Википедија

Цезиум

(Пренасочено од Цезиумот)

Цезиум — хемиски елемент со симбол   Cs и атомски број   55. Тоа е мек, сребрено-златен алкален метал со точка на топење од 28,5 °C, што го прави еден од само петте елементарни метали кои се течни на или блиску до собна температура. [б 1] Цезиумот има физички и хемиски својства слични на оние на рубидиумот и калиумот . Тој е најреактивен од сите метали, и е пирофорен и реагира со вода дури и на -116 °C. Станува збор за најмалку електронегативни елементи, со вредност од 0,79 на Паулиновата скала . Има само еден стабилен изотоп, цезиум-133. Цезиумот во главно се добиваод полуцит, додека радиоизотопите, особено цезиум-137, се производ на јадреното цепење и се екстрахираат од отпадот создаден од јадрените реактори .

Цезиум  (55Cs)
Some silvery-gold metal, with a liquid-like texture and lustre, sealed in a glass ampoule
Спектрални линии на цезиумот
Општи својства
Име и симболцезиум (Cs)
Изгледсребреникаво-златна
Цезиумот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технециум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рендгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
 Rb
↑
Cs
↓
Fr
ксенон ← цезиум → бариум
Атомски број55
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)132,90545196(6)[1]
Категорија  алкален метал
Група и блокгрупа 1 (алкални), s-блок
ПериодаVI периода
Електронска конфигурација[Xe] 6s1
по обвивка
2, 8, 18, 18, 8, 1
Физички својства
Фазацврста
Точка на топење301,7 K ​(28,5 °C)
Точка на вриење944 K ​(671 °C)
Густина близу с.т.1,93 г/см3
кога е течен, при т.т.1,843 г/см3
Критична точка1.938 K, 9,4 MPa[2]
Топлина на топење2,09 kJ/mol
Топлина на испарување63,9 kJ/mol
Моларен топлински капацитет32,210 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 418 469 534 623 750 940
Атомски својства
Оксидациони степени+1, −1[3] ​(силен базичен оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 0,79
Енергии на јонизацијаI: 375,7 kJ/mol
II: 2.234,3 kJ/mol
II: 3.400 kJ/mol
Атомски полупречникемпириски: 265 пм
Ковалентен полупречник244±11 пм
Ван дер Валсов полупречник343 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на цезиум
Разни податоци
Кристална структура ​телоцентрирана коцкеста (тцк)
Кристалната структура на цезиумот
Топлинско ширење97 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост35,9 W/(m·K)
Електрична отпорност205 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањепарамагнетно[4]
Модул на растегливост1,7 GPa
Модул на збивливост1,6 GPa
Мосова тврдост0,2
Бринелова тврдост0,14 MPa
CAS-број7440-46-2
Историја
Наречен поОд латинскиот збор caesius, небесно сина, поради своите спектрални бои
ОткриенРоберт Бунсен и Густав Кирхоф (1860)
Првпат издвоенКарл Сетерберг (1882)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на цезиумот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
133Cs 100 % – (СФ) <34,753
134Cs веш 2,0648 г ε 1,229 134Xe
β− 2,059 134Ba
135Cs расеан 2,3×106 г β− 0,269 135Ba
137Cs траги 30,17 г[5] β− 1,174 137Ba
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
| наводи | Википодатоци

Германскиот хемичар Роберт Бунсен и физичарот Густав Кирхоф го откриле цезиумот во 1860 година користејќи го новоразвиениот метод на пламена спектроскопија. Почетно цезиумот имал мала примена како „гетер“ во вакуум цевките и во фотоелектричните ќелии. Во 1967 година, надоврзувајќи се на Ајнштајновиот доказ за тоа дека брзината на светлината е најстарата константна димензија во универзумот, Меѓународниот систем на единици користел два специфични бранови од емисиониот спектар на цезиум-133 за до дефинирање на секундата и метарот. Од тогаш, цезиумот на широко е употребуван во атомските часовници со висока прецизност.

