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砹

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砹 85At
氢（非金属） 氦（稀有气体）
锂（碱金属） 铍（碱土金属） 硼（类金属） 碳（非金属） 氮（非金属） 氧（非金属） 氟（卤素） 氖（稀有气体）
钠（碱金属） 镁（碱土金属） 铝（贫金属） 硅（类金属） 磷（非金属） 硫（非金属） 氯（卤素） 氩（稀有气体）
钾（碱金属） 钙（碱土金属） 钪（过渡金属） 钛（过渡金属） 钒（过渡金属） 铬（过渡金属） 锰（过渡金属） 铁（过渡金属） 钴（过渡金属） 镍（过渡金属） 铜（过渡金属） 锌（过渡金属） 镓（贫金属） 锗（类金属） 砷（类金属） 硒（非金属） 溴（卤素） 氪（稀有气体）
铷（碱金属） 锶（碱土金属） 钇（过渡金属） 锆（过渡金属） 铌（过渡金属） 钼（过渡金属） 锝（过渡金属） 钌（过渡金属） 铑（过渡金属） 钯（过渡金属） 银（过渡金属） 镉（过渡金属） 铟（贫金属） 锡（贫金属） 锑（类金属） 碲（类金属） 碘（卤素） 氙（稀有气体）
铯（碱金属） 钡（碱土金属） 镧（镧系元素） 铈（镧系元素） 镨（镧系元素） 钕（镧系元素） 钷（镧系元素） 钐（镧系元素） 铕（镧系元素） 钆（镧系元素） 铽（镧系元素） 镝（镧系元素） 钬（镧系元素） 铒（镧系元素） 铥（镧系元素） 镱（镧系元素） 镥（镧系元素） 铪（过渡金属） 钽（过渡金属） 钨（过渡金属） 铼（过渡金属） 锇（过渡金属） 铱（过渡金属） 铂（过渡金属） 金（过渡金属） 汞（过渡金属） 铊（贫金属） 铅（贫金属） 铋（贫金属） 钋（贫金属） 砹（类金属） 氡（稀有气体）
钫（碱金属） 镭（碱土金属） 锕（锕系元素） 钍（锕系元素） 镤（锕系元素） 铀（锕系元素） 镎（锕系元素） 钚（锕系元素） 镅（锕系元素） 锔（锕系元素） 锫（锕系元素） 锎（锕系元素） 锿（锕系元素） 镄（锕系元素） 钔（锕系元素） 锘（锕系元素） 铹（锕系元素） 𬬻（过渡金属） 𬭊（过渡金属） 𬭳（过渡金属） 𬭛（过渡金属） 𬭶（过渡金属） 鿏（预测为过渡金属） 𫟼（预测为过渡金属） 𬬭（预测为过渡金属） 鿔（过渡金属） 鿭（预测为贫金属） 𫓧（贫金属） 镆（预测为贫金属） 𫟷（预测为贫金属） 鿬（预测为卤素） 鿫（预测为稀有气体）
碘
↑
砹
↓
鿬
钋 ← 砹 → 氡
外观
未知，可能是金属
概况
名称·符号·序数砹（Astatine）·At·85
元素类别卤素
（未定，有时归为类金属、金属或非金属）[1]
族·周期·区17·6·p
标准原子质量[210]
电子排布[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
2, 8, 18, 32, 18, 7
砹的电子层（2, 8, 18, 32, 18, 7）
砹的电子层（2, 8, 18, 32, 18, 7）
历史
发现戴尔·科尔森、肯尼斯·罗斯·麦肯西和埃米利奥·塞格雷（1940年）
物理性质
物态固体
密度（接近室温）
（金属砹）8.91–8.95（预测）[2]
（At2）6.2﹣6.5（预测）[3] g·cm−3
熔点575 K，302 °C，576 °F
沸点610 K，337 °C，639 °F
汽化热（At2）54.39 kJ·mol−1
蒸气压
压/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
温/K 361 392 429 475 531 607
原子性质
氧化态−1、+1、+3、+5、+7
电负性2.2（鲍林标度）
电离能第一：899.003[4] kJ·mol−1
共价半径150 pm
范德华半径202 pm
杂项
CAS号7440-68-8
同位素
主条目：砹的同位素
同位素 丰度 半衰期​（t1/2） 衰变
方式 能量​（MeV） 产物
209At 人造 5.42 小时 β+ 1.460 209Po
α 5.758 205Bi
210At 人造 8.1 小时 β+ 2.959 210Po
α 5.632 206Bi
211At 人造 7.214 小时 ε 0.785 211Po
α 5.983 207Bi
219At 痕量 56 秒 α 6.324 215Bi
β− 1.567 219Rn

