Розчинення піриту у азотній кислоті. Підбір стехіометричних коефіцієнтів ОВР

13.12.2018

Єдиним розчинником піриту у звичайних умовах (тобто при нормальній температурі та атмосферному тиску) є азотна кислота, що розкладає FeSi по реакції

FeS2 + 4HNО3 = Fe(NО3)3 + 2S + NO(r) + 2H2O.

При дотриманні певних умов (підігрів, використання додаткових окислювачів тощо) процес розчинення піриту в азотній кислоті може протікати з частковим окисленням сульфідної сірки до сульфатів та сірчаної кислоти:

2FeS2 + 10HNO3 = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + 10NO + 4H2O.

Аналогічно відбувається розчинення в азотній кислоті та інших сульфідів, що утворюють у цих умовах водорозчинні солі: нітрати, сульфати та ін.

Таким чином, азотна кислота може розглядатися як колективний розчинник сульфідних мінералів і, отже, може бути використана для розкриття золота, асоційованого з зазначеними мінералами.

Оксид азоту, що утворюється за наведеними вище реакціями, завдяки своїй низькій розчинності, переходить в основному в газову фазу і в присутності повітря або кисню піддається окисленню до діоксиду NO2. Останній має значно більш високу розчинність у воді та водних розчинах. Це створює сприятливі передумови регенерації азотної кислоти (3NO2(r) + H2O -> 2HNO3 + NO(r)). яка може бути повернена в технологічний процес на вилуговування сульфідів.

Зазначені закономірності покладено в основу процесу ККВ, який може бути здійснений у вигляді наступних варіантів:

1. Hітрокс (NITROX) - процес, особливістю якого є вилуговування сульфідів азотною кислотою в присутності повітря при атмосферному тиску та нагріванні пульпи до 80-90 °C а протягом 1-2 год. Даний варіант забезпечує повне окислення заліза, миш'яку, сульфідної сірки та кольорових металів (включаючи срібло), присутні у вихідній сировині. Перевагою процесу є безавтоклавний режим. Крім того, зв'язування газоподібного NO киснем повітря в зоні реакції дозволяє уникати газових викидів з апаратів, де відбувається процес ККВ. Недоліком даного варіанту слід вважати утворення значної кількості елементарної сірки, що негативно впливає на подальше вилучення золота із залишків KKB методом ціанування. З метою усунення негативного впливу сірки рекомендується піддавати золотовмісні залишки KKB гарячої вапняної обробки або випалювання.

У патенті розглянутий варіант, в якому процес азотнокислого та окислення ведуть при барботуванні повітря через пульпу, внаслідок чого частинки елементарної сірки та захоплене ними золото флотуються та у вигляді піни віддаляються з поверхні пульпи. Отриманий концентрат, в який переходить до 80% золота, переробляється в печі, що обертається, з кисневим дуванням. Інакше сірку з концентрату видаляють витопленням.

2. Арсено (ARSENO) - процес, що передбачає використання як розчинник сульфідів не азотної, а азотистої кислоти - HNO2, яка, на думку розробників даного варіанту, забезпечує більш високу кінетику вилуговування, ніж HNO3. Хімізм процесу визначається рівновагами реакцій

2NО2(r) + H2O<=>HNO2 + HNO3

3HNO2<=>HNO3 + 2NO(r) H2O.

Підтримуючи відносно високий парціальний тиск NO, рівновагу останньої реакції зсувають вліво. Іншою відмінністю цього варіанту від нітрокс-процесу є використання кисню при помірному надмірному тиску (близько 5 кПа). Температура пульпи зберігається на рівні 80-90 °С.

Сукупність зазначених режимних умов забезпечує дуже високу швидкість окислення сульфідів (тривалість вилуговування 15 хв), внаслідок чого процеси осадження домішок з розчинів не встигають розвинутися помітно і все залізо, сульфатна сірка і миш'як залишаються в розчині. Це у свою чергу дозволяє досягти високого ступеня концентрування золота в невеликих залишках ККВ, що є істотним позитивним фактором при подальшій гідрометалургійній обробці зазначених продуктів.

Як і попередньому варіанті, процес окислення сульфідів супроводжується виділенням елементарної сірки, і всі проблеми, пов'язані з її нейтралізацією, зберігаються повною мірою.

Принципова схема арсено-процесу представлена на рис. 6.1.

Одним з різновидів даної технології є розроблений фірмою "NMS Technolngy" процес одночасного окислення сульфідів азотною кислотою та вилуговування золота сольовими розчинами. Поєднаний процес окиснення-вилуговування проводиться в трубчастому реакторі.

3. Редокс (REDOX) - процес, що є високотемпературним варіантом арсено-процесу.

Якщо перші два описані вище способи KKB розроблялися як альтернатива автоклавним методам окислення сульфідів, то редокс-процес є одним з варіантів автоклавного процесу, вилуговування сульфідних мінералів в якому проводиться за участю оксидів азоту при температурі 180 °С і вище. У умовах вдасться уникнути неприємних наслідків, що з утворенням елементарної сірки. Для виділення з розчинів миш'яку (у вигляді арсенату залізо) та сульфітної сірки (гіпс) у реактор для вилуговування рекомендується вводити вапняк.

Процес KKB випробуваний за кордоном на великій кількості золотовмісних руд та рудних концентратів Північної Америки, Австралії. Китаю. Результати випробувань та виконані на їх основі техніко-економічні розрахунки вказують на певну перспективність процесу.

Технологічні можливості KKB можуть бути проілюстровані результатами досліджень, виконаних в інституті "Іргіредмет" на трьох різновидах сульфідних золотовмісних концентратів (табл. 6.1 та 6.2).

Лабораторними експериментами показана можливість гідрометалургійного окиснення сульфідів азотною кислотою (з пропусканням кисню) щодо м'яких умов: температура 40-80 °C. концентрація HNO3 20-100 г/л: тривалість вилуговування 2-6 год. Витрата кисню близька до стехіометричної кількості, необхідної для окислення сульфідів: при цьому подача кисню здійснюється таким чином, щоб забезпечити в реакторі розрядження 50-100 Па.

Вилучення золота та срібла при ціануванні залишків KKB (після попередньої обробки вапняними або вапняно-содовими розчинами) становить відповідно 93,6-94,8 та 86.4-90.4 % (табл.6.2). При цьому ефект від застосування лужної обробки становив 2-6% додаткового золота і 10-20% срібла.

