Ädelgaser och deras egenskaper. Ädelgaser och deras egenskaper Ädelgaser vad som orsakar dessa gasers tröghet

Öppning:

År 1893 uppmärksammades skillnaden mellan densiteterna av kväve från luften och kväve som erhålls från nedbrytning av kväveföreningar: en liter kväve från luften vägde 1,257 g och den som erhölls kemiskt vägde 1,251 g. En mycket exakt studie av luftens sammansättning som utfördes för att klargöra denna mystiska omständighet visade att efter att allt syre och kväve avlägsnats fanns det en liten rest (ca 1%) som inte reagerade kemiskt med någonting.

Upptäckten av ett nytt element, kallat argon (grekiska för inaktiv), representerade således "triumfen för tredje decimalen." Molekylvikten för argon visade sig vara 39,9 g/mol.

Nästa inerta gas att upptäcka, helium ("solar"), upptäcktes på solen tidigare än på jorden. Detta visade sig vara möjligt tack vare den spektralanalysmetod som utvecklades på 50-talet av förra seklet.

Några år efter upptäckten av argon och helium (1898) isolerades ytterligare tre ädelgaser från luften: neon ("ny"), krypton ("dold") och xenon ("främmande"). Hur svårt det var att upptäcka dem framgår av att 1 m 3 luft tillsammans med 9,3 liter argon endast innehåller 18 ml neon, 5 ml helium, 1 ml krypton och 0,09 ml xenon.

Den sista inerta gasen, radon, upptäcktes 1900 när man studerade vissa mineraler. Dess innehåll i atmosfären är endast 6-10 -18 volymprocent (vilket motsvarar 1-2 atomer per kubikcentimeter). Man har uppskattat att hela jordens atmosfär endast innehåller 374 liter radon.

Fysikaliska egenskaper:

Alla ädelgaser är färglösa och består av monoatomiska molekyler. Separationen av inerta gaser baseras på skillnaden i deras fysikaliska egenskaper.

Inerta gaser är färglösa och luktfria. De finns i små mängder i luften, inerta gaser är inte giftiga. En atmosfär med en ökad koncentration av inerta gaser och en motsvarande minskning av syrekoncentrationen kan dock ha en kvävande effekt på en person, inklusive medvetslöshet och dödsfall. Det finns kända fall av dödsfall på grund av argonläckor.

Smältpunkt, °C
Kokpunkt, °C

Mängden värme som krävs för att överföra ett ämne från ett fast till ett flytande tillstånd kallas fusionsvärme, och att överföra från ett vätska till ett ångtillstånd kallas för avdunstning. Båda kvantiteterna kallas vanligtvis övergångar som sker under normalt tryck. För inerta gaser har de följande värden (kcal/g-atom):

Smältvärme
Förångningsvärme

Nedan jämförs kritiska temperaturer inerta gaser och de tryck som är nödvändiga och tillräckliga för deras överföring vid dessa temperaturer från ett gasformigt till ett flytande tillstånd, - kritiska tryck:

Kritisk temperatur, °C
Kritiskt tryck, atm

Det här är intressant :

Frågan om atomiciteten hos argonmolekylen löstes med hjälp av kinetisk teori. Enligt den beror mängden värme som behöver förbrukas för att värma en gram-molekyl av en gas med en grad på antalet atomer i dess molekyl. Vid konstant volym kräver en grammolekyl av en monoatomisk gas 3 avföring, diatomisk - 5 cal. För argon gav experimentet 3 avföring, som indikerade dess molekyls monoatomiska natur. Detsamma gäller andra inerta gaser.

Helium var den sista gasen som omvandlades till flytande och fast tillstånd. I förhållande till det fanns det speciella svårigheter på grund av det faktum att helium som ett resultat av expansion vid vanliga temperaturer kyler inte, utan värms upp. Först under -250 °C börjar den bete sig "normalt". Det följer att den vanliga vätskeprocessen kunde appliceras på helium först efter att det hade kylts mycket kraftigt i förväg. Å andra sidan är den kritiska temperaturen för helium extremt låg. På grund av dessa omständigheter erhölls gynnsamma resultat vid arbete med helium först efter att ha bemästrat tekniken att arbeta med flytande väte, med användning av vars förångning endast var möjligt att kyla helium till de erforderliga temperaturerna. Det var möjligt att få flytande helium för första gången 1908, fast helium-V1926

Kemiska egenskaper:

Inerta gaser kännetecknas av en fullständig (He, Ne, Ar) eller nästan fullständig (Kr, Xe, Rn) brist på kemisk aktivitet. I det periodiska systemet bildar de en speciell grupp (VIII). Strax efter upptäckten av inerta gaser kallades den nya gruppen de bildade i det periodiska systemet noll, för att betona nollvalensen hos dessa element, det vill säga deras brist på kemisk aktivitet. Detta namn används ofta för närvarande, men i huvudsak av den periodiska lagen är det mer korrekt att betrakta gruppen av inerta gaser som den åttonde gruppen, eftersom motsvarande perioder inte börjar med dessa element, utan slutar.

Frånvaron av fullständig kemisk tröghet i tunga inerta gaser upptäcktes först 1962. Det visade sig att de är kapabla att kombinera med den mest aktiva metalloiden - fluor (och bara med den). Xenon (och radon) reagerar ganska lätt, krypton mycket svårare. XeF2, XeF4, XeF6 och lågstabil KrF2 erhölls. Alla är färglösa flyktiga kristallina ämnen.

Xenondifluorid(XeF 2) - bildas långsamt under påverkan av dagsljus på en blandning av Xe och F 2 vid nollförhållanden. Den har en karakteristisk illamående lukt. Bildandet av en molekyl kräver excitation av xenonatomen från 5s 2 5p 6 till närmaste tvåvärda tillstånd 5s 2 5p 5 s 1 - 803 kJ/mol, till 5s 2 5p 5 6p 1 -924 kJ/mol, 25s 2 5p 6d 1 - 953 kJ/mol.

Xe+F 2 →XeF 2

0,15 mol/l löses i vatten. Lösningen är ett mycket starkt oxidationsmedel. Lösningen sönderdelas enligt följande schema:

XeF 2 + H 2 O → HF+ Xe+ O 2 (processen sker snabbare i en alkalisk miljö, långsammare i en sur miljö).

Xenontetrafluorid- bildad av enkla ämnen, är reaktionen mycket exoterm och är den mest stabila av alla fluorider.

XeF4+2Hg=2HgF2+Xe

XeF4+Pt=PtF4+Xe

Kvalitativ reaktion på xenontetrafluorid :

XeF4 +4KI=4KF+2I2 ↓+Xe

Xenontetrafluorid sönderdelas enligt följande scheman:

3Xe 4+ →Xe 6+ +2Xe 0 (i surt medium).

Xe 4+ → Xeo + Xe 8+ (i ett alkaliskt medium).

Xenonhexafluorid är färglös, känd i 3 kristallina modifikationer. Vid 49 ℃ förvandlas den till en gul vätska, när den härdar blir den missfärgad igen. Ångorna är blekgula till färgen. Nedbryts explosivt. Under påverkan av fuktig luft hydrolysera:

XeF6+H2O→2HF+OXeF 4

OXeF 4 är en färglös vätska, mindre reaktiv än XeF 6. Bildar kristallina hydrater med alkalimetallfluorider, till exempel: KF∙OXeF 4

Ytterligare hydrolys kan producera xenontrioxid:

XeF6 +3H2O→XeO3 +6HF

XeO 3 är ett färglöst explosivt ämne som diffunderar i luften. Den sönderdelas explosivt, men när den försiktigt värms upp till 40 grader Celsius sker reaktionen:

2XeO3 →2Xe+3O 2

Det finns en syra som formellt motsvarar denna oxid - H 2 XeO 4. Det finns salter som motsvarar denna syra: MHXeO 4 eller MH 5 XeO 6, en syra (M - från natrium till cesium) motsvarande det sista saltet som erhölls:

3XeF4+6Ca(OH)2→6CaF2↓+Xe+2H2XeO6

I en starkt alkalisk miljö dismuterar Xe 6+:

4Xe 6+ →Xe 0 +3Xe 8+

Kryptondifluorid- flyktig, färglös kristaller , en kemiskt aktiv substans. Vid förhöjda temperaturer sönderfaller det till fluor krypton . Det erhölls först genom inverkan av en elektrisk urladdning på en blandning av ämnen, vid -188℃:

F 2 + Kr → KrF 2

Nedbryts med vatten enligt följande schema:

2KrF2 +2H2O→02 +4HF+2Kr

Applicering av inerta gaser:

Inerta gaser har en mängd olika praktiska tillämpningar. Heliums roll för att uppnå låga temperaturer är särskilt viktig, eftersom flytande helium är den kallaste av alla vätskor. Konstgjord luft, i vilken kväve ersätts med helium, användes först för att säkerställa andningen av dykare. Gasernas löslighet ökar kraftigt med ökande tryck, därför löser blodet upp mer kväve än under normala förhållanden när en dykare går ner i vatten och förses med vanlig luft. Under uppstigning, när trycket sjunker, börjar löst kväve att frigöras och dess bubblor täpper delvis till små blodkärl, vilket stör den normala blodcirkulationen och orsakar attacker av "kaissonsjuka". Tack vare ersättningen av kväve med helium försvagas smärtsamma effekter kraftigt på grund av den mycket lägre lösligheten av helium i blodet, vilket är särskilt märkbart vid höga tryck. Att arbeta i en atmosfär av "helium"-luft tillåter dykare att ta sig ner till stora djup (över 100 m) och avsevärt förlänga sin vistelse under vatten.

