Разделит. система:

(В1+В2) --->(P)---> (B1) + (B2)

P – t,p,реагенты.

Главной особенностью подавл. большинства хим. разделительных систем является их гетерогенность (т.е. наличие различных фаз.): Целевое в-во ионизируется в одной, а примесь в другой фазе.

По природе разд поцессы делятся на химические, физические (фильтрация...) и физико-химические.

Методы разделения элементов:

Экстракция – это процесс извлечения в-ва из одной жидкой фазы в др. жидкую фазу.

В основе этого метода лежит закон Бертло – Нернста : Растворенное в-во распределяется между двумя несмеш. фазами, таким образом, что относ. равновесн. концентрации в-ва в обеих фазах не зависят от общей концентрации и явл. пост. величиной при условии, когда в каждой из фаз в-ва имеют одну и туже молярную массу (не электролит). В случае ассоциации или диссоциации в-ва в фазе выражение закона осложняется. Краспр. = Са/Cb = D(y-/y)/

Осаждение – метод основан на образовании в тех или иных условиях осадка, далее раствор отделяют от осадка фильтрацией через пористый материал, отделяемый компонент концентрируется либо в осадке либо в растворе.

Ионный обмен – в раствор содержащий разделяемые в-ва вводят ионно-обменные смолы (иониты, катиониты, аниониты), эти смолы представляют собой твердые в-ва, практически не растворимые в воде, растворах кислот, щелочей металлов. Эти смолы содерж функциональные группы, способные к ионному обмену. RSO3H(катионит) + NaCl(p-p) = RSO3Na(осадок) + HCl.

Газотранспортные реакции:

Газотранспортными реакциями наз. гетерогенные обратимые реакции при помощи которых можно осуществить перенос в-ва из одтой зоны в другую (Т1<Т2).

Процесс состоит из трех стадий:

1. В первой Т зоне происходит образование из тв. Ме и газ. реагента летучего продукта.
2. Перенос летучего продукта и зоны Т1 в Т2
3. Во второй зоне происходит разложение летучего продукта на чистый Ме (без примесей) и газообразного реагента, который возвращается в зону Т1.

Газотранспортные реакции осущ. обычно в запаянных ампулах, закрытых реакторах или в трубках, помещенных в печь с градиентом температур, в потоке транспортирующего газа (галогены, водород и др.). Этот метод пригоден только для очистки от элементов заметно отличающимся по своим хим. св-вам от основного.

ЦЕРИЙ.

1. Се – церий.

Серебристо-белый (в виде порошка — серый), тяжелый пластичный парамагнитный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, водородом, кислородом, галогенами.

2Се + 6Н₂О (гор.) = 2Се(ОН)₃ + ЗН₂

2Се + 6НСl (разб.) = 2СеС1₃ + ЗН₂

Се + 4НМО₃ (разб.) = Се(NО₃)₃ + NO + 2Н₂О

2Се + nН₂ = 2СеН_n

Се + О₂ = СеО₂

2Се + ЗС1₂ = 2СеС1₃

2Се + 3S = Се₂Sз

2Се + N₂ = 2СеN

Се + 2С(графит) = СеС₂

2. Ce₂O₃ – оксид церия (III).

Желтый, тяжелый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, поглощает влагу и СО₂ из воздуха. Реагирует с кипящей водой. Проявляет основные свойства: переводится в раствор кислотами. Окисляется кислородом.

Се₂О₃ + ЗН₂О = 2Се(ОН)₃

Се₂О₃ + 6НС1 (разб.) = 2СеС1₃ + ЗН₂О

Се₂О₃ + 2СО₂ + Н₂О = 2СеСО₃(ОН)

2Се₂О₃ + О₂ = 4СеО₂

3. CeO₂ – оксид церия (IV).

Церианит. Светло-желтый, тугоплавкий, нелетучий, термически устойчивый. Не реагирует с водой; осаждается в виде кристаллогидрата СеО₂ * nН₂О из щелочного раствора. В прокаленном виде химически пассивный. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с серной и азотной кислотами, щелочами при спекании. Окислитель; восстанавливается водородом, углеродом, металлами.