За результатами лабораторних досліджень визначено раціональну схему гідрометалургійної переробки концентратів (рис. 6.2), яка випробувана в напівпромислових масштабах на дослідній фабриці Іргіредмета.

Концентрати вилуговували на установці безперервної дії, що складається з 4-х титанових реакторів місткістю 10 дм3. Продуктивність установки 10-15 кг/год. Усього перероблено 700 кг концентрату. Отриману пульпу піддавали згущенню та фільтрації. В обороті для розпульпування вихідного матеріалу використовували 60-70% розчину Решту розчину, а також промивальні розчини нейтралізували вапняною суспензією і скидали в хвостосховищі. Загальна витрата реагентів на I т концентрату становила кг: 160 HNO3, 150 CaO; 60 Na2CO3, 500 м3 O2. Вапняно-содову обробку проводили про періодичний режим при температурі 70-80 °С. Ж: Т = 2:1. тривалість 3 год. Витрата карбонату натрію та оксиду кальцію по даній операції становила відповідно 60 і 30 кг на 1 т концентрату.

Ціанування кеків вапняно-содової обробки проводили на 2 стадії (по 24 год кожна) при концентрації ціаністого натрію 2 г/л. Витрата ціаніду склала 4,6 кг на 1 т концентрату.

Вилучення золота і срібла в ціаністий розчин склало 92,0 і 73,6%. залишковий вміст у кеках ціанування - 5,1 та 11,3 г/г відповідно.

Прикладом промислового використання технології KKB є фабрика Синолу (Канада), що переробляє кварцові руди з розсіяними в кварці золотовмісними сульфідами заліза. Продуктивність фабрики 6000 т руди на добу. Зміст золота у вихідному 2,5 г/т. Подрібнена до 60% класу мінус 0,08 мм руда піддається окисленню азотною кислотою при температурі 85 °C протягом 2 год. Ступінь окислення сульфідів досягає 95 %. Окислена пульпа після нейтралізації вапном прямує на ціанування пп методу "СІР". Вилучення золота становить 92%. Виділяється у процесі окиснення сульфідів оксид азоту надходить у цикл регенерації азотної кислоти.

Варіант високотемпературного азотнокислого вилуговування (редокс-процес) з наступним ціануванням залишків випробуваний за кордоном щодо миш'яковистих лежачих відвалів від обробки золотовмісних руд родовища Сноу Лейк (Манітоба, США). З 1949 по 1958 р. накопичено близько 300 тис. т таких відвалів, що містять 11,9 г/т золота. 25,1% заліза, 23,0% миш'яку, 14,6% сірки. Основними мінеральними компонентами є арсенопірит (47,1%) та пірротин (11,8%). Золото знаходиться в завзятій формі і пов'язане з арсенопіритом. Для його розтину розроблено процес автоклавного окиснення з використанням наступного режиму: температура 190-210 ° С; тиск 1.6-2.3 МПа: рН<1; eh=650-700 мВ; плотность пульпы 10-20 %; концентрация HNO3 60-230 г/л. При цианировании продуктов автоклавной обработки достигнуто извлечение золота на уровне 97-98 °/о, что на 75 % выше, чем при прямом цианировании. Осаждение золота из растворов рекомендуется производить сорбцией на активированный уголь. Общее извлечение золота по рекомендуемой технологии составляет 91,5 %. Технология апробирована в полупромышленных масштабах. При производительности завода 350 т отвалов в сутки капиталовложения оценены в 6,5 млн.долл., а эксплуатационные затраты - 3990 долл. на 1 кг золота.

У роботах описані результати промислових випробувань редокс-процесу на золото-миш'якових концентратах, виділених з кермів родовища Бакирчик (Казахстан). Випробування проводилися на пілотній установці продуктивністю 15 кг/год протягом 3-х місяців при температурі вилуговування 200 °С. Вилучення золота з продуктів азотнокислого окиснення здійснювалося ціануванням за методом "СІР". При оцінці результатів випробувань як позитивні моменти редокс-процесу відзначаються невелика тривалість окислення (близько 10 хв) та утворення хімічно стійкої модифікації миш'яку – арсенату заліза. Відзначено також, що присутній у вихідних концентратах сорбційно-активний вуглець надає негативний вплив на процес ціанування, істотно знижуючи вилучення золота. У цьому рекомендовано вдосконалений режим флотаційного збагачення руди, що дозволяє видалити основну масу вуглецю в хвости. З цією ж метою отриманий золото-миш'яковий концентрат запропоновано піддавати додатковому гравітаційному перечищенню на концентраційних столах і вже перечищений концентрат направляти на азотнокислу обробку. Завдяки цьому досягнуто високого вилучення золота в гідрометалургійному циклі (96%). Однак підвищені втрати металу в процесі гравітаційно-флотаційного збагачення руди (у тому числі з вуглецевими промпродуктами) не дозволяють однозначно рекомендувати цю технологію до промислової реалізації.

Факт освіти (при здійсненні редокс-процесу на пірит-арсенопіритових рудах та концентратах) міцних у хімічному відношенні і тому менш токсичних модифікацій миш'яку підтверджується багатьма дослідженнями. На цій основі розроблений спосіб перекладу дуже токсичного триоксиду миш'яку скородить FеAsO4*2Н2О. Пульпу, що містить 0.25М As2O3, 0,5М Fe(NO3)]2 та 2.5М HNO3. обробляють на автоклаві при температурі 130-160 °С. Мінімальне значення температури відповідає моменту утворення летючого NO. При максимальній температурі (160 ° С) тиск пари в автоклаві досягає 1200 кПа. Загальна тривалість процесу 4 год. Перевірка розчинності отриманого осаду HNO3 (при pH=4) показала, що за 4 год обробки концентрація As а розчині склала 1.6 мг/л.

