +OH-

Особенно глубоко протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, т.к. константа гидролиза для этого случая обратно пропорциональна произведению констант диссоциации кислоты и основания, т.е. её значение крайне велико.

Согласно протонной теории кислот и оснований гидролиз можно представить как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Примером может служить гидролиз иона аммония:

Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы.

Для воды и разбавленных водных растворов при Т=const:

[Н+]·[ОН-]=const=KH2O,

При Т=298К (25С) для чистой воды [Н+]=[ОН-]=10-7 моль/л, поэтому:

Т.о. сумма водородного и гидроксильного показателей в водных растворах при 25С равна 14.

При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает (например, при 100С оно достигает величины 5,5·10-13).

Однако следует учитывать, что каковой бы ни была величина реакции раствора (рН), произведение концентраций [Н+]·[ОН-] остаётся неизменным. Величина ионного произведения воды может измениться только при изменении температуры, но не при увеличении [Н+] или [ОН-].

Контрольные вопросы

1. Что такое гидролиз соли. Что такое водородный показатель рН?

2. Сколько существует видов гидролиза?

3. Что такое степень гидролиза и от чего она зависит?

4. Какие соли не гидролизуются?

Лекция №11. Окислительно-восстановительные реакции

Цель: Изучение окислительно- восстановительных реакций

Литература

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

3. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

5. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

6. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

7. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле. Она вычисляется исходя из положения, что все связи между атомами ионные. Окислением называется процесс отдачи электронов, а восстановлением процесс принятия электронов. Окисление и восстановление взаимосвязаны. Окислителем называется вещество, атомы которого принимают электроны, при этом он восстанавливается. Восстановителем называется вещество, атомы которого отдают электроны, при этом он окисляется.

Все окислительно-восстановительные реакции классифицируют следующим образом:

1. Межмолекулярные реакции. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются различными веществами.

,

,

,

Контрольные вопросы

5.Какие окислители и восстановители вы знаете?

Лекция №12. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ. ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

3. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

5. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

6. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

7. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

По мере происхождения электронного тока через раствор или расплав электролита электроны переходят от анода к катоду. Появление избытка электронов на катоде и недостатка их на аноде вызывает упорядоченное движение ионов в растворе или расплаве. Избыточные электроны катода переходят положительно заряженным раствора электролита превращая их в нейтральные атомы отрицательно заряженные ионы электролита у анода, отдавая свои электроны аноду разряжаются. Таким образом, на катоде происходит процесс восстановления и на аноде процесс окисления.

Электроны с анода уходят во внешнюю цепь. В зависимости от природы анода источником этих электронов является сам анод или анионы из раствора или расплава, в этом случае анод нерастворимый. В качестве нерастворимого анода можно принять графит, Запятая, Au.

Электролиз водных растворов электролитов с нерастворимыми электродами.

При электролизе водных растворов электролитов действию тока не только подвергаются ионы электролита, но ионы Н и ОН воды, образовавшиеся при диссоциации.

Поэтому на катоде могут разрядиться два иона, положительных ион электролита и Н иона. Какой из ионов разрядился, определяется положением металла в ряду напряжений, а также от концентрации ионов в растворе.

1. У катода ионы металла стоящие в ряду напряжения до Ал включительно в водном растворе разряжаться не могут, вместо них разряжаются ионы водорода от воды, т.е. электроны от катода принимает сама вода это объясняется тем, что разница между электродами потенциальна очень велика.

Литий, барий, K, Na, Приблизительно, Мг, Ал, МС, Цинк, Вишнево-красный, Fe, Cd, Co, Никель, Sn, H2, Cu, Ag, Гектограмм, Запятая, Au.

2. При электролизе раствор солей металлов состоящие от Ал до H2 в ряду напряжения у катода разряжаются ионы этих металлов и частично разряжаются ионы Н воды. Откуда видно что восстанавливаются ионы металлов более активных чем водород. Это связано с тем, что в водных растворах катионы электролита и ион Н воды находятся в одинаковых условиях по отношению их концентрации.

