Podróż w głąb układu okresowego - blok s

blok s

Podróż wgłąb układu okresowego

Spis tresci

9. Zakończemie

7. Sole

6. Zasady

5. Tlenki

4. Charakter chemiczny

3. Analiza pierwiastków bloku s

2. Skąd pochodzą pierwiastki chemiczne? (Video)

8. Izotopy

1. Gdzie jest blok s?

blok s

blok s składa się z pierwiastków pierwszej i drugiej grupy oraz helu. budowa układu okresowego nie jest przypadkowa, w bloku s w jednym okresie występują maksymalnie dwa elektrony.

Gdzie jest blok s?

Gdzie jest blok s?

skąd pochodzą pierwiaskti chemiczne?

1. Wodór

Wodór ma symbol h od łacińskiej nazwy hydrogenium (tworzący wodę).jest bezbarwnym, bezzapachowym gazem nierozpuszczalnym w wodzie. Reaguje z tlenem tworząc wodę.

WŁAŚCIWOŚĆ UNOSZENIA SIE HELU W POWIETRZU WYKORZYSTUJE SIĘ DO UNOSZENIA SIĘ LEKKICH POWŁOK (BALONÓW) WYPELNIONYCH TYM GAZEM. ODDYCHANIE MIESZANKĄ Z ZAWARTOŚCIĄ HELU POWODUJE DOŚĆ ZABAWNY EFEKT ZMIANY GŁOSU, POWSZECHNIE NAZYWANY EFEKTEM KACZORA DONALDA. GŁOS STAJE SIĘ WTEDY CIENKI, ZABAWNY I NIECO GROTESKOWY. NALEŻY JEDNAK BEZWZGLĘDNIE UWAŻAĆ! NIE MOŻNA ODDYCHAĆ STUPROCENTOWYM HELEM GDYŻ MOŻE TO DOPROWADZIĆ DO UTRATY PRZYTOMNOŚCI WSKUTEK NIEDOTLENIENIA ORGANIZMU. W PRZYPADKU BRAKU JAKIEJKOLWIEK POMOCY NIEDOTLENIENIE MOŻE DOPROWADZIĆ DO ŚMIERCI. JEDEN WDECH HELU MOŻE NIE BYĆ NIEBEZPIECZNY, JEDNAK NADMIERNE JEGO WDYCHANIE JEST ZAGROŻENIEM DLA ŻYCIA.

Hel jest bezwonnym, bezbarwnym, nietoksycznym i niewybuchowym gazem szlachetnym. Pierwiastek helu posiada liczbę atomową 2 i wagę atomową 4. Hel jest po wodorze drugim najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we wszechświecie i szóstym na ziemi. Hel jest około siedmiokrotnie lżejszy od powietrza.

2. Hel

Lit jest srebrzystobiałym, lśniącym i miękkim metalem (daje się kroić nożem). Pierwiastek ten jest najlżejszy spośród wszystkich metali. Lit podczas kontaktu z wilgotnym powietrzem (z tlenem i azotem) ulega korozji, przyjmując po kilkunastu sekundach barwę szarą, matową a w miarę postępowania korozji czarną bądź z licznymi czarnymi plamami. Związki litu zabarwiają płomień na intensywny karminowoczerwony kolor.

3. Lit

Metaliczny beryl otrzymywany jest przez elektrolizę stopionej mieszaniny chlorku berylu (BeCl2) i chlorku sodu (NaCl) w temp. ok. 350oC, metal wydziela się w postaci krystalicznych płatków. Można otrzymać również beryl w wyniku elektrolizy stopionego zasadowego fluorku o składzie 2 BeO · 5 BeF2 w temp. ok. 1400oC, w tym przypadku metal wydziela się w postaci cieczy, która krzepnąć daje metal w formie litej.

Beryl jest metalem srebrzystym o połysku metalicznym, o małym ciężarze właściwym. W temperaturze pokojowej beryl jest kruchy. Pierwiastek ten wykazuje zalety jako składnik stopów, np. dodatek 2,5% berylu do do miedzi daje stop niemagnetyczny, który jest 6 razy twardszy od miedzi, a stop z niklem przewyższa pod względem wytrzymałości najlepszą stal.