砹（英语：Astatine；中国大陆、港澳译为砹（ài），台湾译为砈（è）），是一种化学元素，其化学符号为At，原子序数为85。砹具有极高的放射性，其所有同位素的半衰期都很短，非常不稳定，其中寿命最长的是砹-210，半衰期为8.1小时。[5]由于其极强的放射性和短暂的寿命，因此对砹的研究十分困难，目前科学家对这一元素所知甚少。砹在元素周期表中位于碘之下，为卤素的一员，其许多性质可以从碘推算出来，推算值与砹的已知性质相符。

人们尚未观测过砹元素的单质，因为所有肉眼能观察到的量都会产生大量的放射性热量，使它瞬间气化。它的熔点很可能比碘高很多，与铋和钋相近。砹的化学属性与其他卤素相似：它会与包括其他卤素在内的非金属形成共价化合物，估计能够与碱金属和碱土金属形成砹化物。不过，砹正离子的化学属性则有别于较轻的卤素。

美国柏克莱加州大学的戴尔·科尔森（英语：Dale R. Corson）、肯尼斯·罗斯·麦肯西（英语：Kenneth Ross MacKenzie）和埃米利奥·塞格雷在1940年利用回旋加速器首次合成出砹元素。由于产物极不稳定，所以他们根据希腊文“αστατος”（astatos，意为“不稳定”）将其命名为“astatine”。三年后，该元素被发现存在于大自然中，作为更重元素的衰变产物痕量存在，是在地壳中丰度最低的天然元素，任一时刻在地壳中的总量不到1克。[6]自然界中的重元素经各种衰变途径一共会产生4种砹的同位素，质量数分别为215、217、218、219，半衰期都不超过1分钟，而最稳定的两种同位素砹-210和砹-211都不存在于自然界中，只能以人工合成的方式生成。虽然砹-210在所有砹同位素中具有最长的半衰期，但寿命第二长的砹-211是唯一一种具有商业应用的砹同位素，目前在医学中用作α粒子射源，以诊断及治疗某些疾病。由于放射性极强，所以砹的使用量非常低。

性质

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砹具有极高的放射性。所有砹同位素的半衰期都在12小时以下，并会衰变成铋、钋、氡以及其他砹同位素。其稳定性甚至低于许多超铀元素。在前101种化学元素中，只有钫的稳定性比砹低，但比钫最稳定的同位素223Fr稳定的砹同位素都是人造的，不存在于自然界。[5]

人们对砹的宏观特性所知甚少。[7]其寿命太短，因此可用于研究的量极为有限。[8]可观量的砹元素会释放大量辐射，将自身加热，迅速气化。[9]不过如果充分冷却，可观量的砹仍可以薄膜形式合成出来。[1]砹一般归为非金属或类金属，[10][11]也有预测认为砹是金属。[1][12]

物理

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砹的大部分物理特性都是根据理论或实验证据推算而得的。[13]例如，卤素的原子序越高，色泽就越深（氟几乎无色，氯呈亮绿色，溴呈棕色，而碘呈深灰或紫色）。如果该趋势持续，那么砹将会具有黑色金属质地。[14][15][16]

