Лекции по химии. Конспект лекций по курсу общая химия

• Название: Конспект лекций по курсу общая химия
• Анкор: Лекции по химии.doc
• Дата: 12.12.2017
• Размер: 1.01 Mb.
• Имя файла: Лекции по химии.doc
• Тип: Конспект; #11079
• страница: 12 из 13

ЛАНТАНИДЫ И АКТИНИДЫ


Общая характеристика f – элементов
Эти элементы занимают особое положение в ПСЭ. Так, в 6 периоде за элементом La(№ 57), который находится в 3 группе побочной подгруппе и имеет строение 5d¹6s², следуют 14 элементов с № 58 по 71. Эти элементы имеют одинаковое с лантаном строение внешних электронных слоев 5d¹6s², поэтому их называют лантанидами, но в отличие от лантана они не являются d-элементами.

У атомов лантанидов достраивается третий снаружи слой, а именно 4f-подуровень, т.е. они являются f-элементами, образуют вторичную побочную подгруппу и обычно выносятся за пределы таблицы в отдельный ряд.

Аналогично в 7 периоде в 3 группе во вторичной побочной подгруппе расположены актиниды – 14 элементов с № 90 по 102, у атомов которых достраивается внутренний 5f-подуровень.

У 12 элементов лантанидов наблюдается эффект провала d¹ электрона на 4f-подуровень (кроме ₆₄Gd и ₇₁Lu). Общее строение электронных оболочек атомов лантанидов: 4f^2-14 5s²p⁶d^{0(или 1)} 6s².

Среди актинидов эффект провала d¹ электрона на 5f-подуровень наблюдается у 7 элементов: ₉₄Pu, ₉₅Am, ₉₈Cf – ₁₀₂No. Общее строение электронных оболочек актинидов: 5f^2-14 6s²p⁶d^{0(или 1)} 7s².

Первый из актинидов – ₉₀ Th - не является f-элементом и имеет строение 5f⁰6s²p⁶d²7s².

Вследствие одинакового строения внешних электронных слоев все элементы близки по своим физическим и химическим свойствам. Все они металлы с высокой химической активностью, парамагнетики (кроме Lu и Lr).

Валентными электронами являются прежде всего внешние d¹s²-электроны, затем некоторые f-электроны. Все катионы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек Meⁿ⁺ (s²p⁶). Если заряд у ионов при этом одинаков, то они имеют особенно близкие химические свойства.


Физические и химические свойства лантанидов (оксиды, гидроксиды, соли)
Поскольку все лантаниды относятся к 3 группе ПСЭ, они имеют наиболее характерную степень окисления в соединениях +3. Имея одинаковую степень окисления и одинаковое строение электронных оболочек (s²p⁶), они характеризуются близкими химическими и физическими свойствами. В природе они сопутствуют друг другу, а также находятся совместно с d-элементами, близкими по химическим свойствам - иттрием, скандием и лантаном. Все вместе их называют редкоземельными элементами (РЗЭ). Основные минералы по своему составу являются фосфатами, ниобатами, титанатами, танталатами редкоземельных элементов (монацит, ксенотим, лопарит, самарскит и др.). В природе их не меньше, чем олова и свинца, но их минералы (250) рассеяны.

Один из элементов - ₆₁Pm – прометий – в природе отсутствует, т.к. не имеет устойчивых изотопов.
Физические свойства.
Все РЗЭ – металлы, имеют серебристо-белый цвет. На воздухе быстро окисляются, тускнеют, покрываются плотной пленкой оксидов Э₂О₃. Все, кроме лютеция, характеризуются парамагнитными свойствами за счет непарных электронов.