3. При электролизе растворов солей металлов состоящих в ряду напряжения после Н2 у катода разряжаются только ионы этих металлов.

У анода -- в первую очередь разряжаются ионы остатков без кислородных кислот так как они легко теряют свой заряд чем ион ОН воды, а ионы остатков кислородных кислот не способны разряжаться у анода, а место них окисляются ионы ОН воды.

Электролиз водных растворов солей с растворимыми электродами.

В этом случае электролиза, закономерности, отличные в отношение катодного процесса при нерастворимом аноде, сохраняют свою силу.

Особенности анодного процесса заключается в том, что источником

электроном является электрод, из которого сделан анод, т.е. анод растворяется и переходит в раствор в виде иона Ме+n.

Например: разберем электролиз водного раствора CuSO4 с медным анодом.

CuSO4 = Сu ++ + SO4-2

В этом случае происходит перенос Сu с анода на катод.

-К / Сu ++ + ОН-= Медь (О) 2 вторичный процесс

NiSO4 с Никель анодом и Fe (покрывающим материалом) - катод.

Н2O+NiSO4 = Никель ++ + SO4--

Покрытие одного металла с другим с помощью электролиза называется гальваностегией. Этим же методом пользуются при получении из черновой меди чистую медь.

CuO + С = медь + СО

Из черновой меди делают анод. В первую очередь с анода в раствор переходит Цинк, Sn.

Электролиз расплавов с нерастворимым электродом.

Металлы стоящие в ряду напряжения до Ал включительно получают электролизом расплавов их солей, т.к. самым сильным восстановителем является электрический ток.

Например: электролиз расплава NaC1.

NаС1 Nа + + Сl-

Получение Na.

Na можно получить из NaC1 и NaOH. Тпл NaCl = 805o С, Тпл NaOH = 400o С

По Тпл выгодно использовать NaOH, но он является дорогим сырьем чем NаС1.

Законы электролиза

Q = JJ-сила тока, А.

- продолжительность электролиза, сек.

m = (ЭJ) / F

Через некоторое время, когда у электродов находится достаточное количество продуктов электролиза прекращают пропускании тока и производят измерения. Оказывается, что за время, в течении которого из раствора НС1 выделяется 1 г Н2, те 1 г последнего, из остальных растворов выделяются указанные количества металлов. Сопоставления количества выделявшего у катода веществ с атомными весами показывают что вещества выделяются в количестве равной их эквивалентам к такому же результату приводит измерения количество веществ выделявшего у анода. В 1 и 5 выделения по 35,5 г осмора, в 2, 3, 4, выделяется по 8 г кислорода.

Например: сколько выделится меди если через водный раствор

CuSO4 пропускать ток силой 2а в течении 2 часа.

m-?

J = 2A

= 2 час = 7200сек

F = 96500

m = (Э J) / F

Э = (Ав) / В: CuSO4 Cu+2 + SO4--

Окислительные и восстановительные процессы, протекающие под действием электрического тока, могут вызвать существенные изменения электродов. Если вести электролиз воды раствор СиС1 с нерастворенным электродом.

c12 / замкнутый = + 1,36 Медь ++ / медь = 0,34

то ЭДС = c12 / замкнутый- Медь ++ / медь = 1,02

3. от агрегатного состояния веществ, выделившихся на электродах;

4. от плотности тока и от температуры раствора.

Аккумуляторы

Свинцовый аккумулятор состоит из решетчатых свинцовых пластин, заполненных пастой из окиси свинца PbO и погруженных в 25 - 30% раствор H2SO4. В результате взаимодействия PbO с раствором H2SO4 на поверхности Pb пластины образуется слой трудно растворимого PbSO4.

РbО+ H2SO4 = PbSO4+ Н2О

- К PbSO4 + 2е = Pb + SO4--

+А PbSO4 - 2е + 2 Н2О = РbО2+ SO4-- + 4Н+

2 PbSO4+ Н2O = РbО2 + SO4-- + 4Н+

Итак при заряде аккумулятора электроды становятся химически различными и между ними появляется разность потенциалов.