Од 1990-тите, најголемата примена е како цезиум формат за подмачкување при бушење , но има голем број примени во производството на електрична енергија, електрониката и хемијата. Радиоактивниот изотоп цезиум-137 има полуживот од околу 30 години и се користи во медицината, индустриските мерачи и хидрологијата. Нерадиоактивните соединенија на цезиум се слаботоксични, но знаејќи дека цезиумот експлозивно реагира при контакт со вода значи дека цезиумот се смета за опасен материјал, а радиоизотопите претставуваат значајна здравствена и еколошка опасност во животната средина.

Особености

уреди

Физички својства

уреди
 
Цезиум-133 со висока чистота, складиран во аргон .

Цезиумот е најмекиот елемент (има цврстина од 0,2 Mohs). Тој е многу пластичен , блед метал, кој се затемнува во присуство на кислород .[6][7][8] Кога е во присуство на минерални масла (каде што најдобро се чува за време на транспортот), го губи својот метален сјај и добива послаб, сив изглед. Неговата точка на топење изнесува 28,5 °C, што го прави еден од ретките елементарни метали кои се течни на собна температура. Живата е единствениот елементарен метал со позната точка на топење пониска од онаа на цезиумот. [б 2] [10] Покрај тоа, металот има и прилично ниска точка на вриење, 641 °C, што е најниската температура од сите метали освен онаа на живата.[11] Неговите соединенија горат со сина или виолетова боја [12][13][13] .

 
Кристали на цезиум (златни) во споредба со кристалите на рубидиум (сребрени)

Цезимот формира легури со други алкални метали, злато и жива ( амалгами ). На температури под 650 °C (1,202 °F), не легира со кобалт, железо, молибден, никел, платина, тантал или волфрам . Тој формира добро дефинирани интерметални соединенија со антимон, галиум, индиум и ториум, кои се фоточувствителни .[6] Се меша со сите други алкални метали (освен литиум); легирање со моларна дистрибуција на 41% цезиум, 47% калиум и 12% натриум има најниска точка на топење на која било позната метална легура, на −78 °C (−108 °F).[10][14] Се изучуваат неколку амалгами: CsHg2 е црна со пурпурен метален сјај, додека CsHg е со златна боја, исто така, со метален сјај.[15]

Златната боја на цезиум доаѓа од намалената честота на светлина потребна за да ги возбуди електроните на алкалните метали, како што се движиме надолу по групата. Од литиумот до рубидиумот оваа честота е во ултравиолетовиот спектар, но за цезиумот навлегува во сино-виолетовиот крај на спектарот; со други зборови, плазмоничната честота на алкалните метали се намалува од литиумот до цезиумот. Така цезиумот ја пренесува и делумно ја впива виолетовата светлина, додека други бои (со помала честота) се одбиваат; па оттука е и неговата жолтеникава боја.[16]

Хемиски својства

уреди
Додавањето на мало количество на цезиум во водата е експлозивно

Цезиум е високо реактивен и многу пирофорен . Се запалува спонтано во воздух и реагира експлозивно со вода дури и при ниска температура, повеќето од другите алкални метали ( првата група на периодниот систем ).[6] Реагира со замрзната вода на температура од −116 °C (−177 °F) .[10] Поради оваа висока реактивност, цезиум металот е класифициран како опасен материјал . Се складира и се испраќа во суви, заситени јаглеводороди соединенија како што се минералните масла . Со него се ракува само под инертен гас, како што е аргонот . Сепак, експлозијата со цезиумот во вода често е помалку моќна од експлозија на натриумот во вода со слична количина на натриум. Ова е затоа што цезиумот веднаш експлодира при контакт со водата, оставајќи му малку време да се акумулира водородот.[17] Цезиумот може да се чува во вакуумско-запечатени боросиликатни стаклени ампули . Во количини поголеми од околу 100 грами (3.5oz ) цезиум се испорачува во херметички затворени контејнери од не'рѓосувачки челик.[6]

Хемијата на цезиумот е слична на онаа на другите алкални метали, особено на рубидиумот, елемент над цезиумот во периодниот систем.[18] Како што се очекува за секој алкален метал, единствената честа оксидациона состојба е +1. [б 3] Некои мали разлики произлегуваат од фактот дека има повисока атомска маса и е поелектропозитивен од другите (нерадиоактивни) алкални метали.[20] Цезиум е најелектропозитивниот хемиски елемент. [б 4] [10] Цезиумовиот јон е исто така поголем и помалку „тежок“ од оние на полесните алкални метали.

