Химия элементов уранового ряда

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 11 Декабря 2011 в 21:20, курсовая работа

Описание работы

Цель работы: Подготовить литературный обзор по изучению химии элементов уранового ряда.
Задачи исследования:
1. Изучить физико-химические свойства элементов уранового ряда.
2. Проанализировать формы и количества нахождения элементов уранового ряда в природе.
3. Выявить способы определения и области применения элементов уранового ряда.

Файлы: 1 файл

Курсовая ХИМИЯ элементов уранового ряда- Культяков 2010.doc

— 647.50 Кб (Скачать файл)

    Диоксид ТiO2 реагирует с оксидами металлов при 600-800 °С, образуя двойные оксиды (тораты), например К2ТhO3, BaThO3, ThGeO4, ThTi2O6, Th3V4O16, ThM4O12 и Th2M2O9, где М = Nb, Та; устойчив к действию кислот и восстановителей.

    Гидроксид Th(ОН)4 – аморфное вещество; устойчив при 260-450 °С, выше 470 °С превращается в ThO2; растворим в воде.

    Мононитрид ThN получают при взаимодействии металлического тория с NH3 или ThO2 с Mg в атмосфере азота. Нитрид Th2N3 синтезирован при взаимодействии ThH2 с NH3 или N2 при 1000°С; устойчив в атмосфере азота при 1730 С; при 1500 С в вакууме выделяет N2 с образованием ThN2.

    Монокарбид ThC получают, взаимодействием металлического тория с С. Дикарбид ThC2 существует в трех полиморфных модификациях, получают взаимодействием металлического тория с избытком углерода или восстановлением ТhО2 углеродом при 1500°С.

    Тетрагалогениды ТhНа14 получают при нагревании металлического Th, ThH2, ThC2 или ThO2 при 300-400 °С с соответствующим На12 или HHal.

    Бориды ThB4 и ThB6 получены взаимодействием ThO2 и В при нагревании.

    Стандартный окислительный потенциал для Тh0/Тh4+ 1,9. В водных растворах тория существует обычно в степени окисления +4, в комплексных соединениях, как правило, степень окисления +2 и +3. Ионы тория в растворе склонны к гидролизу с образованием гидроксо-ионов [Th(OH)3]+, [Th2(OH)2]6+, [Th4(OH)12]4+ и комплексообразованию. Известны комплексы тория в растворах с фторид-, иодат-, бромат-, нитрат-, хлорид-, хлорат-, сульфат-, сульфит-, карбонат-, фосфат-, пирофосфат-, молибдат-ионами, с анионами органических кислот (муравьиной, уксусной, щавелевой, винной и др.). Торий образует устойчивые хелаты с 1,3-дикетонами, купфероном, которые не растворимы в воде, но растворимы в органических растворителях[13,9,4,2].

    1.3 Протактиний

    Протактиний – светло-серый металл. Существует в двух модификациях: ниже 1170 °С устойчива α-форма с тетрагональной решеткой, выше 1170 °С β -форма с кубической гранецентрированной решеткой.

    Кубическая модификацию оксида Pa (V) получают нагреванием при 500 °С гидроксида протактиния, осажденного водным NH3 из растворов солей Pa(V). При нагревании в присутствии BrF5 при 500  С кубическая модификация Ра2О5 переходит в орторомбическую. Диоксид РаО2 получают восстановлением РаС15 до РаС14. Пента-хлорид РаС15, пентабромид РаВr5 и пентаиодид PaI5 синтезируют взаимодействием Ра2О5 соответсвенно с фосгеном при 550 °С либо смесью С12 с СС14 при 300-400 °С, с А1Вr3 или АlI3, а пентафторид РаF5- реакцией PaF4 с F2 при 100°С.

    Оксисульфид РаОS получают действием смеси H2S и CS2 на РаС15 при 900 °С в присутствии О2, нитрид PaN2 восстановлением PaF4 металлического Ва в графитовом тигле при 1400 °С в атмосфере N2.

    В водных растворах стандартный электродный потенциал для пары Pa(V)/Pa(IV) 0,1 В, Pa(IV)/Pa(III) – 1,8В, Ра(III)/Ра° –1,6 В, РаО2+/Pa(IV) 0,1 В, РаО2+/Ра – 1,35 В. При действии в водных растворах на ион Ра5+ сильных восстановителей (амальгама Zn, Cr2+, Ti3+ и V2+) образуется неустойчивый ион Ра4+ [14,2,6].

 

     1.4 Актиний

    Актиний (от греч. aktis, -луч, сверкание, сияние; лат. Actinium) Ac, радиоактивный химический элемент III гр. периодической системы, атомный номер – 89. Стабильных изотопов не имеет. Известно 23 изотопа с массовыми числами. 221-231; наиболее долгоживущие –  227Ас (Т1/2 = 21,8 года, α – и β- излучатель) и 228Ас (Т1/2 = 6,13 ч, β - излучатель), встречающиеся в природе как члены радиоактивных рядов 235U и 232Тh. Конфигурация внешних электронных оболочек атома 6s26p6d17s2степень окисления +3; электроотрицательность по Полингу 1,1; атомный радиус 0,188 нм; ионный радиус Ас3+ 0,1071. Содержание Ас в земной коре 6∙10-10% по массе.

    Актиний – серебристо-белый металл, слабо светящийся в темноте голубым цветом; решетка кубическая гранецентрированная. Реакционноспособен. Во влажном воздухе покрывается белой пленкой Ас2О3, препятствующей дальнейшему окислению. Изучение химических свойств актиния затруднено из-за интенсивной радиации продуктов его распада.

