مركبات الثوريوم

تُعرف العديد من مركبات الثوريوم ، وذلك لأن الثوريوم واليورانيوم هما أكثر الأكتينيدات استقرارًا وسهولة في الحصول عليهما، وهما الأكتينيدات الوحيدة التي يمكن دراستها بكميات كبيرة بأمان وقانونية في المختبرات العادية. ولذلك، فإنهما يتمتعان بأفضل الخصائص الكيميائية المعروفة بين الأكتينيدات، إلى جانب البلوتونيوم، حيث أن التسخين الذاتي والإشعاع الصادر عنهما لا يكفيان لإحداث تحلل إشعاعي للروابط الكيميائية كما هو الحال مع الأكتينيدات الأخرى. ^{[ 1 ]} في حين أن الأكتينيدات اللاحقة، بدءًا من الأمريسيوم، ثلاثية التكافؤ في الغالب وتتصرف بشكل مشابه لللانثانيدات المقابلة، كما هو متوقع من الاتجاهات الدورية، فإن الأكتينيدات المبكرة حتى البلوتونيوم (بما في ذلك الثوريوم واليورانيوم) لديها إلكترونات 5f و6d غير مستقرة نسبيًا، وبالتالي غير متمركزة، وتشارك في التفاعلات الكيميائية بطريقة مشابهة للمعادن الانتقالية المبكرة من المجموعات 3 إلى 8 : وبالتالي، يمكن لجميع إلكترونات التكافؤ الخاصة بها المشاركة في التفاعلات الكيميائية، على الرغم من أن هذا ليس شائعًا بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم. ^{[ 2 ]}

تحتوي ذرة الثوريوم على 90 إلكترونًا، منها أربعة إلكترونات تكافؤ . نظريًا، تتوفر أربعة مدارات ذرية لإلكترونات التكافؤ: 5f، 6d، 7s، و7p. مع ذلك، فإن مدار 7p غير مستقر للغاية، ولذلك لا يشغله أي أيون ثوريوم في حالته الأرضية. ^{[ 3 ]} على الرغم من موقع الثوريوم في الفئة f من الجدول الدوري، إلا أنه يمتلك توزيعًا إلكترونيًا شاذًا [Rn]6d² ^7s² في حالته الأرضية، نظرًا لتقارب طاقة المدارين الفرعيين 5f و6d في الأكتينيدات المبكرة، حتى أكثر من تقارب طاقة المدارين الفرعيين 4f و5d في اللانثانيدات. مع ذلك، في الثوريوم المعدني، يُعد التوزيع الإلكتروني [Rn]5f¹ ^{6d¹ 7s² حالة} إثارة ^منخفضة الطاقة ، وبالتالي تساهم مدارات 5f، الموجودة في نطاق طاقة واسع نسبيًا . ^{[ 3 ]} في الواقع، تتمتع المدارات الفرعية 5f للأكتينيدات بامتداد مكاني أكبر من مدارات 4f لللانثانيدات، وبالتالي فإن مركبات الأكتينيدات تتمتع بطابع تساهمي أكبر من مركبات اللانثانيدات المقابلة، مما يؤدي إلى كيمياء تنسيقية أكثر شمولاً للأكتينيدات مقارنة باللانثانيدات. ^{[ 4 ]}

^تكون التوزيعات الإلكترونية للحالة الأرضية لأيونات الثوريوم كما يلي: Th⁺ ^، [Rn]6d² ^7s¹ ؛ Th²⁺ ^، [Rn]5f¹ ^{6d¹ ؛} [ α ^{] Th³⁺ ،} [ ^Rn ]5f¹ ^؛ Th⁴⁺ ، [Rn]. يُظهر هذا ازدياد استقرار المدار 5f مع ازدياد شحنة الأيون؛ ومع ذلك، فإن هذا الاستقرار غير كافٍ لتحقيق الاستقرار الكيميائي لـ Th³⁺ ^{بإلكترون التكافؤ} الوحيد في المدار 5f، ولذلك فإن الشكل الأكثر استقرارًا وشيوعًا للثوريوم في المواد الكيميائية هو Th⁴⁺ ^الذي فقد جميع إلكترونات التكافؤ الأربعة، تاركًا وراءه نواة خاملة من الإلكترونات الداخلية بتوزيع إلكتروني مشابه لغاز الرادون النبيل . ^{[ 3 ] [ 5 ]} تم قياس أول جهد تأين للثوريوم عند (6.08 ± 0.12) إلكترون فولت في عام 1974. ^{[ 6 ]} وقد حسّنت القياسات الأحدث هذا الرقم إلى 6.3067 إلكترون فولت. ^{[ 7 ]}    