根据类似的趋势，可推断砹的熔点和沸点比轻卤素都要高，估值分别为575 K和610 K。[17]然而一些实验证据显示，砹的熔点和沸点有可能比理论预测的低。[18]砹的升华作用比碘缓慢，其蒸气压也较低。[8]在室温下把砹置于玻璃表面，1小时之后一半的砹会气化。[a]砹在中紫外区的吸收光谱，线光谱分别为224.401和216.225 nm，显示了电子由6p到7s的跃迁。[20][21]

固体砹的晶体结构目前是未知的。[22]身为碘的类似物，它可能具有由砹的双原子分子组成的斜方晶系结构，且是一种半导体（能隙为0.7eV）。或者，如果由砹凝结形成金属相，则可能形成单原子的面心立方结构，而此结构可能为一超导体，和碘高压下的型态类似。[1]金属砹的密度预测为8.91–8.95 g/cm3。[2]

对于砹是否会形成双原子分子（At2），目前也未有证据证实或否定。[23][24][25][26][27]某些文献主张At2从未被观测到，因此并不存在；[28][29]另一些文献则表示或暗示它存在。[18][30][31]尽管争议持续，但是砹双原子分子的许多属性都有理论的预测值，[32]如密度为6.2—6.5 g/cm3，[3]键长为300±10 pm，离解能为<50 kJ/mol，[33]汽化热（∆Hvap）为54.39 kJ/mol。[34]砹熔沸点的预测值很多，但都是At2的预测值。[35]

化学

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砹的许多化学属性都是通过在极稀释的砹溶液中用放射性示踪剂进行研究得出的。[31][36]大部分属性，例如负离子的形成等，都与其他卤素相符。[8]它也同时拥有一些金属的特性，比如会电镀到阴极上、[b]在盐酸中与金属的硫化物共沉淀、[38]可与螯合剂EDTA形成配合物。[39]氧化态+1的砹在某些方面与银类似，而砹在有机化学中的性质与碘类似。[40]砹在水溶液里可以形成稳定的单原子阳离子。[38][41]

砹在鲍林标度上的电负性为2.2，比碘的2.66低，与氢相同。但是砹化氢（HAt）的负电荷预计更靠向氢原子，[42][43][44][45]且砹在阿莱﹣罗周标度（Allred-Rochow scale）上的电负性为1.9，比氢的2.2低，所以可能应更准确地称其为“氢化砹”。[46][47][c]

化合物

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砹的化学活性比碘低，因此是卤素中活性最低的元素。[49]科学家成功合成了多种砹化合物，量极少。这些化合物会因砹的放射性而迅速瓦解，因此研究机会非常宝贵。实验一般把稀释砹溶液混合在大量的碘溶液中。碘作为载体，可保证有足够的量进行化学分析，如过滤和沉淀等。[50][51][d]

砹化氢的空间填充模型

早期研究砹化学的科学家已发现，砹可以和氢形成砹化氢。[54]砹在稀硝酸中会轻易氧化、酸化，形成At0或At+。加入银(I)会使小部分砹沉淀出来，形成砹化银(I)（AgAt）。相比之下，碘则不会被氧化，且会沉淀为碘化银(I)。[8][55]

已知的金属砹化物很少，[9]其中包括钯、银和铅的砹化物。利用推算的方法可以得出砹化银以及各种碱金属和碱土金属的砹化物的属性。[56]

一碘化砹是已知最重的互卤化物。

在气体状态下，砹会与其他卤素碘、溴和氯反应，形成双原子互卤化物，如AtI、AtBr和AtCl。[52]Atl和AtBr可在水中产生：砹与碘/碘离子溶液反应形成AtI，砹与碘/一溴化碘/溴离子溶液反应形成AtBr。过量碘离子或溴离子会导致产生AtBr−
2和AtI−
2离子；[52]在氯离子溶液中，反应会与氯离子达致平衡，产生AtCl−
2或AtBrCl−
。[53]在硝酸溶液中用重铬酸氧化砹元素，加入氯离子会产生一种分子，可能是AtCl或AtOCl。用类似的方法可以产生AtOCl−
2或AtCl−
2。[52]在利用等离子离子源的质谱仪中，将其他卤素的气体加入到含有砹且充满氦气的空间中，会分别产生[AtI]+、[AtBr]+和[AtCl]+。这有助证明砹在等离子离子态下可以形成稳定的中性分子。[52]人们尚未发现砹的任何氟化物。科学家猜测，这是因为这种化合物反应性极强，可能在形成后瞬间与容器玻璃壁反应产生不挥发的物质。[e]虽然氟化砹有可能能够形成，但实验需要用到液态卤素氟化物。[59][52]

