Википедија

Цезиум хлорид

хемиско соединение

Цезиум хлорид — неорганско соединение со формула CsCl. Оваа безбојна сол е важен извор на јони на цезиум во различни примени. Неговата кристална структура формира голем структурен тип каде секој цезиумски јон е координиран со 8 хлоридни јони. Цезиум хлоридот се раствора во вода. CsCl се менува во својата структура и добива структура на NaCl при загревање. Цезиум хлоридот природно се јавува како нечистотии во карналит (до 0,002%), силвит и каинит. Помалку од 20 тони CsCl се произведуваат годишно ширум светот, главно од минерален загадувач што содржи цезиум.[7]

Цезиум хлорид
Назив според МСЧПХ
Цезиум хлорид
Други називи

Цезиум хлорид

Назнаки
7647-17-8 Ок
ChemSpider 22713 Ок
EC-број 231-600-2
3Д-модел (Jmol) Слика
PubChem 24293
UNII GNR9HML8BA Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед бела цврста супстанца
хигроскопна
Густина 3.988 g/cm3[1]
Точка на топење
Точка на вриење
1910 g/L (25 °C)[1]
Растворливост растворлив во етанол[1]
Забранет појас 8.35 eV (80 K)[2]
-56.7·10−6 cm3/mol[3]
Показател на прекршување (nD) 1.712 (0.3 μm)
1.640 (0.59 μm)
1.631 (0.75 μm)
1.626 (1 μm)
1.616 (5 μm)
1.563 (20 μm)[4]
Структура
Кристална структура CsCl, cP2
Pm3m, No. 221[5]
Кубична (Cs+)
Кубична (Cl−)
Опасност
GHS-ознаки:
Пиктограми
 GHS07: ИзвичникGHS08: Опасност по здравјето
Сигнални зборови
 Предупредување
Изјави за опасност
 H302, H341, H361, H373
Изјави за претпазливост
 P201, P202, P260, P264, P270, P281, P301+P312, P308+P313, P314, P330, P405, P501
Смртоносна доза или концентрација:
2600 mg/kg (орално, стаорец)[6]
Слични супстанци
Други анјони Цезиум флуорид
Цезиум бромид
Цезиум јодид
Цезиум астатид
Други катјони Литиум хлорид
Натриум хлорид
Калиум хлорид
Рубидиум хлорид
Франциум хлорид
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Цезиум хлоридот е широко употребувана медицинска структура во изопикничнoто центрифугирање за одвојување на различни типови на ДНК. Тој е реагенс во аналитичката хемија, каде што се користи за идентификување на јоните според бојата и морфологијата на талогот. Кога е збогатен со радиоизотопи, како што се 137CsCl или 131CsCl, цезиум хлоридот се користи во методи на јадрената медицина, како што се третман на рак и дијагноза на миокарден инфаркт. Друга форма на третман на рак беше проучувана со користење на конвенционален нерадиоактивен CsCl. Додека конвенционалниот цезиум хлорид има прилично ниска токсичност за луѓето и животните, радиоактивната форма лесно ја контаминира животната средина поради високата растворливост на CsCl во вода. Распространетоста на прав од 137CsCl од контејнер од 93 грама во 1987 година во Гојанија, Бразил, резултираше со една од најлошите несреќи со излевање на радијација во која загинаа четворица, а директно беа погодени 249 луѓе.

Кристална структура

уреди
Главна статија: Кубичен кристален систем

Структурата на цезиум хлорид усвојува примитивна кубична решетка со основа од два атоми, каде што двата атома имаат осумкратна координација. Атомите на хлоридот во кристалната решетка лежат на точки на аглите на коцката, додека атомите на цезиум лежат во дупките во центарот на коцките; алтернативна и точно еквивалентна „поставка“ ги има јоните на цезиум во аглите и хлоридниот јон во центарот. Оваа структура е иста со CsBr и CsI и многу бинарни метални легури. Спротивно на тоа, другите алкални халиди имаат структура на натриум хлорид (камена сол).[8] Кога двата јони се слични по големина (Cs+ јонски полупречник 174 pm за овој координативен број, Cl− 181 pm) tсе прифаќа структурата на CsCl, кога тие се различни (Na+ јонски полупречник 102 pm, Cl− 181 pm) структурата се прифаќа структурата на натриум хлорид. При загревање на над 445 °C, нормалната структура на цезиум хлорид (α-CsCl) се претвора во форма на β-CsCl со структура на камена сол (просторна група Fm3m).[5] Структурата на камената сол е забележана и при амбиентални услови во нанометарски тенки CsCl филмови израснати на супстрати од микашист, LiF, KBr и NaCl.[9]

