Ædelgassers egenskaber, konfiguration, reaktioner, anvendelser

1919
Sherman Hoover
Ædelgassers egenskaber, konfiguration, reaktioner, anvendelser

Det Ædle gasser De er et sæt af elementer, der findes i gruppe 18 i det periodiske system. I årenes løb er de også blevet kaldt sjældne eller inerte gasser, som begge er unøjagtige; nogle af dem er meget rigelige uden for og inden for planeten Jorden, og de er også i stand til under ekstreme forhold at reagere.

Dens syv elementer udgør måske den mest unikke gruppe i det periodiske system, hvis egenskaber og lave reaktiviteter er lige så imponerende som ædle metaller. Blandt dem paraderer det mest inerte element (neon), det næstmest forekommende af kosmos (helium) og det tungeste og mest ustabile (oganeson).

Gløden fra fem af de ædle gasser i hætteglas eller ampuller. Kilde: Nyt værk Alchemist-hp (diskussion) www.pse-mendelejew.de); originale enkeltbilleder: Jurii, http://images-of-elements.com. [CC BY 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)]

Ædle gasser er de koldeste stoffer i naturen; modstå meget lave temperaturer før kondensering. Endnu vanskeligere er dets frysning, da dens intermolekylære kræfter baseret på London-spredning og polariserbarheden af ​​dets atomer er for svage til knap at holde dem sammenhængende i en krystal..

På grund af deres lave reaktivitet er de relativt sikre gasser at opbevare og udgør ikke for mange risici. De kan dog fortrænge ilt fra lungerne og forårsage kvælning, hvis de inhaleres for meget. På den anden side er to af dets medlemmer stærkt radioaktive elementer og derfor sundhedsskadelige..

Den lave reaktivitet af ædle gasser anvendes også til at give reaktionerne en inaktiv atmosfære; således at intet reagens eller produkt løber risikoen for oxidation og påvirker syntesens ydeevne. Dette favoriserer også elektriske lysbuesvejsningsprocesser..

På den anden side er de i deres flydende tilstande fremragende kryogene kølemidler, der garanterer de laveste temperaturer, der er essentielle for korrekt drift af meget energisk udstyr, eller for at nogle materialer når tilstande med superledningsevne..

Artikelindeks

  • 1 Egenskaber for ædelgasser
  • 2 De 7 ædelgasser
  • 3 Elektronisk konfiguration
  • 4 Polariserbarhed
  • 5 Reaktioner
    • 5.1 Helium og neon
    • 5.2 Argon og krypton
    • 5.3 Xenon og radon
  • 6 Produktion
    • 6.1 Luftfordampning
    • 6.2 Destillation af naturgas og radioaktive mineraler
  • 7 Farer
  • 8 anvendelser
    • 8.1 Industri
    • 8.2 Balloner og åndedrætsbeholdere
    • 8.3 Medicin
    • 8.4 Andre
  • 9 Referencer

Ædelgasegenskaber

Til højre (fremhævet med orange) er gruppen af ​​ædelgasser. Fra top til bund: Helium (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) og radon (Rn).

Måske ædelgasser er de grundstoffer, der har de fleste fælles egenskaber, både fysiske og kemiske. Dets vigtigste egenskaber er:

- Alle er farveløse, lugtløse og smagløse; men når de er lukket i ampuller ved lave tryk, og de får et elektrisk stød, ioniserer de og afgiver farverige lys (øverste billede).

- Hver ædelgas har sit eget lys og spektrum.

- De er monatomiske arter, de eneste i det periodiske system, der kan eksistere i deres respektive fysiske tilstande uden deltagelse af kemiske bindinger (da metaller er forbundet med metallisk binding). Derfor er de perfekte til at studere gassernes egenskaber, da de tilpasser sig meget godt til den sfæriske model af en ideel gas..