2СеО₂ + 8НС1 (конц.) = 2СеС1₃ + С1₂ + 4Н₂О ,

2СеО₂ + 6НС1 (разб.) + Н₂О₂ = 2СеС1₃ + О₂Т + 4H₂O

СеО₂ + 2Н₂SО₄ (конц.) = Се(SО₄)₂ + 2Н₂О

4СеО₂ + 6Н₂SО₄ (разб.) = 2Се₂(SО₄)₃1 + О₂ + 6Н₂О

СеО₂ + ЗНNОз (конц.) = Се(NО₃)₃ОН + Н₂О

СеО₂ + 2NaОН = Na₂СеО₃ + Н₂О

2СеО₂ + Н₂ = Се₂О₃ + Н₂О

СеО₂ + 2Н₂ = Се + 2Н₂О

2СеО₂ + С (графит) = Се₂Оз + СО

2СеО₂ + Са = Се₂О₃ + СаО

4. Ce(OH)₃ – гидроксид церия.

Белый, аморфный (обладает адсорбционной способностью) или кристаллический. При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства: реагирует с кислотами. Восстановитель; окисляется кислородом. Поглощает СО₂ из воздуха.

2Се(ОН)з = Се₂О₃ + ЗН₂О

Се(ОН)₃ = СеО(ОН) + Н₂0
Се(ОН)₃ + ЗНС1 (разб.) = СеСl₃ + ЗН₂О.

Се(ОН)₃ + СО₂ = СеСО₃(ОН) + Н₂О
4Се(ОН)₃ (суспензия) + О₂ = 4СеО₂ + 6Н₂О
4Се(ОН)₃ + Са(С1О)₂ = 4СеО₂ + СаС1₂ + 6Н₂О.

5. Се(NО₃)₃ – нитрат церия (Ш).

Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Разлагается щелочами. Слабый восстановитель.

2Сe(NO₃)₃=2CeO₂ + 6NO₂ + O₂

Сe(NO₃)₃*6H₂O= Сe(NO₃)₃ + 6H₂O

2{Сe(NO₃)₃*6H₂O}=2Ce(NO₃)O + 4NO₂ + O₂ + 12H₂O

Сe(NO₃)₃ +8H₂O=[Ce(H₂O)₈]³⁺ + 3NO₃^-

2Сe(NO₃)₃ + 3H₂SO₄=Ce₂(SO₄)₃ + 6HNO₃

Сe(NO₃)₃ + 3NaOH (разб.)=Ce(OH)₃ + 3NaNO₃

2Сe(NO₃)₃ + 3H₂=Ce₂O₃ + 6NO₂ + 3H₂O

2Сe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ (разб.)=Ce₂(CO₃)₃ + 6NaNO₃

2Сe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ (разб.)=Ce₂(CO₃)₃ + 6KNO₃

2Сe(NO₃)₃ + 3(NH₄)₂CO₃ (разб.)=Ce₂(CO₃)₃ + 6NH₄NO₃

2Сe(NO₃)₃ + K₂S₂O₆(O₂)+ 2H₂O=2Ce(NO₃)₃OH + K₂SO₄ + H₂SO₄

6. Се(NО₃)₃OH – гидроксид-тринитрат церия.

Красный (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной холодной воде, полностью гидролизуется по катиону (без образования осадка). Разлагается кипящей водой, щелочами, концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный окислитель в водном растворе.

{4Ce(NO₃)₃ОН*ЗН₂О} = 4СеО₂ + 12NО₂ + ЗО₂ + 14Н₂О

6Ce(NO₃)₃ОН (разб.) + 12Н₂О (хол.) = [Се₆(ОН)₁₂]¹²⁺ (желт.) + 6Н₃О⁺ + 18NO₃^-

Ce(NO₃)₃ОН (разб.) + Н₂О = СеО₂ + ЗНNОз
2Ce(NO₃)₃ОН + 8НС1 (конц.) = 2СеС1з + С1₂ + 6НNО₃ + 2Н₂О.
Ce(NO₃)₃ОН + 3NaОН (разб.) = СеО₂ + ЗNaНОз + 2Н₂О.
Ce(NO₃)₃ОН + ЗНNОз + FeSО₄ = Се(NО₃)з + Fe(NО₃)з + Н₂SО₄ + Н₂О,
2Ce(NO₃)₃ОН + Н₂О₂ = 2Се(NО₃)₃ + О₂ + 2Н₂О

7. СеCl₃ – хлорид церия (III).

Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой щелочами.