砹在高氯酸溶液中与某些氧化剂（例如溴和过硫酸钠）反应，会产生AtO–、AtO−
2和AtO+。[60][8]在氢氧化钾溶液中，次氯酸钾能把砹氧化，形成AtO−
3。[61][62]用二氟化氙（在热碱性溶液中）或高碘酸（在中性或碱性溶液中）再次进行氧化，可产生高砹酸离子AtO−
4。不过，这种离子只有在中性或碱性溶液中才会稳定。[59]在酸性溶液中，一价砹会和碘酸银(I)和重铬酸铊(I)等不可溶金属盐共沉淀。有科学家因此认为，砹能够以正离子的形式与含氧负离子（如碘酸和重铬酸离子等）形成盐。[62][63]

砹可以和其他氧族元素成键，如和硫形成S7At+、At(SCN)−
2，和硒形成硒脲配合物，以及和碲形成砹﹣碲胶体。[64]另外，砹在适当条件下，还会与氮、[65]铅[66]和硼[67]键合。

已知的有机砹化合物包括四砹化碳（CAt4）[9]及各种砹代烃。[68]砹可以替换苯中的一个氢原子，形成C6H5At，氯可以再将其氧化为C6H5AtCl2。该化合物在碱性次氯酸盐溶液中会转化为C6H5AtO2。[62]

历史

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门捷列夫1871年的元素周期表，其中碘以下的位置为空格

1869年德米特里·门捷列夫所发表的元素周期表中，碘以下的位置为空格。在尼尔斯·玻尔确立了化学元素分类的物理基础后，确定第五个卤素应该在碘以下。在正式发现之前，这一元素被称为eka-碘（eka在梵文中意为“一”），就是“碘之下一格”的意思。[69]多人尝试在自然中寻找该元素，但由于其含量极为稀少，许多人的发现都是错误的。[70]

美国阿拉巴马理工学院（今奥本大学）的弗雷德·艾利森（Fred Allison）等人在1931年首次声称发现85号元素。他们将该元素命名为“alabamine”，符号Ab，以纪念学院所在地阿拉巴马州。科学界在其后的几年中都使用这一名称。[71][72][73]然而在1934年，伯克利加州大学的H·G·麦克弗森（H. G. MacPherson）推翻了艾利森的实验方法的有效性。[74]1937年，英属印度达卡（今孟加拉达卡市）的化学家拉真达拉·德（Rajendralal De）也同样错误发现85号元素。他将其命名为“dakin”，并表示它是钍衰变系中与镭F（即钋-210）对等的核素。他的报告中关于这一元素的数据并不符合砹的属性，而至今dakin究竟是什么仍不得而知。[75]

砹的发现者之一埃米利奥·塞格雷

1936年，罗马尼亚物理学家霍里亚·胡卢贝伊和法国物理学家伊维特·哥舒瓦宣称发现85号元素。经由X射线分析，于1939年他们发表另一篇支持并延伸过去资料的论文。1944年，胡卢贝伊发表了他上次获得的资料摘要，并宣称此资料应证了其他研究员的成果。出于五年前开始的第二次世界大战，他选择了以“dor”（在罗马尼亚语中意为渴望（和平长久））命名85号元素。1947年，胡卢贝伊的主张被奥地利化学家弗里德里希·阿道夫·帕内特否认，弗里德里希·阿道夫·帕内特在后来IUPAC负责认知新元素的委员会中就任要职。即使胡卢贝伊的样本包含了砹，但弗里德里希·阿道夫·帕内特表示根据目前的标准，胡卢贝伊检测它的手段缺乏力度，无法正确识别。[76]胡卢贝伊还参与了早先关于发现87号元素的虚假声明，这可能是其他研究人员淡化胡卢贝伊的成果的原因。[77]

