Composés amphotères

La chimie est toujours une unité d'opposés.

Regardez le tableau périodique.

Certains éléments (presque tous les métaux présentant des états d'oxydation +1 et +2) forment principal oxydes et hydroxydes. Par exemple, le potassium forme l'oxyde K 2 O et l'hydroxyde KOH. Ils présentent des propriétés basiques, telles que l'interaction avec les acides.

K2O + HCl → KCl + H2O

Certains éléments (la plupart des non-métaux et des métaux aux états d'oxydation +5, +6, +7) forment acide oxydes et hydroxydes. Les hydroxydes acides sont des acides contenant de l'oxygène, ils sont appelés hydroxydes, car il y a un groupe hydroxyle dans la structure, par exemple, le soufre forme l'oxyde acide SO 3 et l'hydroxyde acide H 2 SO 4 (acide sulfurique):

De tels composés présentent des propriétés acides, par exemple, ils réagissent avec des bases :

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Et il existe des éléments qui forment de tels oxydes et hydroxydes qui présentent à la fois des propriétés acides et basiques. Ce phénomène est appelé amphotère . Ces oxydes et hydroxydes seront au centre de notre attention dans cet article. Tous les oxydes et hydroxydes amphotères sont des solides, insolubles dans l'eau.

Premièrement, comment déterminer si un oxyde ou un hydroxyde est amphotère ? Il existe une règle, un peu conditionnelle, mais vous pouvez toujours l'utiliser :

Les hydroxydes et oxydes amphotères sont formés par des métaux, aux états d'oxydation +3 et +4, Par exemple (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

Et quatre exceptions :les métauxZn , Être , Pb , sn forment les oxydes et hydroxydes suivants :ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Être ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , sn ( Oh ) 2 , dans lequel ils présentent un état d'oxydation de +2, mais malgré cela, ces composés présentent propriétés amphotères .

Les oxydes amphotères les plus courants (et leurs hydroxydes correspondants) : ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al (OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Les propriétés des composés amphotères ne sont pas difficiles à retenir : ils interagissent avec acides et alcalis.

• avec l'interaction avec les acides, tout est simple; dans ces réactions, les composés amphotères se comportent comme des composés basiques:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Les hydroxydes réagissent de la même manière :

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Avec l'interaction avec les alcalis, c'est un peu plus difficile. Dans ces réactions, les composés amphotères se comportent comme des acides, et les produits de réaction peuvent être différents, tout dépend des conditions.

Soit la réaction a lieu en solution, soit les réactifs sont pris sous forme solide et fusionnés.

Interaction des composés basiques avec des composés amphotères lors de la fusion.

Prenons l'hydroxyde de zinc comme exemple. Comme mentionné précédemment, les composés amphotères interagissant avec les composés basiques se comportent comme des acides. Nous écrivons donc l'hydroxyde de zinc Zn(OH) 2 sous la forme d'un acide. L'acide a de l'hydrogène devant, retirons-le : H 2 ZnO 2. Et la réaction de l'alcali avec l'hydroxyde se déroulera comme s'il s'agissait d'un acide. "Résidu acide" ZnO 2 2-divalent :

2K Oh(télévision) + H 2 ZnO 2 (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

La substance résultante K 2 ZnO 2 est appelée métazincate de potassium (ou simplement zincate de potassium). Cette substance est un sel de potassium et l'hypothétique "acide de zinc" H 2 ZnO 2 (il n'est pas tout à fait correct d'appeler ces composés des sels, mais pour notre propre commodité, nous l'oublierons). Seul l'hydroxyde de zinc s'écrit ainsi : H 2 ZnO 2 n'est pas bon. Nous écrivons comme d'habitude Zn (OH) 2, mais nous voulons dire (pour notre propre commodité) qu'il s'agit d'un "acide":

2KOH (solide) + Zn (OH) 2 (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Avec les hydroxydes, dans lesquels il y a 2 groupes OH, tout sera comme avec le zinc :

Be (OH) 2 (solide.) + 2NaOH (solide.) (t, fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (métabéryllate de sodium ou béryllate)

Pb (OH) 2 (solide.) + 2NaOH (solide.) (t, fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (métaplombate de sodium ou plombate)

Avec les hydroxydes amphotères à trois groupes OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) un peu différemment.