Соединенија

уреди
 
Топчесто-прачкаст модел на кубни координација на Cs и Cl во CsCl

Повеќето цезиумски соединенија го содржат елементот како катјон Cs+ , кој јонично се врзува за широк спектар на анјони .Забележлив исклучок е алкалидот на анјонот Cs−), и други неколку субоксиди (види дел за оксиди подолу).

Солите на Cs + се обично безбојни освен ако самите анјони се обоени. Многу од едноставните соли се хигроскопски, но помалку одговараат на полесни алкални метали. Фосфат,[22] ацетат, карбонат, халиди, оксид, нитрати и сулфатни соли кои се растворливи во вода. Двојните соли често се помалку растворливи, а ниската растворливост на цезиум алуминиум сулфат се експлоатира во рафинирањето на Cs од рудите. Двојната сол со антимон (како што е CsSbCl4), бизмут, кадмиум, бакар, железо и олово исто така се слабо растворливи .[6]

Цезиум хидроксидот (CsOH) е хигроскопски и силно базичен .[18] Тоа брзо оксидира на површината на полупроводници како што е силициумот .[23] CsOH претходно се смета од страна на хемичарите како "најсилна база", што ја рефлектира релативно слабата атракција помеѓу големиот Cs + јон и OH - ;[12] таа е навистина најсилната база на арениус, но голем број на соединенија кои не се раствораат во вода, како што е n- бутиллитиум и натриум амид,[18] се поосновни.

Стехиометриска мешавина на цезиум и злато ќе реагира за да се формира жолт цезиум аурид (Cs + Au - ) при загревање. Ауридниот анјон овде се однесува како псевдохалоген . Соединението реагира експлозивно со вода, давајќи цезиум хидроксид, метално злато и водороден гас; во течен амонијак може да реагира преку цезиум-специфична јонска размена на смола за да се добие тетраметиламониум аурид. Аналогното платинско соединение, црвениот цезиум платинид (Cs 2 Pt), го содржи платинскиот јон кој се однесува како псевдохалкоген .[24]

Како и сите метални катјони, Cs + формира комплекси со Луисови бази во растворот. Поради својата големина, Cs + обично прифаќа координатни броеви поголеми од 6, број типичен за помалите алкални метали. Оваа разлика е очигледна во 8-координатниот CsCl. Овој висок координатен број и мекост (тенденција да се формираат ковалентни врски) се особини искористени при одвојување на Cs + од други катјони за отстранување на јадренот отпад, каде што 137 Cs + мора да се оддели од поголеми количини на нерадиоактивни K + .[25]

Халиди

уреди
 
Едноатомски цезиум халид,раст на жици во двојно преградени јаглеродни наноцевки ( ТЕМ слика ).[26]

Цезиум флуорид (CsF) е хигроскопска бела цврста материја која е широко употребувана во органофлуорната хемија како извор на флуоридни анјони.[27] Цезиум флуоридот има халитна структура, што значи дека Cs + и F - образуваат коцкест кристален систем сличен на оној на Na + и Cl - во натриум хлоридот .[18] Имено, цезиумот и флуорот имаат најниски и највисоки електронегативности, меѓу сите познати елементи.

Цезиум хлоридот (CsCl) кристализира во едноставниот коцкест кристален систем . Исто така, наречена "структура на цезиум хлорид",[20] овој структурен мотив е составен од примитивна коцкеста решетка со двоатомска основа, секоја со осумкратна координација ; атомите на хлоридите се сместени во јазлите на решетката во рабовите на коцката, додека атомите на цезиум лежат во дупките во центарот на коцките. Оваа структура се дели со CsBr и CSI, и многу други состојки кои не содржат Cs. Спротивно на тоа, повеќето други алкални халогени имаат структура на натриум хлорид (NaCl).[20] Структурата на CsCl е најпосакувана бидејќи Cs + има јонски полупречник од 174 pm и Cl− 181 pm.[28]