Eftersom densiteten för sådan luft är ungefär tre gånger mindre än den för normal luft, är det mycket lättare att andas. Detta förklarar den stora medicinska betydelsen av heliumluft vid behandling av astma, kvävning etc., när även kortvarig lindring av en patients andning kan rädda hans liv. I likhet med helium har "xenon"-luft (80 % xenon, 20 % syre) en stark narkotisk effekt vid inandning, vilket kan användas medicinskt.

Neon och argon används i stor utsträckning inom elindustrin. När en elektrisk ström passerar genom glasrör fyllda med dessa gaser, börjar gasen att glöda, vilket används för att designa upplysta inskriptioner.

Högeffekts neonrör av denna typ är särskilt lämpliga för fyrar och andra signalanordningar, eftersom deras röda ljus är lite blockerat av dimma. Heliumglödens färg ändras från rosa till gult till grönt när trycket i röret minskar. Ar, Kr och Xe kännetecknas av olika nyanser av blått.

Argon (vanligtvis blandat med 14 % kväve) används också för att fylla elektriska lampor. På grund av sin betydligt lägre värmeledningsförmåga är krypton och xenon ännu bättre lämpade för detta ändamål: elektriska lampor fyllda med dem ger mer ljus med samma energiförbrukning, tål överbelastning bättre och är mer hållbara än konventionella.

Redaktör: Galina Nikolaevna Kharlamova

- (a. inerta gaser; n. Inertgase, Tragergase; f. gaz inertes; i. gases inerts) ädla, ädelgaser, monoatomiska gaser utan färg och lukt: helium (He), neon (Ne) ... Geologisk uppslagsverk

- (ädelgaser, ädelgaser) element kap. undergrupper av grupp VIII periodiska. system av element. Bestrålning inkluderar helium (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) och radioaktivitet. radon (Rn). I naturen, till exempel finns i atmosfären, inte... ... Fysisk uppslagsverk

Stor encyklopedisk ordbok

ädelgaser- samma som ädelgaser... Ryska uppslagsverket om arbetarskydd

ädelgaser- INERTA GAS, samma som ädelgaser. ... Illustrerad encyklopedisk ordbok

INERT [ne], aya, oh; tio, tna. Ozhegovs förklarande ordbok. SI. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 … Ozhegovs förklarande ordbok

inerta gaser- Grundämnen i grupp VIII Periodiska. system: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. T.ex. skiljer sig kemiskt. tröghet, vilket förklaras av den stabila yttre ett elektroniskt skal, på vilket Ne har 2 elektronik, resten har 8 elektronik. Jag har en hög potential... Teknisk översättarguide

inerta gaser- element i grupp VIII i det periodiska systemet: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Ädelgaser kännetecknas av kemisk tröghet, vilket förklaras av ett stabilt yttre elektronskal, på vilket Han har 2 elektroner, resten har 8... ... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

Ädelgaser, ädelgaser, kemiska grundämnen som utgör huvudundergruppen i den åttonde gruppen i Mendeleevs periodiska system: Helium He (atomnummer 2), Neon Ne (10), Argon Ar (18), Krypton Kr (36), Xenon Xe (54) och Radon Rn (86). Från… … Stora sovjetiska encyklopedien

GRUPP 0. ÄDEL(INERT) GAS HELIUM, NEON, ARGON, KRYPTON, XENON, RADON Atomer av element i grupp noll har ett fullständigt komplett yttre elektronskal, vilket motsvarar den mest stabila elektroniska konfigurationen, och för... ... Colliers uppslagsverk

Böcker

• Uppsättning av tabeller. Kemi. Icke-metaller (18 bord), . Pedagogiskt album med 18 ark. Konst. 5-8688-018 Halogener. Kemi av halogener. Svavel. Allotropi. Kemi av svavel. Svavelsyra. Kvävets kemi. Kväveoxider. Salpetersyra är ett oxidationsmedel. Fosfor.…
• Inerta gaser, Fastovsky V.G.. Boken diskuterar de grundläggande fysikaliska och fysikalisk-kemiska egenskaperna hos de inerta gaserna helium, neon, argon, krypton och xenon, såväl som deras användningsområden inom kemisk, metallurgisk,...

Sida 1
Ädel (inerta) gaser.

	2 Han	10 Ne	18Ar	36 kr	54 Xe	86 Rn
Atomisk massa	4,0026	20,984	39,948	83,80	131,30
valenselektroner	1s 2	(2)2s 2 2p 6	(8)3s 2 3p 6	(18)4s 2 4p 6	(18)5s 2 5p 6	(18)6s 2 6p
Atom radie	0,122	0,160	0,192	0,198	0,218	0,22
Joniseringsenergi E - → E +	24,59	21,57	15,76	14,00	12,13	10,75
Innehåll i jordens atmosfär, %	5*10 -4	1,8*10 -3	9,3*10 -1	1,1*10 -4	8,6*10 -6	6*10 -20

Ädel (inerta) gaser är grundämnena i huvudundergruppen av grupp VIII: helium (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) och radon (Rn) (ett radioaktivt grundämne) . Varje ädelgas avslutar motsvarande period i det periodiska systemet och har en stabil, fullständigt komplett extern elektronisk nivå - ns 2 n.p. 6 . – detta förklarar de unika egenskaperna hos elementen i undergruppen. Ädelgaserna anses vara helt inerta. Det är här deras andra namn kommer ifrån - inert.

Alla ädelgaser är en del av atmosfären, deras innehåll i atmosfären i volym (%) är: helium - 4,6 * 10 -4; argon – 0,93; krypton – 1,1* 10 -4; xenon – 0,8 * 10 -6 och radon – 6 * 10 -8. Under normala förhållanden är alla av dem luktfria och färglösa gaser, dåligt lösliga i vatten. Deras kok- och smältpunkter ökar med ökande atomstorlek. Molekylerna är monoatomiska.

Egenskaper	han	Ne	Ar	Kr	Xe	Rn
Atomradie, nm	0,122	0,160	0,191	0,201	0,220	0,231
Atomers joniseringsenergi, eV	24,58	21,56	15,76	14,00	12,13	10,75
Kokpunkt, o C	-268,9	-245,9	-185,9	-153,2	-181,2	Nära
Smältpunkt, o C	-272,6 (under tryck)	-248,6	-189,3	-157,1	-111,8	Nära
Löslighet i 1 liter vatten vid 0 o C, ml	10	-	60	-	50	-

§1. Helium

Helium upptäcktes 1868. Använda metoden för spektralanalys av solstrålning (Lockyer och Frankland, England; Jansen, Frankrike). Helium upptäcktes på jorden 1894. I mineralet kleveite (Ramsay, England).

Från grekiska ἥλιος - "Sol" (se Helios). Det är konstigt att namnet på elementet använde ändelsen "-i", karakteristisk för metaller (på latin "-um" - "Helium"), eftersom Lockyer antog att grundämnet han upptäckte var en metall. I analogi med andra ädelgaser skulle det vara logiskt att ge den namnet "Helion". I modern vetenskap är namnet "helion" tilldelat kärnan i en lätt isotop av helium - helium-3.

Den speciella stabiliteten hos atomens elektroniska struktur skiljer helium från alla andra kemiska element i det periodiska systemet.

Helium är närmast molekylärt väte i fysikaliska egenskaper. På grund av den försumbara polariserbarheten hos heliumatomer har den de lägsta kok- och smältpunkterna.

