Radon (Rn), chemisches Element, ein schweres radioaktives Gas der Gruppe 18 (Edelgase) des Periodensystems, das durch den radioaktiven Zerfall von Radium erzeugt wird. (Radon wurde ursprünglich als Radiumemission bezeichnet.) Radon ist ein farbloses Gas, 7,5-mal schwerer als Luft und mehr als 100-mal schwerer als Wasserstoff. Das Gas verflüssigt sich bei –61,8 ° C (–79,2 ° F) und gefriert bei –71 ° C (–96 ° F). Beim weiteren Abkühlen leuchtet festes Radon mit einem weichen gelben Licht, das bei der Temperatur flüssiger Luft (–195 ° C) orangerot wird.
Radon ist in der Natur selten, weil seine Isotope alle von kurzer Dauer sind und weil seine Quelle, Radium, ein knappes Element ist. Die Atmosphäre enthält bodennahe Radonspuren infolge des Versickerns von Boden und Gesteinen, die beide winzige Mengen Radium enthalten. (Radium kommt als natürliches Zerfallsprodukt von Uran vor, das in verschiedenen Gesteinsarten vorhanden ist.)
In den späten 1980er Jahren wurde natürlich vorkommendes Radongas als potenziell ernstes Gesundheitsrisiko erkannt. Der radioaktive Zerfall von Uran in Mineralien, insbesondere Granit, erzeugt Radongas, das durch Keller (Gestein hat eine höhere Dichte als Luft) und durch Wasserversorgung aus Brunnen (Radon ist in Wasser erheblich löslich) durch Boden und Gestein diffundieren und in Gebäude eindringen kann.. Das Gas kann sich in der Luft schlecht belüfteter Häuser ansammeln. Der Zerfall von Radon erzeugt radioaktive „Töchter“ (Polonium-, Wismut- und Bleiisotope), die aus dem Brunnenwasser aufgenommen oder in Staubpartikeln absorbiert und dann in die Lunge eingeatmet werden können. Die Exposition gegenüber hohen Konzentrationen dieses Radons und seiner Töchter über viele Jahre kann das Risiko für die Entwicklung von Lungenkrebs erheblich erhöhen. In der Tat wird Radon heute als die häufigste Ursache für Lungenkrebs bei Nichtrauchern in den USA angesehen. Der Radonspiegel ist in Häusern am höchsten, die über geologischen Formationen gebaut wurden, die Uranmineralvorkommen enthalten.
Konzentrierte Radonproben werden für medizinische und Forschungszwecke synthetisch hergestellt. Typischerweise wird eine Radiumzufuhr in einem Glasgefäß in einer wässrigen Lösung oder in Form eines porösen Feststoffs gehalten, aus dem das Radon leicht fließen kann. Alle paar Tage wird das angesammelte Radon abgepumpt, gereinigt und in ein kleines Röhrchen gepresst, das dann verschlossen und entfernt wird. Die Gasröhre ist eine Quelle für durchdringende Gammastrahlen, die hauptsächlich aus einem der Radonzerfallsprodukte, Wismut-214, stammen. Solche Radonschläuche wurden für die Strahlentherapie und Radiographie verwendet.
Natürliches Radon besteht aus drei Isotopen, jeweils eines aus den drei natürlichen Reihen des Zerfalls radioaktiver Stoffe (Uran, Thorium und Actinium). Radon-222 (3,823-Tage-Halbwertszeit), das am längsten lebende Isotop, wurde 1900 vom deutschen Chemiker Friedrich E. Dorn entdeckt und tritt in der Uranreihe auf. Der Name Radon ist manchmal diesem Isotop vorbehalten, um es von den beiden anderen natürlichen Isotopen, Thoron und Actinon, zu unterscheiden, da sie aus der Thorium- bzw. der Actinium-Reihe stammen.
Radon-220 (Thoron; 51,5 Sekunden Halbwertszeit) wurde erstmals 1899 von den britischen Wissenschaftlern Robert B. Owens und Ernest Rutherford beobachtet, die feststellten, dass ein Teil der Radioaktivität von Thoriumverbindungen durch eine Brise im Labor weggeblasen werden konnte. Radon-219 (Actinon; 3,92-Sekunden-Halbwertszeit), das mit Actinium assoziiert ist, wurde 1904 vom deutschen Chemiker Friedrich O. Giesel und dem französischen Physiker André-Louis Debierne unabhängig gefunden. Es wurden radioaktive Isotope mit Massen zwischen 204 und 224 identifiziert, von denen Radon-222 mit einer Halbwertszeit von 3,82 Tagen am längsten lebt. Alle Isotope zerfallen in stabile Endprodukte von Helium und Isotope von Schwermetallen, üblicherweise Blei.
Radonatome besitzen eine besonders stabile elektronische Konfiguration von acht Elektronen in der Außenhülle, was für die charakteristische chemische Inaktivität des Elements verantwortlich ist. Radon ist jedoch chemisch nicht inert. Beispielsweise wurde 1962 die Existenz der Verbindung Radondifluorid nachgewiesen, die chemisch offensichtlich stabiler ist als Verbindungen der anderen reaktiven Edelgase Krypton und Xenon. Die kurze Lebensdauer von Radon und seine hochenergetische Radioaktivität verursachen Schwierigkeiten für die experimentelle Untersuchung von Radonverbindungen.
Wenn ein Gemisch aus Spurenmengen von Radon-222 und Fluorgas auf ungefähr 400 ° C (752 ° F) erhitzt wird, wird ein nichtflüchtiges Radonfluorid gebildet. Die intensive α-Strahlung von Millicurie- und Curie-Radonmengen liefert ausreichend Energie, damit Radon in solchen Mengen bei Raumtemperatur spontan mit gasförmigem Fluor und bei –196 ° C (–321 ° F) mit flüssigem Fluor reagieren kann. Radon wird auch durch Halogenfluoride wie ClF 3, BrF 3, BrF 5, IF 7 und [NiF 6] 2– in HF-Lösungen oxidiert, um stabile Lösungen von Radonfluorid zu ergeben. Die Produkte dieser Fluorierungsreaktionen wurden aufgrund ihrer geringen Masse und intensiven Radioaktivität nicht im Detail analysiert. Durch Vergleich der Reaktionen von Radon mit denen von Krypton und Xenon konnte jedoch geschlossen werden, dass Radon ein Difluorid, RnF 2 und Derivate des Difluorids bildet. Studien zeigen, dass ionisches Radon in vielen dieser Lösungen vorhanden ist und vermutlich Rn 2+, RnF + und RnF 3 - ist. Das chemische Verhalten von Radon ähnelt dem eines Metallfluorids und stimmt mit seiner Position im Periodensystem als Metalloidelement überein.
Elementeigenschaften
| Ordnungszahl | 86 |
|---|---|
| stabilstes Isotop | (222) |
| Schmelzpunkt | –71 ° C (–96 ° F) |
| Siedepunkt | –62 ° C (–80 ° F) |
| Dichte (1 atm, 0 ° C) | 9,73 g / Liter (0,13 Unzen / Gallone) |
| Oxidationsstufen | 0, +2 |
| Elektronenkonfiguration | (Xe) 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 |