الثوريوم فلز شديد التفاعل وكهرجابي. في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط ، يتفاعل ببطء مع الماء، ولكنه لا يذوب بسهولة في معظم الأحماض الشائعة، باستثناء حمض الهيدروكلوريك . ^{[ 8 ] [ 9 ]} يذوب في حمض النيتريك المركز الذي يحتوي على كمية صغيرة من أيونات الفلوريد أو الفلوروسيليكات المحفزة ؛ ^{[ 8 ] [ 10 ]} في حال عدم وجودها، قد يحدث التخميل ، كما هو الحال مع اليورانيوم والبلوتونيوم. ^{[ 8 ] [ 11 ]} عند درجات الحرارة العالية، يتفاعل بسهولة مع الأكسجين والهيدروجين والنيتروجين والهالوجينات والكبريت . كما يمكنه تكوين مركبات ثنائية مع الكربون والفوسفور . ^{[ 8 ]} عند ذوبان الثوريوم في حمض الهيدروكلوريك، يتبقى راسب أسود غير قابل للذوبان، يُحتمل أن يكون ThO ( OH , Cl )H ^{، [8]} كما ^هو الحال ^مع البروتاكتينيوم واليورانيوم. ^{[ 11 ]}

يشكل معدن الثوريوم المجزأ بدقة خطرًا للحريق نظرًا لخاصية اشتعاله التلقائي، ولذا يجب التعامل معه بحذر شديد. ^{[ 8 ]} عند تسخينه في الهواء، يشتعل الثوريوم ويحترق بشدة مصحوبًا بضوء أبيض ساطع، منتجًا ثاني أكسيد الثوريوم. في حالته الصلبة، يكون تفاعل الثوريوم النقي مع الهواء بطيئًا، على الرغم من إمكانية حدوث التآكل بعد عدة أشهر؛ إلا أن معظم عينات الثوريوم تكون ملوثة بدرجات متفاوتة من ثاني أكسيد الثوريوم، مما يُسرّع التآكل بشكل كبير. ^{[ 8 ]} تتأكسد هذه العينات ببطء في الهواء، فتصبح رمادية ثم سوداء في النهاية على سطحها. ^{[ 8 ]} تتناقض نفاذية طبقة أكسيد الثوريوم مع نفاذية الأكتينيدات اللاحقة، وتتوافق مع اتجاه زيادة الكهروإيجابية والتفاعلية مع التقدم في سلسلة الأكتينيدات. ^{[ 11 ]}

أهم حالة أكسدة للثوريوم هي +4، وتتجلى في مركبات مثل ثاني أكسيد الثوريوم (ThO₂ ₎ ورباعي فلوريد الثوريوم (ThF₄ ₎ ، على الرغم من وجود بعض المركبات التي تحتوي على الثوريوم في حالات أكسدة رسمية أقل. ^{[ 12 ] [ 13 ] [ 14 ]} ونظرًا لافتقار الثوريوم (IV) للإلكترونات في مدارات 6d و5f، فإن مركبات الثوريوم رباعية التكافؤ عديمة اللون. ^{[ 15 ] أما مركبات} Th³⁺ فهي نادرة نظرًا لجهد الاختزال السالب الكبير لزوج Th⁴⁺ ^/ Th³⁺ . ^{[ 2 ]} في عام 1997، نُشرت تقارير عن تكوّن Th³⁺ (aq) ذي اللون الكهرماني ^من رباعي كلوريد الثوريوم والأمونيا: حيث يُفترض أن الأيون كان مستقرًا لمدة ساعة تقريبًا قبل أن يتأكسد بالماء. مع ذلك، تبين في العام التالي أن التفاعل مستحيل من الناحية الديناميكية الحرارية، وأن التفسير الأرجح للإشارات هو معقدات أزيدو-كلورو للثوريوم (IV). ^{[ 16 ]} في الواقع، تتشابه جهود الأكسدة والاختزال للثوريوم والبروتاكتينيوم واليورانيوم إلى حد كبير مع جهود فلزات المجموعة d الانتقالية أكثر من تشابهها مع اللانثانيدات، مما يعكس موقعها التاريخي قبل أربعينيات القرن العشرين كأثقل عناصر المجموعات 4 و5 و6 في الجدول الدوري على التوالي. ^{[ 4 ]}

يوجد الثوريوم في المحلول المائي حصريًا على شكل أيون مائي رباعي الشحنة الموجبة [Th(H₂ O)₉ ] ⁴⁺يتميز هذا المركب بهندسة جزيئية موشورية ثلاثية الأضلاع ذات غطاء ثلاثي : ^{[ 16 ] [ 17 ]} عند درجة حموضة أقل من 3، تهيمن هذه الكاتيونات على محاليل أملاح الثوريوم. ^{[ 16 ]} يبلغ طول الرابطة Th–O (245 ± 1) بيكومتر ، وعدد التناسق لأيون Th⁴⁺ ^هو (10.8 ± 0.5)، والشحنة الفعالة 3.82، وتحتوي كرة التناسق الثانية على 13.4 جزيء ماء. ^{[ 16 ]} أيون Th⁴⁺ كبير نسبيًا، وهو أكبر أيونات الأكتينيدات رباعية الشحنة الموجبة، ويتراوح نصف قطره بين 0.95 و 1.14 أنغستروم، ^وذلك تبعًا لعدد التناسق . ^{[ 16 ]} أيون الثوريوم (IV) المائي حمضي للغاية نظرًا لشحنته العالية، وهو أقوى قليلًا من حمض الكبريتوز ؛ لذا يميل إلى الخضوع للتحلل المائي والبلمرة، ويتحول بشكل أساسي إلى [Th₂ ₍ OH) _₂ ] ^⁶⁺ في المحاليل ذات الرقم الهيدروجيني 3 أو أقل، ولكن في المحاليل الأكثر قلوية تستمر البلمرة حتى يتكون هيدروكسيد هلامي ويترسب (مع أن الوصول إلى حالة التوازن قد يستغرق أسابيع، لأن البلمرة عادةً ما تتباطأ بشكل ملحوظ قبل الترسيب مباشرةً): هذا السلوك مشابه لسلوك البلوتونيوم (IV). ^{[ 18 ]}          