Prenons l'hydroxyde d'aluminium comme exemple : Al (OH) 3, écrivez-le sous la forme d'un acide : H 3 AlO 3, mais nous ne le laissons pas sous cette forme, mais retirons l'eau de là :

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Nous travaillons ici avec cet « acide » (HAlO 2) :

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (métaaluminate de potassium, ou simplement aluminate)

Mais l'hydroxyde d'aluminium ne peut pas être écrit comme ceci HAlO 2, nous l'écrivons comme d'habitude, mais nous entendons ici "acide":

Al (OH) 3 (solide.) + KOH (solide.) (t, fusion) → 2H 2 O + KAlO 2 (métaaluminate de potassium)

Il en est de même pour l'hydroxyde de chrome :

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (solide.) + KOH (solide.) (t, fusion) → 2H 2 O + KCrO 2 (métachromate de potassium,

MAIS PAS DE CHROMATE, les chromates sont des sels d'acide chromique).

Avec les hydroxydes contenant quatre groupements OH, c'est exactement pareil : on fait avancer l'hydrogène et on enlève l'eau :

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Rappelons que le plomb et l'étain forment chacun deux hydroxydes amphotères : avec un état d'oxydation de +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2), et +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Et ces hydroxydes formeront différents "sels":

État d'oxydation
Formule hydroxyde	Sn(OH)2	Pb(OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formule de l'hydroxyde sous forme d'acide	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sel (potassique)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Nom du sel			métastannat	métablumbaAT

Les mêmes principes que dans les noms des "sels" ordinaires, l'élément au plus haut degré d'oxydation - le suffixe AT, à l'intermédiaire - IT.

De tels "sels" (métachromates, métaaluminates, métabéryllates, métazincates, etc.) ne sont pas seulement obtenus à la suite de l'interaction d'alcalis et d'hydroxydes amphotères. Ces composés se forment toujours au contact d'un "monde" fortement basique et d'un amphotère (par fusion). Autrement dit, tout comme les hydroxydes amphotères avec des alcalis, les oxydes amphotères et les sels métalliques formant des oxydes amphotères (sels d'acides faibles) réagiront. Et au lieu d'un alcali, vous pouvez prendre un oxyde fortement basique et un sel d'un métal qui forme un alcali (sel d'un acide faible).

Interactions :

N'oubliez pas que les réactions ci-dessous ont lieu pendant la fusion.

Oxyde amphotère à oxyde fortement basique :

ZnO (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 (métazincate de potassium, ou simplement zincate de potassium)

Oxyde amphotère avec alcali :

ZnO (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Oxyde amphotère avec un sel d'un acide faible et un métal alcalinisant :

ZnO (solide) + K 2 CO 3 (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Hydroxyde amphotère à oxyde fortement basique :

Zn (OH) 2 (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Hydroxyde amphotère avec alcali :

Zn (OH) 2 (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hydroxyde amphotère avec un sel d'un acide faible et un métal alcalinisant :

Zn (OH) 2 (solide) + K 2 CO 3 (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sels d'un acide faible et d'un métal formant un composé amphotère avec un oxyde fortement basique :

ZnCO 3 (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Sels d'un acide faible et d'un métal formant un composé amphotère avec un alcali :

ZnCO 3 (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sels d'un acide faible et d'un métal qui forme un composé amphotère avec un sel d'un acide faible et d'un métal qui forme un alcali :

ZnCO 3 (solide) + K 2 CO 3 (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Vous trouverez ci-dessous des informations sur les sels d'hydroxydes amphotères, les plus courants à l'examen sont marqués en rouge.

	Hydroxyde	Hydroxyde d'acide	résidu acide		Nom du sel
BeO	Être(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Métabéryllate (béryllate)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazincate (zincate)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	Halo 2	Al O 2 —	KALO 2	Métaaluminate (aluminate)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferrate (MAIS PAS FERRATE)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbaAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	H CrO 2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (MAIS PAS CHROMATE)

Interaction de composés amphotères avec des solutions alcalines (ici uniquement des alcalis).

Dans l'examen d'État unifié, cela s'appelle "la dissolution de l'hydroxyde d'aluminium (zinc, béryllium, etc.) alcalin". Cela est dû à la capacité des métaux entrant dans la composition des hydroxydes amphotères en présence d'un excès d'ions hydroxydes (en milieu alcalin) à fixer ces ions sur eux-mêmes. Une particule est formée avec un métal (aluminium, béryllium, etc.) au centre, qui est entouré d'ions hydroxyde. Cette particule devient chargée négativement (anion) en raison des ions hydroxydes, et cet ion sera appelé hydroxoaluminate, hydroxozincate, hydroxoberyllate, etc. De plus, le processus peut se dérouler de différentes manières, le métal peut être entouré d'un nombre différent d'ions hydroxydes.