Металлы тугоплавки (800 – 1660⁰С). Их плотности и температуры плавления закономерно повышаются от лантана к лютецию по мере уменьшения радиуса (f-сжатие). Исключения из этой закономерности (существенно более низкие, чем у соседей, температуры плавления и плотности европия и иттербия) связаны с особенностями электронного строения.
Элемент La Ce Pr ….. Sm Eu Gd ……. Tm Yb Lu

T_{плавления} , ⁰С 920 798 931 1072 826 1312 1545 824 1656
Лантаниды ковки, обладают относительно невысокой твердостью, по электрической проводимости сходны с Hg.
Химические свойства.
Металлы лантаниды, как и лантан, характеризуются высокой химической активностью (сравнимой с магнием), являются сильными восстановителями:

E⁰(La³⁺/La) = -2,52 B,

E⁰(Ce³⁺/Ce) = -2,3 B,

E⁰(Lu³⁺/Lu) = -2,1 B E⁰(Mg²⁺/Mg) = -2,37 B

Компактные металлы довольно устойчивы в сухом воздухе, но во влажном – быстро тускнеют. При нагревании (до 200-400⁰С) лантаниды воспламеняются на воздухе и сгорают с образованием оксидов Э₂О₃ или смешанных оксидов (Се₄О₇, Tb₄O₇, Pr₆O₁₁). Церий в порошкообразном состоянии пирофорен, т.е. самовоспламеняется на воздухе при обычных условиях.

Лантаниды взаимодействуют при нагревании с галогенами, азотом, серой, углеродом, кремнием, фосфором, водородом с образованием галогенидов, нитридов, сульфидов, карбидов, силицидов, фосфидов, гидридов.

Поскольку лантаниды в ряду напряжений металлов стоят много левее водорода, они окисляются ионами водорода воды при нагревании (вытесняют H₂) и тем более ионами водорода кислот НС1, H₂SO_{4(разбавленной)} при обычных условиях. С азотной и концентрированной серной кислотами реагируют по общим правилам (смотри лекцию «Меиаллы»). К действию HF и H₃PO₄ лантаниды устойчивы, так как покрываются защитными пленками нерастворимых солей. В щелочах не растворяются.

_t

4Gd + 3O₂ = 2Gd₂O<sub>3

t</sub>

2La + 6H₂O = 3H₂ + 2La(OH)₃

2La + 6HCl = 3H₂ + 2LaCl₃

La + HNO_3(разб.)  / La(NO₃)₃ , N₂O /
Аномальные степени окисления.
Наряду с основной, характерной степенью окисления +3, некоторые лантаниды имеют и другие степени окисления, что связано с особенностями электронного строения атомов. Электронные структуры, содержащие полностью или наполовину заполненные подуровни, являются энергетически устойчивыми, выгодными. Ионы лантана, гадолиния и лютеция в степени окисления +3 имеют именно такие устойчивые электронные конфигурации: La³⁺ 4s²p⁶d¹⁰5s²p⁶

- стоящий в середине ряда гадолиний Gd³⁺ 4f⁷ 5s²p⁶

- стоящий в конце ряда лютеций Lu³⁺ 4f¹⁴ 5s²p⁶

Поэтому у этих элементов нет других степеней окисления, кроме +3.

Близко расположенные к ним РЗЭ стремятся приобрести эту структуру и могут отдавать или принимать электроны:

Ce³⁺ (f¹s²p⁶) –e = Ce⁴⁺ (f⁰s²p⁶) Eu³⁺ (f⁶s²p⁶) + e = Eu²⁺ (f⁷s²p⁶)
Tb³⁺ (f⁸s²p⁶) – e = Tb⁴⁺ (f⁷s²p⁶) Yb³⁺ (f¹³s²p⁶) + e = Yb²⁺ (f¹⁴s²p⁶)
Полученные ионы неустойчивы, их степени окисления нехарактерны, поэтому их называют аномальными.
Оксиды, гидроксиды.
Все лантаниды образуют оксиды Э₂О₃, а элементы, имеющие аномальные степени окисления, образуют оксиды EuO, YbO, CeO₂, TbO₂ и смешанные оксиды, например, Се₂О₃2СеО₂.