تُعدّ أعداد التناسق الكبيرة هي القاعدة: كان نترات الثوريوم الخماسي المائي أول مثال معروف لرقم التناسق 11، بينما يمتلك الأكسالات الرباعي المائي رقم تناسق 10، و Th(NO3)3₃ ) ^{- أيون} _6- في أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم يكون ذا تنسيق 12. ^{[ 2 ]} نظرًا لكبر حجم كاتيون الثوريوم⁴⁺، فإن أملاح الثوريوم لديها ميل أضعف للتحلل المائي مقارنةً بالعديد من الأيونات متعددة الشحنات مثلالحديد³⁺، ولكن التحلل المائي يحدث بسهولة أكبر عنددرجة حموضةأعلى من 4، مكونًا بوليمرات مختلفة ذات طبيعة غير معروفة، وينتهي بتكوين هيدروكسيد هلامي: ^{[ 16 ]} هذا السلوك مشابه لسلوك البروتاكتينيوم، الذي يتحلل مائيًا بسهولة في الماء لتكوين رواسب غروانية. ^{[ 1 ]} القدرة المميزة لأملاح الثوريوم هي ذوبانها العالي، ليس فقط في الماء، ولكن أيضًا في المذيبات العضوية القطبية. ^{[ 15 ]} باعتباره حمض لويس قوي، يفضل الثوريوم⁴⁺الروابط الصلبة التي تحتوي على ذرات أكسجين كذرات مانحة: المركبات التي تحتوي على ذرات كبريت كذرات مانحة أقل استقرارًا. ^{[ 2 ]}

تم إعطاء جهود الاختزال القياسية في المحلول المائي الحمضي لبعض أيونات الثوريوم الشائعة أدناه: ^{[ 19 ]}

Th 4+ + e −	⇌ Th 3+	E 0 = −3.8 فولت
Th 4+ + 4e −	⇌ Th	E 0 = −1.83 فولت

يحترق الثوريوم في الهواء مُكَوِّنًا أكسيد الثوريوم الثنائي ، ThO₂ _، المعروف أيضًا باسم الثوريا أو الثورينا. ^{[ 20 ]} تتميز الثوريا، وهي مادة حرارية، بأعلى درجة انصهار (3390 درجة مئوية) بين جميع الأكاسيد المعروفة. ^{[ 21 ]} وهي مادة ماصة للرطوبة إلى حد ما ، وتتفاعل بسهولة مع الماء والعديد من الغازات، ^{[ 13 ]} ولكنها تذوب بسهولة في حمض النيتريك المركز بوجود الفلوريد، كما هو الحال مع ثاني أكسيد النبتونيوم وثاني أكسيد البلوتونيوم . ^{[ 22 ]} عند تسخينها، تُصدر ضوءًا أزرقًا شديدًا، يتحول إلى اللون الأبيض عند مزجه مع نظيره الأخف، ثاني أكسيد السيريوم (CeO₂ _، السيريا): وهذا هو أساس استخدامها الشائع سابقًا في أغطية المفاعلات الغازية. ^{[ 13 ]} 

أُفيد في البداية أن بيروكسيد الثوريوم _، الذي كان يُعتقد أنه Th₂O₇ _ويتكون من تفاعل أملاح الثوريوم مع بيروكسيد الهيدروجين ، يحتوي على كلٍ من أنيونات البيروكسيد وأنيونات ملح الثوريوم المتفاعل. ^{[ 13 ]} وقد تم تحضير هيدروكسيد-هيدروبروكسيد مختلط Th(OH) ₃OOH _، والذي يتحلل عند 120 درجة مئوية لينتج ثاني أكسيد الثوريوم والماء . ^{[ 13 ]} 

تم إنتاج أحادي أكسيد الثوريوم عن طريق استئصال الثوريوم بالليزر في وجود الأكسجين. ^{[ 23 ]} ويُحسب أن هذا الجزيء شديد القطبية يمتلك أحد أكبر المجالات الكهربائية الداخلية المعروفة. ^{[ 24 ]}