В роботі описаний спосіб азотнокислої обробки багатих Ag-As флото-і гравіоконцентратів (зміст срібла від 0,8 до 31,5 кг/т), в яких як попутні корисні компоненти присутні вісмут, нікель, кобальт, мідь і цинк. Суміш концентратів рекомендується піддавати вилуговування розчином HNO3 (витрата кислоти 124% від маси концентрату) при температурі 125 ° С, тиску кисню 1 МПа; Ж:Т=6:1, D протягом 30 хв. При цьому розчин переходить 95-99 % присутніх металів, включаючи миш'як і залізо. З одержуваних розчинів послідовно осаджуються: срібло як хлориду (введенням NaCl); оксихлорид-гідроксід вісмуту; залізисто-миш'яковий осад (нейтралізація розчину аміаком відповідно: до pН=0,4-0,8 та 0,8-1,8) та суміш сульфідів нікелю, кобальту, мілини та шнеку (обробка розчину сульфатом амонію при рН=5-7 ). Шляхом прожарювання AgCl із содою при 600 °С отримували порошок металевого срібла високої чистоти. Переробку інших твердих товарів рекомендовано проводити стандартними способами, а також з отриманням чистих металів. Отриманий після відділення шламу азотнокислий розчин запропоновано використовувати як добрива. Ступінь вилучення срібла та інших металів при хімікометалургійній переробці опадів сягає 99%.

Слід пам'ятати, що розгляд окиснення (відновлення) як процесу віддачі (і прийняття) електронів атомами або іонами не завжди відображає справжнє положення, тому що в багатьох випадках відбувається не повне перенесення електронів, а лише зміщення електронної хмари від одного атома до іншого.

Однак для складання рівнянь окисно-відновних реакцій не має суттєвого значення, який зв'язок при цьому утворюється - іонний або ковалентний. Тому для простоти говоритимемо про приєднання чи віддачі електронів незалежно від типу зв'язку.

Визначення стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях окиснювально-відновних реакцій.При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються. Як правило, коефіцієнти підбирають, використовуючи або метод електронного балансу , або метод електронно-іонного балансу (іноді останній називають методом напівреакцій ).

Як приклад складання рівнянь окиснювально-відновних реакцій розглянемо процес окиснення піриту концентрованою азотною кислотою.

Насамперед визначимо продукти реакції. HNO 3 є сильним окислювачем, тому сірка окислюватиметься до максимального ступеня окислення S 6+ , а залізо - до Fe 3+ , при цьому HNO 3 може відновлюватися до N0 або NO 2 . Ми виберемо NO:

Де буде знаходитись H 2 O (у лівій або правій частині), ми поки що не знаємо.

1. Застосуємо спочатку метод електронно-іонного балансу (напівреакцій). У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне), в якому протікає реакція.

При складанні рівнянь процесів окислення та відновлення для зрівнювання числа атомів водню та кисню вводять (залежно від середовища) або молекули води та іони водню (якщо середовище кисле),або молекули води та гідроксид-іони (якщо середовище лужне).Відповідно і в одержуваних продуктах у правій частині електронно-іонного рівняння будуть знаходитися іони водню та молекули води (кисле середовище) або гідроксид-іони та молекули води (лужне середовище).

Т. е. при написанні електронно-іонних рівнянь потрібно виходити зі складу іонів, що дійсно є в розчині.Крім того, як і при складанні скорочених іонних рівнянь, речовини малодисоціюючі, погано розчинні або виділяються у вигляді газу слід писати у молекулярній формі.

Розглянемо для нашого випадку напівреакцію окиснення. Молекула FeS 2 перетворюється на іон Fe 3+ (Fе(NО 3) 3 повністю дисоціює на іони, гідролізом нехтуємо) і два іони SO 4 2 - (дисоціація H 2 SO 4):

Для того щоб зрівняти кисень, до лівої частини додамо 8 молекул Н 2 О, а в праву - 16 іонів Н + (середовище кисле):

Заряд лівої частини дорівнює 0, заряд правої +15 тому FeS 2 повинен віддати 15 електронів:

Розглянемо тепер напівреакцію відновлення нітрат-іону:

Необхідно відібрати у NО 3 2 атома О. Для цього до лівої частини додамо 4 іони Н 1+ (кисле середовище), а до правої - 2 молекули Н 2 О:

Для зрівнювання заряду до лівої частини (заряд+3) додамо 3 електрони:

Остаточно маємо:

Скоротивши обидві частини на 16Н + і 8Н 2 О, отримаємо скорочене іонне рівняння окисно-відновної реакції:

Додавши в обидві частини рівняння відповідну кількість іонів NO 3 - та Н + знаходимо молекулярне рівняння реакції:

Зверніть увагу, що для визначення кількості відданих та прийнятих електронів вам жодного разу не довелося визначати рівень окислення елементів. Крім того, ми врахували вплив середовища та автоматично визначили, що Н 2 Про знаходиться у правій частині рівняння. Безсумнівно те, що цей метод набагато більше відповідає хімічному змісту, ніж стандартний метод електронного балансу,хоча останній трохи простіше розуміння.

2. Зрівняємо цю реакцію методом електронного балансу . Процес відновлення описується:

Складніше скласти схему окислення, оскільки окислюються відразу два елементи - Fe і S. Можна приписати залізу ступінь окислення 2+, сірці 1- і врахувати, що на один атом Fe припадає два атоми S:

Проте можна обійтися без визначення ступенів окислення і записати схему, що нагадує схему

Права частина має заряд +15, ліва - 0 тому FeS 2 повинен віддати 15 електронів. Записуємо загальний баланс:

п'ять молекул НNО 3 йдуть на окислення FeS 2 і ще три молекули HNO 3 необхідні для утворення Fe(NО 3) 3:

Щоб зрівняти водень та кисень, додаємо у праву частину дві молекули Н 2 О:

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу і має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється також гідроксид калію:

Після проведення необхідних скорочень таких членів записуємо рівняння в остаточному молекулярному вигляді

Стандартні потенціали окиснювально-відновних реакцій.Можливість протікання будь-якої окислювально-відновної реакції в реальних умовах обумовлена низкою причин: температурою, природою окислювача та відновника, кислотністю середовища, концентрацією речовин, що беруть участь у реакції, і т. д. Врахувати всі ці фактори буває важко, але пам'ятаючи про те, що Будь-яка окислювально-відновна реакція протікає з перенесенням електронів від відновника до окислювача, можна встановити критерій можливості протікання такої реакції.

Кількісною характеристикою окисно-відновних процесів є нормальні окислювально-відновлювальні потенціали окислювачів та відновників (або стандартні потенціалиелектродів).

Щоб зрозуміти фізико-хімічний зміст таких потенціалів, необхідно проаналізувати звані електрохімічні процеси.

Хімічні реакції, що протікають із зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окислювально-відновними.

