Торијум

Торијум (Th, лат. thorium) је хемијски елемент из групе актиноида.[4][5] Име је добио по једном од нордијских богова — Тору. Његов атомски број је 90, и незнатно је радиоактиван. Заједно са уранијумом користи се као примарно гориво у нуклеарним реакторима. Торијум је 1828. открио шведски хемичар Јакоб Берцелијус. Припада групи хемијских елемената актиноиди (7. периода, ф-блок периодног система елемената). Он је један од само три радиоактивна елемента који се могу наћи у природи у нешто већој количини као примордијални елемент (друга два су бизмут и уранијум).[a] Открио га је норвешки минералог Мортен Тран Есмарк 1828. године, а идентификовао шведски хемичар Јацоб Берзелиус, који му је и дао име по нордијском божанству муња - Тору.

Атом торијума има 90 протона и 90 електрона, од којих су четири валентни електрони. Метал торијума је сребренаст, а јако потамни ако је изложен ваздуху. Он је незнатно радиоактиван: његови сви познати изотопи су нестабилни, а шест изотопа се јавља у природи (227Th, 228Th, 230Th, 231Th, 232Th и 234Th) који имају време полураспада између 25,52 сати и 14,05 милијарди година. Изотоп торијум-232 који има 142 неутрона је најстабилнији међу свим изотопима торијума, те сачињава готово сав природни торијум, док се осталих пет природних изотопа јавља само у траговима. Он се распада врло споро путем алфа распада на радијум-228, започињући ланчани распад под називом торијумова серија која завршава изотопом олова-208. Сматра се да торијума има од три до четири пута више од уранијума у Земљиној кори, а углавном се рафинира из монацитног песка као нуспроизвод издвајања ретких земних метала.

Торијум се некада често користио као извор осветљења као мрежица за гасне лампе и као материјал за легирање, међутим ова пракса је постепено престала због пораста свести о његовог радиоактивности. Торијум се користио и као елемент за легирање у непотрошним ТИГ електродама за заваривање. Он је и даље остао популаран као материјал за висококвалитетну оптику и научне инструменте. Торијум и уранијум су једина два радиоактивна елемента који имају значајније и обимније комерцијалне употребе које се не заснивају на њиховој радиоактивности. За торијум се предвиђа да ће моћи заменити уранијум као гориво у нуклеарним реакторима, међутим до данас је направљено само неколико торијумских реактора.

Торијум
Thorium-1
Општа својства
Име, симболторијум, Th
Изгледсребрнобео, често са црним затамњењем
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Ce

Th

(Uqq)
актинијумторијумprotactinium
Атомски број (Z)90
Група, периодагрупа Н/Д, периода 7
Блокf-блок
Категорија  актиноид
Рел. ат. маса (Ar)232,0377(4)[1]
Ел. конфигурација[Rn] 6d2 7s2
по љускама
2, 8, 18, 32, 18, 10, 2
Физичка својства
Агрегатно стањечврст
Тачка топљења2023 K ​(1750 °‍C, ​3182 °F)
Тачка кључања5061 K ​(4788 °‍C, ​8650 °F)
Густина при с.т.11.7 g/cm3
Топлота фузије13,81 kJ/mol
Топлота испаравања514 kJ/mol
Мол. топл. капацитет26,230 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 2633 2907 3248
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 3683 4259 5055
Атомска својства
Оксидациона стања4, 3, 2, 1
(слобо базни оксид)
Електронегативност1,3
Енергије јонизације1: 587 kJ/mol
2: 1110 kJ/mol
3: 1930 kJ/mol
Атомски радијус179,8 pm
Ковалентни радијус206±6 pm
Thorium spectrum visible
Остало
Кристална структурапостраничноцентр. кубична (FCC)
Facecentredcubic кристална структура за торијум
Брзина звука танак штап2490 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширење11.0 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост54.0 W/(m·K)
Електрична отпорност157 nΩ·m (на 0 °‍C)
Магнетни распоредпарамагнетичан[2]
Магнетна сусцептибилност (χmol)132,0·10−6 cm3/mol(293 K)[3]
Јангов модул79 GPa
Модул смицања31 GPa
Модул стишљивости54 GPa
Поасонов коефицијент0,27
Мосова тврдоћа3,0
Викерсова тврдоћа295–685 MPa
Бринелова тврдоћа390–1500 MPa
CAS број7440-29-1
Историја
Именовањепо Тору, нордијском богу грмљавине
ОткрићеЈакоб Берцелијус (1829)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
227Th трагови 18,68 дана α 223Ra
228Th трагови 1,9116 година α 224Ra
229Th трагови 7917 година α 225Ra
230Th 0,02% 75400 година α 226Ra
231Th трагови 25,5 h β 231Pa
232Th 99,98% 1,405×1010 година α 228Ra
234Th трагови 24,1 дана β 234Pa

Историја

Откриће

Mårten Eskil Winge - Tor's Fight with the Giants - Google Art Project
Митолошки Тор, по којем је овај елемент добио име

Шведски хемичар Јацоб Берзелиус је 1815. анализирао минерал из рудника бакра у Фалуну. Претпостављајући да се је минералу садржан нови елемент, претпостављеном елементу дао је име торијум према нордијском божаству муња, Тору. Међутим, касније се показало да се заправо радило о минералу итријума, углавом састављеном од итријум ортофосфата.[7] Пошто се итријум у овом минералу првобитно грешком сматрао за нови елемент, минерал је добио име ксенотим, према грчким речима κενός (привид, празнина) и τιμή (вредност, част).[8][9]