СеCl₃*7H₂O=Сe(Cl)O + 2HCl + 6H₂O

СеCl₃*7H₂O=CeCl₃ + 7H₂O

СеCl₃ (разб.) + 8Н₂O (хол.) = [Се(Н₂O)₈]³⁺ + ЗСl^-

СеCl₃ + H₂О = СеС1(ОН)₂ + 2НС1

СеCl₃ + 3NаОН (разб.) = Се(ОН)₃ + ЗNaС1.

СеCl₃ + ЗНF (разб.) = СеF₃ + ЗНС1.

2СеCl₃ + ЗН₂S = Се₂S₃ + 6НС1

СеCl₃ + 4F₂ = 2СеF₄ + ЗС1₂

СеCl₃ + ЗСа = ЗсаСl₂ + 2Се

2СеCl₃ -электролиз-> 2Се (катод) + ЗС1₂ (анод).

1. Eu – европий.

Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксиой пленкой. Пассивируется в холодной воде, реагирует с ней в щелочной среде. Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Еu²⁺ имеет светло-желтую окраску (почти бесцветен), ион Еu³⁺ — светло-розовую (почти бесцветен).

Еu + 2Н₂О = Еu(ОН)₂ + Н₂.

2Eu + 6Н₂О (гор.) = 2Eu(OH)₃ + 3H₂

2Eu + 6НС1 (разб.) = 2EuCl₃ + 3H₂

Eu + 6HNO₃ (конц.) = Eu(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

4Eu + 3O₂ = 2Eu₂O₃

4Eu + 6H₂O + 3O₂ = 4Eu(OH)₃.

2Eu + 3C1₂ = 2EuCl₃

2Eu + 3S = Eu₂S₃ (бел.)
Eu + Eu₂S₃ = 3EuS (кор.-фиол.)

2. EuO – оксид европия (II).

Темно-красный (в виде порошка — коричневый), тугоплавкий, летучий (в вакууме). Проявляет основные свойства: реагирует с холодной водой, кислотами-неокислителями. Окисляется горячей водой, азотной кислотой.

EuO + Н₂О (ход.) = Eu(OH)₂

2EuO + 6Н₂О (гор.) = 2Eu(OH)₃4- + ЗН₂

EuO + ЗНС1 (разб., хол.) = ЕuС1₂ + Н₂О.

EuO + 4HNO₃ (конц., гор.) = Eu(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

3. Eu₂O₃ – оксид европия (III).

Светло-розовый (почти белый), тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства: реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается углеродом, европием, лантаном, атомным водородом.

Eu₂O₃ + ЗН₂О (гор.) = 2Eu(OH)₃

Eu₂O₃ + 6НС1 (разб.) = 2EuCl₃ + ЗН₂О.

Eu₂O₃ + 3H₂SO₄ (конц.) - Eu₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Eu₂O₃ + 3H₂S = Eu₂S₃ + 3H₂O

Eu₂O₃ + С (графит) = 2EuO + CO

Eu₂O₃ + Eu = ЗеuО

Eu₂O₃ (суспензия) + Н₂О + 2Н° (А1, конц. NaOH) = 2Eu(OH)₂

Eu₂O₃ + 2La = La₂O₃ + 2Eu

4. Eu₂(SO₄)₃ – сульфат европия (III).

Белый (кристаллогидрат — светло-розовый), при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом.

2Eu₂(SO₄)₃ = 2Eu₂O₃ +6SO₂ + ЗО₂

Eu₂(SO₄)₃ * 8Н₂О = Eu₂(SO₄)₃ +8H₂O

Eu₂(SO₄)₃ (разб.) + 16H₂O = 2[Eu(H₂O)₈]³⁺ + 3SO₄^2-

[Eu(H₂0)₈]³⁺ + H₂0 <-> [Eu(H₂0)₇(OH)]²⁺ + H₃O⁺

Eu₂(SO₄)₃ + 6NaOH (разб.) = 2Eu(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Eu₂(SO₄)₃ + 6(NH₃ * H₂O) [конц.] = 2Eu(OH)₃ + 3(NH₄)₂SO₄.

Eu₂(SO₄)₃ + 2H° (Zn, разб. НС1) = 2EuSO₄ + H₂SO₄

5. EuCl₂ – хлорид европия (II).

Белый, плавится без разложения, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет) и концентрированной хлороводородной кислоте (в отсутствие кислорода). Мягкий восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Медленно окисляется растворенным в воде О₂.