Nous allons considérer deux cas : lorsque le métal est entouré quatre ions hydroxyde, et lorsqu'il est entouré six ions hydroxyde.

Écrivons l'équation ionique abrégée de ces processus :

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

L'ion résultant est appelé ion tétrahydroxoaluminate. Le préfixe "tétra" est ajouté car il y a quatre ions hydroxyde. L'ion tétrahydroxoaluminate a une charge -, puisque l'aluminium porte une charge 3+, et quatre ions hydroxyde 4-, au total il s'avère -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

L'ion formé dans cette réaction est appelé l'ion hexahydroxoaluminate. Le préfixe "hexo-" est ajouté car il y a six ions hydroxyde.

Il est nécessaire d'ajouter un préfixe indiquant la quantité d'ions hydroxyde. Parce que si vous écrivez simplement "hydroxoaluminate", il n'est pas clair de quel ion vous parlez : Al (OH) 4 - ou Al (OH) 6 3-.

Lorsque l'alcali réagit avec l'hydroxyde amphotère, un sel se forme en solution. Le cation est un cation alcalin et l'anion est un ion complexe, dont nous avons examiné la formation plus tôt. L'anion est dans crochets.

Al (OH) 3 + KOH → K (tétrahydroxoaluminate de potassium)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (hexahydroxoaluminate de potassium)

Quel sel exactement (hexa- ou tétra-) vous écrivez comme produit n'a pas d'importance. Même dans les réponses USE, il est écrit: "... K 3 (la formation de K est acceptable". L'essentiel est de ne pas oublier de s'assurer que tous les indices sont correctement apposés. Gardez une trace des charges et gardez à l'esprit rappelez-vous que leur somme doit être égale à zéro.

En plus des hydroxydes amphotères, les oxydes amphotères réagissent avec les alcalis. Le produit sera le même. Seulement si vous écrivez la réaction comme ceci :

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Mais ces réactions ne s'égaliseront pas. Il est nécessaire d'ajouter de l'eau sur le côté gauche, car l'interaction se produit en solution, il y a suffisamment d'eau là-bas et tout s'égalisera:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

En plus des oxydes et hydroxydes amphotères, certains métaux particulièrement actifs interagissent avec des solutions alcalines, qui forment des composés amphotères. A savoir, il s'agit : de l'aluminium, du zinc et du béryllium. Pour égaliser, la gauche a aussi besoin d'eau. Et, en plus, la principale différence entre ces procédés est le dégagement d'hydrogène :

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Le tableau ci-dessous montre les exemples les plus courants des propriétés des composés amphotères dans l'examen :

Substance amphotère		Nom du sel
Al2O3 Al(OH)3		Tétrahydroxoaluminate de sodium	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexahydroxoaluminate de sodium	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K2	Tétrahydroxozincate de sodium	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K4	Hexhydroxozincate de sodium	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Être(OH)2	Li 2	Tétrahydroxobéryllate de lithium	Être(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Être + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Hexahydroxobéryllate de lithium	Être(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Être + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tétrahydroxochromate de sodium	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexhydroxochromate de sodium	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Tétrahydroxoferrate de sodium	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Hexhydroxoferrate de sodium	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Les sels obtenus lors de ces interactions réagissent avec les acides, formant deux autres sels (sels d'un acide donné et de deux métaux) :

2Na 3 + 6H 2 DONC 4 → 3Na 2 DONC 4 + Al 2 (DONC 4 ) 3 + 12H 2 O

C'est tout! Rien de compliqué. L'essentiel est de ne pas confondre, rappelez-vous ce qui se forme lors de la fusion, ce qui est en solution. Très souvent, les tâches sur ce sujet se retrouvent dans B les pièces.

Le zinc est un élément d'un sous-groupe latéral du deuxième groupe, la quatrième période du système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev, de numéro atomique 30. Il est désigné par le symbole Zn (lat. Zincum). Une substance simple, le zinc dans des conditions normales, est un métal de transition fragile de couleur blanc bleuâtre (il se ternit à l'air et se recouvre d'une fine couche d'oxyde de zinc).

Dans la quatrième période, le zinc est le dernier élément d, ses électrons de valence 3d 10 4s 2 . Seuls les électrons du niveau d'énergie externe participent à la formation de liaisons chimiques, car la configuration d 10 est très stable. Dans les composés, le zinc a un état d'oxydation de +2.

Le zinc est un métal réactif, a des propriétés réductrices prononcées, est inférieur aux métaux alcalino-terreux en activité. Affiche les propriétés amphotères.