Окислення – це процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Якщо атом віддає свої електрони, він набуває позитивний заряд, наприклад:

Якщо негативно заряджений іон (заряд -1), наприклад, віддає 1 електрон, він стає нейтральним атомом:

Якщо позитивно заряджений іон або атом віддає електрони, то величина його позитивного заряду збільшується відповідно до числа відданих електронів:

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом приєднує електрони, він перетворюється на негативно заряджений іон:

Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то величина його заряду зменшується, наприклад:

або він може перейти в нейтральний атом:

Окислювачем є атом, молекула або іон, який приймає електрони. Відновником є атом, молекула чи іон, що віддає електрони.

Окислювач у процесі реакції відновлюється, а відновник – окислюється.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій та підбір коефіцієнтів. При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються.

Як правило, коефіцієнти підбирають, використовуючи або метод електронного балансу або метод електронно-іонного балансу (іноді останній називають методом напівреакцій).

Як приклад складання рівнянь окиснювально-відновних реакцій розглянемо процес окиснення піриту концентрованою азотною кислотою:

Насамперед, визначимо продукти реакції. є сильним окислювачем, тому сірка окислюватиметься до максимального ступеня окислення а залізо - до , при цьому може відновлюватися до або . Ми виберемо.

Де буде знаходитись (у лівій чи правій частині), ми поки що не знаємо.

1. Застосуємо спочатку метод електронно-іонного балансу. У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне), в якому протікає реакція. - При складанні рівнянь процесів окислення та відновлення для зрівнювання числа атомів водню та кисню вводять (залежно від середовища) або молекули води та іони водню (якщо середовище кисле), або молекули води та гідроксид-іони (якщо середовище лужне). Відповідно і в одержуваних продуктах у правій частині електронно-іонного рівняння будуть знаходитися іони водню та молекули води (кисле середовище) або гідроксид-іони та молекули води (лужне середовище).

Таким чином, при написанні електронно-іонних рівнянь потрібно виходити зі складу іонів, що дійсно є в розчині. Крім того, як і при складанні скорочених іонних рівнянь, речовини малодисоціюючі, погано розчинні або такі, що виділяються у вигляді газу, слід писати в молекулярній формі.

Розглянемо для нашого випадку напівреакцію окиснення.

Молекула перетворюється на іон повністю дисоціює на іони, гідролізом нехтуємо) і два іони (дисоціація):

Для того щоб зрівняти кисень, в ліву частину додамо 8 молекул, а в праву - 16 іонів (середовище кисле!):

Заряд лівої частини дорівнює 0, тому заряд правої тому повинен віддати 15 електронів:

Розглянемо тепер напівреакцію відновлення нітрат-іону:

Необхідно відібрати в атома О. Для цього до лівої частини додамо 4 іони (кисле середовище), а до правої - 2 молекули

Для зрівнювання заряду до лівої частини (заряд ) додамо 3 електрони:

Остаточно маємо:

Скоротивши обидві частини на отримаємо скорочене іонне рівняння окисно-відновної реакції:

Додавши в обидві частини рівняння відповідну кількість іонів знаходимо молекулярне рівняння реакції:

Зверніть увагу, що для визначення кількості відданих та прийнятих електронів нам жодного разу не довелося визначати рівень окислення елементів. Крім того, ми врахували вплив середовища та автоматично визначили, що знаходиться у правій частині рівняння. Безсумнівно те, що це метод набагато більше відповідає хімічному сенсу, ніж стандартний метод електронного балансу, хоча останній трохи простіше розуміння.

2. Зрівняємо цю реакцію методом електронного балансу. Процес відновлення описується просто:

Складніше скласти схему окислення, оскільки окислюються відразу 2 елементи - Fe і S. Можна приписати залізу ступінь окислення сірці та врахувати, що на 1 атом Fe припадає два атоми S:

Проте можна обійтися без визначення ступенів окислення і записати схему, що нагадує схему (7.1):

Права частина має заряд +15, ліва – 0, тому має віддати 15 електронів. Записуємо загальний баланс:

5 молекул йдуть на окислення, і ще 3 молекули необхідні для утворення

Щоб зрівняти водень і кисень, додаємо в праву частину 2 молекули:

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється також гідроксид калію:

Після проведення необхідних скорочень подібних членів записуємо рівняння в остаточному молекулярному вигляді

Кількісна характеристика окиснювально-відновних реакцій. Ряд стандартних електродних потенціалів. Можливість протікання будь-якої окислювально-відновної реакції в реальних умовах обумовлена низкою причин: температурою, природою окислювача та відновника, кислотністю середовища, концентрацією речовин, що беруть участь у реакції, тощо.

Врахувати всі ці фактори буває важко, але, пам'ятаючи про те, що будь-яка окислювально-відновна реакція протікає з перенесенням електронів від відновника до окислювача, можна встановити критерій можливості протікання такої реакції.

Кількісною характеристикою окислювально-відновних процесів є нормальні окисно-відновлювальні потенціали окислювачів та відновників (або стандартні потенціали електродів).

Хімічні процеси, що супроводжуються виникненням електричного струму або викликані ним, називають електрохімічними.

Щоб зрозуміти природу електрохімічних процесів, звернімося до кількох досить простих ситуацій. Уявімо собі металеву пластинку, занурену у воду. Під дією полярних молекул води іони металу відриваються від поверхні пластинки та гідратованими переходять у рідку фазу. Остання у своїй заряджається позитивно, але в металевої пластинці утворюється надлишок електронів. Чим далі протікає процес, тим більше стає заряд пластинки, так і рідкої фази.

Завдяки електростатичному тяжінню катіонів розчину та надлишкових електронів металу на межі розділу фаз виникає так званий подвійний електричний шар, який гальмує подальший перехід іонів металу у рідку фазу. Нарешті настає момент, коли між розчином та металевою пластинкою встановлюється рівновага, яку можна виразити рівнянням:

або з урахуванням гідратації іонів у розчині:

Стан цієї рівноваги залежить від природи металу, концентрації його іонів у розчині, від температури та тиску.

При зануренні металу над воду, а розчин солі цього металу рівновагу відповідно до принципу Ле Шателье зміщується ліворуч і більше, ніж вище концентрація іонів металу у розчині. Активні метали, іони яких мають гарну здатність переходити в розчин, будуть у цьому випадку заряджатися негативно, хоча меншою мірою, ніж у чистій воді.