Физички својства

уреди

Цезиум хлоридот е безбоен кога е во форма на големи кристали и бел кога е во прав. Лесно се раствора во вода при што максималната растворливост се зголемува од 1865 g/L на 20 °C до 2705 g/L на 100 °C.[10] Кристалите се многу хигроскопни и постепено се распаѓаат при амбиентални услови.[11] Цезиум хлоридот не формира хидрати.[12]

Растворливост на CsCl во вода[13]
Т (°C) 0 10 20 25 30 40 50 60 70 80 90 100
S (wt%) 61.83 63.48 64.96 65.64 66.29 67.50 68.60 69.61 70.54 71.40 72.21 72.96

За разлика од натриум хлорид и калиум хлорид, цезиум хлоридот лесно се раствора во концентрирана хлороводородна киселина.[14][15] Цезиум хлоридот има и релативно висока растворливост во мравска киселина (1077 g/L на 18 °C) и хидразин; средна растворливост во метанол (31,7 g/L на 25 °C) и ниска растворливост во етанол (7,6 g/L на 25 °C),[12][15][16] сулфур диоксид (2,95 g/L на 25 °C ), амонијак (3,8 g/L на 0 °C), ацетон (0,004 % на 18 °C), ацетонитрил (0,083 g/L на 18 °C),[15] етилацетати и други сложени естри, бутанон, ацетофенон, пиридин и хлоробензен.[17]

И покрај неговaта широка забранета зона (енергетски процеп) помеѓу валентната и спроводливата зона од околу 8,35 eV на 80 K,[2] цезиум хлоридот слабо спроведува електрична енергија, а спроводливоста не е електронска туку јонска. Спроводливоста има вредност од редот 10−7 S/cm на 300 °C. Тоа се случува преку скокови од најблискиот сосед на слободните решетки, а мобилноста е многу поголема за Cl− од Cs+ слободните места. Спроводливоста се зголемува со температура до околу 450 °C, при што енергијата на активирање се менува од 0,6 до 1,3 eV на околу 260 °C. Потоа нагло опаѓа за два реда на големина поради фазната транзиција од α-CsCl во β-CsCl фаза. Спроводливоста е исто така потисната со примена на притисок (околу 10 пати намалување на 0,4 GPa) што ја намалува подвижноста на празните решетки.[18]

Реакции

уреди

Цезиум хлоридот целосно дисоцира при растворање во вода, а Cs+ катјоните се солватирани во разреден раствор. CsCl се претвора во цезиум сулфат кога ќе се загрее во концентрирана сулфурна киселина или ќе се загрее со цезиум водород сулфат на 550-700 °C:[21]

2 CsCl + H2SO4 → Cs2SO4 + 2 HCl
CsCl + CsHSO4 → Cs2SO4 + HCl

Цезиум хлоридот формира различни двојни соли со други хлориди. Примерите вклучуваат 2CsCl·BaCl2,[22] 2CsCl·CuCl2, CsCl·2CuCl and CsCl·LiCl,[23] и со интерхалогени соединенија:[24]

 

Појава и производство

уреди
 
Монатомски цезиум халид жици растени во јаглеродни наноцевки со двојни ѕидови.[25]

Цезиум хлоридот природно се појавува како нечистотија во халидните минерали карналит(KMgCl3·6H2O со до 0.002% CsCl),[26] силвит (KCl) и каинит (MgSO4·KCl·3H2O),[27] и во минералните води. На пример, водата од бањата Бад Диркем, која се користела во изолација на цезиум, содржела околу 0,17 mg/L CsCl.[28] Ниту еден од овие минерали не е комерцијално важен.

