Вопрос 1

Большая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку. При необходимости проводят легирование и другую обработку металлов. Изучением этого занимается наука металлургия. Металлургия различает руды чёрных металлов (на основе железа) и цветных (в их состав не входит железо, всего около 70 элементов). Золото, серебро и платина относятся также к драгоценным металлам. Кроме того, в малых количествах они присутствуют в морской воде, растениях, живых организмах (играя при этом важную роль).Известно, что организм человека на 3 % состоит из металлов. Больше всего в наших клетках кальция и натрия, сконцентрированного в лимфатических системах. Магний накапливается в мышцах и нервной системе, медь — в печени, железо — в крови.Существуют несколько основных способов получения — металлов.Восстановление: из их оксидов углем или оксидом углерода (II)ZnО + С = Zn + СО Fе₂О₃ + ЗСО = 2Fе + ЗСО₂ водородом WO₃ + 3H₂ =W + 3H₂O СоО + Н₂ = Со + Н₂О алюминотермия 4Аl + ЗМnО₂ = 2А1₂О₃ + ЗМn Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем) 2ZnS + ЗО₂ = 2ZnО + 2SО₂ ZnО + С = СО + Zn Электролизом расплавов солей СuСl₂, — Сu₂+ 2Сl Катод (восстановление): Анод (окисление): Сu₂+ 2е^- = Сu0                    2Cl - 2е^- = Сl°₂

Вопрос 2

Кристаллический бор не взаимодействует даже с кипящими концентрированными растворами кислот. Аморфный бор окисляется горячими концентрированными растворами азотной, серной кислот и царской водкой: B + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3NO₂. Со щелочами бор взаимодействуют только в присутствии окислителей: 4B + 4NaOH + 3O₂ = 4NaBO₂ + 2H₂O.При нагревании бор взаимодействует с многими металлами, образуя бориды. Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава. Это кристаллические вещества. Почти все бориды d-элементов характеризуются очень большой твердостью и тугоплавкостью, химически инертны. Так, борид гафния HfB₂ плавится лишь при 3250^оС, борит тантала TaB₂- одно из самых стойких действию различных реагентов вещ-в, он не взаимодействует даже с кипящей царской водкой . В отличие от боридов d-элементов, бориды s-элементов, например MgB₂, реакционноспособны. Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором: 2B+3F₂<=>2BF₃ При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором — фосфид BP, с углеродом — карбиды различного состава (B₄C, B₁₂C₃, B₁₃C₂). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B₂O₃: 4B+3O₂2B₂O₃ При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов: 3SiO₂ + 4B3Si + 2B₂O₃ 3P₂O₅ + 10B 5B₂O₃ Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B₂O₃. При температуре выше 1200°С бор реагирует с хлором и азотом: 2В + 3Cl₂ = 2BCl₃, 2B + N₂ = 2BN. Борная кислота проявляет очень слабые кислотные свойства. Она сравнительно мало растворима в воде. Ее кислотные свойства обусловлены не отщеплением протона Н⁺, а присодинением гидроксильного аниона: B(OH)₃ + H₂O → B(OH)₄⁻ + H⁺ Она легко вытесняется из растворов своих солей большинством других кислот. Соли ее, называемые боратами, производятся обычно от различных полиборных кислот, чаще всего — тетраборной Н₂В₄О₇, которая является значительно более сильной кислотой, чем ортоборная.Очень слабые признаки амфотерности B(OH)₃ проявляет, образуя малоустойчивый гидросульфат бора В(НSO₄)₃.При нейтрализации ортоборной кислоты щелочами в водных растворах не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО₃)^3-, поскольку ортобораты гидролизуются практически полностью, вследствие слишком малой константы образования [В(ОН)₄]^-. В растворе образуются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот: 2NaOH + 4Н₃ВО₃ → Na₂B₄O₇ + 7Н₂О Избытком щелочи они могут быть переведены в метабораты: 2NaOH + Na₂B₄O₇ → 4NaBO₂ + Н₂О Мета- и тетрабораты гидролизуются, но в меньшей степени (реакции, обратные приведенным). В подкисленных водных растворах боратов устанавливаются следующие равновесия: 3Н[В(ОН)₄] ↔ Н⁺ + [В₃О₃(ОН)₄]^- + 5Н₂O [В₃О₃(ОН)₄]^- + ОН^- ↔ [В₃О₃(ОН)₅]^2- Наиболее распространенной солью борной кислоты является декагидрат тетрабората натрия, Na₂B₄O₇ · 10H₂O) (техническое название — бура). При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов, образуя соли.

