DOBIVANJE METALADOBIVANJE METALA

Mn+ + ne- M(s)

METALI KOJI SE LAKO DOBIVAJU

Zagrijavanje metalnog oksida:

MS(s) + 3/2O2(g) MO(s) + SO2(g)

MS(s) + 2MO2(s) 3M(l) + SO2(g)

Redukcija metalnog jona pomoću drugog metala:

2Ag+ + Cu(s) ⇄ 2Ag(s) + Cu2+

E0Ag+/Ag = 0,8 V E0

Cu2+/Cu = 0,34 V

Cu2+ + Zn(s) ⇄ Cu(s) + Zn2+ E0Zn2+/Zn = -

0,76 V 

Elektrolitska rafinacija:

A: Cu (sirovi) Cu2+ + 2e- E10 = -0,34 V

K: Cu2+ + 2e- Cu (čisti) E20 = +0,34

V Ukupna reakcija: Cu (sirovi) Cu (čisti) E1

0+ E20 = 0

Fe(s) Fe2+ + 2e- E0 = +0,44 VCu (s) Cu2+ + 2e- E0 = -0,34 VAg (s) Ag+ + e- E0 = -0,80 V Cu2+ + 2e- Cu (s) E0 = +0,34 VFe2+ + 2e- Fe(s) E

0 = -0,44 V

METALI KOJI SE TEŠKO DOBIVAJUMETALI KOJI SE TEŠKO DOBIVAJU Redukcija aluminijem: 

M2O3(s) + 2Al(s) 2M(l) + Al2O3(s)

  Redukcija magnezijem ili natrijem:

MCl4 + 2Mg M + 2MgCl2(s)

MCl4 + 4Na M + 4NaCl(s)

  Termički raspad tetrajodida: grijanje

MI4(s) M (s) + 2I2(g)

METALI KOJI SE DOBIVAJU bez METALI KOJI SE DOBIVAJU bez ekstremnih redukcionih uslova:ekstremnih redukcionih uslova:

a) redukcija s ugljikom:

MO(s) + C(s) M + CO(g)

2MO(s) + C(s) 2M + CO2(g)

 b) redukcija sa ugljik(II) oksidom: 

2MO(s) + CO(g) M(l) + CO2(g)

CO2(g) + C(s) 2CO(g)

 c) redukcija sa vodikom: 

MO(s) + H2(g) M + H2O (g)

 

d) elektroliza iz vodenih rastvora

ELEMENTI 3. (III ELEMENTI 3. (III BB) GRUPE) GRUPEGRUPA SKANDIJAGRUPA SKANDIJA

Skandij Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

Itrij Y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d1 5s2

Lutecij Lu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2

5p6 4f14 5d1 6s2

Lawrencij Lr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2

5p6 5d10 6s2 6p6 5f14 6d1 7s2

Zajednička elektronska konfiguracija

(n-1)d1 ns2

(n-1)d ns np

Simbol elementa

Metalni radijus/nm

Ionski radijus/nm

Gustoća/gcm-3 Talište/0C

Vrelište/0C Koeficij. Elektroneg

ativnostiSc 0,161 0,083 2,99 1541 2831 1,3

Y 0,181 0,106 4,47 1522 3338 1,2

Lu 0,173 0,085 9,84 1663 3395 1,3

Lr - 0,094 - - - 1,3

Simbol elementa

Energija ionizacije/eV

I II III

Standardni redoks-potencijal E0/V

Koef.elektronegativnosti

Sc 6,54 12,8 24,8 Sc3+/Sc -2,03 1,3

Y 6,39 12,2 20,5 Y3+/Y -2,37 1,2

Lu 5,43 13,9 21,0 Lu3+/Lu -2,30 1,3

Lr - - - Lr3+/Lr -2,06 1,3

Svi d1-elementi su tipični metali, prilično mekani, srebrenog sjaja, i vrlo hemijski aktivni.

U svim spojevima imaju stepen oksidacije +3, a u vodenim rastvorima daju M3+-jone.

Svi grade okside opće formule, M2O3, koji su bazičnog karaktera. Bazičnost oksida raste od skandija prema lantanu.

Grade hidrokside M(OH)3 koji su nerastvorni u vodi i bazama.

Reakcija s vodom:

2M(s) + 6H2O 2M(OH)3 + 3H2 (g)

 Izgaranje oksida sa zrakom: 

2M(s) + 3/2O2(g) M2O3(s)

 Dehidratacija hidroksida: 

2M(OH)3 M2O3(s) + 3H2O (g)

SKANDIJu prirodi pojavljuje u obliku oksida, kao pratilac ruda cinka,

cirkonija i volframa. Također se pojavljuje i u obliku vrlo rijetkog minerala tortveitita (Y, Sc)2x(Si2O7).