Рівнову (7.2) можна змістити вправо, якщо тим чи іншим способом видаляти електрони з металу. Це спричинить розчинення металевої пластинки. Навпаки, якщо до металевої пластинки підводити електрони ззовні, на ній відбуватиметься осадження іонів з розчину.

Як зазначалося, при зануренні металу в розчин межі розділу фаз утворюється подвійний електричний шар. Різницю потенціалів, що виникає між металом і його рідкою фазою, що оточує його, називають електродним потенціалом. Цей потенціал є характеристикою окислювально-відновної здатності металу у вигляді твердої фази.

Зауважимо, що у ізольованого металевого атома (стан одноатомної пари, що виникає при високих температурах і високих ступенях розрідження) окиснювально-відновлювальні властивості характеризуються іншою величиною, яка називається іонізаційним потенціалом. Іонізаційний потенціал - це енергія, необхідна відриву електрона від ізольованого атома.

Абсолютне значення електродного потенціалу не можна виміряти безпосередньо. Разом з тим, не важко виміряти різницю електродних потенціалів, що виникає в системі, що складається з двох пар метал-розчин. Такі пари називають підлозі елементами. Умовилися визначати електродні потенціали металів стосовно так званого стандартного водневого електрода, потенціал якого довільно прийнято за нуль. Стандартний водневий електрод складається зі спеціально приготовленої платинової пластинки, зануреної в розчин кислоти з концентрацією іонів водню і струменем газоподібного водою під тиском Па, що омивається, при температурі

Виникнення потенціалу на стандартному водневому електроді можна уявити наступним чином. Газоподібний водень, адсорбуючись платиною, перетворюється на атомарний стан:

Між атомарним воднем, що утворюється на поверхні пластини, іонами водню в розчині та платиною (електрони!) реалізується стан динамічної рівноваги:

Сумарний процес виражається рівнянням:

Платина не бере участі в окисно-відновному процесі, а є лише носієм атомарного водню.

Якщо пластинку металу, занурену в розчин його солі з концентрацією іонів металу, що дорівнює 1 моль/л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент. Електрорушійна сила цього елемента (ЕРС), виміряна при і характеризує стандартний електродний потенціал металу, що позначається як .

У таблиці 7.1 наведено значення стандартних електродних потенціалів деяких металів. Стандартні потенціали електродів, що виступають як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знаком "+" відзначені стандартні потенціали електродів, що є окислювачами.

Метали, розташовані у порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, утворюють так званий електрохімічний ряд напруг металів:

Ряд напруг характеризує хімічні властивості металів:

1. Чим більш негативний електродний потенціал металу, тим більша його відновна здатність.

2. Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з розчинів солей ті метали, які стоять в електрохімічному ряду напруг металів після нього.

3. Усі метали, мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто. що знаходяться в електрохімічному ряду напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів кислот.

Необхідно відзначити, що представлений ряд характеризує поведінку металів та їх солей лише у водних розчинах та при кімнатній температурі. Крім того, потрібно мати на увазі, що зазначені в таблиці стандартні електродні потенціали враховують особливості взаємодії того чи іншого іона з молекулами розчинника. Це може порушувати деякі очікувані закономірності розташування металів в електрохімічному ряду напруг металів. Наприклад, електрохімічний ряд напруг металів починається літієм, тоді як активніші в хімічному відношенні рубідій і калій знаходяться правіше літію. Це з винятково високої енергією процесу гідратації іонів літію проти іонами інших лужних металів.

Одночасно в таблиці 7.1 наведено стандартні окиснювально-відновні потенціали, які вимірювані для неметалічних систем типу (7.3), що знаходяться в рівноважному стані по відношенню до нормального водневого електрода.

У таблиці наведено напівреакцію відновлення наступного загального виду:

Як і у випадку визначення значення металів, значення неметалів вимірюються при температурі 25 °С та при концентрації всіх атомних та молекулярних частинок, що беруть участь у рівновазі, що дорівнює 1 моль/л.

Таблиця 7.1. Стандартні окиснювально-відновні потенціали при 25 °С (298 К)

(Див. скан)

Алгебраїчне значення стандартного окиснювально-відновного потенціалу характеризує окисну активність відповідної окисненої форми. Тому зіставлення значень стандартних окиснювально-відновлювальних потенціалів дозволяє відповісти на запитання: чи протікає та чи інша окиснювально-відновна реакція?

10. Окисно-відновні реакції

Окисно-відновні реакції у розчинах.

Окислення

- це процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Якщо атом віддає свої електрони, він набуває позитивний заряд: l - , віддає 1 електрон, він стає нейтральним атомом:

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом приєднує електрони, то він перетворюється на негативно заряджений іон:

Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то його заряду зменшується:

або він може перейти в нейтральний атом:

Окислювачем
приймає електрони. Відновником є атом, молекула або іон, віддає електрони.

Окислювач

у процесі реакції відновлюється, відновник – окислюється.

Визначення стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях окиснювально-відновних реакцій. При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються. Як правило, коефіцієнти підбирають, використовуючи або метод електронного балансу

, або метод електронно-іонного балансу (іноді останній називають методом напівреакцій ).

Насамперед визначимо продукти реакції.

HNO 3 є сильним окислювачем, тому сірка окислюватиметься до максимального ступеня окислення S 6+ , а залізо до Fe 3+ , при цьому HNO 3 може відновлюватися до N0або NO 2 . Ми виберемо N O:

Де буде перебувати

H 2 O (В лівій або правій частині), ми поки що не знаємо.

1. Застосуємо спочатку метод електронно-іонного балансу

(напівреакцій). У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне), в якому протікає реакція.

Розглянемо для нашого випадку напівреакцію окиснення. Молекула

FeS 2 перетворюється на іон Fe 3+ (F е(N Про 3) 3 повністю дисоціює на іони, гідролізом нехтуємо) і два іони SO 4 2 - (дисоціація H 2 SO 4):

Для того щоб зрівняти кисень, до лівої частини додамо 8 молекул Н

2 О, а в праву – 16 іонів Н+ (Середовище кисле):

Заряд лівої частини дорівнює 0, заряд правої +15 тому

FeS 2 повинен віддати 15 електронів:

Розглянемо тепер напівреакцію відновлення нітрат-іону:

Необхідно відібрати у

N Про 3 2 атоми О. Для цього до лівої частини додамо 4 іони Н 1+ (кисле середовище), а до правої - 2 молекули Н 2 Про:

Для вирівнювання заряду до лівої частини (заряд

+3) додамо 3 електрони:

Остаточно маємо:

Скоротивши обидві частини на 16Н

+ та 8Н 2 Отримаємо скорочене іонне рівняння окисно-відновної реакції:

Додавши в обидві частини рівняння відповідну кількість іонів

NO 3 - та Н+ знаходимо молекулярне рівняння реакції:

2 Про знаходиться у правій частині рівняння. Безсумнівно те, що цей метод набагато більше відповідає хімічному змісту, ніж стандартний метод електронного балансу,хоча останній трохи простіше розуміння.

