Википедија

Radon

чемицал елемент wитх атомиц нумбер 86

Radon (Rn, lat. radon) plemeniti je gas sa atomskim brojem 86.[3] Ime je dobio po hemijskom elementu radijumu. U periodnom sistemu elemenata nalazi se u šestoj periodi. Poznato je 27 radonovih izotopa, koji nastaju usled raspada radioaktivnog urana 238U, 235U i torijuma 232Th. Većina tih izotopa ima veoma kratko vreme poluraspada (manje od 1 sat). Izuzetak su 3 izotopa radona: 222Rn — 3,8 dana, 211Rn - 14,7 sati i 210Rn — 2,5 sati. Najopasniji po životnu sredinu je izotop 222Rn. On predstavlja 80% svih radonovih izotopa.[4] Radon za vreme svog raspada emituje alfa zrake (emituje i beta zrake ali u maloj količini) velike jonizacione moći.

Radon
Opšta svojstva
Ime, simbolradon, Rn
Izgledbezbojan gas
U periodnome sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Xe
↑
Rn
↓
Og
astat ← radon → francijum ‍
Atomski broj (Z)86
Grupa, periodagrupa 18 (plemeniti gasovi), perioda 6
Blokp-blok
Kategorija  plemeniti gas
Rel. at. masa (Ar)222,0175782(25)[1]
Maseni broj222 (najstabilniji izotop)
El. konfiguracija
po ljuskama
2, 8, 18, 32, 18, 8
Fizička svojstva
Tačka topljenja202 K ​(−71 °‍C, ​−96 °F)
Tačka ključanja211,5 K ​(−61,7 °‍C, ​−79,1 °F)
Gustina na STP (0 °‍C i 101,325 kPa)9,73 g/L
tečno st., na t.k.4,4 g/cm3
Kritična tačka377 K, 6,28 MPa[2]
Toplota fuzije3,247 kJ/mol
Toplota isparavanja18,10 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet5R/2 = 20,786 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 110 121 134
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 152 176 211
Atomska svojstva
Elektronegativnost2,2
Energije jonizacije1: 1037 kJ/mol
Kovalentni radijus150 pm
Valsov radijus220 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna struktura ​postraničnocentr. kubična (FCC)
Postraničnocentr. kubična (FCC) kristalna struktura za radon
Topl. vodljivost3,61×10-3  W/(m·K)
Magnetni rasporednemagnetičan
CAS broj10043-92-2
Istorija
OtkrićeErnest Raderford i Rober B. Ovens (1899)
Prva izolacijaVilijam Remzi i Robert Vajtlou-Grej (1910)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR
210Rn syn 2,4 h α 206Po
211Rn syn 14,6 h ε 211At
α 207Po
222Rn trace 3,8235 d α 218Po
224Rn syn 1,8 h β− 224Fr
reference • Vikipodaci

Radon je jedna od najgušćih supstanci koja je u gasovitom stanju pod normalnim uslovima. Takođe on je i jedini gas koji u normalnim uslovima ima samo radioaktivne izotope te se zbog svoje radioaktivnosti smatra opasnim za zdravlje. Njegova snažna radioaktivnost takođe onemogućava hemijske studije te je do danas poznato samo nekoliko njegovih jedinjenja. Radon nastaje kao jedan od međuproizvoda u normalnom radioaktivnom lancu raspadanja kroz koji se torijum i uranijum polako raspadaju do stabilnog olova. Torijum i uranijum su dva najrasprostranjenija radioaktivna elementa na Zemlji, a na njoj postoje od vremena kada je nastala. Njihovi prirodni izotopi imaju vrlo duga vremena poluraspada, u rasponima od nekoliko milijardi godina. Torijum i uranijum, njihov proizvod raspada radijum i njegov proizvod raspada radon, stoga će u narednih nekoliko desetaka miliona godina ostati u gotovo istom odnosu kao što su i danas.[5] Kako se i sam radon raspada, on daje nove radioaktivne elemente zvane kćerke radona tj. proizvode raspada. Za razliku od gasovitog radona, njegovi proizvodi raspada su u čvrstom stanju te se zalepe za površinu, kao što su čestice prašine u vazduhu. Ako se tako kontaminirana prašina udahne, te čestice se mogu zalepiti za disajne puteve u plućima i na taj način povećati rizik od razvoja raka pluća.[6]