Оксиди

уреди
 
Cs11O3 кластер

За разлика од другите алкални метали, цезимот создава бројни бинарни соединенија со кислородот . Кога цезиумот гори во воздух се добива, супероксидот CsO2.[29] "Нормалниот" цезиум оксид ( Cs2O ) создава жолто-портокалови шестаголни кристали,[30] и е единствениот оксид од анти- тип.[31] Испарува на 250 °C (482 °F) и се разградува на цезиум и на пероксидот Cs2O2 на температура над 400 °C (752 °F) .[32] Дополнително се забележани супероксидот и озонидот CsO3,[33][34] и неколку светло обоени субоксиди.[35] Тие вклучуваат Cs4O, Cs11O3, Cs3O (темно-зелена [36] ), CsO, Cs3O2 ,[37] како и Cs7O2 .[38][39] Вториот може да се загрее во вакуум за да се создаде Cs2O.[31] Постојат и бинарните соединенија со сулфур, селен и телур.[6]

Изотопи

уреди

Цезиумот има 39 познати изотопи, кои се движат со масен број (т.е. број на нуклеони во јадрото) од 112 до 151. Неколку од нив се синтетизираат од полесни елементи со бавниот процес на зафаќање на неутрони ( S-процес ) во старите ѕвезди [40] и со R-процесот во експлозиите на суперновите .[41] Единствениот стабилен цезиумов изотоп е 133 Cs, со 78 неутрони . И покрај тоа што има голем јадрен спин 72 +), изучувањата со јадрената магнетна резонанса го користат овој изотоп на резонантна честота на 11,7 MHz .[42]

 
Распаѓање на цезиум-137

Радиоактивниот 135 Cs има многу долг полуживот од околу 2,3 милиони години, најдолго од сите радиоактивни изотопи на цезиум. 137 Cs и 134 Cs имаат полуживот од 30 и две години, соодветно. 137 Cs се распаѓа на краткотрајниот 137m Ba со бета распаѓање, а потоа и во нерадиоактивен бариум, додека 134 Cs се трансформира директно во 134 Ba . Изотопите со маса од 129, 131, 132 и 136, имаат полуживот помеѓу еден ден и две недели, додека повеќето други изотопи имаат полуживот од неколку секунди до делови од секундата. Постојат најмалку 21 метастабилен јадрен изомер . Освен 134m Cs (со полуживот помал од 3 часа), сите се многу нестабилни и се распаѓаат со полуживоти од неколку минути или помалку.[43][44]

Изотопот 135 Cs е еден од долготрајните производи на цепење на ураниумот добиен во јадрените реактори .[45] Сепак, овој принос на цепното производство е намален кај повеќето реактори, бидејќи претходникот, 135 Xe, е потентен неутронски отров и често се трансмутира во стабилен 136 Xe пред да може да се распадне на 135 Cs.[46][47]

Бета распаѓањето од 137 Cs до 137 m Ba е преку силна емисија на гама-зрачење .[48] 137 Cs и 90 Sr се главните среднотрајни производи на јадреното цепење и главни извори на радиоактивност од потрошено јадрено гориво неколку години по ладење, и може да трае неколку стотини години.[46] Овие два изотопи се најголем извор на резидуална радиоактивност во областа на Чернобилската катастрофа.[46] Поради ниската стапка на зафаќање, отстранувањето на 137 Cs преку зафаќање на неутроните не е изводливо и единственото тековно решение е да му дозволи да се распаѓа со текот на времето.[49]

Речиси целиот цезиум произведен од јадрено цепење произлегува од бета распаѓањето на првично побогатите неутронски цепни производи, минувајќи низ разни изотопи на јод и ксенон .[50] Бидејќи јодот и ксенонот се испарливи и можат да дифузираат преку јадрено гориво или воздухот, радиоактивниот цезиум честопати се создава далеку од првобитното место на цепењето.[51] Со тестирањето на јадреното оружје во 1950-тите до 1980-тите, 137 Cs беше пуштен во атмосферата и се врати на површината на земјата како компонента на . Тој претставува ознака за движењето на почвата и седиментот од тој период.[6]