Interaction du zinc avec des non-métaux
Lorsqu'il est fortement chauffé à l'air, il brûle avec une flamme bleuâtre brillante pour former de l'oxyde de zinc :
2Zn + O2 → 2ZnO.

Lorsqu'il est enflammé, il réagit vigoureusement avec le soufre :
Zn + S → ZnS.

Il réagit avec les halogènes dans des conditions normales en présence de vapeur d'eau comme catalyseur :
Zn + Cl2 → ZnCl2.

Sous l'action des vapeurs de phosphore sur le zinc, des phosphures se forment :
Zn + 2P → ZnP 2 ou 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .

Le zinc n'interagit pas avec l'hydrogène, l'azote, le bore, le silicium, le carbone.

Interaction du zinc avec l'eau
Réagit avec la vapeur d'eau à la chaleur rouge pour former de l'oxyde de zinc et de l'hydrogène :
Zn + H2O → ZnO + H2.

L'interaction du zinc avec les acides
Dans la série électrochimique des tensions des métaux, le zinc est avant l'hydrogène et le déplace des acides non oxydants :
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.

Réagit avec l'acide nitrique dilué pour former du nitrate de zinc et du nitrate d'ammonium :
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Réagit avec les acides sulfurique et nitrique concentrés pour former un sel de zinc et des produits de réduction d'acide :
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Interaction du zinc avec les alcalis
Réagit avec les solutions alcalines pour former des complexes hydroxo :
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

lorsqu'il est fusionné, il forme des zincates :
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .

Interaction avec l'ammoniac
Avec l'ammoniac gazeux à 550–600°C, il forme du nitrure de zinc :
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
se dissout dans une solution aqueuse d'ammoniac, formant de l'hydroxyde de tétraamminzinc :
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2.

Interaction du zinc avec les oxydes et les sels
Le zinc déplace les métaux dans la ligne de contrainte à sa droite à partir de solutions de sels et d'oxydes :
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Oxyde de zinc(II) ZnO - les cristaux blancs, lorsqu'ils sont chauffés, acquièrent une couleur jaune. Densité 5,7 g/cm 3 , température de sublimation 1800°C. A des températures supérieures à 1000°C, il est réduit en zinc métallique avec du carbone, du monoxyde de carbone et de l'hydrogène :
ZnO + C → Zn + CO ;
ZnO + CO → Zn + CO 2 ;
ZnO + H2 → Zn + H2O.

N'interagit pas avec l'eau. Montre des propriétés amphotères, réagit avec des solutions d'acides et d'alcalis :
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Lorsqu'il est fusionné avec des oxydes métalliques, il forme des zincates :
ZnO + CoO → CoZnO 2 .

Lorsqu'il interagit avec des oxydes non métalliques, il forme des sels, où il s'agit d'un cation :
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.

Hydroxyde de zinc (II) Zn(OH) 2 - une substance cristalline incolore ou amorphe. Densité 3,05 g/cm 3, à des températures supérieures à 125°C se décompose :
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.

L'hydroxyde de zinc présente des propriétés amphotères, facilement soluble dans les acides et les alcalis :
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2;

également facilement soluble dans l'ammoniac aqueux pour former de l'hydroxyde de tétraamminzinc :
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2.

Il est obtenu sous la forme d'un précipité blanc lorsque les sels de zinc réagissent avec les alcalis :
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

Les deux étapes principales des procédés pyrométallurgiques - réduction avec distillation et condensation du zinc - présentent un intérêt à la fois théorique et pratique.

Processus de récupération

La restauration est soumise à un agglomérat de zinc, qui contient de l'oxyde libre, des ferrites, des silicates et des aluminates de zinc, du sulfure et du sulfate de zinc, ainsi que des oxydes et des ferrites d'autres métaux.
Les procédés de réduction des oxydes métalliques se déroulent aussi bien en phase solide (cornues et fours à cuve) qu'en phase liquide (fours électriques). Les agents réducteurs peuvent être du carbone solide, du monoxyde de carbone, de l'hydrogène et du fer métallique. Les plus importants sont le monoxyde de carbone CO et le fer métallique.
Il existe deux théories de la réduction des oxydes métalliques avec du monoxyde de carbone "en deux étapes" A.A. Baikov et "adsorption-catalytique" G.I. Tchoufarov.
Selon la première théorie, les oxydes se dissocient d'abord en métal et oxygène selon la réaction 2MeO=2Me+O2, puis l'oxygène libéré se combine avec l'agent réducteur selon l'équation O2+2CO=2CO2. Selon la température, le produit de dissociation de l'oxyde peut être un métal solide, liquide ou gazeux. Les deux étapes de la récupération se déroulent indépendamment et tendent vers l'équilibre. Le résultat global des réactions dépend des conditions dans lesquelles elles se déroulent.
Une théorie plus moderne de G.I. Chufarov suppose trois étapes de réduction: l'adsorption du gaz réducteur à la surface de l'oxyde, le processus de réduction lui-même et l'élimination du produit gazeux de la surface de réaction. En général, cette théorie peut être décrite par les équations suivantes :