Мортен Тран Есмарк је 1828. пронашао црни минерал на острву Левеја у Норвешкој те је узорак дао свом оцу Јенс Есмарку, познатом минералогу. Есмарк старији није успео да одреди о ком се минералу ради па га је послао шведском хемичару Берцелијусу да га проучи. Берцелијус је пронашао да узорак садржи нови елемент.[7] Своје откриће је објавио 1829. године.[10][11][12] Међутим, искористио је име ранијег открића наводног елемента.[10][13] Тако, изворном минералу је дао назив торит, који је имао хемијски састав (Th, U)SiO4.[7]

Каснији развој

У Мендељејевом периодном систему из 1869, торијум и елементи ретких земаља били су смештени изван главне табеле, на крају сваке усправне периоде после земноалкалних метала. Тим се осликавало мишљење тог времена да су торијум и метали ретких земаља двовалентни.[b] Каснијим сазнањима да су елементи ретких земаља углавном тровалентни, а торијум четворовалентан, Мендељејев је 1871. померио церијум и торијум у групу IV, која је садржавала данашњу групу угљеника, групу титанијума, церијум и торијум, због тога што је њихово највише оксидационо стање било +4.[14][15] Dок је церијум врло брзо уклоњен из основне табеле те стављен у засебну серију лантаноида, торијум је ту остао све до 1945. када је Глен Т. Сиборг шватио да је торијум други члан серије актиноида те да попуњава ред f-блока, уместо да је тежи хомолог хафнијума и да попуњава четврти ред d-блока.[16]

Да је торијум радиоактиван први пут су доказали 1898. независно једно од другог пољско-француска физичарка Марија Кири и немачки хемичар Герхард Карл Шмит.[17][18][19] Између 1900. и 1903. Ернест Радерфорд и Фредерик Соди открили су да се торијум распада истом брзином током времена у серију других елемената. Ово откриће је довело до сазнања о појму времена полураспада након неких експеримената о алфа честицама којим су дошли до теорије радиоактивности.[20]

Карактеристике

Decay Chain Thorium
Ланац распада 4n торијума-232, познат и као торијумов низ

Физичке

Торијум је мек, парамагнетичан, сребренасто бели, радиоактивни метал високог сјаја. Спада у актиноиде. У периодном систему елемената, налази се десно од актиноида актинијума, лево од протактинијума, а испод лантаноида церијума. Чисти торијум је мек, врло дуктилни метал, а може се хладно ваљати, ковати и извлачити (у жицу и сл).[21]

Измерене особине јако много варирају у зависности од количине нечистоћа у испитиваном узорку. Највећи удео у нечистоћама обично има торијум-диоксид (ThO2). Најчистији узорци торијума обично садрже око један промил-диоксида.[21] Његова израчуната густина износи 11,724 g/cm3, док експериментална мерења дају вредности између 11,5 и 11,66 g/cm3:[21] ове вредности се налазе негде између оних код суседног актинијума (10,07 g/cm3) и протактинијума (15,37 g/cm3), што показује континуитет тренда дуж серије актиноида.[21] Међутим, тачка топљења торијума од 1750 °C је изнад оне и код актинијума (1227 °C) и протактинијума (1562 ± 15 °C): талишта актиноида немају јасну зависност од њиховог броја f електрона, мада постоји благи тренд према доле од торијума до плутонијума, док се број f електрона повећава од нула до шест.[22] Торијум је мекан метал, са модулом еластичношћу од 54 GPa, што се може поредити оним код калаја и скандијума. Тврдоћа торијума је слична оној код меког челика, тако да се загрејани чисти торијум може ваљати у лим или извлачити у жицу.[22] Торијум постаје суперпроводник при температури испод 1,40 K.[21][c]

Мада торијум има упола мању густину од уранијума и плутонијума, он је пођеднако тврд као ова два метала.[22] Међу актиноидима, торијум има највишу тачку топљења и другу најнижу густину (нижу има само актинијум).[21] Термална експанзија, електрична и топлотна проводљивост торијума, протактинијума и уранијума су приближно исте, и типичне су за пост-прелазне метале.[23]

Изложен кисеонику из ваздуха постепено тамни. Он је полиморфан, постоји у више модификација. Торијум такође гради легуре са многим другим металима. Са хромом и уранијумом, гради еутектичне смеше, а торијум се потпуно може мешати, било у чврстом или течном стању, са својим лакшим аналогом церијумом.

Хемијске

Торијум је изузетно реактиван метал. При стандардним условима температуре и притиска, торијум полако напада вода, али се не раствара у већини уобичајених киселина, уз изузетак хлороводоничне киселине.[21][24] Лако се расвара у концентрираној азотној киселини која садржи мање количине каталитичких флуоридних или флуоросиликатних јона;[21][25] а ако њих нема долази до пасивизације.[21] При високим температурама, торијум врло лако ступа у реакцију са кисеоником, водоником, азотом, сумпором и халогеним елементима. Такође он може да гради и бинарна једињења са угљеником и фосфором.[21] Када се торијум раствори у хлороводичној киселини настаје црни остатак, највероватније ThO(OH, Cl)H.[21]

Фино иситњени метални торијум представља ризик од пожара због лаког запаљења (пирофорности) те се с њим мора пажљиво руковати.[21] Када се загрејава у пристуству ваздуха, торијум се запали и гори бљештавим пламеном са белом светлошћу те сагоревањем даје-диоксид. У већим комадима, реакција чистог торијума са зраком је спора, мада се корозија ипак јавља након неколико месеци; међутим већина узорака торијума је контаминирана у одређеној мери с његовим-диоксидом који знатно убрзава кородирање.[21] Такви узорци се полако пасивизирају у ваздуху, попримајући најпре сиву а касније потпуно црну боју.[21]