Dobiva se elektrolizom taline mješavine bezvodnog skandijevog hlorida sa kalijevim hloridom ili litijevim hloridom. Skandij se izdvaja na elektrodi od cinka uz nastanak legure Zn-Sc. Iz ove legure cink se odvaja vakuumskom destilacijom pri povišenoj temperaturi.

Skandij je relativno neplemenit metal, zbog čega se lako rastvara u kiselinama. Gradi komplekse kao npr. K3[ScF6].

ITRIJU prirodi se pojavljuje u obliku oksida. Kao polazni materijal za dobivanje itrija često se koristi

mineral ksenotim YPO4. Dobiva se na sličan način kao i skandij.

Skandij i itrij nemaju farmaceutski značaj.

LANTANU prirodi se pojavljuje kao pratilac cera. Dobiva se na

sličan način kao skandij.Lantan utječe na razmjenu fosfatnih materija i na

određene enzime. Soli lantana odgađaju zgrušavanje krvi i smanjuju nivo

šećera u krvi. Otrovniji su ako u organizmu ima manje ugljikohidrata. lantanov nitrat služi za dokazivanje acetatne kiseline.

AKTINIJAktinij je radioaktivni element, dobiva se iz radija u

reaktoru ozračivanjem sa neutronima.

LANTANIDI I AKTINIDILANTANIDI I AKTINIDI

Lantanidi: od lantana (57) do iterbija (70) + lutecij

(71)

Aktinidi: od aktinija (89) do nobelija (102) +

lorencij (103)

Lantanidi čine grupu od 14 elemenata od rednog broja 58 (cer) do rednog broja 71 (lutecij).

zadnja dva kvantna nivoa zadržavaju konstantnu elektronsku konfiguraciju, a popunjavaju pred-predzadnju elektronsku ljusku (n-2), tj. f-orbitale ovog kvantnog nivoa u koje se postepeno smješta 14 elektrona.

Na kraju niza lantanida (n-2)-kvantni nivo ima ukupno 32 elektrona.

4f-elektroni se stabiliziraju porastom naboja jezgre. Zbog toga 4f-elektroni se ne mogu angažirati u stvaranju hemijskih veza.

u stvaranju hemijskih veza učestvuju elektroni dva zadnja kvantna nivoa 5d16s2 ili 5do6s2, zbog čega postoji velika sličnost između ovih elemenata.

U spojevima, svi uglavnom imaju stepen oksidacije +3.

Naziv elementa

Simbol Redni broj Vjerovatna elek.konfig.

Ionski radijus/nm

Lantan La 57 5d16s2 0,122

Cerij Ce 58 4f15d16s2 0,107

Praseodimij Pr 59 4f25d16s2 0,106

Neodimij Nd 60 4f35d16s2 0,104

Prometij Pm 61 4f45d16s2 0,106

Samarij Sm 62 4f55d16s2 0,100

Europij Eu 63 4f7 6s2 0,098

Gadolinij Gd 64 4f75d16s2 0,097

Terbij Tb 65 4f85d16s2 0,093

Disprozij Dy 66 4f95d16s2 0,091

Holmij Ho 67 4f105d16s2 0,089

Erbij Er 68 4f115d16s2 0,089

Tulij Tm 69 4f125d16s2 0,087

Iterbij Yb 70 4f14 6s2 0,086

Aktinidi predstavljaju grupu od 14 elemenata od rednog broja 90 (torij) do rednog broja 103 (lorensij).

elementi koji slijede iza aktinija. Imaju identičnu elektronsku konfiguraciju kao lantanidi, s tim

da je glavni kvantni broj veći za jedan od lanatanida, pa postepeno popunjavaju 5f-orbitalu.

Pošto 5f-orbitale nisu u velikoj mjeri izložene uticaju porasta naboja jezgre i f-elektroni se mogu lakše uključiti u stvaranje hemijskih veza.

Zbog toga, kod aktinida postoje spojevi sa oksidacijskim brojevima većim od +3.

pošto su energetske razlike između 5f, 6d i 7s-orbitala male, elektronske konfiguracije predstavljaju samo vjerovatne elektronske konfiguracije.

Aktinidi grade spojeve sa oksidacijskim brojevima od +3 do +6.Najvažniji predstavnici aktinida su uran i torij - radoaktivni.Elementi koji se nalaze iza urana ne postoje u prirodi i

dobiveni su vještačkim putem.

Naziv elementa

Simbol Redni broj Vjerovatna elek.konfig.