На индустриски размери, CsCl се произведува од минералниот загадувач, кој се спрашува и се третира со хлороводородна киселина на покачена температура. Екстрактот се третира со антимон хлорид, јод монохлорид или цериум(IV) хлорид за да се добие слабо растворливата двојна сол, на пр.:[29]

CsCl + SbCl3 → CsSbCl4

Третманот на двојната сол со водород сулфид дава CsCl:[29]

2 CsSbCl4 + 3 H2S → 2 CsCl + Sb2S3 + 8 HCl

HCsCl со висока чистота се произведува и од прекристализиран   (и  ) со термичко распаѓање:[30]

 

Само околу 20 тони соединенија на цезиум, со голем придонес од CsCl, се произведувале годишно во 1970-тите[31] и 2000-тите низ светот.[32] Цезиум хлорид збогатен со цезиум-137 за примена во терапијата со зрачење бил произведен во еден објект Мајак во Уралскиот регион во Русија[33] и се продавал на меѓународно ниво преку британски дилер. Солта се синтетизира на 200 °C поради нејзината хигроскопска природа и се затвора во челичен контејнер во форма на напрсток кој потоа се затвора во друга челична обвивка. Запечатувањето е потребно за да се заштити солта од влага.[34]

Лабораториски методи

уреди

Во лабораторија, CsCl може да се добие со третирање на цезиум хидроксид, карбонат, цезиум бикарбонат или цезиум сулфид со хлороводородна киселина:

CsOH + HCl → CsCl + H2O
Cs2CO3 + 2 HCl → 2 CsCl + 2 H2O + CO2

Употреба

уреди

Прекурсор на Cs метал

уреди

Цезиум хлоридот е главниот прекурсор на металниот цезиум кој се добива со редукција на висока температура:[31]

2 CsCl (l) + Mg (l) → MgCl2 (s) + 2 Cs (g)

Слична реакција - загревање на CsCl со калциум во вакуум во присуство на фосфор - првпат беше пријавена во 1905 година од францускиот хемичар M. Л. Хакспил[35] и сè уште се користи индустриски.[31]

Цезиум хидроксид се добива со електролиза на воден раствор на цезиум хлорид:[36]

2 CsCl + 2 H2O → 2 CsOH + Cl2 + H2

Раствор за ултрацентрифугирање

уреди

Цезиум хлоридот е широко користен во центрифугирање]]то во техника позната како изопикнично центрифугирање. Центрипеталните и дифузивните сили воспоставуваат градиент на густина што овозможува раздвојување на мешавините врз основа на нивната молекуларна густина. Оваа техника овозможува раздвојување на ДНК молекули со различна густина (на пр. ДНК фрагменти со различна содржина на A-T или G-C).[31] Оваа техника бара раствор со висока густина, а сепак релативно низок вискозитет, а CsCl и одговара поради неговата висока растворливост во вода, високата густина поради големата маса на Cs, како и нискиот вискозитет]] и високата стабилност на CsCl растворите.[29]

Органска хемија

уреди

CЦезиум хлоридот ретко се користи во органската хемија. Може да дејствува како реагенс кој катализира фазен трансфер во одбрани реакции. Една од овие реакции е синтезата на деривати на глутаминска киселина

 

каде што TBAB е тетрабутиламониум бромид (интерфазен катализатор) и CPME е циклопентил метил етер (растворувач).[37]

Друга реакција е супституција на тетранитрометан[38]

 

каде DMF е диметилформамид(растворувач).

Аналитичка хемија

уреди

Цезиум хлоридот е реагенс во традиционалната аналитичка хемија што се користи за откривање на неоргански јони преку бојата и морфологијата на талогот. Квантитативно мерење на концентрацијата на некои од овие јони, на пр. Mg2+, со индуктивно спрегната плазма со масена спектрометрија на плазмата, се користи за да се одреди тврдината на вода.[39]

Се користи и за детекција на следните јони:

Јон Придружни реагенси Детекција Лимит на детекција (μg/mL)
Al3+ K2SO4 Безбојни кристали се формираат во неутрални медиуми по испарувањето 0.01
Ga3+ KHSO4 Безбојни кристали се формираат при загревање 0.5
Cr3+ KHSO4 Бледо-виолетовите кристали се таложат во малку кисели подлоги 0.06