Ce + O₂ –t- CeO₂ (коричневый)
Все оксиды имеют основной характер, но с увеличением степени окисления основные свойства уменьшаются. Гидроксиды Э(ОН)₃, Э(ОН)₄ – труднорастворимы и при образовании в растворе выпадают в осадок.
+2 +3 +4

EuO Eu₂O₃, Ce₂O₃ CeO₂

основной менее основные слабо амфотерный



<sup>уменьшаются основные свойства,

уменьшается растворимость соответствующих гидроксидов</sup>
Растворимость гидроксидов Э(ОН)₃ закономерно изменяется по мере уменьшения радиусов ионов Э³⁺
Ион La³⁺ Sm³⁺ Gd³⁺ Er³⁺ Lu³⁺

r_иона, нм 0.106 0.0964 0.0938 0.0881 0.0848

ПР Э(ОН)₃ 1.0^-19 6.8^-22 2.1^-22 1.3^-23 2.510^-24



^{радиус иона уменьшается, растворимость гидроксидов уменьшается}
СОЛИ.
Все элементы в степени окисления +3 имеют близкие химические свойства, дают одни и те же растворимые и нерастворимые соли.
Растворимы в воде соли РЗЭ³⁺: ЭС1₃, ЭBr₃, ЭJ₃, Э(NO₃)₃, Э₂(SO₄)₃, Э(ClO₄)₃

Труднорастворимы в воде соли РЗЭ³⁺: ЭF₃, Э(PO₄), Э₂(CO₃)₃, Э(JO₃)₃, Э₂(C₂O₄)₃

В ряду РЗЭ³⁺ от La³⁺ до Lu³⁺ закономерное уменьшение радиуса сопровождается закономерным увеличением поляризационных свойств и, следовательно, возрастанием способности к комплексообразованию. Например, труднорастворимый оксалат лютеция Lu₂(C₂O₄)₃ (соль щавелевой кислоты Н₂С₂О₄) при наличии в растворе избыточного количества оксалат-ионов растворяется с образованием комплексных ионов [Lu(C₂O₄)₃]^3-.

Окраска ионов РЗЭ³⁺ в растворе: La³⁺, Ce³⁺, Gd³⁺, Yb³⁺, Lu³⁺ - бесцветные;

4f⁰ f ¹ f⁷ f¹³ f¹⁴

Другие ионы окрашены в зелено-, желто-, розовые цвета.

Вследствие близости химических свойств разделение РЗЭ представляет сложную задачу. Для их разделения используют особые методы: дробную кристаллизацию, ионный обмен, экстракцию, которые позволяют столь незначительные отличия в растворимости однотипных соединений, комплексообразующей способности (связанные с различиями в радиусах) использовать для разделения РЗЭ.

Растворимость однотипных солей РЗЭ в разных степенях окисления (+2 , +3, +4) могут существенно отличаться, что позволяет сравнительно легко отделить от общей группы РЗЭ те элементы, которые имеют аномальные степени окисления. Поэтому церий – один из самых доступных элементов, он дешевле, чем остальные РЗЭ, полученные в чистом виде.
ПРИМЕР. Для РЗЭ³⁺ - ЭРО₄ и Э(JO₃)₃ нерастворимы в воде, но растворимы в азотной кислоте,

Се⁴⁺ - Ce(HPO₄)₂ и Се(JO₃)₄ – нерастворимы и в воде, и в азотной кислоте (до

определенной концентрации).

Для РЗЭ³⁺ - Э₂(SO₄)₃ хорошо растворимые соли

Э(ОН)₃ труднорастворимый гидроксид

Для Eu²⁺ - EuSO₄ труднорастворимая соль ( сходство с Ва²⁺)

Eu(OH)₂ растворимый гидроксид ( сходство с Ва²⁺)

Способность к комплексообразованию у ионов Се⁴⁺ выражена гораздо сильнее, чем у РЗЭ³⁺. В высшей степени окисления церий образует комплексы даже с анионами сильных кислот: Ce(NO₃)₆^2-, Ce(SO₄)₃^2-, Ce(ClO₄)₆^2-, CeCl₆^2-.

Окислительно-восстановительные свойства соединений Ce⁴⁺ и Eu²⁺.
Стандартный потенциал редокспары E⁰ (Eu³⁺/Eu²⁺) = -0.43 вольт свидетельствует о том, что соли Eu²⁺ обладают сильными восстановительными свойствами, а соли Eu³⁺ - слабыми окислительными свойствами. Следовательно, Eu²⁺ легко окисляется даже окислителями средней силы, а Eu³⁺ - восстанавливается только очень сильными восстановителями с потенциалом меньше, чем –0.43 вольт, например, активными металлами (Mg, Zn, Al ).