يمكن تحضير هيدروكسيد الثوريوم ، Th(OH) _₄ ، بإضافة هيدروكسيد الأمونيوم أو فلز قلوي إلى محلول ملح الثوريوم ، حيث يظهر على شكل راسب هلامي يذوب في الأحماض المخففة، بالإضافة إلى مواد أخرى. ^{[ 13 ]} كما يمكن تحضيره بالتحليل الكهربائي لنترات الثوريوم . ^{[ 13 ]} وهو مستقر من 260 إلى 450  درجة مئوية؛ وعند 470 درجة مئوية وما فوق _،  يتحلل باستمرار ليصبح الثوريا. ^{[ 13 ]} يمتص بسهولة ثاني أكسيد الكربون الجوي لتكوين الكربونات المائية ThOCO₃ · xH₂O ، وفي ظل ظروف الضغط العالي في جو من ثاني أكسيد الكربون، Th (CO₃) _₂3 )₂ ·½H₂ OأوTh(OH)₂ CO₃ ·2H₂ O. ^{[ 13 ] [ 25 ]} من المعروف وجود العديد من الأكاسيد المختلطة، مثل BaThO₃، الذي يمتلكالبيروفسكايت. ^{[ 22 ]}

جميع رباعي هاليدات الثوريوم الأربعة معروفة، وكذلك بعض البروميدات واليوديدات منخفضة التكافؤ: ^{[ 14 ]} جميع رباعي الهاليدات مركبات مسترطبة تذوب بسهولة في المذيبات القطبية كالماء. ^{[ 26 ]} بالإضافة إلى ذلك، تُعرف العديد من أيونات متعدد الهاليدات ذات الصلة. ^{[ 14 ]} يُنتج رباعي فلوريد الثوريوم (ThF4 _، أبيض، درجة انصهاره  1068  درجة مئوية) بسهولة عن طريق تفاعل أملاح الثوريوم المختلفة، أو الثوريا، أو هيدروكسيد الثوريوم مع فلوريد الهيدروجين : الطرق التي تتضمن خطوات في الطور المائي أكثر صعوبة لأنها تُنتج هيدروكسيدات وأكاسيد فلوريدات يجب اختزالها باستخدام فلوريد الهيدروجين أو غاز الفلور . ^{[ 14 ]} يتميز ببنية بلورية أحادية الميل ، وهو متماثل التركيب مع رباعي فلوريد الزركونيوم ورباعي فلوريد الهافنيوم ، حيث ترتبط أيونات الثوريوم (Th⁴⁺) بأيونات الفلوريد (F⁻ ^{) في} شكل موشورات مربعة مضادة مشوهة نوعًا ما . ^{[ 14 ]} وهو مسحوق أبيض ماص للرطوبة: عند درجات حرارة أعلى من 500  درجة مئوية، يتفاعل مع رطوبة الجو لإنتاج أوكسي فلوريد الثوريوم (ThOF₂ ₎ . ^{[ 27 ]}

يُنتَج رباعي كلوريد الثوريوم (ThCl₄ _، أبيض، درجة انصهاره  770 درجة مئوية) بتسخين الثوريوم في مركب عضوي كلوريدي مثل رابع كلوريد الكربون . ^{[ 26 ]} الطريقة المعتادة لتنقيته هي التبلور من محلول مائي ثم تسخين المنتج فوق 100 درجة مئوية لتجفيفه. ^{[ 14 ]} يمكن تحقيق تنقية إضافية عن طريق التسامي . تبلغ درجة انصهاره 770 درجة مئوية، ودرجة غليانه 921 درجة مئوية. ^{[ 14 ]} يخضع لتحول طوري عند 405 درجة مئوية، مع طور ألفا منخفض الحرارة وطور بيتا مرتفع الحرارة. ومع ذلك، عادةً ما يستمر طور بيتا تحت درجة حرارة التحول. يتبلور كلا الطورين في النظام البلوري الرباعي، والاختلافات البنيوية بينهما طفيفة. ^{[ 14 ]} تحت -203 درجة مئوية، يوجد شكل منخفض الحرارة ذو بنية معقدة. ^{[ 14 ]}      

يمكن إنتاج رباعي بروميد الثوريوم (ThBr₄ _، أبيض، درجة انصهاره  679 درجة مئوية) إما عن طريق تفاعل هيدروكسيد الثوريوم (IV) مع حمض الهيدروبروميك (وهو ما يعيبه غالبًا إنتاج مركبات ملوثة بأوكسي بروميدات) أو عن طريق التفاعل المباشر للبروم أو بروميد الهيدروجين مع فلز الثوريوم أو مركباته. ^{[ 14 ]} ويمكن بعد ذلك تنقية المنتج بالتسامي عند 600 درجة مئوية في الفراغ. ^{[ 14 ]} تبلغ درجة انصهاره 679 درجة مئوية، ودرجة غليانه 857 درجة مئوية. ^{[ 14 ]} وكما هو الحال في رباعي كلوريد الثوريوم، يوجد شكلان α و β، وكلاهما متماثلان مع شكلي رباعي كلوريد الثوريوم، على الرغم من أن التحول الطوري هنا يحدث عند 426 درجة مئوية. كما يوجد أيضًا شكل منخفض الحرارة. ^{[ 14 ]} توجد تقارير غير مكتملة عن البروميدات الدنيا ThBr3 _و ThBr2 _و ThBr (الأخير معروف فقط كنوع جزيئي في الحالة الغازية): من المعروف أن ThBr3 وThBr2 شديدا التفاعل ويتفاعلان _بشكل غير _متناسب عند درجات الحرارة العالية . ^{[ 14 ]}     