    Соединения актиния получены в микрограммовых количествах. Они изоморфны соответствующим соединениям La (кроме АсРО4) Известны, например нерастворимые в воде Ас2О3, Ас(ОН)3, АсНа13, AcOHal, Ac2(C2O2)3, Ac2S3, AcH3, а также комплексные соединения актиния, растворимые в воде[15,11,6]. 

    1.5 Радий

    В свободном виде радий – серебристо-белый блестящий металл, быстро тускнеющий на воздухе; кристаллическая решетка кубическая объемноцентрированная.

    Ядра 226Ra излучают α-частицы с энергией 4,777 МэВ; испускание β-частиц сопровождается β-излучением с энергией 0,188 МэВ. Продукт распада радия –радон.

    По  химическим свойствам радий похож на Ва. Практически все соединения радия изоморфны соответствующим соединениям Ва. На воздухе металлический радий быстро покрывается темной пленкой, представляющей собой смесь нитрида и оксида радия. Металлический радий бурно реагирует с водой с образованием растворимого в воде гидроксида Ra(OH)и выделением Н2

    Соединения  радия обладают свойством автолюминесценции – свечения в темноте благодаря собственному излучению. Многие соли радия бесцветны, но при разложении под действием собственного излучения приобретают желтую или коричневую окраску. Хорошо растворим в воде RaCl, RaBr2, RaIи Ra(NO3)2. Лучше других растворим в воде RaBr2Хлорид и бромид радия кристаллизуются из воды в виде кристаллогидратов с двумя или шестью молекулами Н2О. Малорастворимые соединения – сульфат RaSO4иодат Ra(IO3)2фторид RaF2хромат RaCrO4карбонатRaCOи оксалат RaC2O4. Известны комплексы радия с лимонной, винной, яблочной, молочной, этилендиаминтетрауксусной кислотами. По сравнению с другими щелочно-земельными металлами радий обладает более слабой склонностью к комплексообразованию.

    Выделяют  радий в виде RaClили др. солей как побочный продукт переработки урановых руд (после извлечения из них U), используя методы осаждениядробной кристаллизацииионного обмена[16,6,2].

    1.6 Радон

    Радон – одноатомный газ без цвета и запаха. Радон конденсируется в бесцветную флуоресцирующую жидкость; в газообразном и твердом состояниях светится голубым цветом. Растворимость в воде при 273 К и 0,1 МПа 4,6·10-4 м3/кг, в спиртах и органических кислотах растворимость радона в 20-40 раз выше; хорошо растворим также в СНС13бензолегексанеПарафинкаучукжиры и особенно силикагель и активируемый уголь хорошо адсорбируют радон.

    Радон образует соединения включения с водой и органическими соединениями. Радон взаимодействует с Fпри 600 К, давая дифторид; RnFобразуется также при нормальных условиях в некоторых жидких галогенфторидах и их смесях с безводным HF. В реакциях с твердыми фторсодержащими окислителями, например O2SbF6, Cl2FAsF6, K2[NiF6], N2F3Sb2FM, образуются твердые нелетучие соединения, содержащие катион RnF(RnF+TaF6и др.). В реакциях радона в BrFполучен фторид состава RnF(n = 4 или 6), гидролизующийся с образованием RnO3. Химические превращения радона сопровождаются реакциями, протекающими под действием собственного α-излучения[17,6,2].

    1.7 Полоний

    Полоний – мягкий серебристо-белый металл. Известны две кристаллических модификации полония: низкотемпературная α-форма с кубической решеткой; β-форма, устойчивая выше 36 °С, решетка ромбоэдрическая.

    На воздухе окисляется; реагирует с растворами кислот с образованием ионов Ро (II) (розового цвета), которые быстро окисляются до Po (IV) (желтого цвета); с водородом  дает летучий гидрид РоН2. Известны полониды металлов, которые получают нагреванием соответствующих металлов с парами полония при 400-1000°С.

    Диоксид РоОсуществует в двух кристаллических модификациях: ниже 54°С – в желтой форме с гранецентрированной. кубической решеткой; при более высокой температуре – в красной форме с тетрагональной решеткой; разлагается при 500 °С в вакууме, восстанавливается до металла водородом или HNпри 250 °С; получают нагреванием металла в атмосфере Опри 250 °С дегидратацией гидроксида полония при той же температуре и нагреванием сульфатов или селенатов полония выше 550 °С. Известен монооксид РоО – твердое вещество черного цвета, образуется при самопроизвольном разложении PoSOили PoSeO3. Термин, разложением соответствующих галогенидов Po (IV) при 200 °С в вакууме или их восстановлением водородом при 200°С, SOи H2S при 25°С получают дихлорид РоС1(темные рубиново-красные кристаллы с ромбической решеткой), дибромид РоВr2(пурпурно-коричневые кристаллы).

    Тетрахлорид РоС14 – ярко-желтые кристаллы с моноклинной решеткой. Тетрабромид РоВr4 – ярко-красные кристаллы. Тетраиодид РоI4 – летучее вещество черного цвета. Тетрагалогениды полония растворяются в этанолеацетоне. Синтезируют тетрагалогениды взаимодействием металлического полония соответственно с сухим С1при 200 °С, парами Вrпри 250 °С, действием сухого Iна РоОпри 200 °С.

Информация о работе Химия элементов уранового ряда