1940年，瑞士化学家瓦尔特·敏德（Walter Minder）宣布在镭A（即钋-218）的β衰变产物中发现85号元素，并以瑞士的拉丁文名称“Helvetia”将该元素命名为“helvetium”。不过，贝尔塔·卡尔利克（Berta Karlik）和特罗德·贝尔奈（Traude Bernert）无法重现实验的结果，因此推论敏德实验所用的氡气受到了污染（氡-222是钋-218的母同位素）。[78]1942年，敏德与英国科学家爱丽丝·雷-史密斯（Alice Leigh-Smith）合作，宣布在钍A（即钋-216）的β衰变产物中发现85号元素的另一同位素。他们将其命名为“anglo-helvetium”，其中的“anglo”是英国的意思。[79]卡尔利克和贝尔奈同样无法重现这一结果。[50]

1940年，戴尔·科尔森（英语：Dale R. Corson）、肯尼斯·罗斯·麦肯西（英语：Kenneth Ross MacKenzie）和埃米利奥·塞格雷终于在伯克利加州大学成功分离出该元素。他们并没有在自然界中寻找，而是在回旋加速器中用α粒子撞击铋-209来合成85号元素（释放两个中子后形成砹-211）。[80]不过因为当时人造元素不被当做是真正的元素，他们没有马上命名该元素。[81]三年后，卡尔利克和贝尔奈在自然产生的铀衰变链中发现了砹元素，[82][83]此后科学家在锕衰变链和镎衰变链中也发现了砹。[84]1946年，弗里德里希·帕内特（英语：Friedrich Paneth）因为砹最近被发现存在于自然界，呼吁把人造元素当做是真正的元素，并建议发现者命名这些新发现的无名元素。1947年初，科尔森、麦肯西、塞格雷三人决定将迅速衰变的85号元素取名为“astatine”[81]，词源为希腊文中的“ἄστατος”（ástatos，意为“不稳定”）。他们起的这个名字也延续了前四个卤素都以其性质命名的传统。[85]

科尔森和同事们根据分析化学将砹分类为金属。[80]随后的研究人员报告砹具有类似碘的性质，[86][87]可形成阳离子，[88][89]且具两性特质。[90][50]科尔森在2003年的一次回顾展中写道，“砹的一些特性与碘相似。砹也具有金属特性，更像金属邻居钋和铋。”[85]

同位素

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主条目：砹的同位素
砹各同位素的α衰变数据[5]
原子量 α衰变能量[91] 半衰期 α衰变几率 α半衰期[f]
207 5.872 MeV 1.81小时 ≈10% 18.1小时
208 5.751 MeV 1.63小时 0.55% 12.3天
209 5.757 MeV 5.42小时 3.9% 5.8天
210 5.631 MeV 8.1小时 0.175% 193天
211 5.982 MeV 7.214小时 41.80% 17.26小时
212 7.817 MeV 314毫秒 ≈100% 314毫秒
213 9.254 MeV 125纳秒 100% 125纳秒
214 8.988 MeV 558纳秒 100% 558纳秒
215 8.178 MeV 37微秒 100% 37微秒
216 7.950 MeV 300微秒 ≈100% 300微秒
217 7.201 MeV 32.6毫秒 ≈100% 32.6毫秒
218 6.876 MeV 1.28秒 ≈100% 1.28秒
219 6.342 MeV 56秒 93.6% 60秒
220 6.077 MeV 3.71分钟 8% 46.4分钟
221[g] 5.628 MeV 2.3分钟 0% 观测上稳定