EuSO₄ + SO₂  / Eu₂(SO₄)₃ /

Eu³⁺ + Mg  / Eu²⁺, Mg²⁺ /
Стандартный потенциал редокспары Е⁰ (Се⁴⁺/Се³⁺) = +1.3  1.8 вольт (в зависимости от прочности комплексных ионов церия с различными лигандами) свидетельствует о том, что соли Се⁴⁺ обладают сильными окислительными свойствами, а соли Се³⁺ - очень слабыми восстановительными свойствами. Водные растворы солей Се⁴⁺ неустойчивы, вода разлагается с выделением О₂ (Се⁴⁺ окисляет ионы кислорода):

Ce⁴⁺ + H₂O  / Ce³⁺, O₂ /

Пероксид водорода, обладая ОВ-двойственностью, в реакциях с Се⁴⁺ выступает восстановителем:

Ce⁴⁺ + H₂O₂ +  H⁺ / Ce³⁺, O₂ /

^{желтый бесцветный}

Оксид церия (+4) растворяется в соляной кислоте с окислением хлорид-ионов:

CeO₂ + HCl  / CeCl₃, Cl₂ /
Окислить Се³⁺ до Се⁴⁺ можно только очень сильными окислителями с Е  (+1.3  1.8) В, например висмутатом натрия: Ce³⁺ + NaBiO₃  H⁺ /Ce⁴⁺, Bi³⁺ /
В щелочной среде потенциал Е [Се(OH)₄/Ce(OH)₃] существенно понижается и ионы Ce³⁺ могут окисляться в растворе даже кислородом воздуха (правда, скорость реакции мала):

Ce(OH)₃ + O₂  / Ce(OH)₄/

^{белый бурый}


Области применения РЗЭ.

1. 
   Металлургия. Легирование сталей для придания им жаропрочности. Легирующую добавку вводят в виде сплава РЗЭ, называемого «мишметаллом» (40-45% Ce, 20-25% La, остальное - другие РЗЭ).
   
2. 
   Стекольная промышленность – производство специальных стекол.
   

Pr₂O₃, Nd₂O₃ – окрашенные стекла для светофильтров.

Nd₂O₃, Ce₂O₃ – стекла, непрозрачные для ультрафиолетового излучения.

Sm₂O₃, Eu₂O₃ – стекла, поглощающие тепловые нейтроны (военная техника).

Сe₂O₃, La₂O₃ – особо прозрачные оптические стекла (просветленная лантановая оптика).

3. 
   Лазерная техника, производство люминофоров.
   
4. 
   Производство ферритов на основе Gd₂O₃.
   

АКТИНИДЫ
В отличие от лантанидов, актиниды представлены только радиоактивными изотопами, вследствие неустойчивости ядер. По мере возрастания заряда ядра неустойчивость изотопов возрастает и уменьшается период полураспада.

Изотоп _1/2

²³²₉₀ Th 1,4¹⁰ лет

²³⁸₉₂ U 4,510⁹ лет

²⁶⁰₁₀₃ Lr 180 c

Возраст Земли составляет 5,510⁹ лет, поэтому в природе встречаются изотопы тех элементов, период полураспада которых сопоставим с возрастом Земли. Это изотопы элементов тория, урана и протактиния. Все остальные получены искусственным путем в результате ядерных реакций. Основные методы их получения:

1. 
   Ядерные реакции с участием нейтронов и легких заряженных частиц – протонов, дейтронов, ядер гелия. Так были получены элементы от ₉₄Pu до ₁₀₁Md.
   