4. Beryl

NaCl w zimie używa się do posypywania chodników i jezdni w celu uniknięcia oblodzenia, ponieważ dodanie soli do wody powoduje obniżenie jej temperatury krzepnięcia.

Sód jest srebrzystobiałym metalem, który jest na tyle miękki, że daje się kroić nożem. Wkrótce po przecięciu świeża powierzchnia odznaczająca się połyskiem ulega matowieniu na skutek korozji. Pary sodu barwią płomień na żółto.

5. Sód

6. Magnez

Magnez jest srebrzystobiałym, błyszczącym metalem o małym ciężarze właściwym. Jest to pierwiastek dwuwartościowy, występujący na stopniu utlenienia +2. Na powietrzu utlenia się, pokrywa się przy tym cienką warstewką tlenku magnezu MgO lub wodorotlenku magnezu Mg(OH)2. Z wodą reaguje powoli dopiero w temp. powyżej 70oC, wydzielając przy tym wodór i tworząc Mg(OH)2. Po ogrzaniu w suchym powietrzu zapala się w 500oC i pali się oślepiająco jasnym płomieniem. Wówczas powstaje tlenek magnezu MgO i pewna ilość azotku magnezu Mg3N2. Magnez łatwo reaguje z kwasami, wypierając z nich wodór i przechodzi do roztworu w postaci jonów Mg2+. Jest całkowicie odporny na działanie roztworów alkalicznych. Magnez jest łatwopalny, dlatego należy go przechowywać z dala od ognia i substancji łatwopalnych.

Potas jest najlżejszym ze znanych metali. Można go kroić nożem, a świeżo po przekrojeniu ma barwę srebrzystobiałą. Pary potasu barwią płomień na fioletowo (obserwację należy prowadzić przez szkło kobaltowe). Potas jest jednowartościowym pierwiastkiem, wystepującym na stopniu utlenienia +1. Jest to jeden z najaktywniejszy metali, o silnych właściwościach redukujących. Reaguje bezpośrednio z wodorem, tworząc wodorek potasu, a także z fluorowcami i siarką. Z wodą reaguje gwałtownie wydzielając wodór i mocną zasadę: K+H2O→2KOH+H2↑ Spalany w nadmiarze tlenu tworzy żółty ponadtlenek potasu KO2. W temp. pokojowej na powietrzu pokrywa się warstwą K2O. Potas rozpuszcza się bardzo gwałtownie w kwasach tworząc odpowiednie sole z wydzieleniem wodoru. Należy go przechowywać w oleju parafinowym lub nafcie.

7. Potas

W świecie biologicznym wapń zaliczany jest do ważnych makroelementów. Jest składnikiem kości (dokładniej budującego je hydroksyapatytu), a w postaci jonowej jest niezbędny do prawidłowego funkcjonowania m.in. tkanki mięśniowej. Co więcej, bierze udział w krzepnięciu krwi, przewodzeniu impulsów elektrycznych układu nerwowego oraz w reakcjach immunologicznych. Jest aktywatorem enzymów. W organizmie człowieka gospodarka wapniowa jest regulowana przez hormony: parathormon, kalcytoninę i witaminę D.

Wapń jest piątym najpowszechniej występującym w skorupie ziemskiej pierwiastkiem i trzecim najczęstszym metalem. Warto jednak pamiętać, że wapń nie występuje naturalnie w stanie wolnym. Rezerwuarem wapnia są skamieniałości prehistorycznych organizmów morskich. Występują w dwóch formach: heksagonalnego kalcytu (to m.in. wapień, dolomit, marmur, kreda) lub rombowego aragonitu. Ważnymi skałami wapiennymi są również: kalcyt, gips, anhydryt, fluoryt, apatyt i krzemiany wapnia.

8. Wapń

• METAL,
• MIĘKKI,
• BEZWONNY,
• SREBRZYSTY,
• SUBSTANCJA STAŁA,
• BARDZO AKTYWNY CHEMICZNIE.

Rubid posiada następujące własności:

• OGNIWA FOTOELEKTRYCZNE,
• TECHNIKA PLAZMY,
• SZTUCZNE OGNIE,
• ZEGARY ATOMOWE.

Zastosowanie rubidu w przemyśle, nauce, technice i medycynie jest następujące:

9. Rubid

Stront w czystej postaci jest stosowany jako dodatek do niektórych gatunków szkła – np. stosowanych do produkcji ekranów telewizyjnych. Ponieważ barwi płomień intensywnym karminowo-czerwonym kolorem, jego sole są dodawane do ogni sztucznych i rakiet sygnałowych.