- Disse er generelt elementerne med de laveste smelte- og kogepunkter; så meget, at helium ikke engang kan krystallisere ved absolut nul uden en stigning i tryk.

- Af alle elementerne er de mindst reaktive, endnu mindre end ædle metaller.

- Deres ioniseringsenergier er de højeste såvel som deres elektronegativiteter, forudsat at de danner rent kovalente bindinger..

- Dens atomare radier er også de mindste, fordi de er i de rigtige ender af hver periode..

De 7 ædle gasser

De syv ædelgasser falder fra top til bund ned gennem gruppe 18 i det periodiske system:

-Helium, han

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-Krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Oganeson, Og

Alle, bortset fra den ustabile og kunstige oganeson, er blevet undersøgt for deres fysiske og kemiske egenskaber. Oganeson menes på grund af sin store atommasse ikke engang at være en gas, men en ædel væske eller et fast stof. Der vides ikke meget om radon på grund af dets radioaktivitet i forhold til helium eller argon.

Elektronisk konfiguration

Ædle gasser er blevet sagt at have deres valensskal fuldt udfyldt. Så meget, at deres elektroniske konfigurationer bruges til at forenkle andre elementers ved at bruge deres symboler i parentes ([He], [Ne], [Ar] osv.). Dens elektroniske konfigurationer er:

-Helium: 1sto, [He] (2 elektroner)

-Neon: 1sto2sto2 s6, [Ne] (10 elektroner)

-Argon: 1sto2sto2 s63sto3p6, [Ar] (18 elektroner)

-Krypton: 1sto2sto2 s63sto3p63d104sto4p6, [Kr] (36 elektroner)

-Xenon: 1sto2sto2 s63sto3p63d104sto4p64d105sto5 s6, [Xe] (54 elektroner)

-Radon: 1sto2sto2 s63sto3p63d104sto4p64d104f145sto5 s65 d106sto6p6, [Rn] (86 elektroner)

Det vigtige er ikke at huske dem, men at specificere, at de ender på nstonp6: valensoktet. Ligeledes forstås det, at dets atomer har mange elektroner, som på grund af den store effektive atomkraft findes i et mindre volumen sammenlignet med de andre grundstoffers; det vil sige, deres atomare radier er mindre.

Derfor udviser deres elektronisk tætte atomradier en kemisk egenskab, som alle ædelgasser deler: de er vanskelige at polarisere..

Polariserbarhed

Ædle gasser kan forestilles som sfærer af elektronskyer. Mens de falder ned gennem gruppe 18, øges dens radier, og på samme måde afstanden, der adskiller kernen fra valenselektronerne (dem fra nstonp6).

Disse elektroner, ved at føle en mindre tiltrækkende kraft fra kernens side, kan bevæge sig mere frit; kuglerne deformeres lettere, jo mere voluminøse de er. Som en konsekvens af sådanne bevægelser vises regioner med lave og høje elektrontætheder: δ + og δ-polerne-.

Når atom af en ædelgas er polariseret, bliver det en øjeblikkelig dipol, der er i stand til at inducere en anden til det nærliggende atom; det vil sige, at vi står over for de spredende kræfter i London.

Derfor øges intermolekylære kræfter fra helium til radon, hvilket afspejles i deres stigende kogepunkter; og ikke kun det, men deres reaktivitet øges også.

Efterhånden som atomer bliver mere polariserede, er der en større mulighed for, at deres valenselektroner deltager i kemiske reaktioner, hvorefter ædelgasforbindelser dannes..

Reaktioner

Helium og neon

Blandt de ædle gasser er de mindst reaktive helium og neon. Faktisk er neon det mest inerte element af alle, selvom dets elektronegativitet (fra dannelse af kovalente bindinger) overstiger fluorens.

Ingen af ​​dets forbindelser er kendt under jordbundsforhold; Imidlertid er eksistensen af ​​den molekylære ion HeH ganske sandsynlig i kosmos+. Når de er elektronisk ophidsede, er de ligeledes i stand til at interagere med gasformige atomer og danne kortvarige neutrale molekyler kaldet excimerer; såsom HeNe, CsNe og Neto.