Белешки

уреди
  1. ↑ Заедно со рубидиумот (39 °C), франциум (проц. 27 °C), живата (−39 °C) и галиумот (30 °C); бромот е течен на собна температура (топејќи се на −7,2 °), но тој е галоген, а не метал. Прелиминарната работа со копернициумот и флеровиумот упатуваат на тоа дека тие се гасовити метали на собна температура.
  2. ↑ The radioactive element francium may also have a lower melting point, but its radioactivity prevents enough of it from being isolated for direct testing.[9] Copernicium and flerovium may also have lower melting points.
  3. ↑ It differs from this value in caesides, which contain the Cs− anion and thus have caesium in the −1 oxidation state.[3] Additionally, 2013 calculations by Mao-sheng Miao indicate that under conditions of extreme pressure (greater than 30 GPa), the inner 5p electrons could form chemical bonds, where caesium would behave as the seventh 5p element. This discovery indicates that higher caesium fluorides with caesium in oxidation states from +2 to +6 could exist under such conditions.[19]
  4. ↑ Francium's electropositivity has not been experimentally measured due to its high radioactivity. Measurements of the first ionization energy of francium suggest that its relativistic effects may lower its reactivity and raise its electronegativity above that expected from periodic trends.[21]

Наводи

уреди
  1. ↑ Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. ↑ Haynes, William M., уред. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (XCII. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.121. ISBN 1439855110.
  3. ↑ 3,0 3,1 Dye, J. L. (1979). „Compounds of Alkali Metal Anions“. Angewandte Chemie International Edition. 18 (8): 587–598. doi:10.1002/anie.197905871.
  4. ↑ „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds“. Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (87th. изд.). CRC press. ISBN 0-8493-0487-3. Посетено на 2010-09-26.
  5. ↑ „NIST Radionuclide Half-Life Measurements“. NIST. Посетено на 2011-03-13.
  6. ↑ 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 6,6 Butterman, William C.; Brooks, William E.; Reese, Jr., Robert G. (2004). „Mineral Commodity Profile: Cesium“ (PDF). United States Geological Survey. Архивирано од изворникот (PDF) на February 7, 2007. Посетено на 2009-12-27.
  7. ↑ Heiserman, David L. (1992). Exploring Chemical Elements and their Compounds. McGraw-Hill. стр. 201–203. ISBN 978-0-8306-3015-8.
  8. ↑ Addison, C. C. (1984). The Chemistry of the Liquid Alkali Metals. Wiley. ISBN 978-0-471-90508-0. Посетено на 2012-09-28.
  9. ↑ „Francium“. Periodic.lanl.gov. Посетено на 2010-02-23.
  10. ↑ 10,0 10,1 10,2 10,3 Kaner, Richard (2003). „C&EN: It's Elemental: The Periodic Table – Cesium“. American Chemical Society. Посетено на 2010-02-25.
  11. ↑ „Chemical Data – Caesium – Cs“. Royal Society of Chemistry. Посетено на 2010-09-27.
  12. ↑ 12,0 12,1 Lynch, Charles T. (1974). CRC Handbook of Materials Science. CRC Press. стр. 13. ISBN 978-0-8493-2321-8.
  13. ↑ 13,0 13,1 Clark, Jim (2005). „Flame Tests“. chemguide. Посетено на 2012-01-29.
  14. ↑ Taova, T. M.; и др. (June 22, 2003). „Density of melts of alkali metals and their Na-K-Cs and Na-K-Rb ternary systems“ (PDF). Fifteenth symposium on thermophysical properties, Boulder, Colorado, United States. Архивирано од изворникот (PDF) на October 9, 2006. Посетено на 2010-09-26.
  15. ↑ Deiseroth, H. J. (1997). „Alkali metal amalgams, a group of unusual alloys“. Progress in Solid State Chemistry. 25 (1–2): 73–123. doi:10.1016/S0079-6786(97)81004-7.