ЗЕuС1₂ = 2ЕuС1₃ + Eu

EuCl₂*2H₂O = EuCl₂ + 2H₂O

6EuCl₂ + 6H₂O (гор.) = 2Eu(OH)₃ + 4EuCl₃ + 3H₂

EuCl₂ (разб.) + nН₂О (хол.) = [Еu(Н₂О)_n]²⁺ + 2Сl^-

4[Eu(H₂O)_n)²⁺ + O₂ = 3[Eu(H₂O)₈]³⁺ + OH^- + Eu(OH)₃ + (4n-26)H₂O

2EuCl₂ + 2HC1 (разб., гор.) = 2EuCl₃ + H₂

EuCl₂ + 2NaF (конц., гор.) = EuF₂ + 2NaCl,

EuCl₂ + Na₂S (насыщ., хол.) = EuS + 2NaCl.

EuCI₂ + Na₂CO₃ (конц.) = EuCO₃ + 2NaCl.

6. EuCl₃ – хлорид европия (III).

Светло-желтый (кристаллогидрат — белый), при плавлении разлагается. Хоpoшо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом и электролитически.

2ЕuС1₃ = 2ЕuС1₂ + С1₂

ЕuС1₃*6Н₂О = ЕuСl₃ + 6Н₂О

ЕuС1₃ (разб.) + 8Н₂О = [Еи(Н₂О)₈]³⁺ + ЗСl^-
ЕuС1₃ + 3NaOH (разб.) = Еu(ОН)₃ + 3NaCl,
ЕuС1₃ + 3(NH₃*Н₂О) (конц.) = Еu(ОН)₃ + 3NH₄C1.
ЕuС1₃ + 3NaF = EuF₃ + 3NaCl.

2ЕuС1₃ + H₂ = 2ЕuС1₂ + 2HC1

1. Тh – торий.

Белый, пластичный пирофорный металл. Радиоактивен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивирует в воде, серной, азотной и фтороводородных кислотах; не реагирует с щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с водяным паром, горячей концентрированной хлороводородной кислотой, “царской водкой”, неметаллами.

Th + 4H₂O (пар) = Th(OH)₄ + 2Н₂

Th + 4НС1 (конц., гор.) = ThCl₄ + 2H₂

3Th + 4HNO₃ (конц.) + 12HCI (конц.) = ЗТhСl₄ + 4NO + 8Н₂О.

2Th + nН₂ = 2ТhH_n (2 <, п < 3,75).

Th + O₂ = ThO₂

Th + 2F₂ = ThF₄

Th + 2Сl₂ = ThCl₄

Th + 2S = ThS₂

3Th + 2N₂ = Th₃N₄

2. ТhO₂ – оксид тория (IV).

Торианит. Белый, тяжелый, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами (кроме концентрированных серной и азотной кислот), щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается кальцием при нагревании. Вступает в реакции комплексообразования.

Th0₂ + 3H₂S0₄ (конц., гор.) = [Th(HSO₄)(SO₄)]HSO₄ + 2Н₂О,

[Th(HSO₄)(SO₄)]HSO₄ = Th(SO₄)₂4- + H₂SO₄ (0° С, разбавление водой).

ThO₂ + 4HNO₃ (конц.) = Th(NO₃)₄ + 2H₂O

ThO₂ + 4HF = ThF₄ + 2H₂O

ThO₂ + 2С1₂ + 2СО = ThCl₄ + 2СО₂

ThO₂ + 2H₂S = ThS₂ + 2Н₂О

ThO₂ + SiO₂ = ThSiO₄

ThO₂ + 2Ca = Th + 2CaO

ThO₂ + 4KHSO₄ = Th(SO₄)₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

3. Тh(OH)₄ – гидроксид тория (IV).

Белый, аморфный, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО₂ из воздуха.

Th(OH)₄ = ThO₂ + 2H₂O

Th(OH)₄ + 4НС1 (разб.) = ThCI₄ + 4Н₂О.

Th(OH)₄ + 4HF (конц.) = ThF₄ + 4Н₂О.

Th(OH)₄ (суспензия) + СО₂ = Th(CO₃)O + 2Н₂О

4. Тh(NO₃)₄ – нитрат тория (IV).

Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону), концентрированных хлороводородной и азотой кислотах. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции обмена.

