Toriumföreningar

Reaktioner av toriummetall

Många föreningar av torium är kända: detta beror på att torium och uran är de mest stabila och tillgängliga aktiniderna och är de enda aktiniderna som kan studeras säkert och lagligt i bulk i ett normalt laboratorium. Som sådana har de den mest kända kemin av aktinider, tillsammans med plutoniums, eftersom självuppvärmningen och strålningen från dem inte räcker för att orsaka radiolys av kemiska bindningar som det är för de andra aktiniderna. Medan de senare aktiniderna från americium och framåt övervägande är trivalenta och beter sig mer likt motsvarande lantanider, som man kan förvänta sig från periodiska trender, har de tidiga aktiniderna upp till plutonium (därmed torium och uran) relativistiskt destabiliserat och därmed delokaliserat 5f och 6d elektroner som deltar i kemin på ett liknande sätt som de tidiga övergångsmetallerna i grupp 3 till 8 : sålunda kan alla deras valenselektroner delta i kemiska reaktioner, även om detta inte är vanligt för neptunium och plutonium.

Allmän kemi

En toriumatom har 90 elektroner, varav fyra är valenselektroner . Fyra atomorbitaler är teoretiskt tillgängliga för valenselektronerna att uppta: 5f, 6d, 7s och 7p. Emellertid är 7p orbitalen kraftigt destabiliserad och därför är den inte upptagen i grundtillståndet för någon toriumjon. Trots toriums position i f-blocket i det periodiska systemet har det en onormal [Rn]6d 2 7s 2 elektronkonfiguration i grundtillståndet, eftersom 5f och 6d underskalen i de tidiga aktiniderna är mycket nära i energi, ännu mer så än lantanidernas 4f och 5d subskal. I metalliskt torium är emellertid [Rn]5f 1 6d 1 7s 2 -konfigurationen ett lågt belägna exciterat tillstånd och därför bidrar 5f-orbitalerna, som existerar i ett ganska brett energiband . Faktum är att 5f-underskalen av aktiniderna har en större rumslig utsträckning än lantanidernas 4f-orbitaler och därmed har aktinidföreningar större kovalent karaktär än motsvarande lantanidföreningar, vilket leder till en mer omfattande koordinationskemi för aktiniderna än lantaniderna.

Grundtillståndselektronkonfigurationerna för toriumjoner är följande: Th + , [Rn]6d 2 7s 1 ; Th2 + , [ Rn ] 5f16d1 ; Th3 + , [Rn] 5f1 ; Th 4+ , [Rn]. Detta visar den ökande stabiliseringen av 5f-orbitalen när jonladdningen ökar; denna stabilisering är dock otillräcklig för att kemiskt stabilisera Th 3+ med sin ensamma 5f-valenselektron, och därför är den stabila och vanligaste formen av torium i kemikalier Th 4+ med alla fyra valenselektronerna förlorade, vilket lämnar efter sig en inert kärna av inre elektroner med elektronkonfigurationen för ädelgasen radon . Den första joniseringspotentialen för torium uppmättes till (6,08 ± 0,12) eV 1974; nyare mätningar har förfinat detta till 6,3067 eV.

Torium är en mycket reaktiv och elektropositiv metall. Vid standardtemperatur och -tryck angrips den långsamt av vatten, men löser sig inte lätt i de flesta vanliga syror, med undantag av saltsyra . Det löser sig i koncentrerad salpetersyra innehållande en liten mängd katalytiska fluorid- eller fluorsilikatjoner ; om dessa inte finns passivering inträffa, på samma sätt som uran och plutonium. Vid höga temperaturer angrips det lätt av syre , väte , kväve , halogener och svavel . Det kan också bilda binära föreningar med kol och fosfor . När torium löser sig i saltsyra lämnas en svart olöslig rest, troligen ThO( OH , Cl )H kvar, på samma sätt som protaktinium och uran.

Finfördelad toriummetall utgör en brandrisk på grund av sin pyroforitet och måste därför hanteras varsamt. När de värms upp i luft, toriumspån och brinner briljant med ett vitt ljus för att producera dioxiden. I bulk är reaktionen av rent torium med luft långsam, även om korrosion så småningom kan uppstå efter flera månader; de flesta toriumprover är dock kontaminerade med olika grader av dioxiden, vilket kraftigt accelererar korrosion. Sådana prover mattas långsamt i luften, blir gråa och slutligen svarta vid ytan. Ogenomträngligheten hos oxidskiktet av torium står i kontrast till den hos de senare aktiniderna och överensstämmer med trenden med ökande elektropositivitet och reaktivitet när aktinidserien korsas.