2. Зрівняємо цю реакцію методом електронного балансу . Процес відновлення описується:

Складніше скласти схему окислення, оскільки окислюються відразу два елементи -

Fe та S. Можна приписати залозу ступінь окислення 2+, сірці 1- і врахувати, що на один атом Fe припадає два атоми S:

Проте можна обійтися без визначення ступенів окислення і записати схему, що нагадує схему

Права частина має заряд +15, ліва – 0, тому

FeS 2 має віддати 15 електронів. Записуємо загальний баланс:

п'ять молекул НNО

3 йдуть на окиснення FeS 2 , і ще три молекули HNO 3 необхідні для освіти Fe(N Про 3) 3:

Щоб зрівняти водень та кисень, додаємо у праву частину дві молекули Н

2 Про:

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів

ось багатьох окиснювально-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю АЛЕ-

CH 2 - СН 2 -ВІН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється також гідроксид калію:

Після проведення необхідних скорочень таких членів записуємо рівняння в остаточному молекулярному вигляді

Стандартні потенціали окиснювально-відновних реакцій.
Можливість протікання будь-якої окислювально-відновної реакції в реальних умовах обумовлена низкою причин: температурою, природою окислювача та відновника, кислотністю середовища, концентрацією речовин, що беруть участь у реакції, і т. д. Врахувати всі ці фактори буває важко, але пам'ятаючи про те, що Будь-яка окислювально-відновна реакція протікає з перенесенням електронів від відновника до окислювача, можна встановити критерій можливості протікання такої реакції.

Щоб зрозуміти природу електрохімічних процесів, звернімося до кількох досить простих ситуацій. Уявімо собі металеву пластинку, занурену у воду. Під дією полярних молекул води іони металу відриваються від поверхні пластинки та гідратованими переходять у рідку фазу. Остання у своїй заряджається позитивно, але в металевої пластинці утворюється надлишок електронів. Чим далі відбувається процес, тим більше стає заряд

, як платівки, так і рідкої фази.

Завдяки електростатичному тяжінню катіонів розчину та надлишкових електронів металу на межі розділу фаз виникає так званий подвійний електричний шар, який гальмує подальший перехід іонів металу у рідку фазу. Нарешті, настає момент, коли між розчином та металевою пластинкою встановлюється рівновага, яку можна виразити рівнянням:

або з урахуванням гідратації іонів у розчині:

Стан цієї рівноваги залежить від природи металу, концентрації його іонів у розчині, від температури та

тиску.

Рівнову можна змістити вправо, якщо тим чи іншим способом видаляти електрони з металу. Це спричинить розчинення металевої пластинки. Навпаки, якщо до металевої пластинки підводити електрони ззовні, то на ній відбуватиметься осадження іонів.

з розчину.

При зануренні металу розчин на межі розділу фаз утворюється подвійний електричний шар. Різницю потенціалів, що виникає між металом і його рідкою фазою, що оточує його, називають електродним потенціалом. Цей потенціал є характеристикою окиснювально-відновної здатності металу у вигляді твердої фази.

У ізольованого металевого атома (стан одноатомної пари, що виникає при високих температурах і високих ступенях розрідження) окиснювально-відновлювальні властивості характеризуються іншою величиною, яка називається іонізаційним потенціалом. Іонізаційний потенціал - це енергія, необхідна відриву електрона від ізольованого атома.

Абсолютне значення електродного потенціалу не можна виміряти безпосередньо. Разом з тим не ускладнює вимірювання різниці електродних потенціалів, що виникає в системі, що складається з двох пар метал - розчин. Такі пари називають напівелементами . Умовилися визначати електродні потенціали металів стосовно так званого стандартного водневого електрода, потенціал якого довільно прийнято за нуль. Стандартний водневий електрод складається зі спеціально приготовленої платинової пластинки, зануреної в розчин кислоти з концентрацією іонів водню 1 моль/л і струменем газоподібного водню, що омивається, під тиском 10

5 Па при температурі 25 °С. Ряд стандартних електродних потенціалів.
Якщо пластинку металу, занурену в розчин його солі з концентрацією іонів металу, що дорівнює 1 моль/л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент. Електрорушійна сила цього елемента (ЕРС), виміряна при 25 °С, і характеризує стандартний електродний потенціал металу,що позначається зазвичай як Е°.

Стандартні потенціали електродів, що виступають як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знак "+" мають стандартні потенціали електродів, що є окислювачами.

Метали, розташовані у порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, утворюють так званий електрохімічний ряд напруг металів :Li, Rb,До, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напруг характеризує хімічні властивості металів:

1. Чим більш негативний електродний потенціал металу, тим більша його відновна здатність.

3. Усі метали, що мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто перебувають у електрохімічному ряді напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів кислот.

Як і у випадку визначення значення Е° металів, значення Е° неметалів вимірюються при температурі 25 °С та при концентрації всіх атомних та молекулярних частинок, що беруть участь у рівновазі, що дорівнює 1 моль/л.

Алгебраїчне значення стандартного окиснювально-відновного потенціалу характеризує окисну активність відповідної окисненої форми. Тому зіставлення значень стандартних окиснювально-відновних потенціалів дозволяє відповісти на запитання: чи протікає та чи інша окиснювально-відновна реакція?

Кількісним критерієм оцінки можливості протікання тієї чи іншої окисно-відновної реакції є позитивне значення різниці стандартних окиснювально-відновних потенціалів напівреакцій окиснення та відновлення.

Електроліз розчинів.

Сукупність окислювально-відновних реакцій, які протікають на електродах у розчинах або розплавах електролітів при пропущенні через них електричного струму, називають електролізом.