Stront jest srebrzystoszarym metalem, podobnym do wapnia, ale bardziej miękkim. Na jego powierzchni, tak jak w przypadku glinu, tworzy się ochronna warstwa tlenków (pasywacja). Oczyszczona powierzchnia jest bardzo reaktywna – czysty stront reaguje wybuchowo z wodą i może zapalić się na powietrzu. Stront tworzy tlenki, wodorotlenki, fluorki oraz inne sole kwasów nieorganicznych i organicznych. Stront jest generalnie bardziej aktywny chemicznie niż magnez i wapń, a mniej aktywny niż bar. Kationy Sr2+ należą do IV grupy analitycznej i barwią płomień na karmazynowoczerwony.

10. Stront

• komórki fotoelektryczne,
• wzorzec czasu,
• pochłaniacze w komorach próżniowych.

• metal alkaliczny,
• miękki,
• srebrzystożółty kolor,
• bardzo aktywny chemicznie,
• substancja stała.

Zastosowanie cezu w przemyśle, nauce, technice i medycynie jest następujące:

Cez posiada następujące własności: metal alkaliczny, miękki, srebrzystożółty kolor, bardzo aktywny chemicznie, substancja stała.

Cez jest jednym z najbardziej reaktywnych pierwiastków, na powietrzu bardzo szybko pokrywa się ciemnym nalotem (tlenku cezu), z wodą i kwasami reaguje wybuchowo. Fluorek cezu (CsF) jest jednym ze związków o najwyższym udziale wiązania jonowego (92%). Cez w reakcji ze złotem daje jonowy złotek cezu (CsAu), który rozkłada się w kontakcie z wodą na złoto i wodorotlenek cezu.

11. Cez

Metaliczny bar otrzymuje się przez redukcję w wysokiej temperaturze tlenku baru (BaO) za pomocą glinu lub węgla. Bardzo czysty bar otrzymuje się przez rozkład wodorku baru (BaH2).

Bar jest metalem, bardziej miękkim niż cynk, lecz twardszym od ołowiu. Wolny metal jest bardzo reaktywny chemicznie. Na powietrzu szybko utlenia się do tlenku BaO i nadtlenku BaO2. W związkach występuje na II stopniu utlenienia. Reagując z wodą, rozkłada ją i wydziela wodór, tworząc wodorotlenek baru (Ba(OH)2), który jest mocną zasadą; nasycony roztwór tego wodorotlenku zwany jest wodą barytową. Sole baru są bezbarwne, zawierają kation Ba2+, który należy do IV grupy analitycznej, barwią płomień na zielony kolor. Rozpuszczalne sole baru są toksyczne.

12. Bar

Frans to radioaktywny metal alkaliczny. Ostatnie badania wykazują, że jego aktywność chemiczna jest mniejsza niż aktywność cezu i jest podobna do aktywności rubid. Frans reaguje gwałtownie z wodą i kwasami (podobnie jak inne metale alkaliczne). Kationy Fr+ powinny należeć do V grupy analitycznej kationów i być bezbarwne, jak wskazywałoby prawo okresowości. Przeprowadzono pewną liczbę badań z pojedynczymi atomami fransu, ale do dziś nikt nie otrzymał wagowo uchwytnej ilości tego pierwiastka ani jego związków. Frans nie ma stabilnych izotopów. Standardowa masa atomowa nie może być podana, dlatego wymienia się masę atomową najtrwalszego izotopu.

13. Frans

Najważniejsze związki radu to sole Ra2+ (chlorek i węglan) które były używane w terapii nowotworowej i do produkcji farb luminescencyjnych. Obecnie rad nie jest już stosowany, ze względu na dużą radioaktywność, powodującą białaczkę u osób uczestniczących w produkcji soli radu.