Најважније оксидационо стање торијума је +4, присутно у једињењима као што су торијум-диоксид (ThO2) и торијум тетрафлуорид (ThF4), мада су позната и једињења где је он у нижим формалним оксидационим стањима.[26][27][28] Тетравалентна једињења торијума су безбојна захваљујући мањку електрона у 6d и 5f орбиталама у торијуму(IV).[22]

У воденим растворима, торијум се јавља искључиво као тетрапозитивни водени јон [Th(H2O)9]4+, који има троврху тригоналну призматску молекуларну геометрију:[29][30] при pH вредности < 3, раствори торијумских соли имају овај катјон.[29] Дужина везе Th-O износи (245 ± 1) pm, координациони број торијума Th4+ је (10,8 ± 0,5), ефективни набој 3,82 а друга координацијска сфера садржи 13,4 молекула воде.[29]

Јон Th4+ је релативно велик те је највећи тетрапозитивни јон међу актинидима, а у зависности од координацијског броја може имати пречник између 0,95 и 1,14 Å. Као резултат тога торијумове соли имају слабу тенденцију да се хидролизирају, слабију од многих вишеструко наелектрисаних јона попут Fe3+.[29] Специфична особина торијумових соли је њихова велика растворљивост, не само у води него и у поларним органским растварачима.[22] Торијум показује активирање угљеник-водоник веза, градећи нека необична једињења. Атоми торијума се вежу на више атома од било којег другог елемента: на примјер у једињењу торијум-аминодиборанат, торијум има координациони број 15.[31]

Атомске

Атом торијума има 90 електрона, од којих су четири валентна електрона. У теорији, валентним електронима су на располагању четири атомске орбитале које могу заузети: 5f, 6d, 7s и 7p. Међутим, 7p орбитала је знатно дестабилизирана и стога није заузета у основном стању било којег торијумовог јона.[32] Упркос торијумовом месту у f-блоку периодног система елемената, он у основном стању има аномалну електронску конфигурацију [Rn]6d27s2. Ипак, у металном торијуму, конфигурација [Rn]5f16d17s2 је слабо побуђено стање па 5f орбитале могу бити заузете, те постоје у широј енергетској траци.[32]

Електронске конфигурације јона торијума у основном стању су следеће: Th+, [Rn]6d27s1; Th2+, [Rn]5f16d1;[d] Th3+, [Rn]5f1; Th4+, [Rn]. Ово показује повећање стабилизације 5f орбитала како се повећава набој јона; међутим, ова стабилизација није довољна да се хемијски стабилизује јон Th3+ са његовим слободним 5f валентним електроном те је стога стабилан и најчешћи облик торијума у хемијским спојевима јон Th4+ са отпуштена четири валентна електрона, остављајући инертно језгро са унутрашњим електронима електронске конфигурације племенитог гаса радона.[32][33] Измерена је и прва енергија јонизације торијума 1974. године[34] и износи (6,08 ± 0,12) eV; док су новија мерења дала прецизније податке 6,3067 eV.[24]

Изотопи

Иако торијум има шест изотопа који се могу наћи у природи, ниједан од њих није стабилан. Међутим, један изотоп, 232Th, је релативно стабилан јер има време полураспада од 14,05 милијарди година, што је знатно дуже од старости Земље, те дуже и од генерално прихваћене старости свемира (око 13,8 милијарди година).[e] Овај изотоп је најдуже „живући” међу свим изотопима који имају више од 83 протона те чини готово сав природни торијум. Стога, торијум се, у том погледу, може сматрати и моноизотопним елементом.[35][36][37] Ипак, у дубоким морима и океанима удео изотопа 230Th се знатно повећава у довољној мери да је IUPAC 2013. године одлучио да торијум класификује у бинуклидне (двоизотопне) елементе.[38] Руде уранијума са малим концентрацијама торијума се могу прочистити да би се добили узорци торијума тежине око 1 грама, у којима више од четвртине чини изотоп 230Th.[39] Торијум има карактеристичан земљаски изотопски састав, који се састоји већином од 232Th и релативно мало 230Th, те му атомска маса износи 232,0377(4) u.[38]

Познате особине алотропских модификација торијума[21]
Алотропска модификација α (мерено при 0  °C) β (мерено при 1450  °C) високи притисак (мерено при 102 GPa)
температура прелаза (α→β) 1360  °C (β→течнос) 1750  °C високи притисак
симетрија кубна равански центрирана кубна просторно центрирана тетрагонална просторно центрирана
густина (g·cm−3) 11,724 11,724 непозната
параметри решетке (pm) a = 508,42 a = 411 a = 228,2, c = 441,1

Распрострањеност

MonaziteUSGOV
Монацитни песак, који осим торијума садржи и многе друге ретке метале попут ербијума, самаријума, церијума и слично

Изотоп торијума-232 је примордијални нуклид, који је постојао у свом данашњем облику пре више од 4,5 милијарди година, што представља процењену старост планете Земље. Он је настао у језгрима умирућих звезда током р-процеса те се касније раширио по целој галаксији након супернове.[40] Његовим радиоактивним распадом настаје значајна количина Земљине унутрашње топлоте.[41]

Природни торијум је генерално изотопски чист 232Th, који уједно има и најдуже време полураспада, те је и најстабилнији изотоп торијума, са „животним веком” упоредивим са старости свемира. Када његов извор не би садржавао уранијум, једини изотоп торијума који би се налазио био би 228Th, присутан у ланцу распада торијума-232 (торијумева серија): однос изотопа 228Th и 232Th би био мањи од 10−10.[39] Међутим, пошто је уранијум присутан, присутни су и малехни трагови неколико других изотопа 231Th и 227Th, насталих у ланцу распадања уранијума-235 (актинијумова серија), те незнатно више али и даље у траговима изотопа 234Th и 230Th из ланца распада уранијума-238 (уранијумова серија).[39] Раније у историји Земље, изотоп 229Th такође је настајао у ланцу распада, данас несталог, изотопа нептунијума-237 (нептунијумова серија). Данас се овај изотоп производи као „кћерка” вештачког изотопа уранијума-233, а који настаје из зрачења неутронима изотопа 232Th.[39]