På den anden side, selvom de ikke betragtes som forbindelser i en formel forstand, kan He- og Ne-atomer give anledning til Van der Walls-molekyler; det vil sige forbindelser, der holdes "sammen" simpelthen af ​​spredningskræfter. For eksempel: Ag3Han, HeCO, HeIto, CF4Ne, Ne3Clto og NeBeCO3.

Ligeledes kan sådanne Van der Walls-molekyler eksistere takket være svage ioninducerede dipolinteraktioner; for eksempel: Na+jeg har8, Rb+Han, Cu+Ne3 og Cu+Ne12. Bemærk, at det endda er muligt for disse molekyler at blive agglomerater af atomer: klynger.

Og endelig kan He- og Ne-atomer "fanges" eller intercaleres i endohedrale komplekser af fullerener eller klatrater uden at reagere; for eksempel: [email protected]60, (Nto)6Ne7, Han (HtoELLER)6 og Ne • NH4Fe (HCOO)3.

Argon og krypton

De ædle gasser argon og krypton, fordi de er mere polariserbare, har tendens til at præsentere flere "forbindelser" end helium og neon. En del af dem er dog mere stabile og karakteriserbare, da de har en længere levetid. Blandt nogle af dem er HArF og den molekylære ion ArH+, til stede i tåger ved virkningen af ​​kosmiske stråler.

Fra krypton begynder muligheden for at opnå forbindelser under ekstreme, men bæredygtige forhold. Denne gas reagerer med fluor i henhold til følgende kemiske ligning:

Kr + F.to → KrFto

Bemærk, at krypton erhverver et oxidationsnummer på +2 (Krto+) takket være fluor. KrFto faktisk kan det syntetiseres i omsættelige mængder som et oxidations- og fluoreringsmiddel.

Argon og krypton kan etablere et bredt repertoire af clathrates, endohedrale komplekser, Van der Walls-molekyler og nogle forbindelser, der afventer opdagelse efter deres forudsagte eksistens..

Xenon og radon

Xenon er blandt de ædle gasser kongen af ​​reaktivitet. Det danner de virkelig stabile, omsættelige og karakteriserbare forbindelser. Faktisk ligner dets reaktivitet den af ​​ilt under de passende betingelser..

Hans første syntetiserede forbindelse var “XePtF6", I 1962 af Neil Bartlett. Dette salt bestod ifølge litteraturen faktisk af en kompleks blanding af andre fluorerede salte af xenon og platin.

Dette var dog mere end nok til at demonstrere affiniteten mellem xenon og fluor. Blandt nogle af disse forbindelser har vi: XeFto, XeF4, XeF6 og [XeF]+[PtF5]-. Når XeF6 opløses i vand, genererer et oxid:

XeF6 + 3 HtoO → XeO3 + 6 HF

Denne XeO3 kan stamme fra arten kendt som xenatos (HXeO4-) eller xeninsyre (HtoXeO4). Xenates er uforholdsmæssige i forhold til perxenates (XeO64-); og hvis mediet derefter syrnes, i peroxensyre (H4XeO6), som er dehydreret til xenontetroxid (XeO4):

H4XeO6 → 2 HtoO + XeO4

Radon skal være den mest reaktive af de ædle gasser; Men det er så radioaktivt, at det næppe har tid til at reagere, før det går i opløsning. De eneste forbindelser, der er blevet fuldt syntetiseret, er dets fluorid (RnFto) og oxid (RnO3).

Produktion

Luftfordampning

De ædle gasser bliver mere rigelige i universet, når vi stiger ned gennem gruppe 18. I atmosfæren er helium imidlertid knappe, da jordens tyngdefelt ikke kan beholde det i modsætning til andre gasser. Derfor blev det ikke detekteret i luften, men i solen.