Det viktigaste oxidationstillståndet för torium är +4, representerat i föreningar som toriumdioxid (ThO 2 ) och toriumtetrafluorid (ThF 4 ), även om vissa föreningar är kända med torium i lägre formella oxidationstillstånd. På grund av torium(IV)s brist på elektroner i 6d- och 5f-orbitaler är de fyrvärda toriumföreningarna färglösa. Th 3+ -föreningar är ovanliga på grund av den stora negativa reduktionspotentialen hos Th 4+ /Th 3+ -paret. 1997 publicerades rapporter om att bärnsten Th 3+ (aq) genererades från toriumtetraklorid och ammoniak: jonen var förmodligen stabil i ungefär en timme innan den oxiderades av vatten. Reaktionen visades dock nästa år vara termodynamiskt omöjlig och den mer troliga förklaringen till signalerna var azido-klorkomplex av torium(IV). Faktum är att redoxpotentialen för torium, protactinium och uran är mycket mer lika de för d-blockets övergångsmetaller än lantaniderna, vilket återspeglar deras historiska placering före 1940-talet som de tyngsta medlemmarna i grupperna 4, 5 och 6 i det periodiska systemet respektive.

I vattenlösning förekommer torium uteslutande som den tetrapositiva vattenjonen [Th(H
2 O)
9 ] 4+
, ​​som har trigonal prismatisk molekylgeometri : vid pH < 3 domineras lösningarna av toriumsalter av denna katjon. Th–O-bindningsavståndet är (245 ± 1) pm , koordinationstalet för Th 4+ är (10,8 ± 0,5), den effektiva laddningen är 3,82 och den andra koordinationssfären innehåller 13,4 vattenmolekyler. Th 4+ -jonen är relativt stor och är den största av de tetrapositiva aktinidjonerna och kan beroende på koordinationstalet ha en radie mellan 0,95 och 1,14 Å. Den torium(IV)-hydrerade jonen är ganska sur på grund av sin höga laddning, något starkare än svavelsyra : den tenderar därför att genomgå hydrolys och polymerisation, främst till [Th 2 (OH) 2 ] 6+ i lösningar med pH 3 eller lägre , men i mer alkalisk lösning fortsätter polymerisationen tills den gelatinösa hydroxiden bildas och fälls ut (även om jämvikt kan ta veckor innan den uppnås, eftersom polymerisationen vanligtvis saktar ner avsevärt precis innan fällningen): detta beteende liknar det för plutonium (IV) ).

Stora koordinationstal är regeln: toriumnitratpentahydrat var det första kända exemplet på koordinationsnummer 11, oxalattetrahydratet har koordinationsnummer 10 och Th(NO 3 ) − 6
- anjonen
i kalcium- och magnesiumsalterna är 12-koordinat. På grund av Th 4+ -katjonens stora storlek har toriumsalter en svagare tendens att hydrolysera än hos många flerfaldigt laddade joner som Fe 3+ , men hydrolys sker lättare vid pH över 4 och bildar olika polymerer av okänd natur, kulminerande i bildningen av den gelatinösa hydroxiden: detta beteende liknar det för protactinium, som också hydrolyserar lätt i vatten för att bilda kolloidala fällningar. Den utmärkande förmågan hos toriumsalter är deras höga löslighet, inte bara i vatten, utan också i polära organiska lösningsmedel. Som en hård Lewis-syra gynnar Th 4+ hårda ligander med syreatomer som donatorer: komplex med svavelatomer som donatorer är mindre stabila.