Helium är mindre lösligt än andra gaser i vatten och andra lösningsmedel. Under normala förhållanden är helium kemiskt inert, men med stark excitation av atomer kan det bilda molekylära joner. Under normala förhållanden är dessa joner instabila; Jag fångar den saknade elektronen, de delar sig i två neutrala atomer. Bildandet av joniserade molekyler är också möjlig. Helium är den svåraste att komprimera av alla gaser.

Helium kan omvandlas till flytande tillstånd endast vid en temperatur som närmar sig absolut noll, d.v.s. -273,15. Flytande helium vid en temperatur på cirka 2K har en unik egenskap - superfluiditet, som 1938. P.L. öppnades. Kapitsa och teoretiskt underbyggd av L.D. Landau, som skapade kvantteorin om faltning. Flytande helium finns i två modifikationer: helium I, som beter sig som en vanlig vätska, och helium II, en supertermiskt ledande och superflyktig vätska. Helium II leder värme 10 7 gånger bättre än helium I (och 1000 gånger bättre än silver). Den har praktiskt taget ingen viskositet, passerar omedelbart genom smala kapillärer och svämmar spontant över genom blodkärlens väggar i form av en tunn film. Atomerna i superfluid tillstånd beter sig på ungefär samma sätt som elektroner i supraledare.

I jordskorpan ackumuleras helium på grund av sönderfallet av partiklar av radioaktiva grundämnen, och finns löst i mineraler och inhemska metaller.

Heliumkärnor är extremt stabila och används ofta för att utföra olika kärnreaktioner.

Inom industrin isoleras helium huvudsakligen från naturgaser genom djupkylning. Samtidigt förblir det, som det lägst kokande ämnet, i form av en gas, medan alla andra gaser kondenserar.

Heliumgas används för att skapa en inert atmosfär vid svetsning av metaller, konservering av livsmedel etc. Flytande helium används i laboratoriet som kylmedel i lågtemperaturfysik.

§2. Neon

Neon upptäcktes i juni 1898 av den skotske kemisten William Ramsay och den engelske kemisten Maurice Travers. De isolerade denna inerta gas genom "uteslutning", efter att syre, kväve och alla de tyngre komponenterna i luften hade flytande. Elementet fick det enkla namnet "neon", som översatt från grekiska betyder "ny". I december 1910 tillverkade den franske uppfinnaren Georges Claude en gasurladdningslampa fylld med neon.

Namnet kommer från grekiskan. νέος - ny.

Det finns en legend enligt vilken namnet på elementet gavs av Ramsays trettonårige son, Willie, som frågade sin far vad han skulle kalla den nya gasen, och noterade att han skulle vilja ge den ett namn novum(latin - ny). Hans far gillade idén, men kände att titeln neon, som kommer från en grekisk synonym, låter bättre.

Neon, liksom helium, har en mycket hög joniseringspotential (21,57 eV), så det bildar inte föreningar av valenstyp. Dess huvudsakliga skillnad mot helium beror på atomens relativt sett större polariserbarhet, dvs. en något större tendens att bilda intermolekylära bindningar.

Neon har mycket låga kokpunkter (-245,9 o C) och smältpunkter (-248,6 o C), näst efter helium och väte. Jämfört med helium har neon en något högre löslighet och förmåga att adsorberas.

Precis som helium bildar neon, när det är starkt exciterat av atomer, molekylära joner av Ne 2 +-typen.

Neon produceras tillsammans med helium som en biprodukt under processen att kondensera och separera luft. Separationen av helium och neon utförs genom adsorption eller kondensation. Den adsorberade metoden bygger på neons förmåga att, till skillnad från helium, adsorberas av aktivt kol kylt med flytande kväve. Kondensationsmetoden bygger på att frysa ut neon samtidigt som man kyler blandningen med flytande väte.

Neon används i elektrisk vakuumteknik för att fylla spänningsstabilisatorer, fotoceller och andra enheter. Olika typer av neonlampor med ett karakteristiskt rött sken används i fyrar och andra belysningsanordningar, i upplyst reklam etc.

Naturlig neon består av tre stabila isotoper: 21 Ne och 22 Ne.

I världsmateria neon Det är ojämnt fördelat, men i allmänhet är det femte i överflöd i universum bland alla element - cirka 0,13 viktprocent. Den högsta koncentrationen av neon observeras på solen och andra heta stjärnor, i gasnebulosor, i atmosfären i yttre planeterna i solsystemet- Jupiter, Saturnus, Uranus, Neptunus. I många stjärnors atmosfär rankas neon på tredje plats efter väte och helium. Av alla element i den andra perioden neon- den minsta befolkningen på jorden. Inom den åttonde gruppen neon Den ligger på tredje plats vad gäller innehåll i jordskorpan – efter argon och helium. Gasnebulosor och vissa stjärnor innehåller många gånger mer neon än vad som finns på jorden.

På jorden observeras den högsta koncentrationen av neon i atmosfären - 1,82 10 −3 volymprocent, och dess totala reserver uppskattas till 7,8 10 14 m³. 1 m³ luft innehåller cirka 18,2 cm³ neon (som jämförelse: samma volym luft innehåller endast 5,2 cm³ helium). Den genomsnittliga neonhalten i jordskorpan är låg - 7·10−9 viktprocent. Totalt finns det cirka 6,6 10 10 ton neon på vår planet. Magmatiska bergarter innehåller cirka 10 9 ton av detta grundämne. När stenar går sönder, flyr gas ut i atmosfären. I mindre utsträckning tillförs atmosfären med neon och naturliga vatten.

Forskare ser orsaken till vår planets neonfattigdom i det faktum att jorden en gång förlorade sin primära atmosfär, som tog med sig huvuddelen av inerta gaser som inte, som syre och andra gaser, kunde binda kemiskt med andra grundämnen till mineraler och därigenom få fotfäste på planeten.

1892, den brittiske vetenskapsmannen John Strett, mer känd för oss som Lord Rayleigh ( centimeter. Rayleigh-kriteriet), var engagerad i ett av dessa monotona och inte särskilt spännande verk, utan vilka experimentell vetenskap ändå inte kan existera. Han studerade atmosfärens optiska och kemiska egenskaper och satte sig som mål att mäta massan av en liter kväve med en noggrannhet som ingen före honom hade kunnat uppnå.

Resultaten av dessa mätningar verkade dock paradoxala. Massan av en liter kväve som erhålls genom att avlägsna alla andra då kända ämnen (som syre) från luften och massan av en liter kväve som erhållits genom en kemisk reaktion (genom att leda ammoniak över koppar uppvärmd till röd värme) visade sig vara vara annorlunda. Det visade sig att kväve från luften är 0,5 % tyngre än kväve som erhålls kemiskt. Denna diskrepans förföljde Rayleigh. Efter att ha sett till att inga fel gjordes i experimentet publicerade Rayleigh i tidskriften Natur brev som frågar om någon kan förklara orsaken till dessa avvikelser.

Sir William Ramsay (1852–1916), som då arbetade vid University College London, svarade på Rayleighs brev. Ramsay föreslog att det kan finnas en oupptäckt gas i atmosfären, och han föreslog att man skulle använda den senaste utrustningen för att isolera denna gas. I experimentet utsattes syreberikad luft blandad med vatten för en elektrisk urladdning, vilket gjorde att atmosfäriskt kväve kombinerades med syre och löste upp de resulterande kväveoxiderna i vatten. I slutet av experimentet, efter att allt kväve och syre från luften hade tömts ut, fanns det fortfarande en liten gasbubbla kvar i kärlet. När en elektrisk gnista fördes genom denna gas och utsattes för spektroskopi, såg forskare tidigare okända spektrallinjer ( centimeter. spektroskopi). Detta innebar att ett nytt element hade upptäckts. Rayleigh och Ramsay publicerade sina resultat 1894 och namngav den nya gasen argon, från grekiskan "lat", "likgiltig". Och 1904 fick de båda Nobelpriset för detta arbete. Det var dock inte uppdelat mellan forskare, som är brukligt i vår tid, utan var och en fick ett pris inom sitt område - Rayleigh i fysik och Ramsay i kemi.

Det fanns till och med någon form av konflikt. Vid den tiden trodde många forskare att de "bemästrade" vissa forskningsområden, och det var inte helt klart om Rayleigh gav Ramsay tillstånd att arbeta med detta problem. Lyckligtvis var båda forskarna kloka nog att inse fördelarna med att arbeta tillsammans, och genom att publicera sina resultat tillsammans eliminerade de möjligheten för en obehaglig kamp om företräde.

