[go: up one dir, main page]
Пређи на садржај

Радијум

Уреди везе
С Википедије, слободне енциклопедије
Датум измене: 8. јул 2024. у 21:04; аутор: FelixBot (разговор | доприноси) (Уклањање шаблона "кратак опис" уз пребацивање на Википодатке)
(разл) ← Старија измена | Тренутна верзија (разл) | Новија измена → (разл)
Радијум
Општа својства
Име, симболрадијум, Ra
Изгледсребрнасто бео металан
У периодноме 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
Ba
↑
Ra
↓
(Ubn)
францијум ← радијум → актинијум ‍
Атомски број (Z)88
Група, периодагрупа 2 (земноалкални метали), периода 7
Блокs-блок
Категорија  земноалкални метал
Рел. ат. маса (Ar)226,0254103(25)[1]
Масени број226 (најстабилнији изотоп)
Ел. конфигурација
по љускама
2, 8, 18, 32, 18, 8, 2
Физичка својства
Тачка топљења973 K ​(700 °‍C, ​1292 °F) (оспорено)
Тачка кључања2010 K ​(1737 °‍C, ​3159 °F)
Густина при с.т.5,5 g/cm3
Топлота фузије8,5 kJ/mol
Топлота испаравања113 kJ/mol
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 819 906 1037
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 1209 1446 1799
Атомска својства
Електронегативност0,9
Енергије јонизације1: 509,3 kJ/mol
2: 979,0 kJ/mol
Ковалентни радијус221±2 pm
Валсов радијус283 pm
Линије боје у спектралном распону
Спектралне линије
Остало
Кристална структура ​унутрашњецентр. кубична (BCC)
Унутрашњецентр. кубична (BCC) кристална структура за радијум
Топл. водљивост18,6 W/(m·K)
Електроотпорност1 µΩ·m (на 20 °‍C)
Магнетни распореднемагнетан
CAS број7440-14-4
Историја
ОткрићеПјер и Марија Кири (1898)
Прва изолацијаМарија Кири (1910)
Главни изотопи
изотоп расп. пж. (t1/2) ТР ПР
223Ra трагови 11,43 d α 219Rn
224Ra трагови 3,6319 d α 220Rn
225Ra трагови 14,9 d β− 225Ac
226Ra трагови 1600 y α 222Rn
228Ra трагови 5,75 y β− 228Ac
референце • Википодаци

Радијум (Ra, лат. radium), земноалкални је метал из IIA групе са атомским бројем 88.[2][3] Име потиче од латинске речи radius која означава пречник. Радијум има 25 изотопа чије се атомске масе налазе између 213-230. Сви његови изотопи су нестабилни. Најстабилнији изотоп је 226, који има време полу распада 1600 година. При распадању радијума, јавља се снажна јонизирајућа радијумација која може побудити флуоресцентне хемикалије и узроковати радиолуминисценцију. Радијум су открили Пјер Кири у Марија Кири у Паризу 1898. године. Заступљен је у земљиној кори у количини од 6x10−7 ppm (енгл. parts per million).

Најважнија једињења радијума су соли Ra2+ које су се користиле за производњу неких врста фарби. Радијум се више не користи због тога што је радиоактиван. Радијум нема никакав биолошки значај. Присутан је у људским костима у количини од 2x10−9 ppm. У чистом облику он је сребрнаст, блистав метал. Има јаке радиоактивне особине. Његове хемијске особине су сличне магнезијуму. Врло споро реагује са кисеоником градећи оксид RaO и доста брзо са водом градећи хидроксид Ra(OH)2. Чисти елементарни радијум се врло лахко веже са азотом (чешће него с кисеоником) када се изложи ваздуху, градећи црни површински слој радијум-нитрида (Ra3N2).

Радијум се у природи јавља међу рудама уранијума, у облику оксида RaO и хидроксида Ra(OH)2, те (у много мањој мјери) рудама торијума у траговима, приближно седмину грама по тони уранинита. Данас радијум нема никакве комерцијалне употребе осим оне у нуклеарној медицини. Раније, користио се као радиоактивни извор у радиолуминисцентним уређајима, а због својих наводних лековитих особина користили су га надрилекари за лечење својих пацијената. Данас такве употребе радијума су забрањене и не спроводе се, јер је свест о отровности радијума много већа, а за радиолуминисцентне уређаје користе се мање опасни изотопи.