Rad został odkryty przez Marię Skłodowską-Curie i jej męża Pierre’a Curie w tym samym roku co polon. Jako datę tego odkrycia, zgodnie z zeszytem laboratoryjnym Marii, przyjmuje się rok 1898. Notatka o istnieniu nowego pierwiastka została umieszczona w sprawozdaniu Francuskiej Akademii Nauk z dnia 26 grudnia 1898[8]

W formie czystej rad jest srebrzystym, lśniącym i miękkim metalem. Posiada silne własności promieniotwórcze. Jego własności chemiczne są zbliżone do baru. Reaguje stosunkowo powoli z tlenem atmosferycznym, tworząc tlenek RaO i dość gwałtownie z wodą, tworząc wodorotlenek Ra(OH)2.Kationy Ra2+należą do IV grupy analitycznej. Sole radu barwią płomień na kolor karmazynowy.

14. Rad

1. wodór - niemetal
2. hel - niemetal, gaz szlachetny
3. lit - metal
4. beryl - metal
5. sód - metal
6. magnez - metal
7. potas - metal
8. wapń - metal
9. rubid - metal
10. stront - metal
11. cez - metal
12. bor - metal
13. frans - metal
14. rad - metal

charakter chemiczny pierwiastków bloku s

Tlenki są zbudowane z atomu tlenu oraz metalu lub niemetalu. Należą one do grupy związków nieorganicznych.Większość metali tworzy tlenki zasadowe, a wszystkie niemetale tworzą tlenki kwasowe. Pierwiastki leżące w układzie okresowym na przekątnej, od berylu do polonu, tworzą tlenki amfoteryczne.

tlenki pierwiastków bloku s

zasady i wodorotlenki pierwiastków bloku s

MOCNE ZASADY - ROZPUSZCZALNE WODOROTLENKI - TO ZASADY UTWORZINE PRZEZ PIERWIASTKI GRUPY PIERWSZEJ I DRUGIEJ OPRÓCZ MAGNEZU I BERYLU. MAGNEZ DAJE TLENEK O WŁAŚCIWOŚCIACH ZASADOWYCH, JEDNAK W REAKCJI Z WODĄ POWSTAJE SŁABY WODOROTLENEK. BERYL TWORZY TLENEK AMFOTERYCZNY - CZYLI O ZBLIŻONYM UDZIALE CHARAKTERU KWASOWEGO I ZASADOWEGO. HEL NALEŻĄCY DO GAZÓW SZLACHETNYCH WYKAZUJE SIE BARDZO NISKĄ REAKTYWNOŚCIĄ.

info

10. SÓL + SÓL ----> NOWA SÓL (OSAD) + NOWA SÓL

9. SÓL + METAL ---> NOWA SÓL + NOWY METAL

8. SÓL + ZASADA ----> NOWA SÓL (OSAD) + NOWA ZASADA

7. SÓL + KWAS ----> NOWA SÓL (OSAD) + NOWY KWAS

6. TLENEK NIEMETALU (BEZWODNIK KWASOWY) + ZASADA ----> SÓL TLENOWA + WODA

5. TLENEK NIEMETALU (BEZWODNIK KWASOWY) + TLENEK METALU ----> SÓL TLENOWA

4. ZASADA + KWAS ----> SÓL + WODA

3. TLENEK METALU + KWAS ----> SÓL + WODA

2. METAL + KWAS ----> SÓL + H2 (cząsteczka wodoru w stanie gazowym)

1. METAL + NIEMETAL ----> SÓL BEZTLENOWA (sól kwasu beztlenowego)

Sole powstają według następujących metod:

Sole są substancjami jonowymi, których kryształy zawierają naprzemiennie ułożone kationy metalu i aniony reszty kwasowej. Podczas rozpuszczania jony te są uwalnianie do roztworu i dzięki ich obecności wodne roztwory soli przewodzą prąd elektryczny. Sole zawierają fragmenty pochodzące zarówno od wodorotlenków, jak i od kwasów. Do otrzymania soli nie są jednak konieczne kwas i wodorotlenek, bowiem sole można uzyskać w przemianach, w których biorą udział np. metal lub tlenek metalu i kwas albo tlenek niemetalu i wodorotlenek.

sole pierwiastków bloku s

Znane sa trzy izotopy helu: 3He, 4He, 6He. W przyrodzie występują dwa trwałe izotopy: 4He i 3He i ich stosunkowy skład nie jest stały, zależy od tego z jakiego źródła pochodzi. W mieszaninie jednak zawsze przeważa 4He. Zawartość 3He w mieszaninie otrzymanej z powietrza wynosi 1,2 · 10-7%, z gazów ziemnych (0,2-120) · 10-7%. Izotop 6He jest nietrwały (rozpad β, T1/2= 0,8 s) i powstaje zwykle podczas bombardowania 9Be neutronami.