Argon är en monoatomisk gas. Med en relativt större atomstorlek är argon mer benägna att bilda intermolekylära bindningar än helium och neon. Därför kännetecknas argon i form av ett hirsämne av något högre kokpunkter (vid normalt tryck) -185,9 °C (något lägre än syre, men något högre än kväve) och smältpunkter (-184,3 °C). 3,3 ml argon löser sig i 100 ml vatten vid 20 °C; argon löser sig i vissa organiska lösningsmedel mycket bättre än i vatten.

Argon bildar intermolekylära inneslutningsföreningar - klatrater med den ungefärliga sammansättningen Ar*6H 2 0 är ett kristallint ämne som sönderdelas vid atmosfärstryck och en temperatur på -42,8 °C. Det kan erhållas direkt genom interaktion av argon med vatten vid 0°C och ett tryck i storleksordningen 1,5 * 10 7 Pa. Med föreningarna H 2 S, SO 2, CO 2, HCl, ger argon dubbla hydrater, dvs. blandade klatrater.

Argon erhålls från separation av flytande luft, såväl som från avfallsgaser från ammoniaksyntes. Argon används i metallurgiska och kemiska processer som kräver en inert atmosfär, inom belysningsteknik, elektroteknik, kärnenergi, etc.

Argon (tillsammans med neon) observeras på vissa stjärnor och in planetariska nebulosor. I allmänhet finns det mer av det i rymden än kalcium, fosfor och klor, medan det på jorden finns motsatta förhållanden.

Argon är den tredje vanligaste komponenten i luft efter kväve och syre, dess genomsnittliga innehåll i jordens atmosfär är 0,934 volymprocent och 1,288 viktprocent, dess reserver i atmosfären uppskattas till 4 10 14 ton. Argon är den vanligaste inert gas i jordens atmosfär, 1 m³ luft innehåller 9,34 liter argon (som jämförelse: samma volym luft innehåller 18,2 cm³ neon, 5,2 cm³ helium, 1,1 cm³ krypton, 0,09 cm³ xenon).

§4. Krypton

År 1898 isolerade den engelske vetenskapsmannen W. Ramsay från flytande luft (efter att tidigare ha avlägsnat syre, kväve och argon) en blandning i vilken två gaser upptäcktes med spektralmetoden: krypton ("dold", "hemlig") och xenon ("hemlig") främmande", "ovanligt").

Från grekiska κρυπτός - gömd.

Beläget i atmosfärisk luft. Det bildas under kärnklyvning, bland annat som ett resultat av naturliga processer som sker i malmer av radioaktiva metaller. Krypton erhålls som en biprodukt från luftseparering.

Gasformigt syre innehållande Kr och Xe från kondensorn till anläggningen för framställning av O 2 tillförs för rektifiering i s.k. en kryptonkolonn, i vilken Kr och Xe extraheras ur gasformig O 2 när den tvättas med återflöde som bildas i toppen av kryptonkolonnens kondensor. Bottenvätskan är berikad med Kr och Xe; den är då nästan helt avdunstad, den icke förångade delen är den sk. kallad magert järn-xenonkoncentrat (mindre än 0,2% Kr och Xe) - strömmar kontinuerligt genom förångaren in i gastanken. Med ett optimalt återflödesförhållande på 0,13 är extraktionsgraden av Kr och Xe 0,90. Det separerade koncentratet komprimeras till 0,5-0,6 MPa och matas genom en värmeväxlare till en kontaktapparat med CuO upphettad till ~1000 K för att bränna bort kolvätena som finns i det. Efter kylning i vattenkylskåp renas gasblandningen från föroreningar av CO 2 och vatten med hjälp av KOH, först i skrubbers och sedan i cylindrar. Bränning och rengöring upprepas flera gånger. en gång. Det renade koncentratet kyls och matas kontinuerligt in i likriktaren. kolonn under tryck 0,2-0,25 MPa. I detta fall ackumuleras Kr och Xe i bottenvätskan till en halt av 95-98%. Detta sk Den råa krypton-xenonblandningen skickas genom en förgasare, en apparat för förbränning av kolväten och ett reningssystem till gastankar. Från gashållaren kommer gasblandningen in i förgasaren, där den kondenseras vid 77 K. En del av denna blandning utsätts för fraktionerad förångning. Som ett resultat, den sista rening från O 2 i en kontaktapparat med CuO ger rent krypton. Den återstående gasblandningen utsätts för adsorption i enheter med aktivator. kol vid 200-210 K; i detta fall frigörs rent krypton och Xe och en del av krypton absorberas av kol. Adsorberad Kr och Xe separeras genom fraktionerad desorption. Med en kapacitet på 20 000 m 3 /h bearbetad luft (273 K, 0,1 MPa) erhålls 105 m 3 krypton per år. Det utvinns också från metanfraktionen av reningsgaser vid NH 3-produktion. De producerar rent krypton (mer än 98,9 volymprocent krypton), tekniskt. (mer än 99,5 % blandning av Kr och Xe) och krypton-xenonblandning (mindre än 94,5 % krypton). Krypton används för att fylla glödlampor, gasurladdnings- och röntgenrör. Den radioaktiva isotopen 85 Kr används som en källa för b-strålning inom medicin, för att upptäcka läckor i vakuuminstallationer, som isotopspårare under korrosionsstudier för att övervaka slitage på delar. Krypton och dess blandningar med Xe lagras och transporteras under ett tryck på 5-10 MPa vid 20°C i förseglade stålcylindrar svart resp. med en gul rand och inskriptionen "Krypton" och två gula ränder och inskriptionen "Krypton-xenon". Krypton upptäcktes 1898 av W. Ramsay och M. Travers. Belyst.

§5. Xenon

Upptäcktes 1898 av de engelska forskarna W. Ramsay och W. Rayleigh som en liten blandning av krypton.

Från grekiska ξένος - främling.

Smältpunkt −112 °C, kokpunkt −108 °C, violett sken i utsläppet.

Den första inerta gasen för vilken äkta kemiska föreningar framställdes. Exempel på kopplingar kan vara xenondifluorid, xenon-tetrafluorid, xenonhexafluorid, xenontrioxid.

Xenon produceras som en biprodukt när luftseparering. Det är isolerat från krypton-xenonkoncentrat (se Krypton). De producerar ren (99,4% i volym) och hög renhet (99,9%) xenon.Xenon erhålls som en biprodukt av produktionen av flytande syre vid metallurgiska företag.

Inom industrin produceras xenon som en biprodukt av separationen av luft till syre och kväve. Efter denna separation, som vanligtvis utförs genom rektifikation, innehåller det resulterande flytande syret små mängder krypton och xenon. Ytterligare rektifiering berikar flytande syre till en halt av 0,1-0,2% krypton-xenonblandning, som separeras adsorption på silikagel eller genom destillation. Slutligen kan xenon-krypton-koncentratet separeras genom destillation till krypton och xenon.

På grund av sin låga förekomst är xenon mycket dyrare än lättare inerta gaser.

Trots sin höga kostnad är xenon oumbärligt i ett antal fall:

• 
  Xenon används för att fylla glödlampor, kraftfulla gasurladdningar och pulserande ljuskällor (gasens höga atommassa i glödlampor förhindrar avdunstning av volfram från glödtrådens yta).

• 
  Radioaktiva isotoper (127 Xe, 133 Xe, 137 Xe, etc.) används som strålkällor inom radiografi och för diagnostik inom medicin, för att upptäcka läckor i vakuuminstallationer.

• 
  Xenonfluorider används för passivering av metaller.

• 
  Xenon, både i sin rena form och med en liten tillsats av cesium-133-ånga, är en mycket effektiv arbetsvätska för elektriska framdrivningsmotorer (främst jon- och plasmamotorer) i rymdfarkoster.

• 
  Sedan slutet av 1900-talet började xenon användas som ett medel för allmän anestesi (ganska dyrt, men absolut icke-giftigt, eller snarare, som en inert gas, orsakar det inte kemiska konsekvenser). De första avhandlingarna om tekniken för xenonbedövning i Ryssland - 1993, som en terapeutisk anestesi, används den effektivt för att lindra akuta abstinenstillstånd och behandla drogberoende, såväl som psykiska och somatiska störningar.

• 
  Flytande xenon används ibland som ett arbetsmedium för lasrar.

• 
  Xenonfluorider och oxider föreslås som kraftfulla oxidationsmedel för raketbränsle, såväl som komponenter i gasblandningar för lasrar.

• 
  I 129 Xe-isotopen är det möjligt att polarisera en betydande del av kärnspinnen för att skapa ett tillstånd med samriktade spinn - ett tillstånd som kallas hyperpolarisering.

• 
  Xenon används i designen av Golay-cellen.

• 
  Som kemiska katalysatorer.