Медицина

уреди

Американското здружение за рак наведува дека „достапните научни докази не ги поддржуваат тврдењата дека нерадиактивните додатоци на цезиум хлорид имаат какво било влијание врз туморите“ со употреба на цезиум хлорид во натуропатската медицина.[40] Агенцијата за храна и лекови предупреди за безбедносните ризици, вклучувајќи значителна токсичност на срцето и смрт, поврзани со употребата на цезиум хлорид во натуропатската медицина.[41][42]

Јадрена медицина и радиографија

уреди

Цезиум хлоридот составен од радиоизотопи како што се 137CsCl and 131CsCl,[43] се користи во јадрената медицина, вклучувајќи третман на рак (брахитерапија) и дијагноза на миокарден инфаркт.[44][45] Во производството на радиоактивни извори, нормално е да се избере хемиска форма на радиоизотопот што нема лесно да се распрсне во околината во случај на несреќа. На пример, радиотермалните генератори (RTG) често користат стронциум титанат, кој е нерастворлив во вода. За изворите на телетерапија, сепак, радиоактивната густина (Ci во даден волумен) треба да биде многу висока, што не е можно со познати нерастворливи соединенија на цезиум. Контејнер во облик на напрсток со радиоактивен цезиум хлорид го обезбедува активниот извор.

Разни употреби

уреди

Цезиум хлоридот се користи во подготовката на електрично спроводливи очила[43][46] и екрани на цевки со катодни зраци[43][46].[31] Во врска со ретки гасови, CsCl се користи во ексцимерните ламби[47][48] и ексцимерните ласери. Други употреби вклучуваат активирање на електроди при заварување]];[49] производство на минерална вода, пиво[50] дупчалици за каллива земја;[51] и лемови со висока температура.[52] Висококвалитетните единечни кристали на CsCl имаат широк опсег на транспарентност од УВ до инфрацрвеното подрачје и затоа се користеле за кивети, призми и прозорци во оптичките спектрометри;[31] оваа употреба беше прекината со развојот на помалку хигроскопните материјали.

CsCl е моќен инхибитор на HCN каналите, кои ја носат h-струјата во ексцитабилните клетки како што се невроните.[53] Затоа, може да биде корисен во електрофизиолошките експерименти во невронауката.

Токсичност

уреди

Цезиум хлоридот има ниска токсичност за луѓето и животните.[54] Неговата средна смртоносна доза (LD50) кај глувците е 2300 mg на килограм телесна тежина за орална администрација и 910 mg/kg за интравенска инјекција.[55] Благата токсичност на CsCl е поврзана со неговата способност да ја намали концентрацијата на калиум во телото и делумно да го замени во биохемиските процеси.[56] Меѓутоа, кога се зема во големи количини, може да предизвика значителен дисбаланс на калиумот и да доведе до хипокалемија, аритмија и акутен срцев удар.[57] Сепак, цезиум хлорид во прав може да ги иритира мукозните мембрани]] и да предизвика астма.[51]

Поради неговата висока растворливост во вода, цезиум хлоридот е многу подвижен и може дури и да дифузира низ бетонот. Ова е недостаток на неговата радиоактивна форма која поттикнува потрага по помалку хемиски мобилни радиоизотопни материјали. Комерцијалните извори на радиоактивен цезиум хлорид се добро затворени во двојна челична обвивка.[34] Меѓутоа, во несреќата во Гојанија во Бразил, таков извор кој содржи околу 93 грама 137CsCl, бил украден од напуштена болница и принуден да се отвори од двајца чистачи. Синиот сјај емитуван во мракот од радиоактивниот цезиум хлорид ги привлекол крадците и нивните роднини кои не биле свесни за придружните опасности и го рашириле прашокот. Ова резултираше со една од најтешките несреќи со излевање на радијација во која 4 лица починаа во рок од еден месец од изложувањето, 20 покажаа знаци на радијациона болест, 249 луѓе беа контаминирани со радиоактивен цезиум хлорид, а околу илјада добија доза поголема од годишна количина од позадинско зрачење. Повеќе од 110.000 луѓе ги преплавија локалните болници, а неколку градски блокови мораа да бидат урнати во операциите за чистење. Во првите денови од контаминацијата, стомачни пореметувања и гадење поради зрачна болест доживеале неколку луѓе, но само по неколку дена едно лице ги поврзало симптомите со прашокот и им донело примерок на властите.[58][59]