Za razliku od svih drugih elemenata koji se nalaze u pomenutom lancu radioaktivnog raspada, radon je gasovit i lako dospeva u disajni sistem. Stoga, čak i u doba nuklearnih reaktora, radon koji se javlja u prirodi odgovoran je za većinu slučajeva izlaganja stanovništva jonizirajućem zračenju. Često je i jedini uzročnik doze pozadinske radijacije za neke osobe, i vrlo često je promjenjiv u zavisnosti od mesta. Uprkos kratkom vremenu poluraspada, do gasovitog radona iz prirodnih izvora može se akumulirati u koncentracijama mnogo višim od normalnih u nekim prostorijama, naročito u nižim područjima i nižim spratovima zgrada te podrumima i kanalima, uglavnom zbog svoje težine i gustine. Takođe se ponegde može naći i u prirodnim izvorima i geotermalnim vrelima.[7]

Epidemiološke studije su dokazale jasnu vezi između udisanja visokih koncentracija radona i povećane pojave raka pluća. Stoga se radon smatra značajnim zagađivačem koji može uticati na kvalitet vazduha u prostorijama širom sveta. Prema podacima Američke agencije za zaštitu okoline (EPA), radon je drugi uzročnik raka pluća po učestalosti, odmah nakon pušenja duvana, uzrokujući 21.000 smrtnih slučajeva godišnje u SAD-u. Oko 2.900 od tih smrtnih slučaja desilo se osobama koje nisu nikad pušile. Iako je među pušačima na drugom mestu među uzročnicima smrti, radon je na prvom mestu među uzročnicima raka pluća kod nepušača, prema procenama EPA.[8]

Osobine

uredi

Fizičke

uredi
 
Emisioni spektar radona koji je fotografirao Ernest Raderford 1908. godine. Brojevi pokraj spektra označavaju talasne dužine. Centralni spektar je radonov, dok su dva sa strane spektri helijuma (dodati su zbog kalibrisanja talasnih dužina).
 
Lanac raspada uranijuma-238.

Radon je bezbojan gas, bez ukusa i mirisa te se stoga ne može otkriti pomoću ljudskih čula. Pri standardnim uslovima temperature i pritiska, radon gradi monoatomski gas gustine 9,73 kg/m3,[9] što je oko 8 puta gušće od Zemljine atmosfere na nivou mora, koja iznosi 1,217 kg/m3.[10] Radon je jedan od najgušćih gasova pri sobnoj temperaturi i najgušći među plemenitim gasovima. Iako je pri standardnim uslovima pritiska i temperature bez boje, kada se ohladi ispod tačka topljenja od 202 K (−71 °C), radon emituje sjajnu radioluminescenciju koja prelazi iz žute u narandžasto-crvenu kako se temperatura snižava.[11] Nakon kondenzacije, radon sjaji zbog intenzivne radijacije koju proizvodi.[12] On je vrlo slabo rastvorljiv u vodi, ali je mnogo rastvorljiviji od lakših plemenitih gasova. Takođe je znatno više rastvorljiv u organskim rastvaračima nego u vodi.

Hemijske

uredi

Pošto je plemeniti gas, radon je u hemijskom smislu vrlo slabo reaktivan. Međutim, pošto je vreme poluraspada radona-222 samo 3,8 dana, to ga čini vrlo korisnim u fizičkim naukama kao prirodni radioaktivni traser (radioizotopski indikator).