• 
  För transport av fluor, som uppvisar starkt oxiderande egenskaper.

Xenon är relativt sällsynt i solatmosfären, på jorden och i asteroider och kometer. Koncentrationen av xenon i atmosfären på Mars liknar den på jorden: 0,08 ppm, även om förekomsten av 129 Xe på Mars är högre än på jorden eller solen. Eftersom denna isotop bildas genom radioaktivt sönderfall, kan fynden tyda på att Mars förlorade sin primära atmosfär, kanske inom de första 100 miljoner åren efter att planeten bildades. Jupiter däremot har en ovanligt hög koncentration av xenon i sin atmosfär - nästan dubbelt så stor som solens.

Xenon är med jordens atmosfär i extremt små mängder, 0,087±0,001 ppm (μL/L), och finns även i gaser som släpps ut av vissa mineralkällor. Vissa radioaktiva isotoper av xenon, såsom 133 Xe och 135 Xe, produceras genom neutronbestrålning av kärnbränsle i reaktorer.

Den engelske vetenskapsmannen E. Rutherford noterade 1899 att toriumpreparat släpper ut, förutom α-partiklar, något tidigare okänt ämne, så att luften runt toriumpreparaten gradvis blir radioaktiv. Han föreslog att kalla detta ämne en emanation (från latinets emanatio - utflöde) av thorium och ge det symbolen Em. Efterföljande observationer visade att radiumberedningar också avger en viss emanation, som har radioaktiva egenskaper och beter sig som en inert gas.

Ursprungligen kallades emanationen av torium thoron, och emanationen av radium kallades radon. Det bevisades att alla emanationer faktiskt är radionuklider av ett nytt grundämne - en inert gas, som motsvarar atomnummer 86. Den isolerades först i sin rena form av Ramsay och Gray 1908, de föreslog också att kalla gasen niton (från de latinska nitens, lysande ). 1923 fick gasen slutligen namnet radon och symbolen Em ändrades till Rn.

Radon är en radioaktiv monoatomisk gas, färglös och luktfri. Löslighet i vatten 460 ml/l; i organiska lösningsmedel och i mänsklig fettvävnad är radons löslighet tiotals gånger högre än i vatten. Gas tränger bra genom polymerfilmer. Adsorberas lätt av aktivt kol och silikagel.

Radons egen radioaktivitet gör att den fluorescerar. Gasformigt och flytande radon fluorescerar med blått ljus, medan fast radon när det kyls till kvävetemperaturer Fluorescensfärgen blir först gul, sedan röd-orange.

Radon bildar klatrater, som, även om de har en konstant sammansättning, inte innehåller kemiska bindningar som involverar radonatomer. Med fluor bildar radon vid höga temperaturer föreningar med sammansättningen RnF n, där n = 4, 6, 2. Radondifluorid RnF 2 är således ett vitt icke-flyktigt kristallint ämne. Radonfluorider kan också framställas genom inverkan av fluoreringsmedel (till exempel halogenfluorider). På hydrolys av tetrafluorid RnF 4 och hexafluorid RnF 6 bildar radonoxid RnO 3 . Föreningar med RnF+-katjonen erhölls också.

För att få radon blåses luft genom en vattenlösning av valfritt radiumsalt, som bär med sig det radon som bildas vid radiums radioaktiva sönderfall. Därefter filtreras luften försiktigt för att separera mikrodroppar av lösningen som innehåller radiumsaltet, som kan fångas upp av luftströmmen. För att erhålla radon i sig avlägsnas kemiskt aktiva ämnen (syre, väte, vattenånga etc.) från en blandning av gaser, återstoden kondenseras med flytande kväve, sedan kväve och andra inerta gaser (argon, neon etc.) destilleras från kondensatet.

Radon används inom medicin för att förbereda radonbad. Radon används inom jordbruket för att aktivera djurfoder [ källa ej angiven 272 dagar ] , inom metallurgi som en indikator vid bestämning av hastigheten för gasflöden i masugnar och gasledningar. Inom geologin används mätning av radonhalt i luft och vatten för att söka efter avlagringar av uran och torium, inom hydrologi - för att studera samspelet mellan grundvatten och flodvatten. Radonkoncentrationens dynamik i grundvattnet kan användas för att förutsäga jordbävningar.

Den ingår i de radioaktiva serierna 238 U, 235 U och 232 Th. Radonkärnor uppstår ständigt i naturen under det radioaktiva sönderfallet av moderkärnor. Jämviktshalten i jordskorpan är 7·10−16 viktprocent. På grund av sin kemiska tröghet lämnar radon relativt lätt kristallgittret hos "moder"-mineralet och kommer in i grundvatten, naturgaser och luft. Eftersom den längsta livslängden av de fyra naturliga isotoper av radon är 222 Rn är det dess innehåll i dessa miljöer som är maximalt.

Koncentrationen av radon i luften beror i första hand på den geologiska situationen (exempelvis är graniter, som innehåller mycket uran, aktiva källor till radon, samtidigt som det finns lite radon ovanför havets yta), eftersom såväl som på vädret (vid regn fylls mikrosprickor genom vilka radon kommer från marken, med vatten; snötäcke hindrar också radon från att komma in i luften). Före jordbävningarna observerades en ökning av radonkoncentrationen i luften, troligen på grund av ett mer aktivt luftutbyte i marken på grund av en ökning av mikroseismisk aktivitet.

(Galina Afanasyevna – HJÄLP med krypton, xenon, argon! kan jag lägga till något mer? Och vad ska jag skriva härnäst?)

Sida 1

ädelgaser (inert eller ädelgaser) är en grupp kemiska grundämnen med liknande egenskaper: under normala förhållanden är de monoatomiska gaser. Dessa är kemiska grundämnen som utgör huvudundergruppen i den åttonde gruppen av Mendeleevs periodiska system.

Under normala förhållanden är dessa färglösa, smaklösa och luktfria gaser, dåligt lösliga i vatten, antänds inte under normala förhållanden, med mycket låg kemisk reaktivitet. Deras smält- och kokpunkter ökar naturligt med ökande atomnummer.

Enbart bland alla ädelgaser Rn Det finns inga stabila isotoper och det är det enda radioaktiva kemiska grundämnet.

Sällsynta (inerta) gaser är:

• helium ( han) (atomnummer 2),
• neon ( Ne) (10),
• argon ( Ar) (18),
• krypton ( Kr) (36),
• xenon ( Xe) (54)
• radioaktivt radon ( Rn) (86).

Nyligen, ununoctium ( Uuo) (118).

Alla inerta gaser avslutar motsvarande period i det periodiska systemet och har en fullständigt avslutad, stabil extern elektronisk nivå.

Ädelgaser har en elektronkonfiguration ns 2 n.p. 6 (för helium 1s 2) och de bildar grupp VIIIA. Med ökande atomnummer ökar atomernas radier och deras förmåga till polariserbarhet, vilket leder till en ökning av intermolekylära interaktioner, till en ökning T pl Och T bal för att förbättra lösligheten av gaser i vatten och andra lösningsmedel. För inerta gaser finns det sådana välkända grupper av föreningar: molekylära joner, inklusionsföreningar, valensföreningar.

Ädelgaser tillhör de senare, de upptar de första 6 perioderna och tillhör den 18:e gruppen i det periodiska systemet för kemiska grundämnen. Flerovium, ett grundämne i grupp 14, visar vissa egenskaper hos ädelgaser, så det kan ersätta ununoctium i det periodiska systemet. Ädelgaser är kemiskt inaktiva och kan endast delta i kemiska reaktioner under extrema förhållanden.

Färger och spektra av ädelgaser.

Färger och spektra av ädelgaser. Den första raden i tabellen visar ädelgaser i kolvar genom vilka en ström passerar, den andra - själva gasen i ett rör, den tredje - i rör som visar beteckningen på ett grundämne i det periodiska systemet.

Helium	Neon	Argon	Krypton	Xenon

Förekomst av inerta (sällsynta) gaser i naturen.

På grund av det faktum att ädelgaser är kemiskt inerta, kunde de inte upptäckas under ganska lång tid, och deras upptäckt ägde rum först under andra hälften av 1800-talet.

Helium- är det näst (efter väte) vanligaste grundämnet i universum; i jordskorpan är innehållet av helium endast 1 × 10-6 massa. %. Helium är en produkt av radioaktivt sönderfall och finns i bergrum och naturgas.