Электрическая схема характеризующая полученных гальванический элемент, имеет вид.

- Pb / H2SO4 / PbO2 (Pb) +

Если соединить пластину заряженного аккумулятора проводником, то от пластины покрытой свинцом к пластине покрытой PbO2 будут перемещаться электроны, т.е. появляется электрический ток, аккумулятор работает как гальванический элемент. На его электродах происходят следующие реакции.

- Pb - 2е + SO4-2 = Pb S04

+ PbO2 + 2е = 4Н+ = SO4-2- = PbSO4+ 2Н2О

А(-)Fе - 2е = Fe

K(+)Ni(OH)3 + е = Ni ( ОН )2

Fe + 2 Ni (ОН)3 Fe(ОН)2 + 2 Ni( ОН)2

Серебряно -- цинковый аккумулятор

(+) Ag2O/КОН/ Zn(-)

Аg + ZnO + Zn ( ОН )2 2 Zn+ Н2О + 2 Аg2О

электрод (+) 2Аg + 2 ОН - 2е = Ag2O+ Н20

(-) ZnO + 2е = Zn

ZnO + КОН + Н2О = K[Zn(OH)3]

К[Zn(ОН)3]+2е = Zn + КОН + 2ОН

ЭДС=1,856

Всякий процесс химического разрушения металлов под действием окружающей среды называется коррозией.

Различают несколько форм проявления коррозии. Наиболее часто встречаются равномерная, местная и межкристаллитная.

Из них наиболее опасно межкристаллитная коррозия, она распространяется между кристаллитами, и может незаметно привести к поражению конструкции на большую глубину.

По механизму химических процессов различают два вида коррозии химическая и электрохимическая.

1. Химическая коррозия - это разрушение металла без возникновения в системе электрического тока (при непосредственном соприкосновении металла с окислителем).

Химическая коррозия подразделяется на:

а) газовая коррозия вызывается под воздействием сухих газов. Н:

O2, SO2, С12,F2, Вr2,СО2 и др.

Она наблюдается в основном при высокотемпературной обработке металлов, в двигателях внутреннего сгорания и т.д.

б) жидкостная химическая коррозия - протекает под действием органических жидкостей без участия воды: производная нефти, бензин, крезол, бензол, толуол и др.

в) электрохимическая коррозия-это разрушения металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

Электрохимическая коррозия подразделяется на:

1. Атмосферная.

2. Почвенная.

3. Коррозия под действием блуждающих токов.

Также как для работы гальванического элемента для гальвано-коррозии необходимо наличие двух различных электродов и раствора электролита. Из этого можно утверждать, что чистые металлы теоретически вообще не должны подвергаться электрохимической коррозии. Если, например, рассмотреть коррозию железа с включением меди во влажном воздухе(Fe+Cu) при этом образуется гальванический элемент

химия реакция катализ раствор

Fe-2e=Fe

поверхности Сu(катоде) восстанавливают кислород воздуха

Fe2+ + ОН- = Fе(ОН)2,

Железо во влажном воздухе быстро переходит в 3-х ионновое железо.

4Fe(OH)2 + О2 +2Н2О= 4Fe(OH)3

Из этого примера видно, что при образовании гальванического элемента коррозируется более активный металл.

Участок поверхности, с которой переходят ионы в раствор, т. е. где металл коррозирует, называется анодом, участок, на котором разряжаются катионы электролита, называется катодом.

Характер катодных процессов при коррозии определяется веществами, имеющимися в растворе. При сильно кислой среде восстанавливаются ионн-водороды:

Zn-2е =Zn++

Эти электроны переходя к Сu ликвидируют у. поверхности Сu защитный барьер из её ионов, и ионн водорода беспрепятственно восстанавливаются

Металлы стоящие в ряду напряжения левее легко подвергаются коррозии. Чистые металлы, также Аu, Ag, Pt, не коррозируются. А следующие металлы: Mg, Al, Cu, Cr, Ni, при коррозии образуют плотную защитную окисную плёнку, что препятствует дальнейшей коррозии.