Wodór ma dwa stabilne izotopy: deuter (2H lub D) i prot (1H) oraz jeden niestabilny - tryt (3H lub T). Izotopy te znacznie różnią się gęstością, temperaturą wrzenia, topnienia oraz innymi właściwościami. Prot jest najbardziej rozpowszechnionym izotopem wodoru, którego jądro składa się z jednego protonu. W wodorze naturalnym występuje w ilości 99,9844%. W praktyce właściwości chemiczne wodoru i jego związków odnoszą się zazwyczaj do protu. Deuter zwany "ciężkim wodorem" jest nieradioaktywnym izotopem wodoru, którego jądro składa się z protonu i neutronu. Został on odkryty w 1932 roku przez zespół amerykańskich naukowców kierowany przez Harolda Urey'a. W wodorze naturalnym izotop ten występuje w ilości 0,0156 %. Deuter można stosunkowowo łatwo wydzielić z naturalnej mieszaniny izotopów wodoru dzięki dużemu stosunkowi ich mas molowych. Może zastępować wodór we wszystkich związkach co powoduje zmianę ich właściwości fizycznych i chemicznych. Woda, w której atomy oba atomy wodoru zostały podstawione przez deuter nosi nazwę "wody ciężkiej" i może mieć następujący wzór: HDO, gdy jeden z dwóch atomów wodoru jest zastąpiony atomem deuteru, lub D2O gdy atomy wodoru są zastąpione atomami deuteru. Woda ciężka ma zastosowanie przy produkcji bomb jądrowych. Tryt jest promieniotwórczym izotopem wodoru, którego jądro składa się z protonu i dwóch neutronów. Izotop ten powstaje w małych ilościach w atmosferze, można go również wytwarzać na drodze sztucznych przemian jądrowych. Tryt jest nietrwały i emituje promieniowanie β−przechodząc w izotop helu:

izotopy pierwiastków bloku s

Naturalny potas składa się z trzech izotopów: 39K (93,2581%), 40K (0,0117%), 41K (6,7302%). Izotop 40K jest słabo promieniotwórczy (T1/2=1,32 · 109 lat) i rozpada się w dwojaki sposób: 88% atomów ulega rozpadowi β- tworząc 40Ca, rozpad 12% atomów polega na wychwycie K i utworzeniu 40Ar. Spośród sztucznych izotopów promieniotwórczych największe znaczenie ma izotop 42K (T1/2=12,52 lat) stosowany w chemii, medycynie i biologii jako wskaźnik promieniotwórczy. Naturalny potas składa się z trzech izotopów: 39K (93,2581%), 40K (0,0117%), 41K (6,7302%). Izotop 40K jest słabo promieniotwórczy (T1/2=1,32 · 109 lat) i rozpada się w dwojaki sposób: 88% atomów ulega rozpadowi β- tworząc 40Ca, rozpad 12% atomów polega na wychwycie K i utworzeniu 40Ar. Spośród sztucznych izotopów promieniotwórczych największe znaczenie ma izotop 42K (T1/2=12,52 lat) stosowany w chemii, medycynie i biologii jako wskaźnik promieniotwórczy.

Magnez naturalny składa się z 3 izotopów trwałych: 24Mg (78,9%), 25Mg (10,00%) i 26Mg (11,01%). Znane są 3 sztuczne izotopy promieniotwórcze: 23Mg (T1/2= 12,3 s), 27Mg (T1/2= 9,45 s), 28Mg (T1/2= 21,2 h).

Naturalny sód tworzy jeden izotop trwały 23Na. Wśród sztucznych izotopów promieniotwórczych ważniejsze to: 22Na (T1/2=2,58 lat) i 24Na (T1/2=14,97 h).

Beryl ma jeden trwały izotop 9Be. Spośród iztopów promieniotwórczych najważniejszy jest 7Be, o czasie połowicznego rozpadu T1/2= 53 dni.

