Le radon (Rn), élément chimique, un gaz radioactif lourd du groupe 18 (gaz nobles) du tableau périodique, généré par la désintégration radioactive du radium. (Le radon était à l'origine appelé émanation de radium.) Le radon est un gaz incolore, 7,5 fois plus lourd que l'air et plus de 100 fois plus lourd que l'hydrogène. Le gaz se liquéfie à −61,8 ° C (−79,2 ° F) et gèle à −71 ° C (−96 ° F). Lors d'un refroidissement ultérieur, le radon solide brille d'une lumière jaune douce qui devient rouge orangé à la température de l'air liquide (−195 ° C [−319 ° F]).
Le radon est rare dans la nature car ses isotopes sont tous de courte durée et parce que sa source, le radium, est un élément rare. L'atmosphère contient des traces de radon près du sol en raison de l'infiltration du sol et des roches, qui contiennent toutes deux de minuscules quantités de radium. (Le radium est un produit de décomposition naturel de l'uranium présent dans divers types de roches.)
À la fin des années 80, le radon naturel était devenu un danger potentiel pour la santé. La désintégration radioactive de l'uranium dans les minéraux, en particulier le granit, génère du radon qui peut se diffuser à travers le sol et la roche et pénétrer dans les bâtiments par les sous-sols (le radon a une densité plus élevée que l'air) et par les approvisionnements en eau provenant des puits (le radon a une solubilité importante dans l'eau). Le gaz peut s'accumuler dans l'air des maisons mal ventilées. La désintégration du radon produit des «filles» radioactives (polonium, bismuth et isotopes de plomb) qui peuvent être ingérées dans l'eau de puits ou absorbées dans les particules de poussière, puis respirées dans les poumons. L'exposition à de fortes concentrations de ce radon et de ses filles au cours de nombreuses années peut augmenter considérablement le risque de développer un cancer du poumon. En effet, le radon est désormais considéré comme la principale cause de cancer du poumon chez les non-fumeurs aux États-Unis. Les niveaux de radon sont les plus élevés dans les maisons construites sur des formations géologiques qui contiennent des gisements minéraux d'uranium.
Des échantillons concentrés de radon sont préparés synthétiquement à des fins médicales et de recherche. Typiquement, une réserve de radium est maintenue dans un récipient en verre dans une solution aqueuse ou sous la forme d'un solide poreux à partir duquel le radon peut facilement s'écouler. Tous les quelques jours, le radon accumulé est pompé, purifié et comprimé dans un petit tube, qui est ensuite scellé et retiré. Le tube de gaz est une source de rayons gamma pénétrants, qui proviennent principalement d'un des produits de désintégration du radon, le bismuth-214. De tels tubes de radon ont été utilisés pour la radiothérapie et la radiographie.
Le radon naturel se compose de trois isotopes, un de chacune des trois séries naturelles de désintégration radioactive (les séries uranium, thorium et actinium). Découvert en 1900 par le chimiste allemand Friedrich E. Dorn, le radon-222 (3,823 jours de demi-vie), l'isotope à longue durée de vie, apparaît dans la série de l'uranium. Le nom de radon est parfois réservé à cet isotope pour le distinguer des deux autres isotopes naturels, appelés thoron et actinon, car ils proviennent respectivement des séries thorium et actinium.
Le radon 220 (thoron; demi-vie de 51,5 secondes) a été observé pour la première fois en 1899 par les scientifiques britanniques Robert B.Owens et Ernest Rutherford, qui ont remarqué qu'une partie de la radioactivité des composés du thorium pouvait être emportée par les brises du laboratoire. Le radon-219 (actinon; demi-vie de 3,92 secondes), qui est associé à l'actinium, a été trouvé indépendamment en 1904 par le chimiste allemand Friedrich O. Giesel et le physicien français André-Louis Debierne. Des isotopes radioactifs ayant des masses variant de 204 à 224 ont été identifiés, le plus long de ceux-ci étant le radon 222, qui a une demi-vie de 3,82 jours. Tous les isotopes se désintègrent en produits finaux stables de l'hélium et des isotopes des métaux lourds, généralement le plomb.
Les atomes de radon possèdent une configuration électronique particulièrement stable de huit électrons dans la coque externe, ce qui explique l'inactivité chimique caractéristique de l'élément. Le radon, cependant, n'est pas chimiquement inerte. Par exemple, l'existence du composé composé de difluorure de radon, qui est apparemment plus stable chimiquement que les composés des autres gaz nobles réactifs, le krypton et le xénon, a été établie en 1962. La courte durée de vie du radon et sa radioactivité à haute énergie compliquent les recherches expérimentales. des composés du radon.
Lorsqu'un mélange de traces de radon-222 et de fluor gazeux est chauffé à environ 400 ° C (752 ° F), un fluorure de radon non volatil se forme. Le rayonnement α intense de la millicurie et des quantités de radie de curie fournit suffisamment d'énergie pour permettre au radon en de telles quantités de réagir spontanément avec le fluor gazeux à température ambiante et avec le fluor liquide à −196 ° C (−321 ° F). Le radon est également oxydé par des fluorures d'halogène tels que ClF 3, BrF 3, BrF 5, IF 7 et [NiF 6] 2− dans des solutions HF pour donner des solutions stables de fluorure de radon. Les produits de ces réactions de fluoration n'ont pas été analysés en détail en raison de leurs petites masses et de leur radioactivité intense. Néanmoins, en comparant les réactions du radon avec celles du krypton et du xénon, il a été possible de déduire que le radon forme un difluorure, RnF 2, et des dérivés du difluorure. Des études montrent que le radon ionique est présent dans bon nombre de ces solutions et serait Rn 2+, RnF + et RnF 3 -. Le comportement chimique du radon est similaire à celui d'un fluorure métallique et est cohérent avec sa position dans le tableau périodique en tant qu'élément métalloïde.
Propriétés des éléments
| numéro atomique | 86 |
|---|---|
| isotope le plus stable | (222) |
| point de fusion | −71 ° C (−96 ° F) |
| point d'ébullition | −62 ° C (−80 ° F) |
| densité (1 atm, 0 ° C [32 ° F]) | 9,73 g / litre (0,13 once / gallon) |
| états d'oxydation | 0, +2 |
| configuration électronique. | (Xe) 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 |