На Земљи, торијум није толико редак елемент како се раније мислило. Његов удео у Земљиној кори се може мерити са оловом и молибденом, има га двоструко више од арсена, а троструко више од калаја.[42] У природи, он се налази у оксидационом стању +4, заједно са уранијумом(IV), цирконијумом(IV), хафнијумом(IV) и церијумом(IV), али такође и са скандијумом, итријумом и тровалентним лантаноидима који имају сличне јонске радијусе.[42] Осим тога, торијум се може јавити само као споредни састојак бројних минерала.[42]

Иако га количински има релативно много, торијум је доста распршен па се врло реко налази у већим концентрацијама. Данас једини исплативи извор торијума је монацитни песак и минерални конгломерати у Онтарију, Канада. Раније га је било и у Индији, Јужноафричкој Републици, Бразилу, Аустралији и Малезији, а у ретким, посебним случајевима такав монацит је садржавао и до 20% ThO2, а најчешће мање од 10%. У канадској руди, торијум је заступљен у виду ураноторита, мешаним Th-U силикатима који су помешани са уранинитом. Иако је садржај ThO2 у њему врло низак и износи 0,4%, и даље је могуће издвајање торијума као нуспроизвод добијања уранијума.[43]

Употреба

Осветљење

Торијум се користио, углавном у облику оксида, за прављење гасних лампи, међутим због радиоактивности својих испарења, престала је њихова производња. Те гасне лампе су се правиле од мешавине 99% торијум оксида и 1% церијума нитрата у коју се урањао вунено плетиво које би затим било запаљено. У пламену се распадао торијум нитрат на торијум-диоксид и азот. Остајала је крхка структура која је у пламену гасова давала белу светлост и која није повезана са радиоактивношћу торијума, него је резултат обичног сагоревања.

Нуклеарно гориво

У реакторима се торијум користи за производњу уранијумовог изотопа 233U: Из торијума 232Th се путем бомбардовања неутронима добија изотоп 233Th; он се затим распада преко протактинијума 233Pa на уранијум 233U. Данас је развијена технологија којом се овај процес одвија у реакторима са воденим хлађењем с циљем смањења количине нуклеарног отпада.[44] Настали изотоп 233U се може цепати и користи се у нуклеарним реакторима.

Напомене

  1. ^ Трагови примордијалног изотопа плутонијума-244 и данас постоје у природи,[6] али се не јављају у количинама као споменута три елемента
  2. ^ Овакво мишљење је почивало на чињеници да су ретке земље постављене на то место према вредностима атомских тежина од две трећине од стварних, док су за торијум и уранијум биле наведене вредности око половине од њихових данашњих.
  3. ^ Прелазна температура је између 1,35 и 1,40 K.[21]
  4. ^ [Rn]6d2 је у релативно ниско побуђеном стању конфигурације јона Th2+.[32]
  5. ^ Изотоп 232Th је заправо нуклид са најкраћим „животним веком” који има време полураспада дуже од генерално прихваћене старости свемира. Он је шести најнестабилнији примордијални нуклид: међу примордијалним нуклидима само 238U, 40K, 235U, 146Sm и 244Pu имају краћа времена полураспада.[35]