Наводи

уреди
  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 Haynes, p. 4.57
  2. ↑ 2,0 2,1 Lushchik, A; Feldbach, E; Frorip, A; Ibragimov, K; Kuusmann, I; Lushchik, C (1994). „Relaxation of excitons in wide-gap CsCl crystals“. Journal of Physics: Condensed Matter. 6 (12): 2357–2366. Bibcode:1994JPCM....6.2357L. doi:10.1088/0953-8984/6/12/009. S2CID 250824677 Проверете ја вредноста |s2cid= (help).
  3. ↑ Haynes, p. 4.132
  4. ↑ Haynes, p. 10.240
  5. ↑ 5,0 5,1 Watanabe, M.; Tokonami, M.; Morimoto, N. (1977). „The transition mechanism between the CsCl-type and NaCl-type structures in CsCl“. Acta Crystallographica Section A. 33 (2): 294. Bibcode:1977AcCrA..33..294W. doi:10.1107/S0567739477000722.
  6. ↑ Cesium chloride. nlm.nih.gov
  7. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
  8. ↑ Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
  9. ↑ Schulz, L. G. (1951). „Polymorphism of cesium and thallium halides“. Acta Crystallographica. 4 (6): 487–489. doi:10.1107/S0365110X51001641.
  10. ↑ Lidin, p. 620
  11. ↑ „ЭСБЕ/Цезий“. Brockhaus and Efron Encyclopedic Dictionary. 1890–1907. Посетено на 2011-04-15.
  12. ↑ 12,0 12,1 Knunyants, I. L, уред. (1998). „Цезия галогениды“. Химическая энциклопедия (Chemical encyclopedia). 5. Moscow: Soviet Encyclopedia. стр. 657. ISBN 978-5-85270-310-1.
  13. ↑ Haynes, p. 5.191
  14. ↑ Turova, N. Ya. (1997). Неорганическая химия в таблицах. Moscow. стр. 85.
  15. ↑ 15,0 15,1 15,2 Plyushev, V.E.; Stepin, B. D (1975). Аналитическая химия рубидия и цезия. Moscow: Nauka. стр. 22–26.
  16. ↑ Plyushev, p. 97
  17. ↑ Plyushev, V.E.; и др. (1976). Bolshakov, K. A. (уред.). Химия и технология редких и рассеянных элементов. 1 (2. изд.). Moscow: Vysshaya Shkola. стр. 101–103.
  18. ↑ Ehrenreich, Henry (1984). Solid state physics: advances in research and applications. Academic Press. стр. 29–31. ISBN 978-0-12-607738-4.
  19. ↑ Haynes, p. 5.126
  20. ↑ Lidin, p. 645
  21. ↑ Lidin, R. A; Molochko V.; Andreeva, L. L. A. (2000). Химические свойства неорганических веществ (3. изд.). Moscow: Khimiya. стр. 49. ISBN 978-5-7245-1163-6.
  22. ↑ Knunyants, I. L, уред. (1988). „Бария хлорид“. Химическая энциклопедия. 1. Moscow: Soviet Encyclopedia. стр. 463.
  23. ↑ National Research Council (U.S.). Office of Critical Tables, уред. (1962). Consolidated Index of Selected Property Values: Physical Chemistry and Thermodynamics (Publication 976. изд.). Washington, D.C.: National Academy of Science. стр. 271.
  24. ↑ Knunyants, I. L, уред. (1992). „Полигалогениды“. Химическая энциклопедия. 3. Moscow: Soviet encyclopedia. стр. 1237–1238. ISBN 978-5-85270-039-1.
  25. ↑ Senga, Ryosuke; Komsa, Hannu-Pekka; Liu, Zheng; Hirose-Takai, Kaori; Krasheninnikov, Arkady V.; Suenaga, Kazu (2014). „Atomic structure and dynamic behaviour of truly one-dimensional ionic chains inside carbon nanotubes“. Nature Materials. 13 (11): 1050–4. Bibcode:2014NatMa..13.1050S. doi:10.1038/nmat4069. PMID 25218060.
  26. ↑ Knunyants, I. L, уред. (1998). „Цезий“. Химическая энциклопедия (Chemical encyclopedia). 5. Moscow: Soviet Encyclopedia. стр. 654–656. ISBN 978-5-85270-310-1.