砹共有41种同位素，质量数分别为188和190至229。[92][93]理论预测砹还有37种未被发现的同位素。[92]砹没有稳定或长寿命的同位素，将来也不会发现。[94]一共只有5种砹同位素的半衰期超过1小时（质量数从207到211），其中寿命最长的是砹-210，半衰期为8.1小时，主要通过β+衰变形成寿命较长（相对其他砹同位素而言）的钋-210。自然界中寿命最长的砹同位素则是砹-219，半衰期56秒。[5]基态最不稳定的同位素是砹-213，半衰期为125纳秒，该同位素会经α衰变形成近乎稳定的铋-209。[5]

砹共有23种同核异构体，也就是某同位素的一个或多个核子处于激发态时的原子核。同核异构体也可称为亚稳态，也就是其内部能量比基态能量高，容易衰变回基态。每种同位素可以拥有多个同核异构体。最稳定的砹同核异构体是砹-202m1，[h]半衰期约为3分钟；最为不稳定的是砹-213m1，半衰期只有110纳秒。[5]

砹的α衰变能量符合重元素的规律。[94]较轻的砹同位素拥有较高的α衰变能量，而能量随原子核质量的增加而降低。砹-211的能量却比它前面的同位素高出许多，因为其原子核有126个中子──126是一个幻数，即中子壳层都已填满。虽然砹-211的半衰期与砹-210的相近，但是砹-211的α衰变几率有41.81%，比砹-210的0.18%高出许多。[5][i]接着的两种同位素则释放更多能量。砹-213释放的能量是所有砹同位素中最高的，所以它也是寿命最短的同位素。[94]尽管较重的同位素释放较少能量，但是由于β衰变（电子发射）几率也随着提升，所以所有砹同位素都不稳定。[94]1950年，科学家预测砹不拥有任何β稳定同位素（即不进行β衰变的同位素），[95]但之后发现215At在所有由215个核子组成的核素中质量最轻，因此它是β稳定同位素。[5]砹-210及以下同位素进行β+衰变（正子发射），砹-217及以上同位素进行β−衰变，砹-211则进行电子捕获。[5]

自然存量

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镎衰变系：镎-237延续下来，中间经过砹-217

砹是自然界中最稀有的元素，[j]在地壳中每一时刻只有不到1克的总量。[6]所有在地球形成时存在的砹元素都早已衰变殆尽了，而今天自然中的砹都是重元素的衰变产物。

自然产生的砹同位素共有4种（砹-215、217、218、219）[96]，半衰期都极短，所以都只以痕量存在。[97]砹-219的半衰期是所有自然砹同位素中最长的（56秒），它是锕衰变链的中间产物，由钫-223经α衰变而成，但其α衰变几率只有0.006%。[5]锕衰变链中另一种中间产物钋-215有0.00023%的几率经β衰变形成砹-215。南北美洲16公里深的地壳以内，每一时刻只有大约一兆（万亿）个砹-215原子，即约3.5×10-10克砹-215。[98]砹-218是第一个被发现存在于自然界的砹同位素。[99]它是铀衰变链的成员之一，是钋-218的β衰变产物，但钋-218形成砹-218的途径并不是其主要的衰变途径，其衰变为砹-218的几率只有0.020%。[97]不过，砹-217位于镎衰变链的主要衰变途径，惟自然界中的镎衰变系早已衰变殆尽，现时地壳中的镎衰变系初始同位素镎-237主要由铀-238发生核散裂（英语：Nuclear spallation）而痕量生成。[97]

由于存在砹没有天然同位素[100]的误解，砹有时不被看作是天然元素。[90]有报道称砹-216存在于自然界，[101]不过该报道可疑，未被确认。[102]

合成

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形成

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用α粒子撞击铋-209后可能的反应
反应 α粒子能量
所需最低能量 产量最大
209
83Bi + 4
2He → 211
85At + 2 1
0 		20.7 MeV[103] 31 MeV[103]
209
83Bi + 4
2He → 210
85At + 3 1
0 		28.6 MeV[103][104] 37 MeV[103]
209
83Bi + 4
2He → 209
85At + 4 1
0 		35.9 MeV[104]
金属铋被α粒子撞击后，会产生痕量的砹-211[105]