Почвенная коррозия-этот тип коррозии является сложной разновидностью коррозии металлов в почве. Здесь играют роль химические и физические свойства почв. Коррозия в этом случаи зависит от следующих факторов

1. Влажности и среды почвы.

2. От электро и воздухо проницаемости почвы.

3. От электродного потенциала металла в контакте с

почвой и др.

Коррозия под действием блуждающих токов.

Большую роль в процессах подземной коррозии играют блуждающие токи (токи посторонних источников)

В зоне К вблизи рельса восстанавливается кислород, растворенный во влаге грунта. В результате создается избыток ионов OH-.

Наличие этих ионов смещает равновесие, имеющееся у поверхности подземного металла, провода. Связывание ионов с ионами приводит к появлению в данном месте трубы повышенной концентрации избыточных электронов. Эти электроны начинают помещаться вдоль трубы. Одновременно на рельсе в зоне А протекает окислительный процесс. Металлы рельса разрушаются. Ионы металла переходят во влагу грунта. Этому способствуют ионы ОН-, образующиеся у поверхности трубы в зоне А под влиянием электронов, перешедших сюда из зоны К . Таким образом в зоне К коррозирует подземная труба, в зоне А - рельс.

Методы защиты металлов от коррозии.

Исходя из того, что наиболее распространенной является электрохимическая коррозия, различные методы защиты учитывают прежде всего этот тип коррозии .

Способы защиты металлов от коррозии многообразны, остановимся только на основных.

1. Изоляция металла от коррозионной среды.

Этот метод заключается в изоляции защищаемого металла от влаги, т.к. в отсутствии ее не возникает гальванический элемент, а значит и не будет коррозии.

Изолирующие покрытия могут быть самыми разнообразными: покрытия металлов с не металлическими веществами, т.е. маслом, лаком, красками.

2. Покрытие металлов с металлами. Различают два вида металлических покрытий, катодное и анодное. Примером анодного покрытия может служить покрытие Fe c Zn. В этом случаи защищающие металл Zn более активен, чем защищаемый Fe.

При нарушении целостности покрытия при доступе влаги возникает гальванический элемент А-Zn/H2О + O2/Fe, в котором анод Zn разрушается, а катод -- железо остается до тех пор, пока не будит разрушен весь защитный слой

Zn-2е =Zn

2H2O+O2+4e=4OH

Zn+2 + 2ОН- = Zn (ОН)2

Лекция 13. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА I - II ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

3. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

5. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

6. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

7. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

Основное содержание

В технике и в быту, слово металлы обозначает определенный вид материалов, предназначенных для изготовления самых разнообразных предметов, от монет и посуды до электрических проводов и оружия. Тысячи всевозможных металлических материалов производятся одной из самых мощных отраслей современной промышленности - металлургией. Все эти материалы схожи по внешнему виду и ряду физических свойств. Их внешний вид, и свойства обусловлены тем, что они состоят из химических элементов, атомы которых соединены между собой металлической химической связью. Эти элементы называются тем же словом - металлы.

В химии, смысл слова металл не вполне совпадает с его обычным значением. В химии оно обозначает:

- большую группу химических элементов с определенным расположением в периодической системе и с похожими свойствами;

- простые вещества, которые соответствуют этим элементам

Пример. В химии, слово железо обозначает химический элемент № 26 со следующими свойствами:

этот элемент существует в виде нескольких изотопов со средней атомной массой 55,847 а. е. м.;

атом этого элемента содержит 26 электронов, в том числе, 8 валентных;

атомы железа соединяются между собой в кристаллы путем образования делокализованной многоэлектронной химической связи (металлической связи);

атомы железа соединяются с атомами других элементов, при этом их степень окисления либо не изменяется (металлы), либо увеличивается (неметаллы), т. е., железо проявляет свойства восстановителя;

в водный раствор атомы железа переходят в виде гидратированных простых катионов Fe2+ или Fe3+.