Референце

  1. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  2. ^ Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). CRC Press. стр. 4—135. ISBN 978-0-8493-0486-6.
  3. ^ Weast, R. (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4.
  4. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
  6. ^ C., Hoffman D.; Lawrence, F. O.; et al. (1971). „Detection of Plutonium-244 in Nature”. Nature. 234 (5325): 132—134. doi:10.1038/234132a0.
  7. 7,0 7,1 7,2 Wickleder et al., pp. 52–3
  8. ^ Xenotime-(Y) u bazi podataka Mindat, Hudson Institute of Mineralogy 1993-2015, pristupljeno 7. augusta 2015.
  9. ^ Handbook of Mineralogy - Xenotime-(Y), 2001-2005 Mineral Data Publishing, verzija 1, pristupljeno 7. augusta 2015, arhivirano 22. jula 2015.
  10. 10,0 10,1 Elvira, Weeks Mary (1932). „The discovery of the elements. XI. Some elements isolated with the aid of potassium and sodium: Zirconium, titanium, cerium, and thorium”. Journal of Chemical Education. 9 (7): 1231. Bibcode:1932JChEd...9.1231W. doi:10.1021/ed009p1231.
  11. ^ Berzelius, J. J. (1829). „Untersuchung eines neues Minerals und einer darin erhalten zuvor unbekannten Erde”. Annalen der Physik und Chemie. 16 (7): 385—415. Bibcode:1829AnP....92..385B. doi:10.1002/andp.18290920702.
  12. ^ Berzelius, J. J. (1829). „Undersökning af ett nytt mineral (Thorit), som innehåller en förut obekant jord"”. Kungliga Svenska Vetenskaps Akademiens Handlingar: 1—30.
  13. ^ Johannes, Schilling (1902). „Die eigentlichen Thorit-Mineralien (Thorit und Orangit)”. Zeitschrift für Angewandte Chemie. 15 (37): 921. doi:10.1002/ange.19020153703.
  14. ^ Leach, Mark R. „The INTERNET Database of Periodic Tables”. Приступљено 14. 5. 2012.
  15. ^ Jensen William B. (2003). „The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table” (PDF). Journal of Chemical Education. American Chemical Society. 80 (8): 952—961. Bibcode:2003JChEd..80..952J. doi:10.1021/ed080p952. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 11. 6. 2010. Приступљено 13. 6. 2019. Пронађени су сувишни параметри: |pristupdatum= и |accessdate= (помоћ)
  16. ^ Masterton William L.; Hurley Cecile N.; Neth Edward J. Chemistry: Principles and reactions (7 изд.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. стр. 173. ISBN 978-1-111-42710-8.
  17. ^ Curie, Marie (1898). „Rayons émis par les composés de l'uranium et du thorium”. Comptes Rendus. 126: 1101—1103. OL 24166254M.
  18. ^ Schmidt, G. C. (1898). „Über die vom Thorium und den Thoriumverbindungen ausgehende Strahlung”. Verhandlungen der Physikalischen Gesellschaft zu Berlin. 17: 14—16.
  19. ^ Schmidt, G. C. (1898). „Über die von den Thorverbindungen und einigen anderen Substanzen ausgehende Strahlung”. Annalen der Physik und Chemie. 65: 141—151.
  20. ^ Galbraith, Simmons John (1996). The Scientific 100: A Ranking of the Most Influential Scientists, Past and Present. Seacaucus NJ: Carol. стр. 19. ISBN 978-0-8065-2139-8.
  21. 21,00 21,01 21,02 21,03 21,04 21,05 21,06 21,07 21,08 21,09 21,10 21,11 21,12 21,13 21,14 21,15 Wickleder et al. (2006.), pp. 61–3.
  22. 22,0 22,1 22,2 22,3 22,4 Yu. D. Tretyakov, ур. (2007). Non-organic chemistry in three volumes. Chemistry of transition elements. 3. Moskva: Academy. ISBN 978-5-7695-2533-9.
  23. ^ Seitz, Frederick; Turnbull, David (1964). Solid state physics: advances in research and applications. Academic Press. стр. 289—291. ISBN 978-0-12-607716-2.
  24. 24,0 24,1 „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (81 изд.). CRC press. ISBN 9780849304811. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 12. 1. 2012. Приступљено 13. 6. 2019.
  25. ^ Hyde, Earl K. (1960). The radiochemistry of thorium (PDF). Subcommittee on Radiochemistry, National Academy of Sciences—National Research Council.
  26. ^ Wickleder et al., pp. 64–6
  27. ^ Wickleder et al., pp. 70–7
  28. ^ Wickleder et al., pp. 78–94
  29. 29,0 29,1 29,2 29,3 Wickleder et al., pp. 117–134
  30. ^ Ingmar, Persson (2010). „Hydrated metal ions in aqueous solution: How regular are their structures?” (PDF). Pure Appl. Chem. 82 (10): 1901—1917. doi:10.1351/PAC-CON-09-10-22. Приступљено 23. 8. 2014.
  31. ^ Daly, Scott R.; et al. (2010). „Synthesis and Properties of a Fifteen-Coordinate Complex: The Thorium Aminodiboranate [Th(H3BNMe2BH3)4]”. Angewandte Chemie International Edition. 49: 3379—3381. doi:10.1002/anie.200905797.
  32. 32,0 32,1 32,2 32,3 Wickleder et al., pp. 59–60
  33. ^ Golub et al., pp. 222–7
  34. ^ Martin, W. C.; Hagan, Lucy; Reader, Joseph; Sugan, Jack (1974). „Ground Levels and Ionization Potentials for Lanthanide and Actinide Atoms and Ions” (PDF). J. Phys. Chem. Ref. Data. 3 (3): 771—9. doi:10.1063/1.3253147. Приступљено 19. 10. 2013.
  35. 35,0 35,1 Audi, O.; Wapstra; Thibault; Blachot; Bersillon (2003). „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties” (PDF). Nuclear Physics A. 729: 3—128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.
  36. ^ J. R. de Laeter, H.; Böhlke; Bièvre, P. De; Hidaka; et al. (2003). „Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report).”. Pure and Applied Chemistry. 75 (6): 683—800. doi:10.1351/pac200375060683.
  37. ^ Wieser, M. E. (2006). „Atomic weights of the elements 2005 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 78 (11). doi:10.1351/pac200678112051.
  38. 38,0 38,1 IUPAC, Standard Atomic Weights Revised v2
  39. 39,0 39,1 39,2 39,3 Wickleder et al., pp. 53–5
  40. ^ „Synthesis of heavy elements”. Архивирано из оригинала на датум 20. 8. 2007. Приступљено 13. 6. 2019.
  41. ^ Shimizu, Y.; et al. (2011). „Partial radiogenic heat model for Earth revealed by geoneutrino measurements”. Nature Geoscience 4: 647—651. doi:10.1038/ngeo1205.
  42. 42,0 42,1 42,2 Wickleder et al., pp. 55–6
  43. ^ Greenwood, A.; Earnshaw (1997). Chemistry of the Elements (2 изд.). School of Chemistry University of Leeds UK; Butterworth-Heinemann. стр. 1255. ISBN 978-0-7506-3365-9.
  44. ^ „Atomkraft, etwas sauberer”.