يُحضّر رباعي يوديد الثوريوم (ThI₄ _، أصفر، درجة انصهاره  556  درجة مئوية) عن طريق التفاعل المباشر للعناصر في أنبوبة سيليكا محكمة الإغلاق . يجب تجنب وجود الماء والأكسجين، وإلا فقد يتلوث المنتج بـ ThOI₂ وThO₂. _[ 14 _] ^{يتميز ببنية بلورية} مختلفة عن رباعيات الهاليدات الأخرى، فهو أحادي الميل. ^{[ 14 ]} يمكن تحضير اليوديدات الأقل طاقة ThI₃ ₍ أسود) وThI₂ ₍ ذهبي) عن طريق اختزال رباعي اليوديد بمعدن الثوريوم. (يُتوقع أيضًا أن يتشكل ThI كوسيط في تفكك ThI ₄ إلى فلز الثوريوم.) ^{[ 14 ]} لا تحتوي هذه المركبات على Th(III) وTh(II)، بل تحتوي على Th ⁴⁺ ، ويمكن صياغتها بشكل أوضح على النحو التالي: Th ⁴⁺ (I ⁻ ) ₃ (e ⁻ ) و Th ⁴⁺ (I ⁻ ) ₂ (e ⁻ ) ₂ على التوالي. ^{[ 14 ]} اعتمادًا على المدة الزمنية المتاحة للتفاعل بين ThI ₄ والثوريوم، يمكن إنتاج شكلين من ThI ₃ : فترات زمنية أقصر تُنتج قضبانًا رفيعة لامعة من α-ThI ₃ ، بينما فترات زمنية أطول تُنتج بلورات صغيرة من β-ThI ₃ ذات بريق أخضر إلى نحاسي اللون. ^{[ 14 ]} يتأكسد كلا الشكلين بسرعة بواسطة الهواء ويختزلان الماء، مما يؤدي إلى تكوين كميات كبيرة من غاز الهيدروجين بسرعة. ^{[ 28 ]} يمتلك ThI2 أيضًا شكلين _، يمكن إنتاجهما عن طريق تغيير درجة حرارة التفاعل: عند 600 درجة مئوية، يتكون α-ThI2، بينما تنتج درجة حرارة تفاعل تتراوح بين 700 و850 _درجة مئوية β-ThI2 _، الذي يتميز ببريق ذهبي. ^{[ 14 ]}  

تُعرف العديد من الهاليدات متعددة العناصر مع الفلزات القلوية، مثل الباريوم والثاليوم والأمونيوم، بفلوريدات وكلوريدات وبروميدات الثوريوم. ^{[ 14 ]} على سبيل المثال، عند معالجة أيون الثوريوم ⁴⁺ بفلوريد البوتاسيوم وحمض الهيدروفلوريك ، ^فإنه يُكوّن الأنيون المعقد ThF2−6 _{، الذي يترسب على شكل ملح} ^غير قابل للذوبان ، _K2ThF6 . ^[ ₁₀ ^]

من المعروف أن عناصر الكالكوجين الأثقل ، الكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم ، تُشكّل كالكوجينيدات الثوريوم، والتي يتميز العديد منها ببنية أكثر تعقيدًا من الأكاسيد. وبالإضافة إلى العديد من المركبات الثنائية، تُعرف أيضًا أوكسي كالكوجينيدات ThOS (أصفر)، وThOSe، وThOTe. ^{[ 29 ]} _{ويمكن إنتاج} كبريتيدات الثوريوم الثنائية الخمسة - ThS (فلزي لامع)، _{و Th₂S₃} (فلزي بني)، وTh₇S₁₂ ₍ أسود)، و _ThS₂ (بني بنفسجي)، و Th₂S₅ ₍ بني برتقالي) - عن طريق تفاعل كبريتيد الهيدروجين مع الثوريوم، أو هاليداته، أو الثوريا (في حال وجود الكربون): وتتحلل جميعها مائيًا في المحاليل الحمضية. ^{[ 29 ]} وتُشابه السيلينيدات الستة الكبريتيدات، مع إضافة _ThSe₃ . ^{[ 29 ]} تتشابه التيلوريدات الخمسة أيضًا مع الكبريتيدات والسيلينيدات (على الرغم من أن Th2Te5 غير _{معروف )} ، ولكنها تختلف قليلاً في بنيتها البلورية: على سبيل المثال، يمتلك ThS بنية كلوريد الصوديوم ، بينما يمتلك ThTe بنية كلوريد السيزيوم ، نظرًا لتشابه أيونات Th4 ⁺ وTe2− ^{في الحجم، في حين أن أيونات S2−} أصغر بكثير. ^{[ 29 ]}