  27. ↑ Plyushev, pp. 210–211
  28. ↑ Plyushev, p. 206
  29. ↑ 29,0 29,1 29,2 „Cesium and Cesium Compounds“. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. 5 (4. изд.). New York: John Wiley & Sons. 1994. стр. 375–376.
  30. ↑ Plsyushev, pp. 357–358
  31. ↑ 31,0 31,1 31,2 31,3 31,4 31,5 Bick, Manfred and Prinz, Horst (2002) "Cesium and Cesium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim. Vol. A6, pp. 153–156. doi:10.1002/14356007.a06_153
  32. ↑ Halka M.; Nordstrom B. (2010). Alkali and Alkaline Earth Metals. Infobase Publishing. стр. 52. ISBN 978-0-8160-7369-6.
  33. ↑ Enrique Lima "Cesium: Radionuclide" in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2006, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/0470862106.ia712
  34. ↑ 34,0 34,1 National Research Council (U.S.). Committee on Radiation Source Use and Replacement; Nuclear and Radiation Studies Board (January 2008). Radiation source use and replacement: abbreviated version. National Academies Press. стр. 28–. ISBN 978-0-309-11014-3.
  35. ↑ Hackspill, M. L. (1905). „Sur une nouvelle prepapratíon du rubidium et du cæsium“. Comptes Rendus Hebdomadaires des Séances de l'Académie des Sciences (француски). 141: 106.
  36. ↑ Plyushev, p. 90
  37. ↑ Kano T.; Kumano T.; Maruoka K. (2009). „Rate Enhancement of Phase Transfer Catalyzed Conjugate Additions by CsCl“. Organic Letters. 11 (9): 2023–2025. doi:10.1021/ol900476e. PMID 19348469.
  38. ↑ Katritzky A. R.; Meth-Cohn O.; Rees Ch. W. (1995). Gilchrist, T. L. (уред.). Synthesis: Carbon with Three or Four Attached Heteroatoms. Comprehensive Organic Functional Group Transformations. 6 (First. изд.). New York: Elsevier. стр. 283. ISBN 978-0-08-040604-6.
  39. ↑ ГОСТ 52407-2005. Вода питьевая. Методы определения жесткости. Moscow: Стандартинформ. 2006.
  40. ↑ „Cesium Chloride“. Complementary and Alternative Medicine: Herbs, Vitamins, and Minerals. American Cancer Society. 30 November 2008. Архивирано од изворникот на 2011-08-17. Посетено на 2011-05-13.
  41. ↑ „FDA alerts health care professionals of significant safety risks associated with cesium chloride“. Food and Drug Administration. July 23, 2018.
  42. ↑ „FDA blacklists cesium chloride, ineffective and dangerous naturopathic cancer treatment“. Science-Based Medicine. August 2, 2018.
  43. ↑ 43,0 43,1 Cesium. Mineral Commodity Summaries January 2010. U.S. Geological Survey
  44. ↑ Carrea, JR; Gleason, G; Shaw, J; Krontz, B (1964). „The direct diagnosis of myocardial infarction by photoscanning after administration of cesium-131“ (PDF). American Heart Journal. 68 (5): 627–36. doi:10.1016/0002-8703(64)90271-6. hdl:2027.42/32170. PMID 14222401.
  45. ↑ McGeehan, John T. (1968). „Cesium 131 Photoscan: Aid in the Diagnosis of Myocardial Infarction“. JAMA: The Journal of the American Medical Association. 204 (7): 585–589. doi:10.1001/jama.1968.03140200025006. PMID 5694480.
  46. ↑ Tver'yanovich, Y. S.; и др. (1998). „Optical absorption and composition of the nearest environment of neodymium in glasses based on the gallium-germanium-chalcogen system“. Glass Phys. Chem. 24: 446.