На катоді джерела струму відбувається процес передачі електронів катіона з розчину або розплаву, тому катод є "відновником".На аноді відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є "окислювачем".

При електролізі як у аноді, і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.

При проведенні електролізу з використанням інертного (невитратного) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окисних і два відновлювальні процеси:

на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів,

на катоді - відновлення катіонів та іонів водню.

При проведенні електролізу з використанням активного (витратного) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:

на аноді – окислення аніонів та гідроксид-іонів, анодне розчинення металу – матеріалу анода;

на катоді – відновлення катіону солі та іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода.

При виборі найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді слід виходити з положення, що протікатиме та реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді при електролізі розчинів солей з інертним електродом використовують наступні правила:

На аноді можуть утворюватися такі продукти: а) при електролізі розчинів, що містять у своєму складі аніони F - , SO 4 2- , NПро 3 - , РВ 4 3 - , а також розчинів лугів виділяється кисень; б) при окисненні аніонів С l - , В r - , I-виділяються відповідно хлор, бром, йод;в) при окисленні аніонів органічних кислот відбувається процес:

2. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг лівіше Аl

3+ , На катоді виділяється водень; якщо іон розташований у ряді напруг правіше водню, то на катоді виділяється метал.

3. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг між

Al+ та Н+ , На катоді можуть протікати конкуруючі процеси як відновлення катіонів, так і виділення водню.

Розглянемо як приклад електроліз водного розчину хлориду міді на інертних електродах. У розчині знаходяться іони Сі

2+ та 2Сl - , які під дією електричного струму спрямовуються до відповідних електродів:

На катоді виділяється металева мідь, аноді - газоподібний хлор.

Якщо у розглянутому прикладі електролізу розчину

CuCl 2 як анод взяти мідну пластинку, то на катоді виділяється мідь, а на аноді, де відбуваються процеси окислення, замість розрядки іонів С l - та виділення хлору протікає окиснення аноду (міді). У цьому випадку відбувається розчинення самого анода, і у вигляді іонів Сі вінперетворюється на розчин. Електроліз CuCl 2 з розчинним анодом можна записати так:

Електроліз розчинів солей з розчинним анодом зводиться до окислення матеріалу анода (його розчинення) та супроводжується перенесенням металу з анода на катод. Ця властивість широко використовується під час рафінування (очищення) металів від забруднень.

Електроліз розплавів. Для отримання високоактивних металів (натрію, алюмінію, магнію, кальцію та ін.), що легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей або оксидів:

Якщо пропускати електричний струм через водний розчин солі активного металу і кислоти, що містить кисень, то ні катіони металу, ні іони кислотного залишку не розряджаються. На катоді виділяється водень,

а на аноді - кисень, і електроліз зводиться до електролітичного розкладання води.

Електроліз розчинів електролітів проводити енергетично вигідніше, ніж розплавів, оскільки електроліти – солі та луги – плавляться за дуже високих температур.

Закон електролізу Фарадея.

Залежність кількості речовини, що утворився під дією електричного струму, від часу, сили струму та природи електроліту може бути встановлена на підставі узагальненого закону Фарадея :

де т -маса речовини, що утворилася при електролізі (г); Е - еквівалентна маса речовини (г/моль); М – молярна маса речовини (г/моль); п- кількість електронів, що віддаються або приймаються;

I – сила струму (А); t - тривалість процесу(с); F - константа Фарадея,характеризує кількість електрики, необхідне виділення 1 еквівалентної маси речовини(F = 96500 Кл/моль = 26,8 А×ч/моль).

Використання матеріалів сайту можливе за умови вказівки активного посилання

На двох пробах багатого гравітаційного золотовмісного концентрату («золотої голівки») Холбінського рудника ВАТ «Бурятзолото» проведено дослідження з розробки нової гідрометалургійної технології із застосуванням азотнокислого вилуговування вихідної «золотої головки» та подальшим плавленням отриманого кеку.

В результаті проведених досліджень для ВАТ «Бурятзолото» запропоновано провести роботу з випробування та впровадження технології переробки «золотої голівки» з азотнокислим вилуговуванням. Впровадження даної технології дозволить усунути трудомісткі операції випалення та плавки зі свин, виключити виділення токсичних газів, скоротити втрати благородних металів (на 2-3%) та знизити витрати на переробку «золотої голівки» вдвічі.

У процесі переробки золотовмісних руд на золотовидобних фабриках (ЗІФ) в циклі гравітаційного збагачення отримують багатий золотовмісний концентрат, так звану «золоту голівку» (далі ЗГ), в який можуть витягуватися до 50% золота та срібла. Залежно від складу вихідної руди, що переробляється, даний гравітаційний концентрат містить наступні мінерали: сульфіди (пірит, арсенопірит, галеніт, сфалерит та ін), техногенний скрап (металеве залізо, свинець, мідь) і оксиди заліза, кремнію, алюмінію - до 5 . Масова частка золота в ЗГ, зазвичай, становить 1-10 %. Цей концентрат є дуже завзятим для ціанування, оскільки золото порівняно велике і знаходиться в тісній асоціації з сульфідами та кварцем. З метою зниження втрат у процесі вилучення благородних металів продукти з великим і наполегливим золотом починають виділяти ще на стадії подрібнення і на першій стадії гравітаційного збагачення золотовмісних руд, потім після гравітаційної доведення переробляють в окремому технологічному циклі.

В даний час для переробки ЗГ використовують технологію, основною операцією якої є окислювальний випал концентрату при температурі 500-700 ° С. Далі отриманий огарок плавлять на свинцевий сплав (веркблей) і купелюють також при високій температурі (850-900 ° С). Іноді недогар (з невеликою кількістю кольорових металів) безпосередньо плавлять на золотосрібний сплав. В цілому, технологія із застосуванням операції випалу характеризується великою трудомісткістю, виділенням токсичних газів сірки, миш'яку і свинцю, отриманням значної кількості золотовмісних промпродуктів (пилу, шлаків, відпрацьованих крапель), з яких необхідно добути золото. Все це призводить до помітних технологічних та механічних втрат благородних металів.

Для переробки багатих гравітаційних упорних золотовмісних концентратів перспективною є кислотна технологія, згідно з якою вихідний концентрат (ЗГ) обробляють розчином азотної кислоти, а твердий осад (кек) плавлять. Дана технологія дає можливість виключити трудомістку операцію випалу, запобігти виділенню токсичних газів та скоротити втрати благородних металів.