²³⁸₉₂U + ₀¹n  ²³⁹₉₂U -   ²³⁹₉₃Np -   ²³⁹₉₄Pu

²³⁹₉₄Pu + ₂⁴He  ²⁴² ₉₆Cm + ₀¹n
²⁴² ₉₆Cm + ₂⁴He  ²⁴⁵₉₈Cf + ₀¹n

2. 
   Ядерные реакции с участием тяжелых ионов углерода, азота, кислорода, неона, так называемый «горячий синтез». Мишенью служат ядра урана или плутония, которые бомбардируются пучками ускоренных тяжелых ионов. Так были получены элементы от ₁₀₂No до ₁₀₅Ns.
   

²⁴²₉₄Pu + ²²₁₀Ne  ²⁶⁰₁₀₄Ku + 4 ₀¹n

3. 
   Мишени из «магических» ядер свинца (или висмута) облучают ускоренными тяжелыми ионами титана, хрома, марганца, железа - так называемый «холодный синтез». Этим методом были получены элементы № 106, 107, 108.
   

²⁰⁷₈₂Pb + ⁵⁴₂₄Cr  ²⁵⁹₁₀₆Э + 2₀¹n
Строение электронных оболочек и степени окисления.
Общее строение электронных оболочек атомов актинидов 5f^2-14 6s²p⁶d^{0(или 1)} 7s². Эффект провала d¹ электрона на 5f-подуровень наблюдается у ₉₄Pu, ₉₅Am, ₉₈Cf – ₁₀₂No.

₉₀ Th не является f-элементом и имеет строение 5f⁰6s²p⁶d²7s².

Вследствие особой близости 6d- и 5f-сотояний элементы от Th до Cm (f ⁷d¹s²) проявляют переменные степени окисления, поскольку в образовании химических связей могут участвовать не только s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего слоя, но и внутренние f-электроны.


Таблица степеней окисления
+7   

+6    

+5     

+4       

+3          . . . . … 

+2 

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf . . . . . . Lr

 

^{Трасурановые элементы} Кюриды
 - наиболее устойчивые степени окисления

 - менее устойчивые степени окисления

• 
  - неустойчивые степени окисления
  

Элементы, следующие за ураном, имеют большой набор степеней окисления, похожи по своим химическим свойствам на уран. Их называют уранидами или трансурановыми элементами. В одинаковой степени окисления свойства их ионов очень близки.

Am³⁺, U³⁺, Pu³⁺

Th⁴⁺, U⁴⁺, Pu⁴⁺

UO₂²⁺, PuO₂²⁺, NpO₂²⁺
Одинаково заряженные ионы отличаются по степени их устойчивости к действию окислителей или восстановителей. Эти отличия используют для разделения ионов внутри группы.

Элементы, следующие за кюрием, являются аналогами вышестоящих лантанидов. Их называют кюридами. Изучение их химических свойств очень затруднено из-за малого времени жизни изотопов, а так же из-за радиолиза воды, проходящего под воздействием интенсивного излучения.

Далее рассматриваются физические и химические свойства наиболее важных элементов: тория, урана, плутония.
ТОРИЙ. Открыт Берцелиусом в 1828 году и назван в честь бога войны Тора. Радиоактивность тория обнаружена М.Кюри. Торий является источником ядерного горючего, сам торий под воздействием нейтронов не делится.

²³²₉₀ Th + ¹₀n  ²³³₉₀ Th -   ²³³₉₁ Pa -   ²³³₉₂ U искусственное ядерное горючее, делится

на медленных нейтронах.

Уран по своим химическим свойствам отличается от тория, поэтому его легко отделить.

В природе торий представлен единственным изотопом ²³²₉₀ Th,  - радиоактивным. Он явлется родоначальником ряда радиоактивного распада, поэтому ториевые руды примерно в 10 раз более радиоактивны, чем сам торий. В природе тория столько же, сколько свинца, в 25 раз больше, чем урана, но он очень рассеян. Минералы – торит ThSiO₄, монацит (РЗЭ)PO₄ThSiO₄. Торий обычно встречается совместно с РЗЭ.

Торий – тяжелый тугоплавкий металл (1845⁰С). По свойствам напоминает мягкую сталь (куется, прокатывается). Порошок тория пирофорен. Металлический торий получают из оксида, фторида или хлорида методом металлотермии (кальциетермия):

_t

ThF₄ + Ca  Th + 2CaF₂

^{атмосфера} Ar

Химические свойства тория.