Литература

  • Yu. D. Tretyakov, ур. (2007). Non-organic chemistry in three volumes. Chemistry of transition elements. 3. Moskva: Academy. ISBN 978-5-7695-2533-9.
  • Hyde, Earl K. (1960). The radiochemistry of thorium (PDF). Subcommittee on Radiochemistry, National Academy of Sciences—National Research Council.
  • Masterton William L.; Hurley Cecile N.; Neth Edward J. Chemistry: Principles and reactions (7 изд.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. стр. 173. ISBN 978-1-111-42710-8.
  • Galbraith, Simmons John (1996). The Scientific 100: A Ranking of the Most Influential Scientists, Past and Present. Seacaucus NJ: Carol. стр. 19. ISBN 978-0-8065-2139-8.
  • Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). CRC Press. стр. 4—135. ISBN 978-0-8493-0486-6.
7. периода хемијских елемената

Седма периода хемијских елемената у себи садржи један алкални метал, један земљани алкални метал, девет прелазних метала, дванест актиноида, четрислаба метала, један халогени елемент и један племенити гас. Седмој периоди припадају елементи: францијум, радијум, актинијум, торијум, протактинијум, уранијум, нептунијум, плутонијум, америцијум, киријум, берклијум, калифорнијум, ајнштајнијум, фермијум, мендељевијум, нобелијум, лоренцијум, радерфордијум, дубнијум, сиборгијум, боријум, хасијум, митнеријум, дармштатијум, рендгенијум, коперницијум, унунтријум, унунквадијум, унунпентијум, унунхексијум, унунсептијум, унуноктијум. Ови елементи имају атомске бројеве између 87 и 118. У овој периоди укупно се налази 32 хемијских елемената.

хемијски елементи седме периоде

Актинијум

Актинијум (Ac, лат. actinium) је хемијски елемент из групе непостајаних актиноида. Име је добио по грчкој речи aktinos која означава пречник. Француски хемичар Андре Л. Дебијерн је открио актинијум 1899. године на основу откривања јонизујућег зрачења. У исто време, кад и Дебијерн, тај елемент је открио и немачки хемичар Фридрих О. Гизел, који је предлагао непризнат назив emanium (латински emanare значи ширити се, разливати се). Од имена елемента актинијум изводи се и назив целе групе актиноиди, која обухвата радоактивне елементе чије се атомске масе налазе између 89 do 102, од којих је први актинијум.

Актиноид

Актиноиди или актиниди: хемијски елементи са редним бројем од 89-103 (актинијум и њему слични елементи: торијум, протактинијум, уранијум, нептунијум, плутонијум, америцијум, киријум, берклијум, калифорнијум, ајнштајнијум, фермијум, мендељевијум, нобелијум и лоренцијум), припадају такозваној унутрашњој периоди прелазних метала. Сви су радиоактивни, а од Нептунијума па надаље добијају се само вештачким путем, док се неки користе и као нуклеарно гориво.

Алфа распад

Алфа распад је облик радиоактивног распада у којем се атомско језгро избацивањем алфа честице (атомског језгра хелијума) преобраћа у језгро са масеним бројем, А, мањим за 4 јединице и наелетрисањем, Z мањим за 2 јединице. Распад може бити приказан следећом схемомом: где су X и Y хемијски симболи родитеља, односно потомка, z редни а А масени број. На пример, распад уранијума (U) се представља нуклеарном реакцијом: што се пише и као: Или, распад радијума (Ra): или : Поједностављени изрази у којима се наелетрисање језгра не појављује експлицитно чешће се користе јер на први поглед комплетне једначине изгледају по наелетрисањима неуравнотежене. У ствари, узмакло језгро потомка врло брзо губи своја два електрона а на неком другом месту заустављена алфа честица прима два електрона и прелази у неутрални атом хелијума. Дакле, у горњим реакцијама очувани су како бројеви нукелона (неутронa, протона) тако и број електрона.)

Алфа распад се у суштини може сматрати цепањем атомског језгра (нуклеарна фисија), где се језгро родитељ цепа на два потомка од којих је један хелијум. Алфа распад се одвија помоћу тунел ефекта. За разлику од бета распада, алфа распад се одвија под утицајем јаке силе. Алфа честице имају кинетичку енергију реда 5 MeV (тј. ≈0,13% њихове тоталне енергије која износи 110 TJ/kg) и брзину од 15.000 km/s (што одговара брзини приближно 0,05c). Упркос томе, алфа честице се у ваздуху заустављају на путањи од неколико сантиметара. Због постојања алфа распада, скоро целокупна количина хелијума насталог на Земљи потиче из наслага минерала који садрже уранијум и торијум, а на површину излази као нуспроизвод у производњи природног (земног) гаса. Алфа распад честица је природан вид зрачења честица. Анализа је показала да је α-зрачење састављено од два протона и два неутрона (конфигурација хелијума). α-распад се јавља код елемената великог редног броја (z > 82). Настаје емисијом α-честица из језгра искључиво тунел ефектом. Енергије алфа честица имају дискретан спектар и тачно одређен спектар вредности енергија. Вредности енергија α-честица су реда величине неколико MeV-а. Приликом емисије α-честице, језгро радиоактивног елемента (родитеља) је трансформисано у језгро другог елемента (потомка) чији је редни број мањи за два, а масени за четири.

До распада долази због нестабилности атомског језгра односно неуравнотеженог броја протона и неутрона у њему. Нека су атомска језгра природно нестабилна и распадају се у дужем или краћем временском интервалу (време полураспада), а нека стабилна атомска језгра могу постати нестабилна након што на њих делују честице велике енергије. Алфа распад се догађа најчешће код масивних језгара која имају превелик однос протона у односу на неутроне. Алфа честица с два протона и два неутрона је врло стабилна конфигурација нуклеона. Многа се језгра масивнија од олова (> 106 у или више од 106 атомских јединица масе) распадају овим распадом. Најмања атомска језгра која могу зрачити алфа-честице је телуријум (З = 52), који има атомску масу од 106 до 110. Код алфа распада атомска маса и редни бројеви језгра се мењају, што значи да атомско језгро која се распада и језгро настало тим распадом припадају различитим хемијским елементима, те стога, имају различита хемијска својства.