Историја

[уреди | уреди извор]
Марија и Пјер Кири изводе експерименте са радијумом, цртеж Андра Кастења

Радијум су открили Марија Кири и њен муж Пјер Кири 21. децембра 1898. у узорку минерала уранинита. Док су раније проучавали овај минерал, Киријеви су из њега прво издвојили уранијум, те открили да је преостали материјал и даље веома радиоактиван. Затим су из уранинита у јулу 1898. издвојили елемент доста сличан бизмуту, а касније се испоставило да се радило о полонијуму. Међутим, и након издвајања ових елемената, радиоактивна мешавина се састојала из две компоненте: једињења баријума, који су давали живописну зелену боју пламену, те непознатих радиоактивних једињења која су давала кармин спектралне линије које никад раније нису документоване. Брачни пар Кири је запазио да су радиоактивна једињења доста слична једињењима баријума, уз разлику да су била још слабије растворљива од њих. Та особине је била корисне за Киријеве при раздвајању радиоактивних једињења, и да тако открију нови елемент. Своје откриће објавили су у Француској академији наука 26. децембра 1898.[4][5]

Име за радијум потиче из 1899. а изведено је из француске речи radium, настале из модерног латинског radius (зрак, сноп). Повод овом називу била је особина радијума да емитује енергију у облику „снопова” (да „зрачи”).[5][6][7]

Радијум у облику чистог метала изоловали су 1910. Марија Кири и Андре-Луи Деберн помоћу електролизе раствора чистог радијум-хлорида (RaCl2) користећи живину катоду, те добивши тако радијум-жива амалгам. Када се тај амалгам загрејава у атмосфери гасовитог водоника, из њега се отпушта жива а преостаје чисти метални радијум.[8] Исте године, Е. Иоле је изоловао радијум помоћу топлотно распадања његовог азида, Ra(N3)2.[9] Метални радијум је први пут произведен у индустријском обиму почетком 20. века у фирми Бирако, подружници компаније UMHK, у њеном постројењу у белгијском граду Олену.[10] Историјска мерна јединица за радиоактивност, кири, била је заснована на радиоактивности изотопа радијума 226Ra.[11]

Особине

[уреди | уреди извор]

Радијум је најтежи познати земноалкални метал и до данас је једини радиоактивни члан ове групе хемијских елемената. Његове физичке и хемијске особине у многим аспектима наликују његовом лакшем конгенеру баријуму.

Физичке

[уреди | уреди извор]

Чисти радијум је волатилан (испарљив) сребрено-бели метал, иако његови лакши конгенери калцијум, стронцијум и баријум имају незнатно жуте нијансе.[12] Његова боја врло брзо нестаје ако се изложи деловањем ваздуха, јер настаје црни слој радијум нитрида (Ra3N2).[13] Сматра се да његова тачка топљења износi 700 °C или 960 °C,[14][15][а] а тачка кључања 1737 °C. Обе ове вредности су незнатно ниже од него код баријума, што потврђује периодне трендове дуж елемената II групе.[16] Попут баријума и алкалних метала, радијум се кристализује у просторно-центрираном кубном кристалном систему при стандардном притиску и температури: дужина везе радијум-радијум износи 514,8 pm.[17] Густина радијума износи 5,5 g/cm3, што је више од баријума, што опет потврђује периодне трендове. Однос густине радијума и баријума упоредив је с односом атомских маса између ова два елемента,[18] због сличних кристалних структура тих елемената.[18][19]

Хемијске

[уреди | уреди извор]

Радијум, попут баријума, је изузетно реактиван метал и увек се јавља у оксидационом стању +2.[13] Радијум гради безбојне катјоне Ra2+ у воденим растворима, који се понашају изразито базно и не граде лако комплексе.[13] Стога су већина једињења радијума једноставна јонска једињења,[13] мада се очекује да у везама учествују и 6s и 6p електрони (поред валентних 7s електрона) због релативистичких ефеката те би појачало ковалентни карактер једињења радијума попут RaF2 и RaAt2.[20] Из тог разлога, стандардни потенцијал електрода за половину реакције Ra2+ (t) + 2e− → Ra (č) iznosi −2,916 V, што је чак незнатно ниже од вредности за баријум (−2,92 V), док се вредности од лакших према тежим елементима у групи постепено повећава (Ca: −2,84 V; Sr: −2,89 V; Ba: −2,92 V).[12] Вредности за баријум и радијум су готово идентичне као и код тежих алкалних метала калијума, рубидијума и цезијума.[12]