تشكل جميع عناصر البنيكتوجين الخمسة _التي تم تحديد خصائصها الكيميائية (النيتروجين والفوسفور والزرنيخ والأنتيمون والبزموت) مركبات مع الثوريوم أيضًا. ^{[ 30 ]} وهناك ثلاثة نتريدات معروفة للثوريوم: ThN و _Th3N4 و _{Th2N3 .}يُنتج مركب Th₃N₄ ذو اللون النحاسي بسهولة عن طريق تسخين فلز الثوريوم في جو من النيتروجين. _{يتحلل كل} من Th₃N₄ _و Th₂N₃ إلى _ThN ذي _{اللون الأصفر} الذهبي، وغالبًا ما يُلاحظ ThN مُغطيًا لسطح عينات _Th₃N₄ نظرًا لأن _{Th₃N₄ مادة} ماصة للرطوبة، وبخار الماء في الهواء قادر على تحليله. تتميز الأغشية الرقيقة من ThN بطابعها المعدني، ومثل جميع أحاديات نتريد الأكتينيدات الأخرى، لها بنية كلوريد الصوديوم. يُعد ThN أيضًا موصلًا فائقًا عند درجات الحرارة المنخفضة. تتفاعل جميع النتريدات الثلاثة مع هاليدات الثوريوم لتكوين نتريدات الهاليد ThNX (حيث X = F، Cl، Br، I). [ 30 _] ^{تُشكل عناصر البنيكتوجين} الأثقل أيضًا أحاديات بنيكتيد مماثلة، باستثناء ThBi الذي لم يتم تحديد بنيته بعد. أما مركبات الثوريوم البنيكتيد الأخرى التي تم تحديد خصائصها جيدًا فهي Th ₃ P ₄ ^و Th ₂ P ₁₁ و ThP ₇ و Th ₃ As ₄ و ThAs ₂ و Th ₃ Sb ₄ و ThSb ₂ و ThBi _2. ^{[ 30} ]

يتفاعل الثوريوم مع الهيدروجين لتكوين هيدريدات الثوريوم ThH₂ _و Th₄H₁₅ _{، حيث} يتميز الأخير بخاصية التوصيل الفائق عند درجة حرارة أقل من 7.5-8 كلفن؛ وفي الظروف القياسية من  درجة الحرارة والضغط، يُوصل الثوريوم الكهرباء كالمعادن. ^{[ 12 ]} يُعد الثوريوم العنصر المعدني الوحيد الذي يُكوّن بسهولة هيدريدًا أعلى من MH₃ _. [ ^{31 ] يتفاعل} الثوريوم المعدني المُجزأ بدقة عالية مع الهيدروجين في الظروف القياسية، ولكن قد تحتاج القطع الكبيرة إلى التسخين إلى 300-400  درجة مئوية لحدوث التفاعل. ^{[ 12 ]} عند حوالي 850 درجة مئوية ، يحدث التفاعل مُكوّنًا أولًا ThH₂ ثم Th₄H₁₅ _دون  تفكك _بنية الثوريوم _{المعدني} . ^{[ 12 ]} تتفاعل هيدريدات الثوريوم بسهولة مع الأكسجين أو البخار لتكوين الثوريا، وعند درجة حرارة 250-350 درجة مئوية تتفاعل بسرعة مع هاليدات الهيدروجين والكبريتيدات والفوسفيدات والنيتريدات لتكوين مركبات الثوريوم الثنائية المقابلة. ^{[ 12 ]} 

تُعرف ثلاثة بوريدات ثنائية للثوريوم: _{ThB₆ و} ThB₄ وThB₁₂ _. الأخير متماثل بنيويًا مع UB₁₂ _. على الرغم من وجود تقارير عن ThB₆₆ _و ThB₁₆ _، إلا أنهما قد يكونان مجرد متآصلات بورون مستقرة بالثوريوم. يمكن إنتاج _ThB₆ وThB₁₂ _{بتسخين الثوريوم مع البورون.} ^{[ 32 ]} أما كربيدات الثوريوم الثنائية الثلاثة المعروفة فهي ThC₂ _و Th₂C₃ _و ThC: جميعها تُنتج بتفاعل الثوريوم أو الثوريا مع الكربون. يُعد كل من ThC وThC₂ _مواد صلبة _مقاومة للحرارة، وتتجاوز درجة انصهارهما 2600 درجة مئوية. ^{[ 32 ]} تعتبر بوريدات وكربيدات وسيليسيدات ونترات الثوريوم مواد حرارية ، وكذلك بوريدات وكربيدات اليورانيوم والبلوتونيوم، ولذلك حظيت بالاهتمام كوقود نووي محتمل . ^{[ 33 ]} 