Lit w przyrodzie składa się z dwóch izotopów trwałych: 6Li (7,52 %) i 7Li (92,48 %), których zastosowanie przedstawiono powyżej. Istnieją również sztuczne izotopy promieniotwórcze, których zbadano dotąd 7, z czego najbardziej stabilne to: 8Li, których czas połowicznego rozpadu wynosi T1/2 = 0,841 s oraz 9Li (T1/2= 0,168 s). Najmniej trwały z izotopów promieniotwórczych jest 4Li.

W przyrodzie w sposób naturalny występuje w postaci jedynego (spośród 40 znanych w roku 2003) trwałego izotopu 133Cs. Ponadto sztuczne, radioaktywne izotopy cezu, stanowiące produkty rozszczepienia występują w wypalonym paliwie jądrowym. Izotopy 134Cs i 137Cs ulegały deponowaniu w różnych osadach w wyniku opadów promieniotwórczych o zasięgu globalnym, będących skutkiem próbnych wybuchów jądrowych przeprowadzanych w atmosferze w połowie XX wieku oraz awarii nuklearnych, przede wszystkim tej w Czarnobylu. Ze względu na dłuższy czas połowicznego rozpadu, obecnie wykrywany jest przede wszystkim 137Cs, najczęściej w osadach powodziowych. Co więcej, 137Cs, zwany radiocezem (ang. radiocesium), należy wraz z 131I oraz izotopami gazów szlachetnych do grupy radioizotopów najliczniej uwalnianych w wypadku awarii reaktorów jądrowych. Jednak w odróżnieniu od radioizotopów gazów szlachetnych, skażenie promieniotwórczymi izotopami cezu stanowi poważniejsze zagrożenie dla zdrowia, ponieważ cez wykazuje chemiczne podobieństwo do potasu, przez co wbudowuje się w cały organizm człowieka, szczególnie do śledziony, wątroby i mięśni (natomiast 131I jest niebezpieczny głównie ze względu na wchłanianie przez tarczycę). Dopuszczalne roczne doustne wchłonięcie radiocezu 137Cs zostało określone przez EPA na 3,7 MBq. Radiocez 137Cs występuje w równowadze promieniotwórczej ze swoim produktem rozpadu, 137Ba. Generują one promieniowanie beta o energii 512 keV i gamma, o energii 662 keV. Nuklidy 137Cs i 137Ba są często wykorzystywane w przemyśle (radiografia) oraz w badaniach geofizycznych (sonda γ - γ), gdyż dają jedną silną linię promieniowania γ o energii 662 keV.

Wapń posiada 16 izotopów, z czego 6 uważanych jest za stabilne (40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca). Najpowszechniejszym izotopem wapnia jest 40Ca (stanowi 96.941% tego pierwiastka w przyrodzie).

Izotopy – odmienne postacie atomów pierwiastka chemicznego, różniące się liczbą neutronów w jądrze (z definicji atomy tego samego pierwiastka mają tę samą liczbę protonów w jądrze). Izotopy tego samego pierwiastka różnią się liczbą masową (łączną liczbą neutronów i protonów w jądrze), ale mają tę samą liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze). Izotopy tego samego pierwiastka na ogół mają zbliżone własności fizyczne i chemiczne. Jednak im większa jest różnica mas atomowych izotopów, tym większe mogą być różnice ich własności fizycznych lub chemicznych. Izotopy danego pierwiastka mogą mieć inną gęstość, temperaturę wrzenia, topnienia i sublimacji. Różnice te występują także w związkach chemicznych tworzonych przez te izotopy.

Rad posiada 33 izotopy. Wszystkie jego izotopy są niestabilne. Najtrwalszy z nich jest izotop 226, który ma czas połowicznego rozpadu 1599 lat[2]. 226 Ra rozpada się trojako; energia promieniowania promieniowania α, β i γ wynosi odpowiednio 4,8, 0,0036 i 0,0067 MeV[6]. Izotopy radu występujące w szeregu promieniotwórczym aktynu i toru noszą nazwy zwyczajowe: 223 Ra: aktyn X, AcX (powstaje z 227 Ac po rozpadzie α i β; szereg uranowo-aktynowy); 224 Ra: tor X, ThX (powstaje z 228 Th po rozpadzie α; szereg torowy); 228 Ra: mezotor I, MsThI lub MsTh 1 (powstaje z 232 Th po rozpadzie α; szereg torowy)[7].

info

Angelika Maj

Dziękuję za uwagę!