Это активный металл. E⁰ (Th⁴⁺/Th) = -1.9 вольт. Покрыт пленкой оксида, поэтому инертен при обычных условиях. Th + O₂ = ThO₂. При нагревании активно взаимодействует с кислородом, азотом, углеродом, водородом, галогенами, серой, фосфором с образованием оксида, нитрида, карбида, гидрида, галогенидов, сульфида, фосфида. Переработка тория осуществляется в атмосфере аргона.

Торий растворяется в кислотах соляной и азотной медленно при нагревании. Для ускорения процесса используют в качестве катализатора следы ионов фтора:

_F^-

Th + 4HCl  ThCl₄ + 2H₂

Торий пассивируется концентрированной азотной кислотой (образуется пленка ThO₂) и не растворяется в плавиковой и фосфорной кислотах (образуются пленки фторида и фосфата).

По строению электронной оболочки d²s² торий похож на гафний и цирконий, а по положению в ПСЭ (первый актиноид) похож также на церий (+4), следовательно, и по химическим свойствам он является аналогом этих элементов. В отличие от церия торий не имеет устойчивой степени окисления (+3).

ThO₂ – основной оксид. Природный оксид, а также прокаленный при высокой температуре разрушается с трудом. Растворяется только в разбавленной азотной кислоте при нагреваниии в присутствии катализатора (следовых количеств ионов F^-).

Th(OH)₄ (белый) свежеосажденный – растворяется в любой кислоте, давая растворимые соли – хлорид, нитрат, сульфат, перхлорат.

Труднорастворимые соли (нерастворимы даже в азотной кислоте) – фторид ThF₄, оксалат Th(C₂O₄)₂, фосфат Th(HPO₄)₂, иодат Th(JO₃)₄.

Благодаря высокому заряду торий образует комплексные соединения: (NH₄)₆[Th(CO₃)₅],

(NH₄)₄ [Th(C₂O₄)₄].
УРАН. Открыт Клапротом в 1789 году и назван в честь планеты Уран. Долго не находил практического применения. Радиоактивность урана обнаружена Беккерелем. Интересно проследить этапы переработки урановых руд Иохимовского месторождения в Чехословакии.

1853-1900 годы уран добывают для получения зеленой краски (изготовление окрашенного стекла).

1900-1942 годы – добывают урановую руду для получения радия, который является продуктом распада урана, а уран отправляют в отвалы.

С 1942 года уран используют в атомной промышленности.

Уран очень рассеянный элемент, но его в природе больше в 1000 раз, чем золота. Известно не менее 150 минералов. Самый простой по составу уранинит или урановая смоляная руда U₃O₈ (или UO₂2UO₃). Природный уран состоит из трех изотопов:

²³⁸₉₂ U 99.27% _1/2 4.510⁹ лет

²³⁵₉₂ U 0.72% 7.1310⁸ лет

²³⁴₉₂ U 0.0057% 2.4810⁵ ле
Искусственных изотопов десять от ²²⁷ U до ²⁴⁰ U. Все изотопы радиоактивны. Уран-238 является родоначальником ряда радиоактивного распада. Используется как источник плутония (смотри ранее). Уран-235 делится на медленных нейтронах, является ядерным горючим.

Металлический уран – тяжелый, мягкий, пластичный, Т_{плавления}  1100⁰С, пирофорен. Для получения используют методы металлотермического восстановления (в атомосфере аргона или в вакууме) или электролиз расплава UF₄.

UF₄ + 2Mg  U + 2MgF₂ (магниетермия)

UO₂ + 2Ca  U + 2CaO (кальциетермия)
Химические свойства урана.
В химическом отношении более активен, чем торий: E⁰ (U⁴⁺/U) = -2,41 вольт. Легко окисляется кислородом воздуха, взаимодействует практически со всеми неметаллами. При нагревании разлагает воду: U + 2H₂O = UO₂ + 2H₂

Легко растворяется в кислотах HCl, HClO₄, медленно в азотной и серной (полного растворения в серной кислоте не происходит).