  16. ↑ Addison, C. C. (1984). The chemistry of the liquid alkali metals. Wiley. стр. 7. ISBN 9780471905080.
  17. ↑ Gray, Theodore (2012) The Elements, Black Dog & Leventhal Publishers, p. 131, ISBN 1-57912-895-5.
  18. ↑ 18,0 18,1 18,2 18,3 Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1984). Chemistry of the Elements. Oxford, UK: Pergamon Press. ISBN 978-0-08-022057-4.
  19. ↑ Moskowitz, Clara. „A Basic Rule of Chemistry Can Be Broken, Calculations Show“. Scientific American. Посетено на 2013-11-22.
  20. ↑ 20,0 20,1 20,2 Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (1985). „Vergleichende Übersicht über die Gruppe der Alkalimetalle“. Lehrbuch der Anorganischen Chemie (германски) (91–100. изд.). Walter de Gruyter. стр. 953–955. ISBN 978-3-11-007511-3.
  21. ↑ Andreev, S. V.; Letokhov, V. S.; Mishin, V. I. (1987). „Laser resonance photoionization spectroscopy of Rydberg levels in Fr“. Physical Review Letters. 59 (12): 1274–76. Bibcode:1987PhRvL..59.1274A. doi:10.1103/PhysRevLett.59.1274. PMID 10035190.
  22. ↑ Hogan, C. M. (2011).„Phosphate“. Архивирано од изворникот на 2012-10-25. Посетено на 2012-06-17. in Encyclopedia of Earth. Jorgensen, A. and Cleveland, C.J. (eds.). National Council for Science and the Environment. Washington DC
  23. ↑ Köhler, Michael J. (1999). Etching in microsystem technology. Wiley-VCH. стр. 90. ISBN 978-3-527-29561-6.
  24. ↑ Jansen, Martin (2005-11-30). „Effects of relativistic motion of electrons on the chemistry of gold and platinum“. Solid State Sciences. 7 (12): 1464–1474. Bibcode:2005SSSci...7.1464J. doi:10.1016/j.solidstatesciences.2005.06.015.
  25. ↑ Moyer, Bruce A.; Birdwell, Joseph F.; Bonnesen, Peter V.; Delmau, Laetitia H. (2005). Use of Macrocycles in Nuclear-Waste Cleanup: A Realworld Application of a Calixcrown in Cesium Separation Technology. Macrocyclic Chemistry. стр. 383–405. doi:10.1007/1-4020-3687-6_24. ISBN 978-1-4020-3364-3..
  26. ↑ Senga, Ryosuke; Suenaga, Kazu (2015). „Single-atom electron energy loss spectroscopy of light elements“. Nature Communications. 6: 7943. Bibcode:2015NatCo...6E7943S. doi:10.1038/ncomms8943. PMC 4532884. PMID 26228378.
  27. ↑ Evans, F. W.; Litt, M. H.; Weidler-Kubanek, A. M.; Avonda, F. P. (1968). „Reactions Catalyzed by Potassium Fluoride. 111. The Knoevenagel Reaction“. Journal of Organic Chemistry. 33 (5): 1837–1839. doi:10.1021/jo01269a028.
  28. ↑ Wells, A. F. (1984). Structural Inorganic Chemistry (5. изд.). Oxford Science Publications. ISBN 978-0-19-855370-0.
  29. ↑ Cotton, F. Albert; Wilkinson, G. (1962). Advanced Inorganic Chemistry. John Wiley & Sons, Inc. стр. 318. ISBN 978-0-471-84997-1.
  30. ↑ Lide, David R., уред. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 451, 514. ISBN 0-8493-0487-3.
  31. ↑ 31,0 31,1 Tsai, Khi-Ruey; Harris, P. M.; Lassettre, E. N. (1956). „The Crystal Structure of Cesium Monoxide“. Journal of Physical Chemistry. 60 (3): 338–344. doi:10.1021/j150537a022. Архивирано од изворникот на 2017-09-24. Посетено на 2019-05-17.
  32. ↑ Nenoff, Tina M.; Nyman, May D. (2009-11-23). „Information Bridge: DOE Scientific and Technical Information“ (PDF). Office of Scientific and Technical Information — U.S. Department of Energy. Посетено на 2010-02-15. Наводот journal бара |journal= (help)
  33. ↑ Vol'nov, I. I.; Matveev, V. V. (1963). „Synthesis of cesium ozonide through cesium superoxide“. Bulletin of the Academy of Sciences, USSR Division of Chemical Science. 12 (6): 1040–1043. doi:10.1007/BF00845494.