Первые два из указанных выше свойств, а также ряд других, специфичны для железа; а три последних - характерны для всех металлов.

В технике, смысл слова железо связан с практическим применением этого металла и ассоциируется, в основном, с физическими свойствами железа как простого вещества:

а) пластичный и тягучий материал, пригодный для изготовления жести, гвоздей и др. предметов;

б) основной компонент множества сплавов;

в) магнитный материал;

г) материал, имеющий высокую электропроводность и теплопроводность;

д) материал, способный отражать электромагнитные волны в широком диапазоне частот, в т. ч., световые волны, и т. д.

Все перечисленные физические свойства железа и все химические свойства предопределены двумя основными факторами, имеющими химическую природу:

строением атома железа;

характером химической связи между атомами.

Подавляющее большинство химических элементов - это металлы; в периодической таблице их более 80. Сходство свойств различных металлов является следствием сходного строения их атомов и одинаковым характером химической связи между атомами. Второй фактор, т. е., существование между атомами металлической химической связи, является необходимым условием таких неотъемлемых свойств любого металла, как пластичность, электропроводность, теплопроводность, металлический блеск. Отсутствие металлической связи делает невозможными эти свойства.

Пример. Элемент № 50, олово, имеет три аллотропные кристаллические формы, -, - и - олово, устойчивые, соответственно, при низкой, обычной и высокой температуре. В кристаллах - олова, атомы соединены ковалентными неполярными связями, - это хрупкое вещество серого цвета, с низкой электропроводностью; в кристаллах - олова и - олова, существует делокализованная металлическая химическая связь, - эти вещества имеют все физические свойства, характерные для металлов, - блестящие, очень пластичные, с высокой электро - и теплопроводностью.

Общие свойства металлов

В приведенных выше примерах железа и олова, имеется набор свойств, которые позволяют отнести их к металлам. Эти отличительные свойства (и химические, и физические) являются характерными не только для этих двух, но для всех металлов без исключения.

Физические свойства. Металлы (как вещества) являются хорошими проводниками тепла и электричества, ковкими и тягучими; они имеют высокую отражательную способность и своеобразный металлический блеск.

Атомы металлов обычно имеют низкие величины энергии ионизации и сродства к электрону, а поэтому и низкую электроотрицательность.

Химические свойства. Отличительные свойства металлов :

- способность образовывать одноатомные катионы;

- способность простых веществ в окислительно-восстановительных реакциях всегда быть восстановителями и никогда - окислителями.

особый вид химической связи, который называется металлической связью.

В соответствии со своим электронным строением, металлы делятся на: - s-металлы (типичные элементы первой и второй периодических групп); - p-металлы (которые принадлежат к главным подгруппам групп III - VI);

переходные металлы ( d - металлы и f-металлы)

Технические свойства. В прикладных и технических науках металл характеризуется набором параметров. Эти параметры количественно описывают его свойства, важные для того или иного применения. Наиболее важные механические и термические свойства - это прочность, твердость, пластичность, температура плавления, температура кипения и теплопроводность.

Важными электрическими свойствами являются электропроводность, контактная разность потенциалов, работа выхода электронов и др.

Механические свойства зависят от энергии межатомных связей в металле, а также и от некоторых других особенностей: примесей, дефектов кристаллической решетки, микротрещин и т. д. Чистые образцы бездефектных кристаллов имеют наиболее ценные качества.

Теплопроводность и электропроводность металла связаны между собой, потому что обе зависят от концентрации и подвижности валентных электронов металла (эти электроны обычно называются электронами проводимости).

Получение и очистка металлов

В земной коре большинство металлов, за исключением благородных металлов, находятся в виде соединений с другими элементами. Горные породы, содержащие данный металл, называются рудами этого металла. В руде, металл содержится в виде одного из своих минералов (самородного металла или природного химического соединения). При добыче металла, сначала ценный минерал отделяют от окружающей породы, а затем перерабатывают его для получения металла в чистом виде.