Il convient de noter que, selon les deux théories, la réaction totale, exprimant le rapport stoechiométrique des substances en interaction, est la même :

Considérons le comportement des composants individuels dans le processus de réduction de l'agglomérat de zinc.
Composés de zinc. L'agglomérat peut contenir ZnO, ZnO*Fe2O3, ZnO*SiO2, ZnO*Al2O3, ZnSO4 et ZnS.
L'oxyde de zinc, selon les conditions de traitement thermique du mélange et sa composition, peut être réduit par divers agents réducteurs.
De l'hydrogène, du méthane et divers hydrocarbures se forment dans le mélange humide à la suite de la décomposition de l'eau et de la libération de charbon volatil. L'hydrogène et le méthane réduisent le ZnO par les réactions

Le début de récupération est déjà perceptible à 450-550°. Ces réactions ne sont pas significatives et ne se déroulent que dans la période initiale de distillation dans des cornues horizontales.
A des températures supérieures à 600°, la réduction directe de l'oxyde de zinc avec du carbone solide est possible. 2ZnO+G⇔2Zn+CO2. L'intensité de la réaction est limitée par la vitesse limitée de diffusion des solides et, par conséquent, est de peu d'importance pratique. Au-dessus de 1000°, la réaction principale de réduction de l'oxyde de zinc avec le monoxyde de carbone ZnO+CO⇔Zn+CO2 se déroule. La constante d'équilibre de cette réaction, sous la condition d'obtenir un seul zinc métallique à l'état de vapeur, peut être trouvée à partir de l'équation

Il découle de l'équation que le sens de l'écoulement dépend du rapport des concentrations de CO et de CO2 dans la phase gazeuse, qui est déterminé par la courbe de Boudoir bien connue. Sur la fig. La figure 12 montre une composition possible de la phase gazeuse dans le moufle d'un four de distillation. Au-dessus de 1000°, le dioxyde de carbone ne peut pas exister en présence de carbone et réagit avec ce dernier dans la réaction CO2+C=2CO.

Ainsi, pour réussir la réduction de ZnO avec du monoxyde de carbone, il est nécessaire de créer des conditions favorables à l'apparition de deux réactions : ZnO + CO⇔Zn + CO2 et CO2 + C⇔2CO, à savoir : avoir une température de procédé élevée (à moins 1000°), un large excès de l'agent réducteur en charge et une perméabilité aux gaz de la charge suffisante pour une élimination rapide des gaz et vapeurs de zinc.
Lorsque la réduction a lieu en fusion à 1300-1400° (zinc électrothermique), l'interaction de l'oxyde de zinc avec le fer métallique par la réaction ZnO + Fe = Zn + FeO devient d'une grande importance. En raison de la possibilité de cette réaction, il est possible d'obtenir un haut degré de sublimation du zinc et des scories liquides à faible teneur en métal. Dans le même temps, le déroulement de cette réaction dans les autoclaves horizontaux est indésirable en raison de la formation possible de composés ferreux à bas point de fusion (matte et laitier), qui détruisent les parois des moufles.
La ferrite de zinc à des températures inférieures à 900° et avec un manque de carbone est réduite avec la formation de ZnO et de Fe3O4 structurellement libres. Dans ces conditions, la ferrite peut également être décomposée par des oxydes d'autres métaux. À des températures élevées, le processus de réduction se déroule rapidement avec la formation de zinc métallique, de fer métallique ou d'oxyde ferreux. La réduction de la ferrite de zinc ne pose pas de difficultés particulières dans la pratique de la distillation.
Les silicates de zinc sont également facilement réduits par le carbone et le fer métallique. A une température de 1100-1200°, le zinc est complètement réduit en silicates.
Les aluminates de zinc ou spinelles sont des composés très réfractaires. Contrairement aux silicates, ils ne sont pas réduits dans les fours à moufle.
Le sulfate de zinc, présent dans l'agglomérat en faible quantité, est réduit par le carbone et le monoxyde de carbone en sulfure et se dissocie avec dégagement de dioxyde de soufre, tandis que les réactions se déroulent :