Изотопи

[уреди | уреди извор]
Ланац распадања 238U, исконског претече 226Ra

Радијум има 33 позната изотопа чији масени бројеви се крећу од 202 до 234. Сви његови изотопи су радиоактивни.[21] Четири његова изотопа природно се јављају у распадном низу (ланцу) примордијалних изотопа торијума-232, уранијума-235 и уранијума-238: 223Ra (полувреме распада 11,4 дана), 224Ra (3,64 дана), 226Ra (1.600 година) и 228Ra (5,75 година) (223Ra од уранијума-235, 226Ra од уранијума-238, а остала два од торијума-232). Међутим, сви ови изотопи имају времена полураспада исувише кратка да би били примордијални радионуклиди те у природи постоје само из ових распадних низова.[9] Заједно са вештачким изотопом 225Ra (време полураспада: 15 дана), ових пет изотопа су најстабилнији изотопи овог елемента.[9] Сви остали до данас откривени изотопи имају времена полураспада краћа од два сата, а код већине њих краћа су од једне минуте.[21] Познато је најмање 12 нуклеарних изомера. Међу њима, најстабилнији је радијум-205m, чије време полураспада износи између 130 и 230 милисекунди, а што је и даље краће од 24 изотопа у основним стањима.[21] Током историје проучавања појаве радиоактивности, различитим природним изотопима радијума давана су различита имена. Према том обрасцу, изотоп 223Ra је добио име актинијум X (AcX), 224Ra торијум X (ThX), 226Ra радијум (Ra), а 228Ra мезоторијум 1 (MsTh1).[9] Тек након што су научници дошли до закључка да су сви они изотопи радијума, већина назива је изашла из употребе, а појам „радијум” се почео односити на све изотопе, а не само на 226Ra.[9] Неки од производа распада радијума-226 добили су историјска имена, укључујући и име „радијум”, почев од радијума А до радијума Г.[9]

Изотоп 226Ra је најстабилнији изотоп радијума и последњи је изотоп у (4n + 2) низу распада уранијума-238, са временом полураспада од преко 1.000 година, и представља готово сад природни радијум. Директни производ распада овог изотопа је густи радиоактивни племенити гас радон, који заправо представља највећу опасност од радијума у околини.[22] Он је приближно 2,7 милиона пута више радиоактиван од исте моларне количине природног уранијума (односно природног уранијума-238), због свог пропорционално краћег животног века.[23][24]

Узорак металног радијума одржава своју температуру на вишем нивоу од околине, због радијумације, емитирајући алфа- и бета-честице те гама-зраке. Прецизније, природни радијум (од чега је највише изотопа 226Ra) емитује претежно алфа-честице, али у другим фазама током његовог ланца распадања (било уранијумов или радијумов низ) емитује алфа- или бета-честице, а готово све емисије честица праћене су гама-зрацима.[25]

Узорак метала радијума одржава се на вишој температури од своје околине због зрачења које емитује - алфа честице, бета честице и гама зраци. Прецизније, природни радијум (који је углавном 226Ra) емитује углавном алфа честице, али други кораци у његовом ланцу распадања (серија уранијума или радијума) емитују алфа или бета честице, и готово све емисије честица праћене су гама зрацима.[26]

Године 2013, откривено је да је језгро радијума-224 крушколиког облика.[27] Ово је било прво откриће асиметричног језгра.

Напомене

[уреди | уреди извор]
  1. ^ Обе вредности се јављају у научним изворима, али не постоји потпуно слагање међу научницима која је стварна тачка топљења радијума.