Standardreduktionspotentialerna i sur vattenlösning för några vanliga toriumjoner ges nedan :

Th 4+ + e − ⇌ Th 3+ 0 E = −3,8 V
Th 4+ + 4e − ⇌ Th 0 E = −1,83 V

Oxider och hydroxider

Toriumdioxid har fluoritstrukturen . Th 4+ : __ / O 2− : __

I luft brinner torium och bildar den binära oxiden toriumdioxid , ThO 2 , även kallad thoria eller thorina. Thoria, ett eldfast material, har den högsta smältpunkten (3390 °C) av alla kända oxider. Det är något hygroskopiskt och reagerar lätt med vatten och många gaser, men löser sig lätt i koncentrerad salpetersyra i närvaro av fluor, som neptuniumdioxid och plutoniumdioxid gör. Vid upphettning avger den ett intensivt blått ljus, som blir vitt när det blandas med dess lättare homolog ceriumdioxid (CeO 2 , ceriumoxid): detta är grunden för dess tidigare vanliga användning i gasmantel.

Rapporter om toriumperoxid , ursprungligen tänkt att vara Th 2 O 7 och bildas från att reagera toriumsalter med väteperoxid , upptäcktes senare innehålla både peroxidanjoner och anjonerna av det reagerande toriumsaltet.

Toriummonoxid har producerats genom laserablation av torium i närvaro av syre. Denna mycket polära molekyl beräknas ha ett av de största kända interna elektriska fälten.

Toriumhydroxid, Th(OH) 4 , kan framställas genom att tillsätta en hydroxid av ammonium eller en alkalimetall till en toriumsaltlösning , där den uppträder som en gelatinös fällning som kommer att lösas i bland annat utspädda syror. Det kan också framställas genom elektrolys av toriumnitrat . Den är stabil från 260–450 °C; vid 470 °C och däröver sönderdelas den kontinuerligt till toria. Den absorberar lätt atmosfärisk koldioxid för att bilda det hydratiserade karbonatet ThOCO 3 · x H 2 O och, under högtrycksförhållanden i en koldioxidatmosfär, Th(CO
3 )
2 •½H
2 O eller Th(OH)
2 CO
3 • 2H2O
_ _ . Flera blandade oxider är kända, såsom BaThO3, som har perovskitstrukturen .

Halider

Kristallstruktur av toriumtetrafluorid. Th 4+ : __ / F − : __

Alla fyra toriumtetrahalider är kända, liksom vissa lågvalenta bromider och jodider: tetrahaliderna är alla hygroskopiska föreningar som lätt löses upp i polära lösningsmedel som vatten. Dessutom är många besläktade polyhalidjoner också kända. Toriumtetrafluorid (ThF 4 , vit, smp 1068 °C) framställs enklast genom att reagera olika toriumsalter, torium eller toriumhydroxid med vätefluorid : metoder som involverar steg i vattenfasen är svårare eftersom de resulterar i hydroxid och oxid fluorider som måste reduceras med vätefluorid eller fluorgas . Den har en monoklinisk kristallstruktur och är isotypisk med zirkoniumtetrafluorid och hafniumtetrafluorid , där Th 4+ -jonerna är koordinerade med F - joner i något förvrängda kvadratiska antiprismor . Det är ett vitt, hygroskopiskt pulver: vid temperaturer över 500 °C reagerar det med luftfuktighet och producerar oxifluoriden ThOF 2 .

Toriumtetraklorid (ThCl 4 , vit, smp 770 °C) framställs genom att värma toria i en organokloridförening såsom koltetraklorid . Den vanliga metoden för rening är kristallisering från en vattenlösning och sedan upphettning av produkten över 100 °C för att dehydratisera den. Ytterligare rening kan uppnås genom att sublimera den. Dess smält- och kokpunkt är 770 °C respektive 921 °C. Den genomgår en fasövergång vid 405 °C, med en lågtemperatur-α-fas och högtemperatur-β-fas. Ändå kvarstår β-fasen vanligtvis under övergångstemperaturen. Båda faserna kristalliseras i det tetragonala kristallsystemet och de strukturella skillnaderna är små. Under -203 °C finns en lågtemperaturform med en komplex struktur.

Toriumtetrabromid (ThBr 4 , vit, smp 679 °C) kan framställas antingen genom att reagera torium(IV)hydroxid med bromvätesyra (vilket har nackdelen att ofta resulterar i produkter kontaminerade med oxybromider) eller genom att direkt reagera brom eller vätebromid med toriummetall eller föreningar. Produkten kan sedan renas genom sublimering vid 600 °C i vakuum. Smält- och kokpunkterna är 679 °C och 857 °C. Liksom tetrakloriden finns både en α- och en β-form och båda är isotypiska för tetrakloridformerna, även om fasövergången här sker vid 426 °C. Det finns också en lågtemperaturform. Ofullständiga rapporter om de lägre bromiderna ThBr 3 , ThBr 2 och ThBr är kända (den sista endast kända som en gasfasmolekylär art): ThBr 3 och ThBr 2 är kända för att vara mycket reaktiva och vid höga temperaturer oproportionerliga .