Alla ädelgaser är komponenter i luft. I 1 m 3 luft finns 9,3 argon, 18 ml neon, 5 ml helium, 1 ml krypton och 0,09 ml xenon. Solen består av cirka 10 % helium, bildad av väte genom kärnfusionsreaktion:

(β + - positron, - antineutrino). Heliumlinjerna, som först upptäcktes 1868, förekommer ganska intensivt i solstrålningsspektrumet. På jorden hittades helium först 1895 under en spektralanalys av gaser som frigörs när mineralet kleveit löses i syror U 2 O 3. Uran, som är en del av mineralet, sönderfaller spontant enligt ekvationen:

238 U→ 234 Th + 4 han.

De finns i små mängder i luften och vissa stenar, såväl som i atmosfären på vissa jätteplaneter.

Den industriella användningen av inerta gaser baseras på deras låga kemiska aktivitet eller specifika fysikaliska egenskaper.

Vissa egenskaper hos element i undergrupp VIIIA (inerta gaser).

Element	Radie avolymer, nm
Helium Inte
Neon Ne
Argon Ar
Krypton TILLr	3d 10 4s 2 4р 6
Xenon Heh	[Kr]4d 10 5s 2 5p 6
Radon Rn	[He]4f 1 4 5d 10 6s 2 6p 6

Planen.

1. Fysikaliska egenskaper.
2. Kemiska egenskaper.
3. Historia om upptäckten av inerta gaser.
4. Applikationsområde.
5. Effekt på människokroppen.

1. Fysiska egenskaper hos inerta gaser.

Inerta gaser är färglösa och luktfria. Och de är monoatomiska. Ädelgaser anses vara ädelgaser. De har högre elektrisk ledningsförmåga (jämfört med andra) och lyser starkt när ström passerar genom dem.

Neon är ett eldrött ljus, eftersom dess ljusaste linjer finns i den röda delen av spektrumet.

Helium har ett starkt gult ljus, detta förklaras av det faktum att i sitt relativt enkla spektrum dominerar den dubbla gula linjen över alla andra.

Ädelgaser har lägre flytnings- och fryspunkter än andra gaser med samma molekylvikt. Detta beror på den mättade naturen hos atommolekylerna av ädelgaser.

2. Kemiska egenskaper hos inerta gaser.

Inerta gaser har mycket låg kemisk aktivitet, vilket förklaras av den styva åttaelektronkonfigurationen hos det yttre elektronskiktet. Som bekant ökar atomernas polariserbarhet med en ökning av antalet elektroniska lager. Därför bör den öka när man går från helium till radon.

Under lång tid hittade forskare inte förhållanden alls under vilka ädelgaser kunde interagera kemiskt eller bilda verkliga kemiska föreningar. Deras valens var noll. Och de bestämde sig för att betrakta den nya gruppen av kemikalier som noll.

Men 1924 uttrycktes idén att vissa föreningar av tunga inerta gaser (särskilt xenonfluorider och klorider) är termodynamiskt ganska stabila och kan existera under normala förhållanden. I teorin, när man studerade den elektroniska strukturen hos skalen av krypton och xenon ur kvantmekanikens synvinkel, visade det sig att dessa gaser kan bilda stabila föreningar med fluor.

Men tiden gick och i praktiken slutade alla experiment på detta område i misslyckande. Xenonfluorid fungerade inte. Efter hand kom de fram till att detta inte var möjligt och experimenten avbröts.

Först 1961 konstaterade Bartlett, en anställd vid ett av universiteten i Kanada, som studerade egenskaperna hos platinahexafluorid, en förening som är mer aktiv än fluor i sig, att joniseringspotentialen för xenon är lägre än hos syre (12, 13 och 12). , 20 eV, respektive), och syre bildade en förening med sammansättningen O2PtF6... med platinahexafluorid...

Vid rumstemperatur genomförde Bartlett ett experiment och från gasformig platinahexafluorid och gasformig xenon erhöll han en fast orangegul substans som kallas xenonhexafluorplatinat XePtF6.

När det värms upp i vakuum sublimeras hexafluorplatinat XePtF6 utan sönderdelning. Hydrolyserar i vatten och frigör xenon:

2XePtF6 + 6H2O = 2Xe + O2 + 2PtO2 + 12HF

När han studerade det nya ämnet kom Bartlett till slutsatsen att beteendet hos hexafluorplatinat inte skiljer sig från beteendet hos vanliga kemiska föreningar.

Bartletts arbete gjorde det möjligt att fastställa att xenon, beroende på reaktionsförhållandena, kan bilda två olika föreningar med platinahexafluorid: XePtF6 och Xe(PtF6)2. Men när dessa föreningar hydrolyseras erhålls samma slutprodukter.

1962 håller Bartlett en presentation.

Och bara tre veckor efter hans experiment upprepades experimentet av en grupp amerikanska forskare vid Argonne National Laboratory, ledd av Chernik. Forskare var de första som lyckades syntetisera liknande xenonföreningar med rutenium-, rodium- och plutoniumhexafluorider.

Så de första fem xenonföreningarna: XePtF6, Xe (PtF6)2, XeRuF6, XeRhF6, XePuF6

Myten om gasernas absoluta tröghet har inte bekräftats.

De bestämde sig för att testa den befintliga hypotesen om möjligheten till direkt interaktion mellan xenon och fluor.

För detta ändamål placerades en blandning av gaser (1 del xenon och 5 delar fluor) i ett nickelkärl, som det mest motståndskraftiga mot inverkan av fluor, och upphettades under relativt lågt tryck.

En timme senare kyldes kärlet kraftigt och gasen pumpades ut. Den återstående gasen visade sig inte vara mer än fluor. Allt xenon reagerade!

Efteråt hittades färglösa kristaller av xenon-tetrafluorid XeF4 i det öppnade kärlet.

Detta är en stabil förening, dess molekyl har formen av en kvadrat med fluorjoner i hörnen och xenon i mitten.

Xenontetrafluorid XeF4 fluorider kvicksilver, platina (men endast löst i vätefluorid): XeF4 + 2Hg = Xe + 2HgF2

Det anmärkningsvärda är att genom att ändra reaktionsförhållandena är det möjligt att erhålla inte bara XeF4, utan även andra fluorider, till exempel XeF2, XeF6.

V. M. Khutoretsky och V. A. Shpansky, sovjetiska kemister, visade att svåra förhållanden inte alls är nödvändiga för syntesen av xenondifluorid.

De föreslog en metod där en blandning av xenon och fluor (i ett molekylärt förhållande av 1:1) matas in i ett kärl av nickel eller rostfritt stål, och när trycket ökar till 35 atm börjar en spontan reaktion.

XeF2 är den enda xenonfluorid som produceras genom att applicera en elektrisk urladdning på en blandning av xenon och koltetrafluorid, utan användning av elementärt fluor.

Ren XeF2 erhålls genom att bestråla xenon och fluor med ultraviolett ljus.

XeF2 difluorid har en skarp, specifik lukt.

Lösligheten av difluorid i vatten är låg. Dess lösning är ett starkt oxidationsmedel. Gradvis sönderdelas det till xenon, syre och vätefluorid. I en alkalisk miljö sker nedbrytningen särskilt snabbt.

Metoden för syntes av xenondifluorid, baserad på effekten av ultraviolett strålning (våglängd i storleksordningen 2500-3500 A) på en blandning av gaser, är av stort teoretiskt intresse.

Strålning gör att fluormolekyler splittras till fria atomer. Och detta är just anledningen till bildandet av difluorid, eftersom atomärt fluor är ovanligt aktivt.

För att erhålla xenonhexafluorid XeF6 krävs strängare villkor: 700 ° C och 200 atm. Under sådana förhållanden, i en blandning av xenon och fluor, i ett förhållande av 1:4 till 1:20, omvandlas nästan allt xenon till XeF6.

Xenonhexafluorid är extremt aktivt och bryts ner explosivt.

Reagerar lätt med alkalimetallfluorider (förutom LiF): XeF6 + RbF = RbXeF7

Redan vid 50°C sönderdelas detta salt: 2RbXeF7 = XeF6 + Rb2XeF8

Högre fluorid XeF8 är endast stabil vid temperaturer under minus 196°C.

Om ädelgaserna tidigare separerades i en separat nollgrupp, som helt motsvarade idén om deras valens, väckte syntesen av de första xenonföreningarna frågan om ädelgasernas plats i det periodiska systemet. Det beslutades att överföra de inerta gaserna till grupp VIII när dess högre fluorid blev känd, där valensen av xenon är åtta, vilket är ganska överensstämmande med strukturen på dess elektronskal.

Alla för närvarande kända xenonföreningar erhålls från dess fluorider. Det har ännu inte varit möjligt att tvinga xenon att reagera utan medverkan av fluor (eller några av dess föreningar).