砹的主要生产方法是用高能α粒子撞击铋-209。每次的产量十分微少，现今的技术可以产出6.6 GBq（86纳克或2.47×1014粒原子）的砹。[106]用此方法合成更多砹受到粒子加速器和铋目标熔化的限制。[106][107][k]用质子轰击钍或铀可以产生氡-211，后者会衰变成砹-211。通过使用冷却技术，此方法可以产生微克级别的砹，但砹-210的污染会是此方法的弊端。[109]

砹-211是目前唯一一个具有商业用途的砹同位素。[110]首先把铋金属溅射到金、铜或铝表面上，每平方厘米约含50至100微克。这一铋层（或是氧化铋）再与铜片融合，从而制成核反应的铋目标体。[111]目标体在不易反应的氮气中存放，[112]并以水降温，以避免产生了的砹过早地挥发。[111]α粒子（氦-4原子核）在如回旋加速器等粒子加速器中[113]高速撞击铋目标。虽然使用的只有一种铋同位素（铋-209），但有三种可能发生的核反应，分别形成砹-209、210和211。通过把加速器的最高能量调整在砹-211和砹-210的所需能量之间，科学家能够选择性地生产砹-211，并避免其他同位素的形成。[111]

分离

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核反应过后所产生的砹与各种其他元素混杂，因此需要分离。砹的分离方式有直接蒸馏的干法分离和涉及酸处理及溶剂提取的湿法分离。下文的分离步骤是这个来源[114]的总结。1985年之前的文献常涉及到去除剧毒的副产物钋的方法，现在已能通过控制加速器的能量解决这个步骤。[106]

干法分离

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将砹加热至约650℃就会挥发，通常在冷阱中冷凝。高于850℃的温度可能会增加产量，同时存在因挥发而被铋污染的风险，可能需要重新蒸馏冷凝物以去除铋（因为铋会干扰砹的放射性示踪剂反应）。[115]使用一种或多种低浓度溶剂如氢氧化钠、甲醇或氯仿从捕集器中回收砹，回收率可高达80%。干法分离是生产砹最常用的方式。[107][116]

湿法分离

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首先将受辐射照过的铋（或是三氧化二铋）溶解在浓硝酸或高氯酸中。接下来，可以蒸馏掉酸以留下含有铋和所需的砹的白色残余物。将该残余物溶于浓酸中，然后使用二丁醚、异丙醚或氨基硫脲（英语：Thiosemicarbazide）等有机溶剂从酸中提取砹。砹可通过溶剂提取，用酸（例如氢氯酸）反复洗涤并萃取到有机溶剂中。使用硝酸的分离产率为93％，在完成纯化程序（使用硝酸蒸馏，清除残留的氮氧化物再以溶剂提取溶解硝酸铋）时降至72％。[117][118]湿法分离涉及“多重放射性处理步骤”，不适合分离大量的砹。然而，湿法分离仍被研究以生产更大量的砹-211，因为湿法分离可以提供更高的一致性。[118]湿法分离能够产生特定氧化数的砹，在放射化学实验中应用更大。[106]

应用及安全

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几种含211At分子及其应用[119]
分子 应用
[211At]砹﹣碲胶体 隔腔肿瘤
6-[211At]砹基-2-甲基-1,4-萘醌醇二磷酸 腺癌
标有211At的亚甲蓝 黑色素瘤
间[211At]砹苄基胍 神经内分泌肿瘤
5-[211At]砹-2'-脱氧尿苷 多用途
标有211At的生物素结合物 各种预定位
标有211At的奥曲肽 生长抑素受体（英语：Somatostatin receptor）
标有211At的单克隆抗体和碎片 多用途
标有211At的双膦酸盐类药物（英语：bisphosphonate） 骨转移（英语：bone metastasis）

砹-211具有核医学应用。[119]刚制成的砹需要马上使用，因为在7.2小时之后，其总量就会减半。砹-211会释放α粒子，或经电子捕获衰变成释放α粒子的钋-211，所以可用于α粒子靶向治疗。[119]