Radon je član elemenata sa nultom valencijom koji se zovu i plemeniti gasovi. On je inertan u većini uobičajenih hemijskih reakcija, poput sagorevanja, jer njegova spoljna valentna ljuska sadrži osam elektrona. To mu daje stabilnu konfiguraciju sa minimalnom energijom u kojoj su spoljni elektroni vrlo snažno vezani.[13] Za izdvajanje jednog elektrona iz njegovih ljusaka potrebno je 1037 kJ/mol (takođe poznata i kao prva energija jonizacije).[14] Međutim, prema tredovima u periodnom sistemu, on ima nešto nižu elektronegativnost od elementa iznad njega u periodom sistemu, ksenona, te je stoga reaktivniji od njega. Ranije studije su došle do zaključka da bi stabilnost radon hidrata trebala biti na istom nivou kao i stabilnost hidrata hlora (Cl
2) ili sumpor dioksida (SO
2), odnosno značajno viša od stabilnosti hidrata vodonik sulfida (H
2S).[15]

Zbog visokih troškova njegovog dobijanja i radioaktivnosti, eksperimentalna hemijska istraživanja retko se provode sa radonom. Kao rezultat toga do danas je dobijen vrlo mali broj jedinjenja radona, a gotovo svi su fluoridi ili oksidi. Radon može oksidirati samo nekoliko vrlo snažnih oksidacijskih sredstava poput fluora, dajući radon difluorid.[16][17] To jedinjenje se na temperaturi iznad 250 °C ponovno raspada na sastavne elemente.

On ima vrlo slabu volatilnost (isparljivost) i smatra da se mu formula glasi RnF
2. Međutim zbog vrlo kratkog vremena poluraspada radona i radioaktivnosti njegovih jedinjenja, nije moguće detaljnije proučavanje ovog spoja. Teoretske studije o ovom molekulu predviđaju da bi on trebalo da ima dužinu Rn-F veze od 2,08 Å, te da je to jedinjenje termodinamički više stabilno i manje isparljivo od svog lakšeg srodnika XeF
2.[18] Oktaedarski molekul RnF
6 bi mogao da ima čak i nižu entalpiju formiranja od difluorida.[19] Možda postoje i viši fluoridi RnF4 i RnF6,[20] a proračuni pokazuju da bi mogli biti stabilni,[21] ali postoji određena sumnja, jer do danas takva jedinjenja nisu sintetisana.[20] Veruje se da se jon [RnF]+ formira u sledećoj reakciji:[22]

Rn (g) + 2 [O
2]+
[SbF
6]−
 (s) → [RnF]+
[Sb
2F
11]−
 (s) + 2 O
2 (g)

Radon oksidi su, pored malog broja drugih, neki od malobrojnih jedinjenja radona;[23] dokazano je postojanje samo njegovih trioksida.[20] Za radon-karbonil RnCO se pretpostavlja da bi mogao biti stabilan i imati linearnu geometriju molekula.[24] Molekul Rn
2 i RnXe su dokazano znatno stabilnije ako se kupliraju okretnim momentom.[25] Atom radona ugnežđen unutar molekule fulerena predložen je kao lek protiv tumora.[26] Iako postoji Xe(VIII), do danas nisu pronađena jedinjenja radona Rn(VIII); RnF8 bi mogao biti hemijski izuzetno nestabilan (XeF8 je termodinamički nestabilan). Predviđa se da bi najstabilnije jedinjenje radon Rn(VIII) moglo biti barijum-perradat (Ba2RnO6), analogan barijum-perksenatu.[21] Nestabilnost radona Rn(VIII) se objašnjava relativističkom stabilizacijom 6s ljuske, takođe poznatom kao efekt inertnih parova.[21]

Izotopi

uredi

Radon nema stabilnih izotopa. Ipak, do danas je otkriveno i opisano 36 radioaktivnih izotopa, čije atomske mase imaju raspon od 193 do 228.[27] Najstabilniji od njih je izotop 222Rn, koji je proizvod raspada izotopa 226Ra, a koji je opet proizvod uranijuma 238U.[28] Među proizvodima raspada izotopa 222Rn nalaze se i vrlo male količine (izuzetno nestabilnog) izotopa 218Rn.