Toriumtetrajodid (ThI4 , gul, smp . 556 °C) framställs genom direkt reaktion av elementen i en förseglad kiseldioxidampull . Vatten och syre får inte vara närvarande, annars kan ThOI 2 och ThO 2 kontaminera produkten. Den har en annan kristallstruktur än de andra tetrahaliderna, eftersom den är monoklinisk. De lägre jodiderna ThI3 ( svart) och ThI2 ( guld) kan framställas genom att reducera tetrajodiden med toriummetall. (ThI förutspås också bildas som en mellanprodukt i dissociationen av ThI 4 till toriummetall.) Dessa innehåller inte Th(III) och Th(II), utan innehåller istället Th 4+ och skulle kunna formuleras tydligare som Th 4 + (I − ) 3 (e − ) respektive Th 4+ (I − ) 2 (e − ) 2 . Beroende på hur lång tid som tillåts för reaktionen mellan ThI 4 och torium kan två modifikationer av ThI 3 produceras: kortare tider ger tunna glänsande stavar av α-ThI 3 , medan längre tider ger små β-ThI 3 -kristaller med grönt till mässingsfärgad lyster. Båda formerna oxideras snabbt av luft och reducerar vatten, vilket snabbt bildar stora mängder vätgas. ThI 2 har också två modifieringar, som kan produceras genom att variera reaktionstemperaturen: vid 600 °C bildas α-ThI 2 , medan en reaktionstemperatur på 700–850 °C ger β-ThI 2 som har en gyllene lyster .

Många polynära halogenider med alkalimetallerna barium , tallium och ammonium är kända för toriumfluorider, -klorider och -bromider. Till exempel, när den behandlas med kaliumfluorid och fluorvätesyra , bildar Th 4+ den komplexa anjonen ThF
2− 6 , som fälls ut som ett olösligt salt, K 2 ThF 6 .

Kalkogenider och pnictider

De tyngre kalkogenerna svavel, selen och tellur är kända för att bilda toriumkalkogenider, av vilka många har mer komplex struktur än oxiderna. Förutom flera binära föreningar är oxykalkogeniderna ThOS (gul), ThOSe och ThOTe också kända. De fem binära toriumsulfiderna – ThS (glänsande metallisk), Th 2 S 3 (brun metallisk), Th 7 S 12 (svart), ThS 2 (lila-brun) och Th 2 S 5 (orange-brun) – kan vara produceras genom att reagera vätesulfid med torium, dess halogenider eller torium (den sista om kol är närvarande): de hydrolyserar alla i sura lösningar. De sex seleniderna är analoga med sulfiderna, med tillsats av ThSe3 . De fem telluriderna liknar också sulfiderna och seleniderna (även om Th 2 Te 5 är okänd), men har något olika kristallstrukturer: till exempel har ThS natriumkloridstrukturen, men ThTe har cesiumkloridstrukturen , eftersom Th 4 +- och Te 2−- jonerna är lika stora medan S 2−- jonerna är mycket mindre.

Alla fem kemiskt karakteriserade pniktogenerna (kväve, fosfor, arsenik, antimon och vismut) bildar också föreningar med torium. Tre toriumnitrider är kända : ThN , Th3N4 och Th2N3 . Den mässingsfärgade Th 3 N 4 framställs enklast genom att värma toriummetall i kväveatmosfär. Th 3 N 4 och Th 2 N 3 sönderfaller till det guldgula ThN, och faktiskt ThN kan ofta ses täcka ytan på Th 3 N 4 -prover eftersom Th 3 N 4 är hygroskopisk och vattenånga i luften kan sönderdela det: tunna filmer av ThN är av metallisk karaktär och har, liksom alla andra aktinidmononitrider, natriumkloridstrukturen. ThN är också en lågtemperatursupraledare. Alla tre nitrider kan reagera med toriumhalogenider för att bilda halidnitrider ThNX (X = F, Cl, Br, I). De tyngre pnictogenerna bildar också analoga monopnictider, förutom ThBi som ännu inte har karaktäriserats strukturellt. De andra välkarakteriserade toriumpnictiderna är Th3P4 , Th2P11 , ThP7 , Th3As4 , ThAs2 , Th3Sb4 , ThSb2 och ThBi2 . _ _ _ _