La formation de sulfure de zinc selon la dernière réaction se produit en phase gazeuse.
Le sulfure de zinc n'est pratiquement pas réduit lors de la distillation dans les cornues et passe dans le rimming. Dans un bain de four électrique, le sulfure de zinc peut être décomposé par le fer à 1250-1300° par la réaction ZnS+Fe=Zn+FeS.
Composés de plomb et de cadmium. Dans l'agglomérat, le plomb se présente sous forme de composés oxydés : oxyde libre, silicates, ferrites, et partiellement sous forme de sulfate. Le plomb de ces composés est facilement réduit en plomb métallique et se sublime dans une certaine mesure, contaminant le zinc liquide. La quantité de plomb sublimé dépend de la température du procédé. Dans les répliques, la majeure partie du plomb reste dans la jante. Dans les fours à cuve et les fours électriques, où la température du procédé est plus élevée, la majeure partie du plomb est convertie en zinc. L'augmentation de la teneur en plomb de l'agglomérat a un effet destructeur sur les parois des cornues. Par conséquent, il est nécessaire d'augmenter la quantité de charbon dans la charge pour absorber le plomb fondu.
L'oxyde de cadmium est réduit à une température inférieure à l'oxyde de zinc. La pression de vapeur de ce métal est supérieure à celle du zinc. Dans un procédé discontinu, le cadmium se sublime au début de la distillation, de sorte que les premières portions de zinc condensé sont enrichies en cadmium.
Les impuretés de plomb et de cadmium réduisent la qualité du zinc fini.
Composés d'arsenic et d'antimoine. L'arsenic et l'antimoine, du fait de leur volatilité, comme le plomb et le cadmium, polluent les produits de distillation. Les oxydes supérieurs As2Os et Sb2O5, les arséniates et les antimonates sont réduits par le carbone en oxydes volatils inférieurs As2O3, Sb2O3 et à l'état métallique. Certains d'entre eux sont piégés dans le condenseur avec le zinc.
Les composés de cuivre sont facilement réduits par des agents réducteurs carbonés, mais restent dans des résidus de distillation solides ou liquides. S'il y a une certaine quantité de soufre dans la charge, le cuivre passe dans la matte. En l'absence de soufre, le cuivre forme la fonte cuivreuse avec le fer, dont des quantités importantes sont obtenues dans les fours électriques.
composés de fer. Le comportement des composés de fer oxydés dans le processus de réduction est déterminé par les conditions du processus, la température et la composition de la phase gazeuse. Dans les cornues et les fours électriques, on obtient beaucoup de fer métallique. Dans le four à cuve, l'oxyde de fer est réduit en oxyde et passe en laitier.
L'or et l'argent ne se subliment pas dans les conditions normales et restent, selon la nature du procédé, dans le liseré ou se répartissent entre la fonte, la matte et le laitier. Lorsque des sels de chlorure sont ajoutés à la charge, une partie des métaux nobles est sublimée et condensée dans les produits de distillation.
Eléments rares et épars. Dans un environnement réducteur à haute température, la majeure partie du thallium, de l'indium et du sélénium se sublime. Jusqu'à la moitié du germanium et du tellure passe également dans les sublimés, une part importante du gallium restant dans les résidus de distillation.
La silice, l'alumine, les oxydes et les sulfates de métaux alcalins interagissent avec d'autres composés chargés et forment des scories.

condensation de zinc

La principale difficulté dans la mise en œuvre pratique du procédé de condensation de vapeur de zinc est qu'une partie importante du métal passe non pas dans une phase liquide, mais dans une phase solide, ayant la forme de particules de poussière séparées par des films d'oxyde. Par conséquent, la production de zinc de porc ne dépasse pas 70 à 75 %.
La dépendance de la pression de vapeur de zinc à la température, étudiée par K. Mayer, est illustrée par la courbe de la fig. 13. Au-dessus de la courbe se trouve la zone des vapeurs sursaturées et en dessous - des vapeurs insaturées. Le point de rosée de la vapeur de zinc sans mélange d'autres gaz à une pression de 1 atm est de 906°. En pratique, dans les gaz des fours à moufle, électriques et à cuve, où les vapeurs de zinc sont diluées avec du CO et du CO2, la pression partielle des vapeurs de zinc n'atteint pas 0,5 atm. Dans les gaz de cornue au cours de la période initiale de distillation, il est d'environ 300 mm Hg et dans les gaz de tête d'un four à cuve - seulement 30 à 40 mm Hg. Art. La condensation du zinc à partir de ces gaz commencera à des températures de 820–830 et 650–660°, respectivement.
Pour une condensation complète, il faut que la température des gaz à la sortie du condenseur soit proche de la température de fusion du zinc, à laquelle la valeur d'équilibre de la pression de vapeur est minimale. En pratique, la condensation se termine à 500°. Dans ces conditions, la perte de vapeur de zinc avec les gaz émis dans l'atmosphère est d'environ 0,4 %.