Референце

[уреди | уреди извор]
  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. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  3. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  4. ^ Curie, Pierre; Curie, Marie; Bémont, Gustave (1898). „Sur une nouvelle substance fortement radio-active, contenue dans la pechblende”. Comptes Rendus. 127: 1215—1217. Архивирано из оригинала 06. 08. 2009. г. Приступљено 1. 8. 2009. 
  5. ^ а б Weeks Mary Elvira (1933). „The discovery of the elements. XIX. The radioactive elements”. Journal of Chemical Education. 10 (2): 79. Bibcode:1933JChEd..10...79W. doi:10.1021/ed010p79. 
  6. ^ Ball, David W. (1985). „Elemental etymology: What's in a name?” (PDF). Journal of Chemical Education. 62: 787—788. doi:10.1021/ed062p787. Архивирано из оригинала (PDF) 15. 10. 2014. г. Приступљено 3. 3. 2017. 
  7. ^ Carvalho Fernando P. (2011). „Marie Curie and the Discovery of Radium”: 3—13. doi:10.1007/978-3-642-22122-4_1. 
  8. ^ Curie, Marie; Debierne, André (1910). „Sur le radium métallique" (O metalnom radiju)”. Comptes Rendus (на језику: француски). 151: 523—525. Приступљено 1. 8. 2009. 
  9. ^ а б в г д ђ Kirby 1964, стр. 3.
  10. ^ Ronneau, C.; Bitchaeva, O. (1997). Biotechnology for waste management and site restoration: Technological, educational, business, political aspects. Odjel naučnih poslova, NATO. стр. 206. ISBN 978-0-7923-4769-9. 
  11. ^ Frame, Paul W. „How the Curie Came to Be”. Приступљено 30. 4. 2008. 
  12. ^ а б в N. N. Greenwood; A. Earnshaw (1988). Chemie der Elemente (1 изд.). Weinheim: VCH. стр. 112—136. ISBN 3-527-26169-9. 
  13. ^ а б в г Kirby 1964, стр. 4.
  14. ^ Arthur Charles Wahl, Norman Andrew Bonner: Radioactivity Applied to Chemistry, J. Wiley, Chapman and Hall, 1951, str 211.
  15. ^ Proceedings of the sixth International Conference on Radioactive Waste Management and Environmental Remediation. Američko društvo inženjera mehanike (American Society of Mechanical Engineers). 1997. стр. 104. ISBN 978-0791812426. 
  16. ^ Lide D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0484-2. 
  17. ^ Weigel F.; Trinkl A. (1968). „Zur Kristallchemie des Radiums”. Radiochim. Acta. 10: 78. doi:10.1524/ract.1968.10.12.78. 
  18. ^ а б Young, David A. (1991). „Radium”. Phase Diagrams of the Elements. University of California Press. стр. 85. ISBN 0-520-91148-2. 
  19. ^ "Crystal Structures of the Chemical Elements at 1 bar", uni-bielefeld.de.
  20. ^ Thayer John S. (2010). „Relativistic Effects and the Chemistry of the Heavier Main Group Elements”: 81. doi:10.1007/978-1-4020-9975-5_2. 
  21. ^ а б в G. Audi; A. H. Wapstra; C. Thibault; J. Blachot; O. 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. Архивирано из оригинала (PDF) 20. 7. 2011. г. Приступљено 23. 2. 2017. 
  22. ^ Radium: Radiation Protection, US EPA
  23. ^ Soddy Frederick (25. 8. 2004). The Interpretation of Radium. стр. 139—. ISBN 978-0-486-43877-1. 
  24. ^ Malley Marjorie C (2011). Radioactivity. Oxford University Press. стр. 115—. ISBN 978-0-19-983178-4. 
  25. ^ Strutt R. J (7. 9. 2004). The Becquerel Rays and the Properties of Radium. стр. 133—. ISBN 978-0-486-43875-7. 
  26. ^ Strutt, R. J. (7. 9. 2004). The Becquerel Rays and the Properties of Radium. стр. 133—. ISBN 978-0-486-43875-7. Архивирано из оригинала 5. 9. 2015. г. Приступљено 27. 6. 2015. 
  27. ^ „First observations of short-lived pear-shaped atomic nuclei – CERN”. home.cern. Архивирано из оригинала 12. 6. 2018. г. Приступљено 8. 6. 2018. 

Литература

[уреди | уреди извор]

Спољашње везе

[уреди | уреди извор]
Радијум на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Радијум&oldid=27904483”