Andra oorganiska föreningar

Torium reagerar med väte och bildar toriumhydriderna ThH 2 och Th 4 H 15 , av vilka den senare är supraledande under övergångstemperaturen på 7,5–8 K; vid standardtemperatur och -tryck leder den elektricitet som en metall. Torium är det enda metalliska grundämnet som lätt bildar en hydrid högre än MH 3 . Finfördelad toriummetall reagerar mycket lätt med väte vid standardförhållanden, men stora bitar kan behöva värmas till 300–400 °C för att en reaktion ska ske. Runt 850 °C sker reaktionen som bildar först ThH 2 och sedan Th 4 H 15 utan att bryta upp toriummetallens struktur. Toriumhydrider reagerar lätt med syre eller ånga för att bilda toria, och vid 250–350 °C reagerar snabbt med vätehalogenider , sulfider, fosfider och nitrider för att bilda motsvarande binära toriumföreningar.

Tre binära toriumborider är kända: ThB6 , ThB4 och ThB12 . Den sista är isotypisk med UB 12 . Även om rapporter om ThB 66 och ThB 76 finns, kan de helt enkelt vara toriumstabiliserade borallotroper. ThB 6 och ThB 12 kan framställas genom att värma torium med bor. De tre kända binära toriumkarbiderna är ThC 2 , Th 2 C 3 och ThC: alla produceras genom att reagera torium eller torium med kol. ThC och ThC2 är eldfasta fasta ämnen och har smältpunkter över 2600 °C. Toriumborider, karbider, silicider och nitrater är eldfasta material , liksom de av uran och plutonium, och har därför uppmärksammats som möjliga kärnbränslen .

Koordinationsföreningar

Många andra oorganiska toriumföreningar med polyatomära anjoner är kända, såsom perklorater , sulfater , sulfiter , nitrater, karbonater, fosfater, vanadater , molybdater , kromater och andra oxometallater, av vilka många är kända i hydratiserade former. Dessa är viktiga vid toriumrening och bortskaffande av kärnavfall, men de flesta har ännu inte karakteriserats fullt ut, särskilt vad gäller deras strukturella egenskaper. Till exempel är toriumperklorat mycket vattenlösligt och kristalliseras från sura lösningar som tetrahydratet Th(ClO
4 )
4 •4H
2 O , medan toriumnitrat bildar tetra- och pentahydrater, är lösligt i vatten och alkoholer och är en viktig mellanprodukt vid rening av torium och dess föreningar.

Toriumhalogenider kan ofta koordinera med Lewis-syralösningsmedel som tetrahydrofuran och pyridin enligt följande:

ThX 4 + THF → ThX 4 (THF) 3

På grund av sin stora tendens till hydrolys bildar torium inte enkla karbonater, utan snarare karbonatkomplex som [ Th(CO
3 )
5 ] 6−
, på samma sätt som uran(IV) och plutonium(IV). Torium bildar ett stabilt tetranitrat, Th(NO
3 )
4 • 5H
2 O , en egenskap som endast delas av plutonium(IV) bland aktiniderna: det är det vanligaste toriumsaltet och var det första kända exemplet på en 11-koordinerad förening. Ett annat exempel på toriums höga koordinationsegenskaper är
[ Th(C5H5NO
) 6
( NO3
) 2
] 2+ , ett 10-koordinerat komplex med förvrängd
tvåkapslad antiprismatisk molekylgeometri. Den anjoniska [Th(NO
3 )
6 ] 2−
är isotypisk för dess cerium-, uran-, neptunium- och plutoniumanaloger och har en förvrängd ikosaedrisk struktur. Särskilt viktig är borhydriden, Th(BH
4 )
4 , som först framställdes i Manhattan Project tillsammans med dess uran(IV)-analog. Den tillverkas enligt följande:

ThF 4 + 2 Al(BH 4 ) 3 → Th(B
4 )
4 + 2 AlF 2 BH 4

varefter toriumborhydrid lätt kan isoleras, eftersom den sublimeras ut ur reaktionsblandningen. Liksom dess protactinium(IV)- och uran(IV)-analoger, är det en termiskt och kemiskt stabil förening där torium har ett koordinationsnummer på 14 med en tvålockad hexagonal antiprismatisk molekylgeometri.