  34. ↑ Tokareva, S. A. (1971). „Alkali and Alkaline Earth Metal Ozonides“. Russian Chemical Reviews. 40 (2): 165–174. Bibcode:1971RuCRv..40..165T. doi:10.1070/RC1971v040n02ABEH001903.
  35. ↑ Simon, A. (1997). „Group 1 and 2 Suboxides and Subnitrides — Metals with Atomic Size Holes and Tunnels“. Coordination Chemistry Reviews. 163: 253–270. doi:10.1016/S0010-8545(97)00013-1.
  36. ↑ Tsai, Khi-Ruey; Harris, P. M.; Lassettre, E. N. (1956). „The Crystal Structure of Tricesium Monoxide“. Journal of Physical Chemistry. 60 (3): 345–347. doi:10.1021/j150537a023.
  37. ↑ Okamoto, H. (2009). „Cs-O (Cesium-Oxygen)“. Journal of Phase Equilibria and Diffusion. 31: 86–87. doi:10.1007/s11669-009-9636-5.
  38. ↑ Band, A.; Albu-Yaron, A.; Livneh, T.; Cohen, H.; Feldman, Y.; Shimon, L.; Popovitz-Biro, R.; Lyahovitskaya, V.; Tenne, R. (2004). „Characterization of Oxides of Cesium“. The Journal of Physical Chemistry B. 108 (33): 12360–12367. doi:10.1021/jp036432o.
  39. ↑ Brauer, G. (1947). „Untersuchungen ber das System Csium-Sauerstoff“. Zeitschrift für Anorganische Chemie. 255 (1–3): 101–124. doi:10.1002/zaac.19472550110.
  40. ↑ Busso, M.; Gallino, R.; Wasserburg, G. J. (1999). „Nucleosynthesis in Asymptotic Giant Branch Stars: Relevance for Galactic Enrichment and Solar System Formation“ (PDF). Annual Review of Astronomy and Astrophysics. 37: 239–309. Bibcode:1999ARA&A..37..239B. doi:10.1146/annurev.astro.37.1.239. Посетено на 2010-02-20.
  41. ↑ Arnett, David (1996). Supernovae and Nucleosynthesis: An Investigation of the History of Matter, from the Big Bang to the Present. Princeton University Press. стр. 527. ISBN 978-0-691-01147-9.
  42. ↑ Goff, C.; Matchette, Michael A.; Shabestary, Nahid; Khazaeli, Sadegh (1996). „Complexation of caesium and rubidium cations with crown ethers in N,N-dimethylformamide“. Polyhedron. 15 (21): 3897–3903. doi:10.1016/0277-5387(96)00018-6.
  43. ↑ Brown, F.; Hall, G. R.; Walter, A. J. (1955). „The half-life of Cs137“. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 1 (4–5): 241–247. doi:10.1016/0022-1902(55)80027-9.
  44. ↑ Sonzogni, Alejandro. „Interactive Chart of Nuclides“. National Nuclear Data Center: Brookhaven National Laboratory. Архивирано од изворникот на 2011-07-21. Посетено на 2008-06-06.
  45. ↑ Празен навод (help)
  46. ↑ 46,0 46,1 46,2 (Report). Отсутно или празно |title= (help)
  47. ↑ Taylor, V. F.; Evans, R. D.; Cornett, R. J. (2008). „Preliminary evaluation of 135Cs/137Cs as a forensic tool for identifying source of radioactive contamination“. Journal of Environmental Radioactivity. 99 (1): 109–118. doi:10.1016/j.jenvrad.2007.07.006. PMID 17869392.
  48. ↑ „Cesium | Radiation Protection“. U.S. Environmental Protection Agency. 2006-06-28. Архивирано од изворникот на March 15, 2011. Посетено на 2010-02-15.
  49. ↑ Kase, Takeshi; Konashi, Kenji; Takahashi, Hiroshi; Hirao, Yasuo (1993). „Transmutation of Cesium-137 Using Proton Accelerator“. Journal of Nuclear Science and Technology. 30 (9): 911–918. doi:10.3327/jnst.30.911.
  50. ↑ Knief, Ronald Allen (1992). „Fission Fragments“. Nuclear engineering: theory and technology of commercial nuclear power. Taylor & Francis. стр. 42. ISBN 978-1-56032-088-3.
  51. ↑ Ishiwatari, N.; Nagai, H. „Release of xenon-137 and iodine-137 from UO2 pellet by pulse neutron irradiation at NSRR“. Nippon Genshiryoku Gakkaishi. 23 (11): 843–850. OSTI 5714707.

Надворешни врски

уреди
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Цезиум&oldid=5290314“