Ionski radij. M3+/nm

Aktinij Ac 89 6d17s2 0,118

Torij Th 90 6d27s2 0,101

Protaktinij Pa 91 5f26d17s2 0,113

Uran U 92 5f36d17s2 0,103

Neptunij Np 93 5f46d17s2 0,110

Plutonij Pu 94 5f6 7s2 0,108

Americij Am 95 5f7 7s2 0,107

Curij Cm 96 5f76d17s2 0,099

Berkelij Bk 97 5f9 7s2 0,098

Kalifornij Cf 98 5f10 7s2 0,098

Einsteinij Es 99 5f11 7s2 0,098

Fermij Fm 100 5f12 7s2 0,097

Mendelevij Md 101 5f13 7s2 0,096

Nobelij No 102 5f14 7s2 0,095

Do drugog svjetskog rata uran praktično nije imao veći tehnički značaj, međutim od 1942.g. se upotrebljava kao nuklearno gorivo.

Izotop urana, U, kojeg u prirodnom uranu ima oko 0,72% predstavlja materijal koji podliježe fisiji pod djelovanjem usporenih neutrona.

Iz izotopa urana, U, dobiva se izotop plutonija Pu koji se također upotrebljava za dobivanje nuklearne energije.

U spojevima uran ima oksidacijske brojeve +3, +4, +5 i +6, a najstabilniji su spojevi sa oksidacijskim brojevima +4 i +6.

Spojevi urana sa stepenom oksidacije +4 su pretežno jonskog karaktera.

U vodenim rastvorima postoji zeleni U4+-jon koji u znatnoj mjeri hidrolizira zbog čega soli U(IV) u vodenim rastvorima reaguju kiselo.

Uran(IV) gradi sva četiri halogenida koji se svi, osim tetrafluorida, rastvaraju u vodi.

Uran(IV) oksid, UO2, se dobiva redukcijom viših uranovih oksida, UO3 ili U3O8. Čisti kristalni uran(IV) oksid je prah smeđe do crne boje koja zavisi od količine primjesa. Iako ima bazična svojstva, teško se rastvara u kiselinama, izuzev u azotnoj.

Ako se na rastvorljive soli urana(IV) djeluje bazom nastaje hidratizirani uran(IV) hidroksid U(OH)4 koji ima isključivo bazična svojstva. Stajanjem na zraku uran(IV) hidroksid se oksidira u UO33H2O.

Uran(IV) oksid se u velikoj mjeri koristi kao osnova za proizvodnju nuklearnog goriva (gorivi elementi). U većem broju nuklearnih elektrana koristi se kao gorivo (nuklearna elektrana u Krškom).

Spojevi urana sa oksidacijskim brojem +6najstabilniji i najvažniji: uran(VI) oksid, heksahalogenidi, uranil

soli koje nastaju rastvaranjem uran(VI) oksida u kiselinama i uranati koji su posljedica kiselih svojstava uran(VI) oksida..

Uran(VI) oksid, UO3, nastaje zagrijavanjem isparljivih soli urana(VI). To je crvenožut prah koji žarenjem oslobađa oksigen uz nastanak uran(IV) uranata(VI), U3O8. Ima amfoterna svojstva. Otapanjem u kiselinama nastaje žuti uranil jon UO2

2+: UO3(s) + 2H+ UO2

2+ + H2OOd uranil soli najpoznatije su uranil nitrat UO2(NO3)2 i uranil

acetat UO2(C2H3O2)2.Zagrijavanjem uran(VI) oksida sa metalnim oksidima ili

karbonatima nastaju uranatiUO3(s) + Na2CO3(s) Na2UO4(s) + CO2(g)

ili diuranati:2UO3(s) + Na2CO3(s) Na2U2O7(s) + CO2(g)

Uranati se odvode od uranove kiseline, H2UO4, a diuranati od diuranove kiseline H2U2O7.

Uranil nitrat, UO2(NO3)2, nastaje rastvaranjem uran(VI) oksida u nitratnoj kiselini u obliku kristalohidrata sa 2, 3 ili 6 molekula vode, žute je boje.

Uran(VI) fluorid, UF6, je na običnoj temperaturi čvrsta supstanca koja na temperaturi 56oC sublimira. Vrlo je reaktivan spoj. Koristi se u plinskoj difuziji za odvajanje uranovih izotopa U-235 i U-238.

Od kompleksnih spojeva urana najvažniji su kompleksi koje stvara uranil jon sa alkalijskim metalima i amonijevim jonima:

- halogenokompleksi sa jonima [UO2F6]4- i [UO2Cl4]2-,- nitratokompleksi sa jonima [UO2(NO3)3]- i

[UO2(NO3)4]2-

kao i acetato-, sulfato- i drugi kompleksi.