При растворении в кислотах-окислителях HNO₃, HC1O₄, или в других кислотах в присутствии окислителя Н₂О₂, уран окисляется до высшей степени окисления (+6) с образованием ионов уранила UO₂²⁺. Без окислителей уран растворяется с образованием ионов U³⁺, U⁴⁺. Устойчивость степеней окисления смотри в таблице.

Оксиды урана.

Наиболее устойчивы оксиды UO₂, UO₃ и смешанный оксид U₃O₈ (или UO₂2UO₃).

UO₂ (коричневого цвета) – имеет основной характер. Соответствующий ему гидроксид U(OH)₄ – труднорастворимое основание. И оксид, и гидроксид растворяются в кислотах, не обладающих сильными окислительными свойствами, с образованием солей U⁴⁺, растворы которых имеют зеленую окраску: UO₂ + 4HCl = UCl₄ + 2H₂O

U(OH)₄ + 2H₂SO₄ = U(SO₄)₂ + 2H₂O
Поскольку степень окисления (4+) является промежуточной, то ионы U⁴⁺ способны проявлять восстановительные свойства и окисляться до UO₂²⁺. Согласно потенциалу Е⁰(UO₂²⁺/U⁴⁺) = 0.33 вольт, ионы U⁴⁺ являются довольно сильными восстановителями и легко окислятся кислородом воздуха и другими окислителями с Е  0.33 вольт. Поэтому при растворении UO₂ в окислительных кислотах (HNO₃, HClO₄), а также в соляной или серной кислотах в присутствии окислителей (Н₂О₂), образуются только соли урана (+6) - нитрат, перхлорат, хлорид или сульфат уранила UO₂²⁺. Растворы солей уранила окрашены в желтый цвет. Например,
3UO₂ + 8HNO_3(разб.) = 3UO₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
Оксид UO₃ (оранжевого цвета) имеет амфотерный характер. Его гидрат может быть представлен и как основание, и как кислоты: UO₃H₂O  UO₂(OH)₂,

UO₃H₂O  H₂UO₄ –урановая кислота

2UO₃H₂O  H₂U₂O₇ – диурановая кислота

Урановые кислоты и все их соли, включая аммонийную, нерастворимы в воде. Поэтому оксид UO₃ растворяется в кислотах, а со щелочами взаимодействует только при сплавлении:

UO₃ + 2HCl = UO₂Cl<sub>2

t</sub>

2UO₃ + 2NaOH  Na₂U₂O₇ + H₂O

^{сплавление}

Соли уранила – нитрат, хлорид, сульфат, ацетат, перхлорат – растворимы в воде.

Двойные и тройные соли уранила - NaAcUO₂Ac₂, NaAcZnAc₂UO₂Ac₂– малорастворимы в воде.

Ионы уранила образуют комплексные соединения. Наиболее важными для технологии урана являются Na₄[UO₂(CO₃)₃] и H[UO₂(NO₃)₃]. В виде карбонатного комплекса, растворимого в воде, уран может быть отделен от тех элементов, которые в карбонатной среде дают труднорастворимые карбонаты, основные карбонаты или гидроксиды за счет гидролиза (например, алюминий и железо).

Нитратный комплекс уранила растворяется в органических растворителях, содержащих кислород, а также в смеси трибутилфосфата и керосина, что позволяет отделить уран методом экстракции от большинства элементов.

При действии на соли уранила избытка щелочи (аммиака) получаются нерастворимые соли диурановой кислоты – диуранаты: 2UO₂Cl₂ + 4NaOH  2UO ₂(OH)₂ + 4NaCl

2UO ₂(OH)₂  2H₂UO₄ = H₂U₂O₇ + H₂O

H₂U₂O₇ + 2NaOH = Na₂U₂O₇ + 2H₂O

^{____________________________________________________________}

Суммарная реакция: 2UO₂Cl₂ + 6NaOH = Na₂U₂O₇ + 4NaCl + 3H₂O
Фториды урана.
В химической технологии урана широко используются фторидные соединения урана, которые обладают рядом уникальных свойств.