Th(NO₃)₄ = ThO₂ + 4NO₂ + О₂

2{Th(N0₃)₄*5Н₂0} = 2Th(N0₃)₂O + 4NO₂ + O₂ + 10Н₂О

2{Th(NO₃)₄ * 5Н₂О} + 5N₂O₅ = 2Th(NO₃)₄ + 10HNO₃

Th(NO₃)₄ (разб.) + nH₂O = [Th(Н₂О)_n]⁴⁺ + 4NO₃^-

[Th(Н₂О)_n]⁴⁺ + Н₂О <->[Th(H₂O)_n-1,(OH)]³⁺ + Н₃О⁺

Th(NO₃)₄ + 2H₂O= Th(NO₃)₂(OH)₂ + 2HNO₃

Th(NO₃)₄ + 4NaOH (разб.) = Th(OH)₄ + 4NaNO₃.

5. ТhСl₄ – хлорид тория (IV).

Белый, в вакууме летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.

ThС1₄*8Н₂О = ТhСl₂О + 2НС1 + 7Н₂О

ТhС1₄ *8Н₂О = ThO₂ + 4НС1 + 6Н₂О
ТhС1₄ (разб.) + nН₂О (хол.) = [Тh(Н₂О)_n]⁴⁺ + 4СГ
ТhС1₄ + Н₂О = ThCl₂O + 2HC1
ТhС1₄ + 4NaOH (разб.) = ТЬ(ОН)₄ + 4NaCl.

ТhС1₄ + 2КС1 = K₂[ThCl₆]

ТhС1₄ + Na₂CO₃ (разб.) + 2NaOH = Th(CO₃)O + 4NaCl + H₂O

ТhС1₄ + 4Na = Th + 4NaCl

1. U – уран.

Белый металл (в виде порошка — темный); относительно твердый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий, высококипящий. На воздухе медленно покрывается сине-серой оксидной пленкой. Пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Восстановитель; медленно реагирует с горячей водой, быстро — с кислотами, пероксидом водорода в щелочной среде. При нагревании окисляется водородом, кислородом, азотом, галогенами, серой.

U + 2Н₂О = UO₂ + 2H₂

U + 4НС1 (конц.) = UCl₄ + 2H₂

4U + 14HNO₃ (разб.) = 4UO₂(NO₃)₂ + 3N₂O + 7H₂O

U + 2Н₂О₂ (конц.) = U(OH)₄

2U + 3H₂=2UH₃

3U + 40₂=(U₂^vU^VI)O₈

U + 2Cl₂=UCl₄

U + 2F₂=UF₄

U + S —> US₃, US₂, U₂S₃, U₃S₅

2. UO₂ – оксид урана (IV).

Уранинит. Коричневый с черным оттенком, высокоплавкий, летучий при нагревании. Малореакционноспособный в обычных условиях; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства, реагирует с концентрированной серной кислотой. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом, галогенами.

UO₂ + 2H₂SO₄=U(SO₄)₂ + 2H₂O

UO₂ + 4HNO₃ (конц.) = UO₂(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂О.
UO₂ + O₂ = (U₂^VU^VI)O₈

UO₂ + 3F₂ = UF₆ + O₂

UO₂ + С1₂ = (UO₂)C1₂

3. UO₃ – оксид урана (VI).

Желто-оранжевый, кристаллический или аморфный, при умеренном нагревании разлагается. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с водой, кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием карбонатов щелочных металлов.

UO₃ + Н₂О = UO₂(OH)₂

UO₃ + 2НС1 (разб.) = (UO₂)C1₂ + Н₂О,
UO₃ + H₂SO₄ (конц., гор.) = (UO₂)SO₄ + Н₂О,

UO₃ + 2HNO₃ (разб.) = UO₂(NO₃)₂ + Н₂О.
2UO₃ + 2NaOH (конц., гор.) = Na₂U₂O₇ (желт.) + Н₂О,
UO₃ + 2NaOH = Na₂UO₄ + H₂O

2UO₃ + 6F₂ = 2UF₆ + 3O₂

4UO₃ + 10СCl₄ = 4UC1₅ + 10СС1₂О + О₂
UO₃ + М₂СОз = M₂UO₄ (желт.) + СО₂ (М = Li, Na, К, Rb, Cs),

UO₃ + 3Na₂CO₃ (конц.) + H₂O = Na₄[U(CO₃)₃O₂] + 2NaOH.

4. UO₂(OH)₂ – гидроксид уранила.

Урановая кислота. Темно-красный кристаллический или желтый аморфный (осажденный). При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реаги рует с разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами и гидратом аммиака.