Postoje još tri druga izotopa radona čija vremena poluraspada iznose duže od jednog sata: 211Rn, 210Rn i 224Rn. Izotop 220Rn je prirodni proizvod u lancu raspada najstabilnijeg izotopa torijuma (232Th), i u starijoj literaturi se ponekad navodi pod nazivom toron. Njegovo vreme poluraspada iznosi 55,6 sekundi i takođe emituje alfa-zrake. Slično njemu, 219Rn je deriviran iz najstabilnijeg izotopa aktinijuma (227Ac), a nazvan je aktinon, a i on je alfa-emiter sa vremenom poluraspada od 3,96 sekundi.[27] U lancu raspada izotopa neptunijuma (237Np) ne javljaju se značajniji izotopi radona, mada se mogu javiti količine u tragovima (ekstremno nestabilnog) izotopa 217Rn.

Radon i zdravlje

uredi

Radon ima štetan uticaj na zdravlje ljudi. Štetna delatnost se ogleda u poremećajima ćelijske strukture DNK zbog visoko energetskog, kratkotrajnog produkta raspada radona 222Rn, izazivajući razvoj kancerogenih ćelija. Često izaziva rak pluća kod rudara. Mnoge države imaju norme koje ograničavaju koncentraciju radona u vazduhu.

Upotreba radona

uredi

Postoji nekoliko mesta u Americi i Evropi, gde ljudi sede satima, verujući da će ih tzv. radon sauna ili radonova voda-voda koja sadrži rastvoreni radon, ojačati i dati im energiju. Isto važi i za tople vode u Japanu, gde je voda prirodno bogata radonom. Do danas ne postoji naučni dokaz za ovo verovanje, iako je vremenom došlo do stvaranja naziva radonova terapija. Naučnici veruju da radon može da se koristi u medicinske svrhe, iako ova tvrdnja nije potvrđena.

Upotreba radona je zasnovana na činjenici da većina njegovih izotopa predstavlja izvore alfa čestica sa kratkim periodom poluraspada. Zato se koriste pri kratkoj i radijaciji odabranih tkanina.

Radon se akumulira u podzemlju, rudnicima i pećinama. Zato se u hidrologiji, radon koristi za ispitivanje podzemnih voda i određivanje njenog porekla i starosti.