تُعرف العديد من مركبات الثوريوم غير العضوية الأخرى ذات الأنيونات متعددة الذرات، مثل البيركلورات ، والكبريتات ، والكبريتيتات ، والنترات، والكربونات، والفوسفات، والفانادات ، والموليبدات ، والكرومات ، وغيرها من الأكسوميتالات، ^{[ ب ]} والعديد منها معروف في صور مائية. ^{[ 25 ]} تُعد هذه المركبات مهمة في تنقية الثوريوم والتخلص من النفايات النووية، ولكن لم يتم توصيف معظمها بشكل كامل بعد، وخاصة فيما يتعلق بخصائصها البنيوية. ^{[ 25 ]} على سبيل المثال، بيركلورات الثوريوم شديدة الذوبان في الماء وتتبلور من المحاليل الحمضية على شكل رباعي هيدرات Th(ClO)₄ )₄ ·4H^[ ₂₅ ] ^{بينما يشكل نترات الثوريوم رباعي وخماسي الهيدرات ، وهو قابل للذوبان} في الماء والكحولات، وهو وسيط مهم في تنقية الثوريوم ومركباته.

غالباً ما تتفاعل هاليدات الثوريوم مع مذيبات حمض لويس مثل رباعي هيدروفوران والبيريدين على النحو التالي:

ThX ₄ + THF → ThX ₄ (THF) ₃

نظراً لميله الشديد للتحلل المائي، لا يشكل الثوريوم كربونات بسيطة، بل يشكل معقدات كربونات مثل [Th(CO3)2]₃ )₅ ] ⁶⁻على غرار اليورانيوم (IV) والبلوتونيوم (IV). ^{[ 18 ]} يشكل الثوريوم رباعي نترات مستقر، Th(NO3)3₃ )₄ ·5 ساعة_2O ،وهي خاصية لا يشترك فيها سوى البلوتونيوم (IV) بين الأكتينيدات: وهو أكثر أملاح الثوريوم شيوعًا، وكان أول مثال معروف لمركب ذي 11 تنسيقًا. ومن الأمثلة الأخرى على التنسيق العالي المميز للثوريوم[Th(C₅ ساعات₅ لا)₆ (لا₃ )₂ ] ²⁺مركب ذو تنسيق 10، يتميز بهندسة جزيئية مشوهة ثنائية الغطاء مضادة للمنشور. ^{[ 18 ]} الأنيوني [Th(NO3)3]₃ )₆ ] ²⁻يُعدّ نظيرًا بنيويًا لنظائره من السيريوم واليورانيوم والنبتونيوم والبلوتونيوم، وله بنية عشرينية الوجوه مشوهة. ^{[ 18 ]} ويُعدّ بوروهيدريد الثوريوم، Th(BH) ذا أهمية خاصة.₄ )₄ ، تم تحضيره لأول مرة فيمشروع مانهاتنمع نظيره من اليورانيوم (IV). ويتم إنتاجه على النحو التالي: ^{[ 18 ]}

ث _F4 + 2 آل(BH4 ₎ 3 _→ ث (BH₄ )₄ + 2 AlF₂BH₄

بعد ذلك، يمكن عزل بوروهيدريد الثوريوم بسهولة، حيث يتسامى من خليط التفاعل. ومثل نظائره من البروتاكتينيوم (IV) واليورانيوم (IV)، فهو مركب مستقر حراريًا وكيميائيًا، حيث يمتلك الثوريوم عدد تنسيق 14 مع هندسة جزيئية سداسية مضادة للمنشور ذات غطاءين. ^{[ 18 ]}

ركزت معظم الدراسات على مركبات الأورجانوثوريوم على مركبات السيكلوبنتادينيل والسيكلوأوكتاتيتراينيل . ومثل العديد من الأكتينيدات المبكرة والمتوسطة (من الثوريوم إلى الأمريسيوم ، والمتوقع أيضًا للكوريوم )، يشكل الثوريوم معقد السيكلوأوكتاتيتراينيد الأصفر Th(C₈ ساعات₈ )_٢ ، ثوروسين. وهو متماثل بنيويًا مع مركب اليورانيوم المماثل الأكثر شهرة،اليورانوسين. ^{[ ٣٤ ]} على الرغم من أن مركبات السيكلوأوكتاتيتراينيل من السلسلة f هذه ليست متماثلة بنيويًا مع مركبات السيكلوبنتادينيل من السلسلة d، بما في ذلك الفيروسين الأكثر شهرة،_إلاأنهاتمتلك هياكل متشابهة جدًا، وقد سُميت للتأكيد على هذا التشابه. ^{[ ٣٥ ]} يمكن تحضيره عن طريق تفاعلK₂C₈H₈_{رباعيالثوريوم}فيرباعي هيدروفوران₍THF) عند درجة حرارةالثلج الجافتفاعلرباعي فلوريد الثوريوم مع MgC₈H₈_.[ ^{٣٤ ] وهو} مركب غير مستقر في الهواء ويتحلل تمامًا في الماء أو عند ١٩٠درجةمئوية. ^{[ 34 ]} تُعرف أيضًا مركبات نصف الساندويتش، مثل 2(η8^-_C8H8)ThCl2₍THF)_2،تشبهكرسي البيانو ويتم تحضيره عن طريق تفاعل الثوروسين مع رباعي كلوريد الثوريوم في رباعي هيدروفوران. ^{[ 2 ]} 