2UO₂(OH)₂ = U₂O₅(OH)₂ (или H₂U₂O₇) + Н₂О

UO₂(OH)₂ = UO₃ + 2Н₂O

UO₂(OH)₂*H₂O= UO₂(OH)₂ + H₂O

UO₂(OH)₂ + 6H₂O<->[U(H₂O)₆O₂]²⁺ + 2OH^-

UO₂(OH)₂ + 2HCl (разб.)=(UO₂)Cl₂ + 2H₂O

UO₂(OH)₂ + 2NaOH (конц.)=Na₂U₂O₇ + 3H₂O

5. UO₂(NO₃)₂ – нитрат уранила.

Желтый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), концентрированной азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, карбонатами щелочных металлов. Вступает в реакции обмена.

UO₂(NO₃)₂*6Н₂О (желто-зел.) = UO₂(NO₃)₂ + 6Н₂О
UO₂(NO₃)₂*6Н₂О = UO₂(OH)₂ + 2HNO₃ + 4Н₂О
UO₂(NO₃)₂ (разб.) + 6Н₂О = [U(H₂O)₆O₂]²⁺ + 2NO₃^-
2UO₂(NO₃)₂ + 6NaOH (конц.) = Na₂U₂O₇ + 4NaNO₃ + ЗН₂О.
2UO₂(NO₃)₂ + 6(NH₃*Н₂О) [конц.] = (NH₄)₂U₂O₇ + 4NH₄NO₃ + ЗН₂О,
(NH₄)₂U₂O₇ = 2UO₃ + 2NH₃ + H₂O
UO₂(NO₃)₂ + 2NH₄HS (гор.) = (UO₂)S + 2NH₄NO₃ + H₂S.
UO₂(NO₃)₂ + Na₂CO₃ (разб.) = (UO₂)CO₃ + 2NaNO₃

6. U(SO₄)₂ – сульфат урана (IV).

Белый, при высокой температуре разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной холодной воде (сильный гидролиз по катиону), растворимость уменьшается с ростом температуры. Разлагается кипящей водой, щелочами. Сильный восстановитель; окисляется иодом.

U(SO₄)₂ (разб.) + 8Н₂O = [U(H₂O)₈]⁴⁺ (зел.) + 2SO₄^2-

U(SO₄)₂ + ЗН₂О = U(SO₄)0 • 2H₂O + H₂SO₄

U(SO₄)₂ + 4NaOH (разб.) = U(OH)₄ + 2Na₂SO₄

U(SO₄)₂ + 4HF (конц.) = UF₄ + 2H₂SO₄

U(SO₄)₂ + 2H₂O + I₂ = (UO₂)SO₄ + 2HI + H₂SO₄

7. UF₃ – фторид урана (III).

Красно-фирлетовый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается кипящей водой. Восстанавливается кальцием, окисляется кислородом.

4UF₃=3UF₄ + U

2UF₃ + 8H₂O=2U(OH)₄ + H₂ + 6HF

4UF₃ + 6H₂O + О₂=4(UOF₂*H₂O) +4HF

4UF₃ + 4HF (разб.) + О₂ =4UF₄ + 2H₂O

4UF₃ + 12NaOH (конц.) + 2H₂O + O₂=4U(OH)₄ + 12NaF

2UF₃ + 3Ca = 2U + 3CaF₂

8. UF₄ – фторид урана (IV).

Зеленый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде и разбавленных щелочах, лучше — в азотной кислоте. Разлагается концентрированными щелочами. Восстанавливается водородом, активными металлами. Окисляется фтором, кислородом. Образует фторокомплексы.

UF₄*2,5Н₂О = UF₄ • Н₂О + 1,5Н₂О

UF₄*2,5Н₂О = UF₄ + 2,5Н₂О

2UF₄ + O₂ = (UO₂)F₂ + UF₆

2UF₄ + F₂ = 2UF₅

2UF₄ + H₂ = 2UF₃ + 2HF

UF₄ + 2Mg = U + 2MgF₂

9. UF₅ – фторид урана (V).

Светло-желтый (почти белый, а-модификация) или светло-серый (р-модификация). При нагревании возгоняется и подвергается дисмутации. Реакционноспособный; разлагается водой, щелочами. Стабилизируется в растворе за счет комплексообразования.

2UF₅ = UF₄ + UF₆

2UF₅ + 2H₂O (гор.) = UF₄I + (UO₂)F₂ + 4HF.

