氡：从危害到应用的化学之旅

在化学元素的大家庭里，氡（Rn）以其独特的性质和复杂的 “角色” 备受关注。作为一种天然放射性惰性气体，氡在我们的生活中既是潜在的健康威胁，又是某些领域的得力帮手。今天，就让我们一起深入了解这个神秘的元素。​
一，发现之旅：从辐射波动到新元素确认​
19 世纪末至 20 世纪初，科学家们在研究放射性物质时逐渐揭开了氡的神秘面纱。1899 年，加拿大蒙特利尔麦吉尔大学的罗伯特・B・欧文斯和欧内斯特・卢瑟福在测量来自钍氧化物的辐射时，发现辐射量会发生波动变化，卢瑟福将钍化合物持续散发的这种放射性气体称为 “散发物”，后来又称为 “钍射气”。同年晚些时候，居里夫妇在研究镭的放射性时探测到了半衰期为 3.8 天的同位素 ²²²Rn，但当时并不确定其为气体。1900 年，德国物理学家弗里德里希・恩斯特・道恩在研究镭的放射性时发现一种具有放射性的气体，命名为 “镭射气”，即氡 - 222。随后几年，安德烈 - 路易・德贝尔恩在锕元素实验中观测到 “锕射气”，英国化学家威廉・拉姆齐和索迪合作通过光谱分析确认这些 “射气” 是同一种物质，一种全新的元素，并命名为 “Niton”。1923 年国际化学会议上，因其最稳定同位素为镭射气，最终将这种新元素命名为 “Radon”，中文音译成氡。​
二，理化特性：惰性与放射性的交织​
氡在标准状态下是一种无色无味的惰性单原子稀有气体，也是密度最大的气体之一。它的熔点为 - 71℃，沸点为 - 61.7℃，在 0℃，101.325 kPa 时的密度高达 9.73 g/cm³，约为海平面地球大气密度的 8 倍。氡易被压缩成无色发磷光的液体，可溶于水，更易溶于甲苯、煤油、二硫化碳等有机溶剂，还能被活性炭、硅碳等吸附，加热时解吸。​
从化学性质来看，氡属于稀有气体，对大多数化学反应呈惰性，其电子排布形成稳定的低能排布，外层电子紧紧束缚在原子中，第一电离能为 1037 kJ/mol。但根据元素周期性，氡的电负性比同族元素氙要低，所以化学活性相对氙更高一些。例如，氡能在一定条件下与氟反应，也能与氟化物反应，还能与水、酚、甲苯等反应生成络合物。​
三，来源与分布：生活中无处不在​
自然界存在 3 个天然放射系（钍系、锕系、铀系），均有氡产生。铀和钍在地壳中分布较广，铀钍衰变链中的气态衰变子体氡会向水和空气扩散，溶解在水中的镭衰变也会直接产生氡随空气和水向大气中扩散。氡在地壳中总重量约为 115 t，岩石中的氡含量随 SiO₂含量增高而增加，酸性岩石中氡含量最高。氡在土壤中的含量为 8.3x10⁻¹¹ g/(g 土壤)，在水圈的含量为 6x10⁻¹⁴ ml/L，海水中含量为 6x10⁻¹⁶ ml/L，在大气中氡的浓度随高度增加而降低，在 3000 m 高空浓度接近于 0。​
在日常生活中，氡更是普遍存在。水中氡浓度一般为 37 Bq/kg，使用水产生的室内氡附加浓度约为 3.7 Bq/m³，天然气、建筑材料和装修材料、地基土壤也是室内氡的重要来源。像一些矿渣砖、炉渣砖等建筑材料以及含铀高的室内装饰材料，如花岗岩和瓷砖、洁具等，都可能释放氡气。