Interaktionen mellan xenonfluorider och vatten har studerats väl.

När XeF4 hydrolyseras i en sur miljö bildas xenonoxiden XeO3 - färglösa kristaller som diffunderar i luften.

XeO3-molekylen har strukturen av en tillplattad triangulär pyramid med en xenonatom i toppen.

Detta är en extremt instabil förening; när den bryts ner närmar sig kraften i explosionen kraften hos en TNT-explosion. Därför räcker det med några hundra milligram XeO3 för att exsickatorn ska blåsas i bitar.

I framtiden är det planerat att använda xenontrioxid som sprängämne. Sådana sprängämnen skulle vara mycket bekväma, eftersom alla produkter från en explosiv reaktion är gaser. Under tiden är det för dyrt att använda xenontrioxid för detta ändamål på grund av små reserver i atmosfären och tekniska svårigheter.

För att få 1 m3 xenon måste 11 miljoner m3 luft bearbetas.

Den instabila syran av sexvärt xenon H6XeO6 som motsvarar trioxiden bildas som ett resultat av hydrolysen av XeF6 vid en temperatur av 0 ° C:

XeF6 + 6H2O = 6HF + H6XeO6

Om Ba(OH)2 snabbt tillsätts till produkterna från denna reaktion, en vit amorf

fällning Ba3XeO6. Vid 125°C sönderdelas det till bariumoxid, xenon och syre.

Liknande natrium- och kaliumxenonatsalter erhölls.

Under påverkan av ozon bildas ett salt av den högre syran xenon, Na4XeO6, från en lösning av XeO3 i enmolar natriumhydroxid. Natriumperxenonat kan isoleras som ett färglöst kristallint hydrat Na4XeO6 6H2O. Hydrolysen av XeF6 i natrium- och kaliumhydroxider leder också till bildning av perxenonater.

Det räcker att behandla det fasta saltet Na4XeO6 med en lösning av bly, silver eller uranylnitrat och motsvarande perxenonater erhålls:

Ag4XeO6 - svart, bXeO6 och (UO2) 2XeO6 - gul.

Liknande salter produceras av kalium, kalcium, litium, cesium.Genom att reagera Na4XeO6 med vattenfri kyld svavelsyra erhålls en oxid motsvarande den högre syran av xenon - XeO4-tetroxid.

Som i oktafluorid har xenon en valens på åtta.

Fast tetroxid vid temperaturer över 0 ° C sönderdelas till xenon och syre, och gasformig (vid rumstemperatur) - till xenontrioxid, xenon och syre.

XeO4-molekylen har formen av en tetraeder med en xenonatom i mitten. Beroende på förhållandena kan hydrolysen av xenonhexafluorid fortgå på två sätt:

1. tetraoxifluorid XeOF4 erhålls,
2. dioxifluorid XeO2F2 erhålls.

Direkt syntes från grundämnen leder till bildandet av oxifluorid XeOF2.

Reaktionen mellan xenondifluorid och vattenfri HC1O4 har nyligen studerats.

En ny xenonförening, XeClO4, erhölls - ett kraftfullt oxidationsmedel, som ett resultat av denna reaktion, det kraftfullaste av alla perklorater. Xenonföreningar som inte innehåller syre har syntetiserats.

Dessa är dubbla salter, produkter av interaktionen av xenonfluorider med fluorider av antimon, arsenik, bor, tantal: XeF2 SbF5, XeF6 AsF3, XeF6 BF3 och XeF2 2TaF5.

Slutligen erhölls substanser av XeSbF6-typ, stabila vid rumstemperatur, och XeSiF6, ett instabilt komplex. Hittills har det konstaterats att radon också interagerar med fluor och bildar icke-flyktiga fluorider.

Difluorid KrF2 och tetrafluorid för krypton KrF4 isolerades och studerades för egenskaper som påminner om xenonföreningar. 4. Historia om upptäckten av ädelgaser Ädelgaserna inkluderar helium, neon, argon, krypton, xenon och radon. När det gäller deras egenskaper är de olik alla andra grundämnen och i det periodiska systemet är de placerade mellan typiska metaller och icke-metaller.

Historien om upptäckten av inerta gaser är av stort intresse: för det första som en triumf av de kvantitativa metoderna för kemi som introducerades av Lomonosov (upptäckten av argon), och för det andra som en triumf för teoretisk framsynthet (upptäckten av andra inerta gaser) ), baserat på den största generaliseringen av kemi - Mendeleevs periodiska lag.

Upptäckten av den första ädelgasen, argon, av fysikern Rayleigh och kemisten Ramsay inträffade vid en tidpunkt då konstruktionen av det periodiska systemet verkade fullbordat och endast ett fåtal tomma celler fanns kvar i det.

Redan 1785 upptäckte den engelske kemisten och fysikern G. Cavendish någon ny gas i luften, ovanligt kemiskt stabil. Denna gas stod för ungefär en hundra och tjugondel av volymen luft. Men Cavendish kunde inte ta reda på vilken typ av gas det var.

Detta experiment kom ihåg 107 år senare, när John William Strutt (Lord Rayleigh) stötte på samma orenhet, och noterade att kvävet i luften var tyngre än det kväve som isolerades från föreningarna. Efter att inte ha hittat en tillförlitlig förklaring till anomalien vände sig Rayleigh genom tidskriften Nature till sina naturvetare med ett förslag om att tänka tillsammans och arbeta med att reda ut orsakerna...

Två år senare konstaterade Rayleigh och W. Ramsay att kvävet i luften faktiskt innehåller en inblandning av en okänd gas, tyngre än kväve och extremt inert kemiskt.

Luften avlägsnades från sitt syre med hjälp av varm koppar och värmdes sedan upp med bitar av magnesium i ett rör. Efter att en betydande mängd kväve hade absorberats av magnesium, bestämdes återstodens densitet.

Densiteten visade sig vara 15 gånger större än densiteten för väte, medan densiteten av kväve bara var 14 gånger större. Denna densitet ökade ytterligare när kväve absorberades ytterligare, tills den nådde 18.

Således bevisades det att luft innehåller en gas vars densitet är större än densiteten av kväve... Vi fick 100 cm3 av detta ämne med en densitet lika med 19,9. Det visade sig vara en monoatomisk gas.

När de offentliggjorde sin upptäckt var det fantastiskt. Det verkade otroligt för många att flera generationer av forskare, som utförde tusentals lufttester, förbisåg dess komponent, och till och med en så märkbar - nästan en procentandel! Förresten, det var denna dag och timme, den 13 augusti 1894, som argon fick sitt namn, som översatt från grekiska betyder "inaktiv".

Helium identifierades först som ett kemiskt element 1868 av P. Jansen när han studerade en solförmörkelse i Indien. Under en spektralanalys av solkromosfären upptäcktes en ljusgul linje, ursprungligen tillskriven natriumspektrat, men 1871 bevisade J. Lockyer och P. Jansen att denna linje inte tillhör något av de grundämnen som är kända på jorden. Lockyer och E. Frankland döpte det nya grundämnet helium från grekiskan. "helios", vilket betyder sol.

Då visste man inte att helium var en inert gas och antog att det var en metall. Och bara nästan ett kvarts sekel senare upptäcktes helium på jorden. År 1895, några månader efter upptäckten av argon, konstaterade W. Ramsay och nästan samtidigt de svenska kemisterna P. Kleve och N. Lenglet att helium frigörs när mineralet kleveit värms upp.

Ett år senare upptäckte G. Keyser en inblandning av helium i atmosfären, och 1906 upptäcktes helium i naturgasen i oljekällor i Kansas. Samma år slog E. Rutherford och T. Royds fast att a-partiklar som emitteras av radioaktiva grundämnen är heliumkärnor.

Efter denna upptäckt kom Ramsay fram till att det finns en hel grupp kemiska grundämnen som finns i det periodiska systemet mellan alkalimetallerna och halogenerna. Med hjälp av den periodiska lagen och Mendeleevs metod bestämdes mängden okända ädelgaser och deras egenskaper, i synnerhet deras atommassa. Detta gjorde det möjligt att genomföra riktade sökningar efter ädelgaser.

Ramsay och hans medarbetare letade efter mineraler, naturliga vatten och till och med meteoriter på jakt efter inerta gaser. Allt var dock till ingen nytta, testerna visade sig alltid vara negativa.

Under tiden fanns det ny gas i dem, men metoderna som användes var inte tillräckligt känsliga och dessa "mikrotraser" fångades inte.

Efter att ha börjat utforska luften upptäcktes fyra nya grundämnen på bara fyra efterföljande år, och gaser som neon, krypton och xenon isolerades till och med från luften.