2UF₅ + lONaOH (разб.) = U(OH)₄ + UO₂(OH)₂ + 10NaF + 2H₂O

UF₅ + MF = M[UF₆] (M = H⁺, Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺)

10. UF₆ – фторид урана (VI).

Белый, легколетучий, термически устойчивый при нагревании и в сухом воздухе. Энергично гидролизуется водой, разлагается щелочами. Сильный окислитель; восстанавливается водородом, бромоводородом. Образует фтороком-плексы.

UF₆ + 2H₂0 = (UO₂)F₂ + 4HF.

UF₆ + 6NaOH (разб.) = UO₂(OH)₂ + 6NaF + 2H₂O.

UF₆ + H₂ = UF₄ + 2HF

UF₆ + 2HBr (конц.) = UF₄ + Br₂ + 2HF.

UF₆ + UF₄ = 2UF₅

1) Отделение Sc от La и Y.

ScF₃↓ + 3NH₄F↓ → (NH₄)₃[ScF₆]

LaF₃↓; YF₃↓ + NH₄F → не идет

2) Отделение Ce⁺і, Ln⁺і от Ce⁺⁴. Ce⁺і и Ln⁺і не дают КС, а Ce⁺⁴ дает ⇒

Ce(C₂O₄)₂ + 2(NH₄)₂C₂O₄ → (NH₄)₄[Ce⁺⁴(C₂O₄)₄]

Ce₂(C₂O₄)₃ + (NH₄)₂C₂O₄ → не идет

3) Отделение Eu от РЗЭ:

2EuCl₃ + Zn + 2H₂SO₄ → 2EuSO₄ + ZnCl₂ + 4HCl

(РЗЭ)Cl₃ + Zn → не идет

4) Отделение Th от РЗЭ:

Th(C₂O₄)₂↓ + 2(NH₄)₂C₂O₄ → (NH₄)₄[Th(C₂O₄)₄] p-p

(РЗЭ)(C₂O₄)₃↓ + (NH₄)₂CO₄ → не идет

5) Разделение Th и U.

Th(NO₃)₄ + 4KF → ThF₄↓ + 4KNO₃

UO₂(NO₃)₂ + 2KF → UO₂F₂p-p + 2KNO₃

6) Разделение UO и (РЗЭ) карбонатным методом:

UO₂CO₃тв + 2NaCO₃ → Na₄[UO₂(CO₃)₃]р-р

(РЗЭ)₂(CO₃)₃тв↓ + NaCO₃ → не идет

7) Десорбция Th и UO⁺₂, сначала раствором с концентрацией С1 вымывается UO₂, затем этим же раствором, но с концентрацией С2 вымывается Th.

UO₂(RSO₃)₂ + 2HCl → UO₂Cl₂ + 2HRSO₃↓

Th(RSO₃)₄ + 4HCl → ThCl₄ + 4HRSO₃↓

1) Сходство.

S-металлы 1/2 групп имеют на последнем энергетическом уровне 1/2 электрона соответственно.

Предыдущий уровень полностью завершен и стабилен, и оказывает экранирующее действие на валентные электроны.

В результате этого экранирующего действия S-металлы 1 и 2 групп являются самыми активными металлами (и одновременно восстановителями).

Вследствие своей активности s-металлы встречаются только в виде соединений.

Начиная с 4 периода начинается нарушение монотонного изменения свойств в результате появления (n-1) d-подуровня и скачкообразные изменения таких свойств, как tпл и др.

Особенности свойств лития и бериллия.

Li и Be имеют особые свойства (меньшую химическую активность) из-за особого электронного строения (пред. слой из 2 электронов, внешние электроны находятся близко к ядру => Be амф.

2) Химические свойства s-металлов.

Активные металлы без дополнительного инициирования взаимодействуют со всеми неметаллами с выделением большого количества энергии.

С неметаллами:

Кислород:

1 гp) 4Na+02->2Na20.

2 гр) 2Ва + 02 -> 2Ва20

Li + O2 -> Li2O (менее активен).

Образование оксидов характерно только для Li.

(К, Rb, Cs) + O2 -> Э2О2 (пероксид), (С, Ва) — пероксид, оксид. (Be, Мд)—только оксид.

К+ О2 -> К2О4. Суперпероксид.

Азот:

1 гр) Na + N2 -> Na3N

2 гр) Мg + N2 -> (t) -> Mg3Nn.

Водород.