Reference

uredi
  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. ^ Haynes, William M., ур. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.122. ISBN 1439855110. 
  3. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  4. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  5. ^ Toxicological profile for radon Архивирано 2016-04-15 на сајту Wayback Machine, Agency for Toxic Substances and Disease Registry, U.S. Public Health Service, u saradnji sa U.S. Environmental Protection Agency, decembar 1990.
  6. ^ „Public Health Fact Sheet on Radon — Health and Human Services”. Mass.Gov. Arhivirano iz originala 21. 11. 2011. g. Pristupljeno 4. 12. 2011. 
  7. ^ „Facts about Radon”. Facts about. Arhivirano iz originala 22. 2. 2005. g. Pristupljeno 7. 9. 2008. 
  8. ^ „A Citizen's Guide to Radon”. www.epa.gov. United States Environmental Protection Agency. 12. 10. 2010. Pristupljeno 29. 1. 2012. 
  9. ^ „Radon”. All Measures. 2004. Arhivirano iz originala 09. 08. 2011. g. Pristupljeno 12. 2. 2008. 
  10. ^ Williams, David R. (19. 4. 2007). „Earth Fact Sheet”. NASA. Pristupljeno 26. 6. 2008. 
  11. ^ „Radon”. Jefferson Lab. Pristupljeno 26. 6. 2008. 
  12. ^ Thomas, Jens (2002). Noble Gases. Marshall Cavendish. str. 13. ISBN 978-0-7614-1462-9. 
  13. ^ Bader, Richard F. W. „An Introduction to the Electronic Structure of Atoms and Molecules”. McMaster University. Pristupljeno 26. 6. 2008. 
  14. ^ David R. Lide (2003). „Section 10, Atomic, Molecular, and Optical Physics; Ionization Potentials of Atoms and Atomic Ions”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (84. izd.). Boca Raton, Florida: CRC Press. 
  15. ^ Avrorin, V V; Krasikova, R N et.al. (1982). „The Chemistry of Radon”. Russian Chemical Reviews. 51: 12. Bibcode:1982RuCRv..51...12A. doi:10.1070/RC1982v051n01ABEH002787. 
  16. ^ Stein, L. (1970). „Ionic Radon Solution”. Science. 168 (3929): 362—4. Bibcode:1970Sci...168..362S. PMID 17809133. doi:10.1126/science.168.3929.362. 
  17. ^ Pitzer, Kenneth S. (1975). „Fluorides of radon and element 118”. J. Chem. Soc., Chem. Commun. (18): 760—1. doi:10.1039/C3975000760b. 
  18. ^ Meng- Sheng Liao; Qian- Er Zhang (1998). „Chemical Bonding in XeF2, XeF4, KrF2, KrF4, RnF2, XeCl2, and XeBr2: From the Gas Phase to the Solid State”. The Journal of Physical Chemistry A. 102 (52): 10647. doi:10.1021/jp9825516. 
  19. ^ Filatov, Michael; Cremer, Dieter (2003). „Bonding in radon hexafluoride: An unusual relativistic problem?”. Physical Chemistry Chemical Physics. 5 (6): 1103. Bibcode:2003PCCP....5.1103F. doi:10.1039/b212460m. 
  20. ^ a b v Sykes, A. G. (1998). „Recent Advances in Noble-Gas Chemistry”. Advances in Inorganic Chemistry. 46. Academic Press. str. 91—93. ISBN 978-0120236466. Pristupljeno 2012-11-02. 
  21. ^ a b v Thayer, John S. (2010). „Relativistic Effects and the Chemistry of the Heavier Main Group Elements”: 80. doi:10.1007/978-1-4020-9975-5_2. 
  22. ^ Holloway, J (1986). „Noble-gas fluorides”. Journal of Fluorine Chemistry. 33: 149. doi:10.1016/S0022-1139(00)85275-6. 
  23. ^ Avrorin, V. V.; Krasikova, R. N. et.al. (1982). „The Chemistry of Radon”. Russ. Chem. Review. 51: 12. Bibcode:1982RuCRv..51...12A. doi:10.1070/RC1982v051n01ABEH002787. 
  24. ^ Malli, Gulzari L. (2002). „Prediction of the existence of radon carbonyl: RnCO”. International Journal of Quantum Chemistry. 90 (2): 611. doi:10.1002/qua.963. 
  25. ^ Runeberg, Nino; Pyykkö, Pekka (1998). „Relativistic pseudopotential calculations on Xe2, RnXe, and Rn2: The van der Waals properties of radon”. International Journal of Quantum Chemistry. 66 (2): 131. doi:10.1002/(SICI)1097-461X(1998)66:2<131::AID-QUA4>3.0.CO;2-W. 
  26. ^ Browne, Malcolm W. (5. 3. 1993). „Chemists Find Way to Make An 'Impossible' Compound”. The New York Times. Pristupljeno 30. 1. 2009. 
  27. ^ a b Sonzogni, Alejandro. „Interactive Chart of Nuclides”. National Nuclear Data Center: Brookhaven National Laboratory. Arhivirano iz originala 10. 10. 2018. g. Pristupljeno 6. 6. 2008. 

Spoljašnje veze

uredi
 
Radon na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Радон&oldid=28899622”
  NODES
Association 3
HOME 3
Intern 4
mac 2
os 64