Estrazione dei metalli
L’ estrazione dei metalli si ottiene attraverso una serie di reazioni chimiche che portano l’elemento dal numero di ossidazione in cui si trova nel minerale al grado di ossidazione zero.
Metodi
L’estrazione dei metalli si basa principalmente su tre metodi:
1) Pirometallurgia: comporta processi ad alta temperatura
2) Idrometallurgia: il metallo è ottenuto tramite reazioni che avvengono in soluzione
3) Elettrometallurgia: si basa sull’uso della corrente elettrica per ridurre l’elemento
La scelta del processo estrattivo dipende da vari fattori: la natura chimica del metallo, la natura e la composizione del minerale, la disponibilità di fonti energetiche o di reattivi. Il processo più diffuso è quello della pirometallurgia.
Pirometallurgia
Consiste in un processo ad alta temperatura dell’ossido dell’elemento a metallo. In genere ad alta temperatura gli ossidi metallici sono meno stabili che a temperatura ordinaria. Se si considera, infatti, l’energia libera della reazione di sintesi dell’ossido dagli elementi:
M + ½ O2 →MO
a varie temperature, si può vedere che la variazione di energia libera diminuisce all’aumentare della temperatura. La maggior parte degli ossidi, però, sono sufficientemente stabili anche ad alte temperature. Le uniche eccezioni sono rappresentate dagli ossidi di argento e di mercurio. Il mercurio metallico, si ottiene infatti, facendo decomporre l’ossido per semplice riscaldamento e successiva distillazione. Generalmente, tuttavia, la riduzione a metallo si effettua sfruttando opportuni riducenti, il più comune è il carbonio sotto forma di carbon-coke. La reazione di riduzione può essere così schematizzata:
MO + C → M + CO
In realtà il carbonio si può ossidare secondo tre reazioni diverse:
- 2 C + O2 → 2 CO
- C + O2 → CO2
- 2 CO + O2 → 2 CO2
Dall’analisi della variazione di energia libera correlata a ciascuna reazione si evince che la reazione di riduzione del carbonio sull’ossido metallico, avviene, fino a 983 K, con formazione di CO2 e, al di sopra, con formazione di CO. Tali reazioni sono di particolare importanza nell’industria siderurgica, in quanto avvengono contemporaneamente alla riduzione degli ossidi di ferro nell’altoforno. Oltre al carbone si può utilizzare, come riducente un metallo, come, ad esempio, l’alluminio che è impiegato nel processo Goldschmidt per ridurre la cromite a cromo:
Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr
L’impiego di altri tipi di riducenti al posto del carbone che è di gran lunga il più economico, dipende dal fatto che taluni metalli allo stato elementare si combinano con il carbonio per formare composti chiamati carburi (ovvero composti in cui il carbonio è combinato con elementi meno elettronegativi). Molibdeno e tungsteno danno luogo a composti interstiziali del tipo M2C o MC particolarmente duri e chimicamente inerti. Per gli ossidi di molibdeno e tungsteno la riduzione a metallo viene effettuata con idrogeno.
Idrometallurgia
Alcuni sistemi di estrazione idrometallurgia si impiegano in alternativa al processo pirometallurgico in quanto meno inquinanti di quest’ultimo. In conclusione non esiste uno schema generale del processo, dovendosi adattare alle proprietà chimiche dell’elemento. Gli esempi di idrometallurgia più significativi riguardano rame, argento e oro.
I minerali auriferi e i fanghi anodici argentiferi vengono, per esempio, fatti passare in correnti d’acqua su lastre di rame amalgamate con mercurio. Il metallo greggio si ottiene alla fine allontanando il mercurio per distillazione. Le code del processo di amalgamazione contengono ancora notevoli quantità del metallo nobile, perciò vengono trattate con ione cianuro CN– e ossigeno per portare in soluzione l’oro o l’argento, secondo la reazione:
4 Ag + 8 CN– + O2 + 2 H2O → 4 Ag(CN)2– + 4 OH–
Dalla soluzione così ottenuta si ricava il metallo per riduzione con zinco
Elettrometallurgia
Nel caso di reazioni di riduzione non spontanee e per le quali non è economicamente conveniente rendere ΔG°<0 variando la temperatura, si può utilizzare un processo di estrazione elettrochimico. In questo caso il valore positivo di ΔG° è più che compensato dal lavoro elettrico. E’ soddisfatta così la disuguaglianza – ΔG° + nFE > 0 dove F è il Faraday, E è la differenza di potenziale che si deve applicare agli elettrodi della cella elettrochimica, n rappresenta il numero degli elettroni messi in gioco.
Il prodotto nFE quindi rappresenta il lavoro fornito al sistema affinché il processo possa avvenire. Vari fenomeni, come sovratensione, polarizzazione, cadute ohmiche dovute all’elettrolita determinano un più alto valore della tensione di esercizio. Per esempio il sodio può essere ottenuto tramite elettrolisi sia di NaOH fuso (p.f. 318 °C) , sia di NaCl fuso (p.f. 800 °C). la reazione catodica, in entrambi i casi è:
Na+ + 1 e– → Na
Nel caso, però dell’elettrolisi di NaOH, metà del sodio si decompone sia per parziale reazione con acqua che si forma all’anodo:
4 OH – → 2 H2O + O2 + 4 e–
2 Na + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH– + H2
sia per parziale formazione di ossido:
2 NaOH + 2 Na →2 Na2O + H2
Il processo richiede una tensione di 4-5 V. Il rendimento è del 40-45%. Nel caso dell’ elettrolisi di NaCl si ha all’anodo la formazione di cloro:
2 Cl– → Cl2 + 2 e–
In questo caso la tensione da applicare è 9-10 V ed è molto maggiore della tensione teorica ( 3.24 V) sia perché si deve vincere la resistenza interna del bagno sia per mantenere il cloruro di sodio allo stato fuso.