Кад је однос неутрона и протона у атомском језгру одређених атома пренизак, они емитирају алфа-честицу како би успоставили равнотежу. На пример: полонијум-210 има 126 неутрона и 84 протона, што је однос од 1,50 према 1. Након радиоактивног распада емитовањем алфа честице, однос постаје 124 неутрона напрема 82 протона или 1,51 напрема 1. Будући да број протона у језгру одређује елемент, полонијум-210 након емисије алфа честице постаје олово-206 који је стабилан елемент. Атоми који емитују алфа честице углавном су врло велики атоми, тј. имају високе атомске бројеве. Много је природних и вештачких радиоактивних елемената који емитују алфа честице. Природни извори алфа-честица имају атомски број најмање 82, уз неке изузетке. Најважнији алфа емитери су: америцијум-241 (Z = 95), плутонијум-236 (Z = 94), уранијум-238 (Z = 92), торијум-232 (Z = 90), радијум-226 (Z = 88), радон-222 (Z = 86). Алфа емитери су присутни у различитим количинама у готово свим стенама, тлу и води. Након емисије, алфа честице се због велике масе и електричног набоја крећу се релативно споро (отприлике 1/20 брзине светлости) и у ваздуху потроше сву енергију након неколико центиметара и тада вежу слободне електроне и постају хелијум.

Америцијум

Америцијум (Am, лат. americium) је хемијски елемент из групе актиноида. Име потиче од континента Америка.

Антимон

Антимон (Sb, лат. stibium) елемент је из групе металоида.Руде антимона су: антимонит (Sb2S3) и улманит (NiSbS).Примена: Користи се за производњу штампарских легура.

У Србији 19. века за антимон коришћен је назив расток.

Калифорнијум

Калифорнијум (Cf, лат. californium) хемијски је елемент из групе актиноида. Име је добио по Калифорнији, једној од савезних држава САД-а.

Ливерморијум

Ливерморијум (Lv), раније унунхексијум (Uuh), вероватно је постпрелазни метал.

Мендељевијум

Мендељевијум (Md, лат. mendelevium), погрешно мендељејевијум, хемијски је елемент из групе актиноида. Радиоактиван је и добија се искључиво вештачким путем — бомбардовањем ајнштајнијума алфа-честицама. Атомски број му је 101. Први га је добио амерички нобеловац Глен Сиборг са сарадницима, 1955. године и од тада, па до 1957. означавао се симболом Mv. Овај хемијски елемент назван је по руском хемичару Димитрију Ивановичу Мендељејеву.

Нуклеосинтеза

Нуклеосинтеза је процес којим се стварају нова атомска језгра из већ постојећих нуклеона, примарно протона и неутрона. Први нуклеуси су формирани око три минута након Великог праска, процесом који се зове нуклеосинтеза Великог праска. Тада су водоник, хелијум и литијум формирани да би постали садржајем првих звезда, а овај прастари процес одговоран је за садашњи однос водоника и хелијума у космосу.

Формацијом звезда, тежи нуклеуси су створени из водоника и хелијума стеларном нуклеосинтезом, процесом који се и данас наставља. Неки од ових елемената, поготово они лакши од гвожђа, настављају да буду изведени из интерстеларном медијума када звезде мале масе избаце свој спољни омотач пре него што колабирају да би настали бели патуљци. Остаци њихових избачених маса формирају планетарне небуле које се могу посматрати нашом галаксијом.

Нуклеосинтеза супернове унутар звезда које експлодирају спајањем угљеника и кисеоника одговорни су за заступљености елемената између магнезијума (атомски број 12) и никла (атомски број 28). За нуклеосинтезу супернове се такође мисли да је одговорна за креацију ређих елемената тежих од гвожђа и никла, у неколико последњих секунди догађаја супернове типа II. Синтеза ових тежих елемената апсорбује енергију (ендотермички процес) како се исти стварају, од енергије произведене током експлозије супернове. Неки од ових елемената настају од апсорпције више неутрона (процес Р) у периоду од неколико секунди током експлозије. Елементи који настају у суперновама укључују најтеже познате елементе, као што су дугоживећи елементи уранијум и торијум.

Спалација космичких зрака, узрокована када космичке зраке утичу на интерстеларни медијум и фрагментују веће атомске врсте, значајан је извор лакших језгара, посебно 3He, 9Be и 10,11B — који не настају стеларном нуклеосинтезом.

Поред процеса фузије одговорних за растуће заступљености елемената у универзуму, неколико мањих природних процеса наставља да производи веома мали број нуклида на Земљи. Ови нуклиди доприносе мало њиховој заступљености, али могу да буду одговорни за постојање специфичног новог језгра. Ови нуклиди се производе преко радиогенезе (распада) дугоживећих, тешких, примордијалних радионуклида као што су уранијум и торијум. Бомбардовање елемената космичким зракама на Земљи такође доприноси постојању ретких, краткоживећих атомских врста које се зову космогенични нуклиди.

Протактинијум

Протактинијум (Pa, лат. protactinium) је хемијски елемент из групе актиноида. Име је добио склапањем две латинске речи prot и actinium, које заједно означавају претходника актинијума.

Проширени периодни систем

Проширени периодни систем (енгл. extended periodic table) теоретски је периодни систем са елементима после оганесона са редним бројем 118 (после 7. периоде/реда). Тренутно је познато и потврђено укупно седам периода у периодном систему елемената, који завршава елементом атомског броја 118 који комплетира седму периоду.