Минералы могут быть оксидами (Fe2O3, Fe3O4, TiO2, MnO2, SnO2), гидроксидами (AlO(OH), FeO(OH)), сульфидами (FeS2, CuS2.FeS2, MoS2, ZnS, PbS), карбонатами (FeCO3, CuCO3.Cu(OH)2, MgCO3), фосфатами (CePO4), силикатами (Be3Al2Si6O18), хлоридами (KCl, KCl.MgCl2.2H2O), и т. д.

Отрасль промышленности для производства металлов из руд называется металлургией. Каждый металл, а часто и каждая руда этого металла, требует разработки специальной технологии для его извлечения.

Существует несколько групп методов, которые используются в настоящее время в металлургии. Каждый метод имеет свои достоинства и недостатки, но все эти методы основаны на той или иной окислительно-восстановительной реакции, при этом металл получается путем восстановления руды.

Металлотермические методы. Металлотермические методы - это методы, в которых один металл восстанавливается другим, более активным, металлом или кремнием. Активные металлы (такие, как алюминий, магний, кальций и натрий) используют для получения более ценных металлов ( таких, как хром, титан, цирконий и т.д). Металлотермическими методами перерабатывают такие руды, как оксиды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды, йодиды) и некоторые другие соли.

Примеры таких реакций:

TiO2 + 2Mg = Ti + 2MgO

3V2O5 + 10Al = 6V + 5Al2O3

2ScCl3 + 3Ca = 2Sc + 3CaCl2

KTcO4 + 7K = Tc + 4K2O.

Некоторые тугоплавкие металлы (W, Mo, Cr и Ni) не могут быть получены с помощью углерода, т. к. они не восстанавливаются углеродом, а образуют огнеупорные карбиды (карбиды с высокой температурой плавления). Поэтому, для восстановления вольфрама и молибдена используют водород. Хром, никель, марганец и многие другие металлы используют, главным образом, для получения специальных сортов стали; поэтому большую их часть получают одновременно с железом в виде углеродистых сплавов, называемых феррохром, ферромарганец, феррованадий, и т. д. Получаемая при дальнейшем сплавлении примесь карбида железа Fe3C, при определенном содержании, улучшает качество получаемого металла.

Электрометаллургия. Плавка в электрической печи позволяет полностью контролировать состав металла. Прямое нагревание печи электрическим током не вызывает никаких новых реакций. Это часто используется для того, чтобы исключить контакт металла с кислородом или с избытком углерода.

Электролиз. Любой металл, который имеет устойчивую соль, можно получить при электролизе этой соли в расплавленном состоянии. Этим методом обычно получают щелочные металлы, щелочноземельные металлы, алюминий и лантаноиды. Металлы, которые получают с помощью электролиза, не требуют дополнительной очистки.

Некоторые менее активные металлы (Cu, Ni, Zn) можно получить (либо очистить) при помощи электролиза из растворов их солей.

Очистка металлов. Существуют различные способы очистки металлов.

Химическую очистку исходных материалов применяют на первом этапе переработки сырья. Реагенты подвергают тщательной обработке, чтобы удалить (убрать) даже следы примесей. Это делают перед тем, как начать восстановление нужного металла, чтобы в результате получить металл высшей степени чистоты.

Перекристаллизацию расплавленного металла делают при электронно-лучевой переплавке; при этом, для извлечения примесей используют флюсы и шлаки. Затем монокристалл металла получают его медленным вытягиванием из расплавленного металла

Зонная плавка дает чрезвычайно чистые материалы, особенно полупроводники (такие как германий и кремний). Их используют для изготовления интегральных схем (чипов). Цилиндрический кристалл кремния ставят вертикально, а вокруг него помещают узкий кольцевой нагреватель. Нагреватель расплавляет тонкий слой кристалла и медленно движется вниз.

Когда нагреватель движется вниз, примеси растворяются в узкой расплавленной зоне и движутся вместе с ним, при этом кристалл становится чище. Это повторяют несколько раз, после этого кристалл кремния содержит менее 10-7 части посторонних атомов.