Organometalliska föreningar

Struktur av torocen

Det mesta av arbetet med organotoriumföreningar har fokuserat på cyklopentadienylerna och cyklooktatetraenylerna . Liksom många av de tidiga och mellersta aktiniderna (torium till americium , och även förväntat för curium ), bildar torium det gula cyklooktatetraenidkomplexet Th(C
8 H
8 )
2 , torocen. Det är isotypiskt med den mer välkända analoga uranföreningen, uranocen . Även om dessa cyklooktatetraenyler i f-serien inte är isotypiska med cyklopentadienylerna i d-serien, inklusive den mer kända ferrocenen , har de mycket liknande strukturer och namngavs för att understryka denna likhet. Den kan framställas genom att reagera K2C8H8 med toriumtetraklorid eller genom att med tetrahydrofuran i ( THF) vid torristemperaturen reagera toriumtetrafluorid MgC8H8 . Det är en instabil förening i luft och sönderdelas direkt i vatten eller vid 190 °C. Halvsandwichföreningar är också kända, såsom 2( η8 - C8H8 ) ThCl2 ( THF ) 2 , som har en pianopallstruktur och framställs genom att torocen reagerar med toriumtetraklorid i tetrahydrofuran .

. ThIII ( C5H5
) 4
:
De enklaste av cyklopentadienylerna är är kända
många ( C5H5
) 3
och ThIV derivat Den första (som har två former, en lila och en grön) är ett sällsynt exempel på torium i det formella +3-oxidationstillståndet. I derivatan [Th III { η 5 -C 5 H 3 (SiMe 3 ) 2 } 3 ], en blå paramagnetisk förening, är molekylgeometrin trigonal plan runt toriumatomen, som har en [Rn]6d 1 -konfiguration istället för den förväntade [Rn]5f 1 . [Th III { η 5 -C 5 H 3 (SiMe 3 ) 2 } 3 ] kan reduceras till anjonen [Th II { η 5 -C 5 H 3 (SiMe 3 ) 2 } 3 ] − , i vilken torium uppvisar ett mycket sällsynt +2-oxidationstillstånd. Den andra framställs genom att värma toriumtetraklorid med K(C
5 H
5 ) under återflöde i bensen: de fyra cyklopentadienylringarna är arrangerade tetraedriskt runt den centrala toriumatomen. Halogenidderivatet Th(C
5 H
5 )
3 Cl kan framställas på liknande sätt genom att minska mängden K(C
5 H
5 ) som används (andra envärda metallcyklopentadienyler kan också användas), och kloratomen kan ytterligare ersättas med andra halogener eller med alkoxi-, alkyl-, aryl- eller BH4- grupper . Av dessa har alkyl- och arylderivaten undersökts djupare på grund av den insikt de ger angående Th–C σ-bindningens natur. Av speciellt intresse är dimeren [Th( η 5 -C 5 H 5 ) 2 - μ -( η 5 , η 1 -C 5 H 5 )] 2 , där de två toriumatomerna är överbryggade av två cyklopentadienylringar, i likhet med strukturen av niobocen.

Tetrabensyltorium, . Th(CH2C6H5 )
,
är känd
, men dess struktur har ännu inte bestämts Torium bildar den monocapped trigonala prismatiska anjonen [Th(CH 3 ) 7 ] 3− , heptametyltorat, som bildar saltet [Li(tmeda)] 3 [ThMe 7 ] (tmeda = Me 2 NCH 2 CH 2 NMe 2 ). Även om en metylgrupp bara är bunden till toriumatomen (Th–C-avstånd 257,1 pm) och de andra sex kopplar samman litium- och toriumatomerna (Th–C-avstånd 265,5–276,5 pm) beter de sig likvärdigt i lösning. Tetrametyltorium, Th(CH
3 )
4 , är inte känd, men dess addukter stabiliseras av fosfinligander . Vissa koordinationskomplex med karboxylater och acetylacetonater är också kända, även om dessa inte är organotoriumföreningar.

Se även

Anteckningar

Bibliografi

Hämtad från " https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Thorium_compounds&oldid=1125176626 "