За кислотною технологією проведено дослідження на двох пробах «золотої голівки» копальні «Холбінський» ВАТ «Бурятзолото».

Характерною особливістю проб ЗГ є переважання в них сульфідів та наявність техногенного скрапу, який є залізомідним – з переважною кількістю міді. У пробі № 1 масова частка сульфідів склала більше 60%, причому включаючи 35% галеніту. У пробі № 2 переважає пірит - понад 80%, галені - 6,0%. Масові частки золота та срібла у пробі № 1 — 14,52 % та 3,76 % відповідно; у пробі № 2 - 4,34% та 1,36%.

Такий гравітаційний концентрат з досить складним мінеральним складом і наявністю техногенного скрапу відрізняється підвищеною завзятістю, тому технологія переробки ЗГ, що існує на підприємстві, включає три трудомісткі операції: випал при 700-900° С (протягом 6 годин), плавка в рудотермічній печі на верк. . Пряме вилучення благородних металів у металі не перевищує 96 %. Одержувані промпродукти (твердий продукт газоочищення, шлак, бій цегли від печі та бій від крапель) повертають у технологію переробки вихідної сировини (як правило, на подрібнення перед ціануванням). Ступінь вилучення благородних металів із цих промпродуктів не визначено.

Технологічна схема переробки ЗГ із застосуванням азотнокислого вилуговування представлена на рис.

Азотна кислота є сильним окислювачем і при взаємодії із сульфідами утворює водорозчинні сполуки. Винятком є галеніт, який розкладається із заснуванням нерозчинного сульфату свинцю. Техногенний скрап, представлений переважно залізом і міддю, повністю перетворюється на розчин. Після азотнокислого вилуговування (АКВ) ЗГ отримують розчин, що містить більшість домішок, і твердий продукт, в якому концентруються благородні метали, нерозчинні оксиди (в основному оксиди кремнію та заліза) та сульфат свинцю (свинець в окисленій формі). Отриманий твердий продукт (кек) відокремлюють від розчину, сушать і плавлять з отриманням золотосрібного сплаву.

В результаті вилуговування розчин може перейти деяку кількість срібла (10%). Для його вилучення після відділення кеку в розчин вводять кухонну сіль, і срібло виділяється з розчину у вигляді нерозчинного хлориду, який можна плавити як спільно з кеком, що містить золото, так і окремо, з отриманням технічного срібла з масовою часткою металу 98-99 %.

Результати дослідів азотнокислого вилуговування проб «золотої головки» та плавки отриманих кеків показали таке.

1. Можливість для Холбінського рудника виключити трудомісткі та високотемпературні операції випалу, плавки на веркблі та купелювання, тим самим запобігти виділенню токсичних газів випалу та плавки зі свин.

2. Підвищити вилучення благородних металів у зливок за рахунок суттєвого зниження (вдвічі для проби № 1 і в п'ять разів для проби № 2) маси проплавлюваного продукту (кеку), зменшення, відповідно, кількості шлаків та виключення промпродуктів: «бою» крапель та цегли. Очікуване підвищення вилучення благородних металів - 2-3%.

3. У процесі АКВ «золотої головки» відбувається вилуговування срібла до 8%. Щоб знизити вилучення срібла в розчин, розроблені та запропоновані умови АКВ. При цьому вилучення срібла в розчин знизилося майже 30 разів.

4. Після плавки висушених кеків від АКВ «золотої головки» проби № 1 із застосуванням відомої шихти (сода, бура, кварц) отримано сплав із сумарною масовою часткою золота та срібла 90 %. А після плавки кеків від АКВ «золотої головки» проби № 2 із застосуванням експериментальної шихти отримані сплави із сумарною масовою часткою золота та срібла 95-99 %.

5. Значна кількість галеніту в ЗГ призводить після АКВ до помітного переходу свинцю в товарний золотосрібний сплав, що знижує якість готового продукту. У процесі дослідження визначено умови та підібрано шихту для плавки кеку, що містить до 25 % свинцю, з отриманням золотосрібного сплаву із сумарною масовою часткою золота та срібла 95-99 %.

6. Дослідження з азотнокислого вилуговування ЗГ (проба № 2) показали, що досить повне розкладання піриту (більше 97%) досягається при вилуговуванні розчином азотної кислоти з концентрацією 500-550 г/л (див. табл.). Це з тим, що пірит (більше 90 %) перебуває у порівняно великому класі (мінус 0,5 + 0,25 мм) і його розкладання потрібні жорсткіші умови.

За даними Холбінського копальні, питомі витрати на переробку 1 кг ЗГ (проби № 1) для технології з випалом становлять 93,6 руб. Питомі витрати технології з азотнокислим вилуговуванням тієї самої проби становлять 44,9 крб., тобто. витрати на переробку ЗГ за розробленою гідрометалургійною технологією знижуються вдвічі.

На двох пробах багатого гравітаційного сульфідного золотовмісного концентрату («золотої головки») Холбінського рудника ВАТ «Бурятзолото» проведено дослідження з розробки нової гідрометалургійної технології із застосуванням азотнокислого вилуговування вихідної ЗГ та подальшим плавленням отриманого кеку.

Визначено умови вилуговування завзятого гравітаційного концентрату (ЗГ), що містить сульфіди (до 80%) та техногенний скрап (до 16%). Визначено умови АКВ із мінімальним розчиненням срібла. Після АКВ отримані кеки (тверді продукти) з підвищеним (в 2-5 разів) вмістом благородних металів, ніж у вихідних ЗГ. Розроблено умови плавки з отриманням сплавів із сумарною масовою часткою золота та срібла 96-99 %.

Проведено техніко-економічну оцінку запропонованої гідрометалургійної технології переробки ЗГ. Порівняно з існуючою на підприємстві технологією переробки ЗГ із застосуванням випалу витрати на переробку ЗГ за розробленою гідрометалургійною технологією знижуються вдвічі.

Ступінь розкладання піриту при АКВ ЗГ проби №2

Масова концентрація HNO 3 , г/л	Умови проведення АКВ*			Ступінь розкладання сульфіду, %
	тривалість, година		температура, °С

Головна > Інтернет маркетинг

Розчинення піриту у азотній кислоті. Підбір стехіометричних коефіцієнтів ОВР

10. Окисно-відновні реакції

Рекомендуємо також