Вопрос 3 Близость химических свойств Актиноидов между собой и их сходство с лантаноидами связаны с особенностями строения электронных оболочек атомов этих семейств. Как известно, атом состоит из ядра и электронных оболочек, число которых равно номеру периода элемента в таблице Менделеева (у Актиноидов электронных оболочек 7). Отличие Актиноидов (и соответственно лантаноидов) от других элементов состоит в том, что при переходе от первого Актиноида - Th (Z = 90) ко второму - Ра (Z = 91) и т. д. вплоть до последнего Актиноида - Lr (Z = 103), каждый новый электрон, появляющийся в атомах параллельно с увеличением атомного номера (Z), попадает не на внешние оболочки (6-ю и 7-ю от ядра), как это бывает обычно, а заполняет более близкую к ядру 5-ю оболочку. У лантаноидов (число оболочек 6) также заполняется электронами более близкая к ядру 4-я оболочка (а не наружные - 5-я и 6-я). Таким образом, у элементов обоих семейств происходит заполнение 3-й снаружи электронной оболочки, а строение 2 наружных оболочек оказывается сходным. Число электронов на этих наружных оболочках у Актиноидов и лантаноидов, как правило, не отличается более чем на 1, причем почти во всех случаях представители каждого из семейств, равноудаленные соответственно от лантана и актиния, содержат на 2 наружных оболочках строго одинаковое число электронов. (Здесь изложен лишь принцип заполнения электронных оболочек у атомов обоих семейств; во многих случаях, особенно у Актиноидов, порядок заполнения сложнее..То обстоятельство, что при переходе от Th к Lr число электронов на 2 внешних оболочках, как правило, не изменяется, а положительный заряд ядра постепенно возрастает, вызывает более сильное притяжение внешних электронов к ядру и приводит к так называемому актиноидному сжатию: у нейтральных атомов и ионов Актиноидов одинаковой валентности при увеличении атомного номера радиусы не увеличиваются, как это обычно бывает, а даже несколько уменьшаются (например, радиус U³⁺ равен 1,03 Å, Np³⁺ - 1.01 Å, Pu³⁺ - 1,00 Å, Am³⁺- 0,99 Å и т. д.). Для Лантаноидов характерна одна степень окисления +3. Кроме Се⁺³ устойчивого состояния Се⁺⁴, Для Eu и Yb характерна степень окисления +2Для Актиноидов характерная степень окисления +4.Оксиды Ln₂O₃ удобно получать прокаливанием нитратов.Это тугоплавкие основные оксиды, реагируют с кислотами образую соли.Оксиды Ln₂O₃ тяжёлых лантаноидов с водой практически нереагируют.Гидроксиды лантаноидов практически неамфотерны, их основные свой-ва постепенно ослабевают при переходе от Ce(OH)₃ к Lu(OH)₃ ( в связи с уменьшением ионного радиуса).Гидроксид Ce(OH)₄-,более слабое основание чем Ce(OH)₂ и он слабо амфотерен.Гидроксиды Eu(OH)₂ и Yb(OH)₂-сильные основания, они заметно растворимы в воде, Eu(OH)₂-более сильное основание и лучше расворимо в H₂O чем Yb(OH)₂.Для некоторых актиноидов известно по несколько оксидов: M₂O₃, MO₂, M₂O₅ и MO₃. Для всех металлов оксиды M₂O₃, MO₂ и M₂O₅ — осно́вные, а MO₃ — амфоте́рные. Наилучше выражено свойство гидроксидов. Из-за этого они легко соединяются с водой, образуя основания: .Данные основания плохо растворяются в воде, а по своей активности близки к гидроксидам редкоземельных металлов. Наиболее сильным из этих оснований является гидроксид актиния. Из-за этого актиний сравнительно легко взаимодействует с водой, вытесняя водород.Торий, соединяясь с кислородом, образует лишь диоксид. Его можно получить при сжигании металлического тория в кислороде при температуре в 1000 °C, или нагреванием некоторых его солей: Диоксид тория является тугоплавким веществом (температура плавления 3220 °C), очень стоек к нагреванию. Из-за этого свойства диоксид тория иногда используют в производстве огнеупорных материалов. Добавление 0,8—1 % ThO₂ к чистому вольфраму стабилизирует его структуру; поэтому волоски электроламп имеют лучшую стойкость к вибрациям.Диоксид тория — основный оксид, но непосредственно при реакции с водой он не получится. Чтобы растворить ThO₂ в кислотах его сначала нагревают до температуры 500—600 °C. Наиболее сильное нагревание (выше 600 °C) способствует получению очень стойкой к кислотам и другим реагентам структуры ThO₂. Небольшая добавка фторид-ионов катализирует растворение ThO₂ и Th в кислотах.Для протактиния получено два оксида: PaO₂ (чёрный) и Pa₂O₅ (белый). Первый из них изоморфен с ThO₂. Наилегче получить Pa₂O₅. Оба оксида протактиния осно́вные. Для пятивалентного протактиния можно получить Pa(OH)₅ — слабое плохорастворимое основание.При разложении некоторых солей можно получить оранжевый или жёлтый UO₃. Триоксид урана является амфотерным оксидом; он непосредственно получается при взаимодействии с водой и создает несколько гидроксидов, из которых наиболее стабильным является UO₂(OH)₂.При реакции триоксида с водородом получается диоксид урана, который схож по своим свойствам с ThO₂. Этот оксид является осно́вным. Ему эквивалентен U(OH)₄. Плутоний, нептуний и америций создают оксиды двух типов: M₂O₃ и MO₂, которые обладают осно́вными характеристиками. Для кюрия получен белый Cm₂O₃ и чёрный CmO₂, для калифорния Cf₂O₃. Оксиды остальных актиноидов плохо изучены. Триоксид нептуния является менее стойким, чем для урана, поэтому его в чистом виде не получено (только Np₃O₈), для плутония даже смешанный Pu₃O₈ труднее добыть. В то же время для плутония и нептуния хорошо изучены их оксиды с химической формулой MO₂ и M₂O₃.