Cependant, le respect du régime de température en soi ne garantit pas la réception de tout le zinc sous forme liquide, et une partie de celui-ci, comme mentionné ci-dessus, est obtenue sous forme de poussière. Cela s'explique par diverses raisons. Il a été remarqué que la condensation des vapeurs de zinc dans la phase liquide se déroule avec plus de succès sur la surface convexe des solides avec un petit rayon de courbure et sur les surfaces mouillées avec du zinc liquide. Pour une condensation réussie, il est également nécessaire que le rapport du surface du condenseur à son volume ne dépasse pas une certaine valeur. Du fait que la condensation commence principalement sur les parois, il faut assurer un certain temps de séjour des gaz dans le condenseur et ne pas les laisser se refroidir trop brutalement. Avec un volume important de gaz saturés en vapeur de zinc, il est impossible d'assurer une condensation efficace sans mesures particulières. qui consistent à faire barboter des gaz dans un bain de zinc et à les pulvériser avec du zinc et du plomb fondus.
Les conditions chimiques de condensation sont également importantes. A forte teneur en CO2 dans les gaz, la surface des gouttelettes est oxydée. Le zinc, qui les empêche de fusionner en une masse compacte.
Ainsi, la vitesse et l'intégralité de la condensation de la vapeur de zinc sont affectées par: la pression partielle de la vapeur de zinc, la température, la vitesse du mélange gazeux (pas plus de 5 cm / s), la présence d'autres gaz et suspensions mécaniques, la forme , la taille et le matériau du condensateur.

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Les oxydes amphotères (ayant des propriétés doubles) sont dans la plupart des cas des oxydes métalliques qui ont une faible électronégativité. Selon les conditions extérieures, ils présentent des propriétés acides ou oxydes. Il se forme ces oxydes qui présentent généralement les états d'oxydation suivants : ll, lll, lV.

Exemples d'oxydes amphotères : oxyde de zinc (ZnO), oxyde de chrome lll (Cr2O3), oxyde d'aluminium (Al2O3), oxyde d'étain ll (SnO), oxyde d'étain lV (SnO2), oxyde de plomb ll (PbO), oxyde de plomb lV (PbO2 ) , oxyde de titane IV (TiO2), oxyde de manganèse IV (MnO2), oxyde de fer III (Fe2O3), oxyde de béryllium (BeO).

Réactions caractéristiques des oxydes amphotères :

1. Ces oxydes peuvent réagir avec des acides forts. Dans ce cas, des sels des mêmes acides se forment. Les réactions de ce type sont une manifestation des propriétés du type principal. Par exemple : ZnO (oxyde de zinc) + H2SO4 (acide chlorhydrique) → ZnSO4 + H2O (eau).

2. Lors de l'interaction avec des alcalis forts, des oxydes et des hydroxydes amphotères apparaissent.Dans le même temps, la dualité des propriétés (c'est-à-dire l'amphotère) se manifeste par la formation de deux sels.

Dans la masse fondue, lors de la réaction avec un alcali, un sel moyen se forme, par exemple :
ZnO (oxyde de zinc) + 2NaOH (hydroxyde de sodium) → Na2ZnO2 (sel moyen commun) + H2O (eau).
Al2O3 (oxyde d'aluminium) + 2NaOH (hydroxyde de sodium) = 2NaAlO2 + H2O (eau).
2Al(OH)3 (hydroxyde d'aluminium) + 3SO3 (oxyde de soufre) = Al2(SO4)3 (sulfate d'aluminium) + 3H2O (eau).

En solution, les oxydes amphotères réagissent avec les alcalis pour former un sel complexe, par exemple : Al2O3 (oxyde d'aluminium) + 2NaOH (hydroxyde de sodium) + 3H2O (eau) + 2Na (Al(OH)4) (sel complexe de tétrahydroxoaluminate de sodium).

3. Chaque métal de tout oxyde amphotère a son propre numéro de coordination. Par exemple : pour le zinc (Zn) - 4, pour l'aluminium (Al) - 4 ou 6, pour le chrome (Cr) - 4 (rarement) ou 6.

4. L'oxyde amphotère ne réagit pas avec l'eau et ne s'y dissout pas.

Quelles réactions prouvent la nature amphotère d'un métal ?