碘-131是另一种用于医学的放射性同位素。砹-211与它最大的医用分别在于，碘-131会释放高能β粒子，而砹-211则不会。β粒子的穿透能力比较重的α粒子强许多：砹-211所释放的α粒子可在周围组织穿透约70 µm，而碘-131所释放的β粒子则可穿透约2 mm，这是前者的30倍左右。[111]由于半衰期更短，穿透能力也较弱，所以使用砹-211可以破坏异常组织，但同时不足以破坏邻近的正常组织。[106]

许多阻碍影响了把砹用于治疗癌症的研究。第二次世界大战把砹的研究推迟了一个年代。早期的实验研究发现砹需要可针对癌症的载体，而合适的载体直到1970年代才被发现。砹与碘不同，容易从分子载体中脱卤（英语：dehalogenation）。考虑到砹在体内积累产生的毒性，因此需要确保砹不与载体分离。在合成载体时减轻砹辐解产生的影响是另一个需要更多研究的领域。大量患者都可能适合用砹治疗，但目前难以生产大量的砹来治疗他们。[109][120][l]

动物实验表明砹和碘一样会积聚在甲状腺，但因较强的金属性[121]而程度较低。与碘不同，砹可能因为在体内被氧化成At+而被肺与脾脏吸收。[40]如果释入全身循环，砹会以放射性胶体的形式累积在肝脏当中。在老鼠和猴子身上进行的实验指出，砹对甲状腺的破坏比碘-131大得多。重复注射砹会造成腺体坏死和异型增生。[122]这些实验也显示，砹可以对任何生物的甲状腺造成损坏。[123]早期研究还指出注射致命量的砹会使乳房组织的形态变化，[124]不过这一结论具争议，后来普遍认为这很可能是由于辐射影响了乳腺组织及卵巢，引起激素变化所致。[125]

参阅

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备注

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  1. ^ 但是，如果砹置于金或铂表面上，则这一“半升华期”可以长达16小时。这可能是砹与贵金属间某种未知的交互作用所导致的。[19]
  2. ^ 这也有可能只是吸附作用。[37]
  3. ^ 根据阿莱﹣罗周标度所用的算法，氢的电负性其实会与氧的3.5相近，这并不合理。因此，氢的电负性需定义为2.2。[48]
  4. ^ 碘会在水中与砹反应，但仍可以作为载体，因为这些反应所需的不但有I2，还有碘离子I-。[52][53]
  5. ^ 使用三氟化氯对砹进行氟化所产生的物质粘附在玻璃的表面。然而反应却形成了一氟化氯、氯气和四氟化硅。[57]该实验进行后十年，理论预测该化合物确实不具挥发性。这与其他卤素的对应化合物属性相驳，但与氟化氡相似。[58]
  6. ^ α半衰期指忽略α衰变以外的其他衰变模式后的半衰期。
  7. ^ 目前尚未发现砹-221的α衰变，因此其衰变能量不是测量而得的，而是计算得来的。
  8. ^ “m1”指同位素位于基态以上的最低能量状态，“m2”指基态以上第二低能量状态，如此类推。如果只有一种亚稳态，可以省略数字，只写“m”，如砹-216m。
  9. ^ 这意味着如果忽略α衰变以外的衰变模式，那么砹-210的α半衰期有4,629小时（192.9日），而砹-211只有17.2小时（0.72日），显示砹-211比砹-210更易发生α衰变。
  10. ^ 有说法[9]称高浓度含铀矿藏里经中子捕获产生的超铀元素锫比砹更稀有，但没有第一手来源支持。
  11. ^ 参见Nagatsu等人的文献[108]，他们用铝箔容纳铋目标及熔化的铋。
  12. ^ 不幸的是，211At的商业供应需要临床疗效的证明；但证明临床疗效需要可靠的211At供应。（语出[106]）

参考资料

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书目

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外部链接

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