2Na + H2 -> 2NaH

Са + Н2 -> СаН2

СаН2 + Н2O -> Са(ОН)2 + Н2.

С водой: протекают бурно -> Э(ОН) + Н# Цезий и рубидий взрываются..

Me + 2H2O -> 2МеОР + Н2#.

Me + 2H2O -> Ме(ОН)2 + Н2# (кроме Be, Mg).

Ве(ОН)2 (амф) + 2НСl BeCl + 2H2O.

Ве(ОН)2 + 2NaOH -> Na2lBe(OH)4]+ 4Н2O.

Растворимость солей:

Na+ + К3[SЬ(ОН)6] -> Nа3(SЬ(ОН)6] + ЗК+.

К+ + ClO4 -> KCLO4

Li+ + (F^-, P04^3-, СО3^-).

Нет переменных степеней окисления ни у 1S, ни у 2S элементов => нет реакций с изменением степени окисления, но сами металлы являются восстановителями:

TiO2 +Са -> (t)-> Тi + 2СаО.

И ещё: Na2O2 + CO2 -> Ма2СО3 + O2#;

Na2O2 + H2O -> NaOH + O2#.

Получение:

Электролиз: только расплавов (электродный потенциал -2).

2NaCI -> Na + Cl2. Исключение: Be, Mg.

Металлотермия: только для Be и Mg.

BeO + Mg -> (t) -> Be + MgO: BeO + С -> (t) -> Be + CO; MgO + С -> Mg + CO.

Применение:

Li, Be, Mg используются в качестве добавок к редким сплавам и придают им свойство жаропрочности.

Используются в атомной области ((7,6)Li + (1,0)n -> (3,1)Т + (4,2)Не).

В идёт на производство сплавов в космической технике, используется для инициирования ядерной реакции.

1) Электронное строение

1 гр) Э[](n-1)d(^9)nS(^2)

2 гр) Э [](n-1)d(^10)nS(^2) Степень окисления +2.

Несмотря на одинаковое строение внешних электронных оболочек, энергия ионизации для d-металлов куда выше, чем для соответствующих s-металлов. Это объясняется проникновением внешних s-электронов под экран (п-1) 10 электронов.

Поэтому d-металлы химически гораздо более активны, чем соответствующие s-металлы. В подгруппе с ростом заряда ядра эффект проникновения усиливается, что приводит к ослаблению химической активности металла.

Химические свойства.

1 гр) с O2 не взаимодействуют. Только 2Си + O2 -> (high t) -> 2CuO

с H2O не взаимодействуют

2 гр) Zn+O2-> ZnO

с H2O не взаимодействуют.

Zn + H2O -> Н2 +Zn(OH)2

Си+Cl2-> CuCl2.

Кислотно-основные свойства.

1 гр) Cu(OH)2 — основные свойства

2 гр) Zn(OH)2 — амфотерен.

Cu(OH)2 + 2НС1 -> CuCl2 + H2O.

С(ОН)2 + NaOH не идёт.

Zn(OH)2 + 2НС1 -> ZnCl2 + H2O.

Zn(OH)2 + NaOH -> Na2ZnO2 + H2O (or -> Na2[Zn(OH)4].

Cd(^2+), Hg(^2+) + NaOH не идёт.

Комплексообразование.

СаSО4 + 4NH4OH -> [Cu(NH3)4] + 4H2O

Cu + 4HCl (конц) -> H[Cu(^+)Cl2] + H2.

AgCI -> NH4OH -> [Ag(NH3)4]CI + 2H2O.

AuCI3 + HCl -> H[AuCl3].

ZnCl2 + NH4OH -> [Zn(NH3)4]Cl2 + H2O.

Окислительно-восстановительные свойства.

Cu, Ag, Au + разб не идёт.

Cu + H2SO4 -> (O2) -> CuSO4 + Н2.

Cu + 2H2SO4 (конц) -> CuSO4 + SO2 + 2H2O.

Cu + 8HNO3 -> 2NO + 3Cu(NO3)2 + 7H2O.

Ag + 2НМО3 (конц) -> NO2 + АgNО3+ H2O.

3HCI + HNO3 -> 2Cl + NOCI + H2O. Царская водка.

1 ст) Au + 3CI -> АuС13

АuС13 + HCI -> H[AuCl4]

Au + 3HCI + HNO3 -> H[AuCL4] (раствор)

Получение.Электролиз раствора.

Вернуться назад