Relativement parlant, un élément amphotère peut présenter les propriétés des métaux et des non-métaux. Une caractéristique similaire est présente dans les éléments des groupes A: Be (béryllium), Ga (gallium), Ge (germanium), Sn (étain), Pb, Sb (antimoine), Bi (bismuth) et quelques autres, comme ainsi que de nombreux éléments des groupes B sont Cr (chrome), Mn (manganèse), Fe (fer), Zn (zinc), Cd (cadmium) et autres.

Prouvons l'amphotéricité de l'élément chimique zinc (Zn) par les réactions chimiques suivantes :

1. Zn(OH)2 + N2O5 (pentoxyde de diazote) = Zn(NO3)2 (nitrate de zinc) + H2O (eau).
ZnO (oxyde de zinc) + 2HNO3 = Zn(NO3)2 (nitrate de zinc) + H2O (eau).

b) Zn(OH)2 (hydroxyde de zinc) + Na2O (oxyde de sodium) = Na2ZnO2 (dioxozincate de sodium) + H2O (eau).
ZnO (oxyde de zinc) + 2NaOH (hydroxyde de sodium) = Na2ZnO2 (dioxozincate de sodium) + H2O (eau).

Dans le cas où un élément ayant des propriétés doubles dans le composé a les états d'oxydation suivants, ses propriétés doubles (amphotères) sont les plus visibles au stade intermédiaire de l'oxydation.

Un exemple est le chrome (Cr). Cet élément a les états d'oxydation suivants : 3+, 2+, 6+. Dans le cas de +3, les propriétés basiques et acides sont exprimées approximativement dans la même mesure, tandis que dans Cr +2, les propriétés basiques prédominent et dans Cr +6, les propriétés acides. Voici les réactions qui prouvent cette affirmation :

Cr+2 → CrO (oxyde de chrome +2), Cr(OH)2 → CrSO4 ;
Cr + 3 → Cr2O3 (oxyde de chrome +3), Cr (OH) 3 (hydroxyde de chrome) → KCrO2 ou sulfate de chrome Cr2 (SO4) 3 ;
Cr+6 → CrO3 (oxyde de chrome +6), H2CrO4 → K2CrO4.

Dans la plupart des cas, les oxydes amphotères d'éléments chimiques avec un état d'oxydation de +3 existent sous la forme méta. A titre d'exemple, on peut citer : le métahydroxyde d'aluminium (formule chimique AlO(OH) et le métahydroxyde de fer (formule chimique FeO(OH)).

Comment obtient-on les oxydes amphotères ?

1. La méthode la plus pratique pour les obtenir consiste à précipiter à partir d'une solution aqueuse en utilisant de l'hydrate d'ammoniac, c'est-à-dire une base faible. Par exemple:
Al (NO3) 3 (nitrate d'aluminium) + 3 (H2OxNH3) (hydrate aqueux) \u003d Al (OH) 3 (oxyde amphotère) + 3NH4NO3 (la réaction est effectuée à vingt degrés de chaleur).
Al(NO3)3 (nitrate d'aluminium) + 3(H2OxNH3) (solution aqueuse d'hydrate d'ammoniac) = AlO(OH) (oxyde amphotère) + 3NH4NO3 + H2O (réaction effectuée à 80 °C)

Dans ce cas, dans une réaction d'échange de ce type, en cas d'excès d'alcalis, il ne précipitera pas. Cela est dû au fait que l'aluminium devient un anion en raison de sa double propriété : Al (OH) 3 (hydroxyde d'aluminium) + OH- (excès d'alcali) = - (anion hydroxyde d'aluminium).

Exemples de réactions de ce type :
Al (NO3) 3 (nitrate d'aluminium) + 4 NaOH (hydroxyde de sodium en excès) = 3 NaNO3 + Na (Al (OH) 4).
ZnSO4 (sulfate de zinc) + 4NaOH (hydroxyde de sodium en excès) = Na2SO4 + Na2 (Zn(OH) 4).

Les sels qui se forment dans ce cas appartiennent à Ils comprennent les anions complexes suivants : (Al (OH) 4) - et aussi (Zn (OH) 4) 2 -. C'est ainsi que ces sels sont appelés : Na(Al(OH)4) - tétrahydroxoaluminate de sodium, Na2(Zn(OH)4) - tétrahydroxozincate de sodium. Les produits de l'interaction des oxydes d'aluminium ou de zinc avec un alcali solide sont appelés différemment: NaAlO2 - dioxoaluminate de sodium et Na2ZnO2 - dioxozincate de sodium.