  47. ↑ Klenovskii, M.S.; Kel'man, V.A.; Zhmenyak, Yu.V.; Shpenik, Yu.O. (2010). „Electric-discharge UV radiation source based on a Xe-CsCl vapor-gas mixture“. Technical Physics. 55 (5): 709–714. Bibcode:2010JTePh..55..709K. doi:10.1134/S1063784210050178. S2CID 120781022.
  48. ↑ Klenovskii, M.S.; Kel'man, V.A.; Zhmenyak, Yu.V.; Shpenik, Yu.O. (2013). „Luminescence of XeCl* and XeBr* exciplex molecules initiated by a longitudinal pulsed discharge in a three-component mixture of Xe with CsCl and CsBr vapors“. Optics and Spectroscopy. 114 (2): 197–204. Bibcode:2013OptSp.114..197K. doi:10.1134/S0030400X13010141. S2CID 123684289.
  49. ↑ „Тугоплавкие и химически активные металлы“. Migatronic. Посетено на 2011-02-24.
  50. ↑ Morris, Ch. G., уред. (1992). „Cesium chloride“. Academic Press Dictionary of Science and Technology. San Diego: Academic Press. стр. 395. ISBN 978-0-12-200400-1.
  51. ↑ 51,0 51,1 „Cesium Chloride MSDS“ (PDF). Cesium Fine Chemicals. Cabot Corporation. Архивирано од изворникот (PDF) на 2011-09-28. Посетено на 2011-04-11.
  52. ↑ Kogel, J. E.; Trivedi, N. C.; Barker, J. M, уред. (2006). Industrial Minerals & Rocks: Commodities, Markets, and Uses (7. изд.). Littleton: Society for Mining, Metallurgy, and Exploration. стр. 1430. ISBN 978-0-87335-233-8.
  53. ↑ Biel, Martin; Christian Wahl-Schott; Stylianos Michalakis; Xiangang Zong (2009). „Hyperpolarization-Activated Cation Channels: From Genes to Function“. Physiological Reviews. 89 (3): 847–85. doi:10.1152/physrev.00029.2008. PMID 19584315. S2CID 8090694.
  54. ↑ „Chemical Safety Data: Caesium chloride“. Hands-on Science (H-Sci) Project: Chemical Safety Database. Physical and Theoretical Chemistry Laboratory, Oxford University. Архивирано од изворникот на 2011-08-07. Посетено на 2011-04-08.
  55. ↑ „Safety data for caesium chloride“. Chemical and Other Safety Information. The Physical and Theoretical Chemistry Laboratory Oxford University. Архивирано од изворникот на 2010-11-22. Посетено на 2011-04-08.
  56. ↑ Lazarev N.V. and Gadaskina, I.D., уред. (1977). Вредные вещества в промышленности. Справочник для химиков, инженеров и врачей (руски). 3 (7. изд.). St. Petersburg: Khimiya. стр. 328–329.
  57. ↑ Melnikov, P; Zanoni, LZ (June 2010). „Clinical effects of cesium intake“. Biological Trace Element Research. 135 (1–3): 1–9. doi:10.1007/s12011-009-8486-7. PMID 19655100. S2CID 19186683.
  58. ↑ The Radiological Accident in Goiânia. Vienna: IAEA. 1988. ISBN 978-92-0-129088-5.. See pp. 1–6 for summary and p. 22 for the source description
  59. ↑ "The Worst Nuclear Disasters". Time. 2009.

Надворешни врски

уреди
  •   Цезиум хлорид на Ризницата ?
  • Haynes, William M., уред. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (XCII. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 1439855110.
  • Lidin, R. A; Andreeva, L. L.; Molochko V. A. (2006). Константы неорганических веществ: справочник (Inorganic compounds: data book). Moscow. ISBN 978-5-7107-8085-5.
  • Plyushev, V. E.; Stepin B. D. (1970). Химия и техtestнология соединений лития, рубидия и цезия (руски). Moscow: Khimiya.
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Цезиум_хлорид&oldid=5233933“