Ако се открије још елемената са већим атомским бројем од оног који има тренутно последњи откривени елемент, исти ће се смештати у додатне периоде које ће да прате форму садашњих, како би се илустровале законитости у својствима елемената које се периодично понављају. Очекује се да ће све периоде које се додају да садржавају више елемената него што их тренутно има седма периода, зато што је предвиђено постојање додатног такозваног g-блока у ком ће у свакој периоди да буде најмање 18 елемената са делимично попуњеним g-орбиталама.

Глен Т. Сиборг је 1969. године предвидео постојање система са осам периода (енгл. eight-period table), у ком би требало да се нађе и поменути блок. IUPAC дефинише елемент као ’постојећи’ ако му је време живота дуже од 10−14 секунди, што је време потребно да нуклеус формира електронски облак. Ниједан елемент у овом блоку још увек није синтетисан или пронађен у природи. Први елемент g-блока би могло да има атомски број 121, а према томе би његово систематско име било унбиунијум. Елементи у овом блоку ће највероватније бити веома нестабилни по питању радиоактивног распадања и имаће невероватно мало време полуживота, с тим да постоји хипотеза да би елемент 126 могло да се нађе на острву стабилности које је отпорно на фисију али не и на алфа распад. Није сасвим јасно колико елемената има шансу да физички постоји после острва стабилности, нити да ли ће 8. периода да буде комплетна односно хоће ли икако бити 9. периоде.

Према орбиталним апроксимацијама квантне механике по питању атомске структуре, g-блок би одговарао елементима са делимично попуњеним g-орбиталама, али ефекти спинорбиталне интеракције поприлично смањују валидност орбиталних апроксимација за елементе са великим атомским бројем. Док у Сиборговој верзији додатне периоде тежи елементи прате узорак низа долазећи после лакших елемената, пошто у обзир нису узети релативистички ефекти, модели у којима је урачунат и утицај релативистичких ефеката предвиђају нешто друго. Пека Пике и Б. Фрике користили су рачунарско моделовање да би израчунали позиције елемената до Z = 184; открили су да ће неколико елемената вероватно одступати од Маделунговог правила.Ричард Фајнман је истакао да поједностављена интерпретација релативистичке Диракове једначине наилази на проблеме са електронским орбиталама када је Z > 1/α ≈ 137 (подробније описано у одељцима испод), што указује на то да неутрални атоми не могу да постоје након унтрисептијума те да периодни систем елемената заснован на електронским орбиталама тиме престаје у овој тачки. С друге стране, још ригорознијом анализом се добија да је лимит пак нешто већи — Z ≈ 173.

Радиоизотоп у траговима

Радиоизотоп у траговима је радиозиотоп који се јавља природно у количини у траговима (тј. екстремно малим количинама). Генерално говорећи, радиоизотопи у траговима имају полуживоте који су кратки при поређењу са старошћу Земље, пошто примордијални нуклиди имају тенденцију да се јављају у већим а не у количинама у траговима. Радиоизотопи у траговима су стога присутни само зато што су континуирано произвођени на Земљи природним процесима. Природни процеси који производе радиоизотопе укључују бомбардовање стабилних нуклида космичким зракама, обични алфа и бета распад дугоживећих тешких нуклида, торијум-232, уранијум-238 и уранијум-235, спонтану фисију уранијума-238 и реакције нуклеарне трансмутације индуковане природном радиоактивношћу као што је производња плутонијума-239 и уранијума-236 од неутронског захвата природног уранијума.

Рендгенијум

Рендгенијум (Rg), неправилно рентгенијум, вероватно је прелазни метал. До 1. августа 2004. године био је познат под називом унунунијум (Uuu), када је званично потврђено ново име. Рендгенијум је назив добио по презимену немачког физичара Вилхелма Конрада Рендгена.

Рутенијум

Рутенијум (Ru, лат. ruthenia) метал је VIIIB групе. Име је добио по латинском називу за Русију.

Овај елемент не поседује битније минерале и обично се јавља у рудама платине.

Тенесин

Тенесин (Ts) супертешки је синтетички хемијски елемент са атомским бројем 117. Његов садашњи назив је признат од стране IUPAC-а. Елемент су синтетизовали руски и амерички научници који раде у „Обједињеном институту за нуклеарно истраживање” у руском градићу Дубна.

Тулијум

Тулијум (Tm, лат. thulium) је хемијски елемент из групе лантаноида. Име је добио по речи Thule, античком називу за Скандинавију.

Заступљеност: Тулијум је заступљен у Земљиној кори у количини од 0,48 ppm.

Најважнији минерали су му:

монацит (Ce,La,Th,Nd,Y,Pr,Tm)PO4 и

(Ce,La,Nd,Y,Pr,Tm)CO3F

Фермијум

Фермијум (Fm, лат. fermium) хемијски је елемент из групе актиноида. Име је добио по физичару Енрику Фермију.

Циркон

Циркон је минерал, који припада групи незосиликата. Његово хемијско име је цирконијум силикат и има хемијску формулу ZrSiO4. Хафнијум је увек присутан и има га од 1% до 4%. Има тетрагоналну кристалну структуру. Природна боја циркона варира од безбојне, жутозлатне, црвене, смеђе и зелене. Безбојни примерци, који имају квалитет драгог камена представљају сурогат за дијамант. Такви примерци су познати као Матура дијаманти.

Име долази или од арапске речи zarqun, што значи цинобер или од персијске речи zargun што значи „златне боје“. Жути циркон назива се и хијацит. У средњем веку су све жуто драго камење називали хијацинит. Циркон се сматра традиционалним драгим каменом за особе рођене у децембру.

На другим језицима

This page is based on a Wikipedia article written by authors (here).
Text is available under the CC BY-SA 3.0 license; additional terms may apply.
Images, videos and audio are available under their respective licenses.