أبسط مركبات السيكلوبنتادينيل هي Th ^III (C₅ ساعات₅ )₃ وTh^IV(C₅ ساعات₅ )_٤ : تُعرف العديد من المشتقات. يُعدّ المشتق الأول (الذي له شكلان، أحدهما بنفسجي والآخر أخضر) مثالًا نادرًا للثوريوم في حالة الأكسدة +٣ الرسمية. ^{[ ٣٥ ] [ ٣٤ ]} في المشتق [Th^III{η^٥-C_٥H_٣(SiMe_٣)_٢}_٣]، وهو مركب بارامغناطيسي أزرق، يكون الشكل الهندسي الجزيئي مثلثًا مستويًا حول ذرة الثوريوم، التي تمتلك التكوين الإلكتروني [Rn]6d^١بدلًا من التكوين المتوقع [Rn]5f^١.[Th^III{η^٥-C_٥H_٣(SiMe_٣)_٢}_٣] إلى الأنيون [Th^II{η^٥-C_٥H_٣(SiMe_٣)_٢}_٣]⁻، حيث يُظهر الثوريوم حالة أكسدة +٢ نادرة جدًا. ^{[ 36 ]} يتم تحضير المركب الثاني بتسخين رباعي كلوريد الثوريوم معK(C₅ ساعات₅ )تحت الارتداد في البنزين: تترتب حلقات السيكلوبنتادينيل الأربع بشكل رباعي الأوجه حول ذرة الثوريوم المركزية. مشتق الهاليدTh(C₅ ساعات₅ )_{يمكن تحضير 3} Clبطريقة مماثلة عن طريق تقليل كميةK(C₅ ساعات₅ )يمكن استخدام (كما يمكن استخدام مركبات سيكلوبنتادينيل أحادية التكافؤ أخرى)، ويمكن استبدال ذرة الكلور بذرات هالوجين أخرى أو بمجموعات ألكوكسي أو ألكيل أو أريل أو BH4_.ومن بين هذه المركبات، حظيت مشتقات الألكيل والأريل بدراسة معمقة نظرًا لما تقدمه من معلومات حول طبيعة الرابطة سيجما Th–C.^{[ 35 ] ومن} المركبات ذات الأهمية الخاصة ثنائي الوحدات [Th(_η5-^C5H5)2_-μ-(η5,η1-C5H5⁾]2_،حيثترتبط ذرتا الثوريوم بحلقتين من السيكلوبنتادينيل، على غرار_{بنيةالنيوبوسين}. ^{[ 35 ]}

رباعي بنزيل الثوريوم، Th(CH₂ ج₆ ساعات₅ )، معروف، لكن بنيته لم تُحدد بعد. يُشكّل الثوريوم الأنيون أحادي الغطاء ثلاثي المنشور [Th(CH3₎7_]3−^،ثورات، الذي يُشكّل الملح[Li(tmeda)]₃[ThMe7](حيث tmeda =_{Me2NCH2CH2NMe2)}. على الرغم من أن مجموعة ميثيل واحدة فقط مرتبطة بذرة الثوريوم (مسافة Th–C 257.1بيكومتر_{)والمجموعات}الست الأخرى تربط ذرات الليثيوم والثوريوم (مسافات Th–C 265.5–276.5،_فإنهاتتصرف بشكل متكافئ في المحلول. رباعي ميثيل ثوريوم،Th(CH3)7  ₃ )_{المركب 4} غير معروف، ولكنيتم تثبيتنواتج إضافتهالفوسفين. ^{[ 2 ]} كما تُعرفبعض معقدات التنسيق معالكربوكسيلاتوأسيتيلأسيتونات ^{، على الرغم من أنها ليست مركبات عضوية ثوريوم. [ 25 ]}

• مركبات السيريوم
• مركبات الأكتينيوم
• مركبات البروتاكتينيوم
• مركبات اليورانيوم

• جولوب، AM (1971). الكيمياء العضوية وغير العضوية (الكيمياء العامة وغير العضوية) . المجلد.  2.
• غرينوود، نورمان ن .؛ إيرنشو، آلان (1997). كيمياء العناصر (  الطبعة الثانية). باتروورث-هاينمان. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN 978-0-08-037941-8.
• ويكليدر، ماتياس S .؛ فوريست، بلاندين؛ دورهوت، بيتر ك. (2006). "الثوريوم". في مورس، ليستر ر. ادلشتاين، نورمان م.؛ فوغر، جان (محرران). كيمياء عناصر الأكتينيدات والترانساكتينيدات (PDF) . المجلد.  3 (  الطبعة الثالثة). دوردريخت، هولندا: سبرينغر. ص 52 – 160. دوى : 10.1007 / 1-4020-3598-5_3 . رقم ISBN  978-1-4020-3555-5تمت أرشفة النسخة الأصلية (PDF) بتاريخ 2016-03-07.