För att göra detta kondenserades luften, som tidigare renats från koldioxid och fukt, och började sedan sakta avdunsta. Under denna procedur avdunstar lättare gaser och de tunga inerta gaserna som finns kvar efter avdunstning sorteras.

De resulterande fraktionerna utsattes för olika studier.

Låt oss betrakta spektralanalys som en av metoderna för att bestämma:

Denna enkla procedur låter dig exakt identifiera ädelgaser med spektrallinjer.

För att göra detta placeras gasen i ett urladdningsrör till vilket en ström är ansluten.

När den första, lättaste och lägst kokande fraktionen luft placerades i utloppsröret upptäcktes nya linjer i spektrumet, tillsammans med de kända linjerna av kväve, helium och argon, av vilka rött och orange var särskilt ljusa. De gav ljuset i röret en eldig färg. Historien om namnet på denna gas är intressant:

När Ramsay i ett annat experiment observerade spektrumet av den nyligen erhållna gasen, gick hans tolvårige son, som redan hade blivit ett "fan" av sin fars arbete, in i laboratoriet. När han såg den ovanliga glöden utbrast han: "ny!" , som betyder "ny" på antik grekiska.

Så här uppstod namnet på gasen "neon".

Det var inte omedelbart möjligt att hitta de inerta gaserna som fullbordar den fjärde, femte och sjätte perioden i det periodiska systemet, även om det inte rådde någon tvekan om att helium, neon och argon, som fullbordade de tre första perioderna i det periodiska systemet, upptäcktes. deras existens.

Men vid den tiden hade de lärt sig att få i sig betydande mängder flytande luft, till stor del tack vare ansträngningarna från den engelska vetenskapsmannen Travers.

Även flytande väte blev tillgängligt.

Och Ramsay, tillsammans med Travers, kunde studera den mest svårflyktiga fraktionen av luft, som uppstod efter destillation av helium, väte, neon, syre, kväve och argon.

Resten dominerades av rå (oraffinerad) krypton. Och efter att ha pumpat ut den fanns alltid en gasbubbla kvar i kärlet. Denna gas gav ett märkligt spektrum med linjer i regionerna från orange till violett och hade ett blåaktigt sken i den elektriska urladdningen. Som är känt kan ett element noggrant identifieras med spektrallinjer. Både Ramsay och Travers hade all anledning att tro att en ny inert gas hade upptäckts.

Det fick namnet xenon, som översatt från grekiska betyder "främling". Ja, i kryptonfraktionen av luften såg han ut som en främling.

På jakt efter ett nytt grundämne och för att studera dess egenskaper bearbetade Ramsay och Travers cirka hundra ton flytande luft. Xenonhalten i atmosfären är extremt låg, men luft är praktiskt taget den enda och outtömliga källan till xenon (nästan all xenon återgår till atmosfären).

Identiteten för xenon som ett nytt kemiskt element fastställdes genom att man körde med endast 0,2 cm3 av denna gas.

Ramsay förtjänar också äran för upptäckten av den högsta representanten för inerta gaser. Med hjälp av subtila tekniska tekniker bevisade han att det radioaktiva utflödet från radium - utstrålningen av radium - är en gas som lyder alla vanliga gasers lagar, är kemiskt inert och har ett karakteristiskt spektrum. Ramsay mätte diffusionshastigheten, vilket gjorde att molekylvikten för gasen kunde bestämmas till ungefär 220:

Baserat på antagandet att kärnan i en atom av radiumemanation är resten av radiumkärnan efter att kärnan av en heliumatom (a-partikel) kastats ut från den, visar det sig att dess laddning bör vara lika med 88-2 = 86. Så det nya elementet måste verkligen vara en inert gas. Och dess atomvikt är 226-4=222. Det beslutades officiellt att inkludera en ny grupp av kemiska grundämnen i det periodiska systemet den 16 mars 1900, efter Ramsays möte med Mendeleev.

1. Användningsområde för inerta gaser.

Helium är en källa till låga temperaturer.

Flytande helium används i studien av många fenomen, såsom supraledning i fast tillstånd. Den termiska rörelsen av atomer och fria elektroner i fasta ämnen är praktiskt taget frånvarande vid temperaturen hos flytande helium.

Dessutom är flytande helium fördelaktigt för kylning av magnetiska supraledare, partikelacceleratorer och andra enheter. En ganska ovanlig användning av helium som köldmedium är processen att kontinuerligt blanda 3He och 4He för att skapa och bibehålla temperaturer under 0,005 K

Heliumgas används som en lätt gas för att fylla ballonger.

Eftersom det inte är brandfarligt används det för att fylla skalet på ett luftskepp och lägga det till väte.

Helium används som ett inert medium för bågsvetsning, särskilt magnesium och dess legeringar, vid framställning av Si, Ge, Ti och Zr, för kylning av kärnreaktorer.

Andra användningsområden för helium är för gassmörjning av lager, i neutronräknare (helium-3), gastermometrar, röntgenspektroskopi, matförvaring och högspänningsomkopplare. Blandat med andra ädelgaser används helium i neonreklam utomhus (i gasutsläppsrör).

Stora mängder helium används i inandningsblandningar för arbete under tryck, eftersom helium är mindre lösligt i blodet än kväve. Till exempel under havsdykning, när du skapar undervattenstunnlar och strukturer.

Vid användning av helium är frisättningen av löst gas från blodet, dekompression, mindre smärtsamt för dykaren, tryckfallssjuka är mindre sannolikt.Fenomenet kvävenarkos, en konstant och farlig följeslagare till dykarens arbete, är helt eliminerad.

He–O2-blandningar används, på grund av sin låga viskositet, för att lindra astmaanfall och för att behandla olika luftvägssjukdomar.

Argon används ofta i produktionen.

Elektrisk bågsvetsning i en argonmiljö är mycket bekvämt, eftersom I en argonstråle är det möjligt att svetsa tunnväggiga produkter och metaller som tidigare ansågs svårsvetsade. Man tror att den elektriska ljusbågen i en argonatmosfär revolutionerade metallskärningstekniken. Processen gick mycket snabbare och det blev möjligt att skära tjocka plåtar av de mest eldfasta metallerna.

Genom att blåsa argon genom flytande stål avlägsnas gasinneslutningar från det. Detta förbättrar metallens egenskaper. Argon som blåses längs bågkolonnen (blandat med väte) skyddar de skurna kanterna och volframelektroden från bildning av oxid, nitrid och andra filmer. Samtidigt komprimerar och koncentrerar den bågen på en liten yta, vilket gör att temperaturen i skärzonen når 4000-6000 ° C.

Dessutom blåser gasstrålen ut skärprodukterna.

Och när man svetsar i en argonstråle finns det inget behov av flussmedel och elektrodbeläggningar, och därför finns det inget behov av att rengöra sömmen från slagg och flussrester.

Användningen av xenon baseras ofta på dess förmåga att reagera med fluor.

Inom medicinen har xenon blivit utbrett vid fluoroskopiska undersökningar av hjärnan. Används för tarmljus (xenon absorberar starkt röntgenstrålar och hjälper till att hitta lesioner). Det är dock helt ofarligt.

Och den aktiva isotopen av xenon, xenon-133, används för att studera lungornas och hjärtats funktionella aktivitet.

Högtrycksxenonlampor används ofta inom belysningsteknik. Funktionsprincipen bygger på det faktum att i sådana lampor lyser en bågeurladdning i xenon, som är under ett tryck på flera tiotals atmosfärer.

Ljuset i sådana lampor är starkt och har ett kontinuerligt spektrum - från ultraviolett till nära-infrarött, och det visas omedelbart efter att det slås på.

6. Effekt på människokroppen.

Det skulle vara naturligt att tro att ädelgaser inte bör påverka levande organismer, eftersom de är kemiskt inerta. Detta är dock inte riktigt sant. När det blandas med syre leder inandning av högre inerta gaser en person till ett tillstånd som liknar alkoholförgiftning. Denna narkotiska effekt av inerta gaser orsakas av deras upplösning i nervvävnader. Och ju högre atomvikt en inert gas har, desto högre är dess löslighet och desto större narkotiska effekt kan den ha.

Bibliografi.

1. Guzey L.S. Föreläsningar om allmän kemi
2. Akhmetov N.S. "Allmän och oorganisk kemi"
3. Petrov M.M., Mikhilev L.A., Kukushkin Yu.N. "Oorganisk kemi"
4. Nekrasov B.V. "Lärobok i allmän kemi"
5. Glinka N.L. "Allmän kemi"