På den anden side er der bemærkelsesværdige mængder argon i luften, der kommer fra radioisotopets radioaktive henfald 40K. Luft er den vigtigste naturlige kilde til argon, neon, krypton og xenon på planeten.

For at producere dem skal luften først kondenseres, så den kondenseres til en væske. Derefter gennemgår denne væske en fraktioneret destillation og adskiller således hver af komponenterne i dens blanding (Nto, ELLERto, COto, Ar osv.).

Afhængigt af hvor lav temperaturen og overfladen af ​​gassen skal være, stiger dens priser og rangerer xenon som den dyreste, mens helium er den billigste..

Destillation af naturgas og radioaktive mineraler

Helium opnås på sin side ved en anden fraktioneret destillation; men ikke fra luften, men fra naturgas beriget med helium takket være frigivelsen af ​​alfapartikler fra de radioaktive mineraler thorium og uran.

Ligeledes "fødes" radon fra det radioaktive henfald af radium i dets respektive mineraler; men på grund af deres lavere overflod og den korte halveringstid for Rn-atomerne er deres overflod latterligt sammenlignet med deres kongeners (de andre ædle gasser).

Og endelig er oganeson en meget radioaktiv, ultramassisk, menneskeskabt ædel ”gas”, der kun kan eksistere kortvarigt under kontrollerede forhold i et laboratorium..

Farer

Den største risiko for ædelgasser er, at de begrænser menneskets iltbrug, især når der dannes en atmosfære med en høj koncentration af dem. Derfor anbefales det ikke at inhalere dem for meget..

I USA er der påvist en høj koncentration af radon i jord rig på uran, hvilket på grund af dets radioaktive egenskaber kan udgøre en sundhedsrisiko.

Ansøgninger

Industri

Helium og argon bruges til at skabe en inert atmosfære til beskyttelse under svejsning og skæring. Derudover anvendes de til fremstilling af silicium halvledere. Helium bruges som fyldgas i termometre.

Argon, i kombination med nitrogen, anvendes til fremstilling af glødelamper. Krypton blandet med halogener, såsom brom og iod, anvendes i udladningslamper. Neon bruges i lyssignaler blandet med fosfor og andre gasser for at farve sin røde farve.

Xenon bruges i buelamper, der udsender lys, der ligner dagslys, som bruges i billygter og projektorer. De ædle gasser blandes med halogener for at producere ArF, KrF eller XeCl, som anvendes til fremstilling af excimerlasere.

Denne type laser producerer kortbølget ultraviolet lys, der producerer billeder med høj præcision og bruges til fremstilling af integrerede kredsløb. Helium og neon bruges som kryogene kølemiddelgasser.

Balloner og åndedrætsbeholdere

Helium bruges som erstatning for kvælstof i åndedrætsgasblandingen på grund af dets lave opløselighed i kroppen. Dette undgår dannelse af bobler under dekompressionsfasen under opstigningen, ud over at eliminere kvælstofnarkosen.

Helium har erstattet brint som den gas, der tillader hævning af luftskibe og luftballoner, fordi det er en let og ikke-brændbar gas..

Medicin

Helium bruges til fremstilling af superledende magneter, der anvendes i kernemagnetisk resonansudstyr: et multifunktionsværktøj inden for medicin.

Krypton bruges i halogenlamper, der anvendes til laserøjekirurgi og angioplastik. Helium bruges til at lette vejrtrækning hos astmatiske patienter.

Xenon bruges som et bedøvelsesmiddel på grund af dets høje lipidopløselighed og menes at være fremtidens bedøvelsesmiddel. Xenon anvendes også til lungemedicinsk billeddannelse.

Radon, en radioaktiv ædelgas, bruges i strålebehandling til visse typer kræft.

Andre

Argon anvendes til syntesen af ​​forbindelser, der erstatter nitrogen som den inerte atmosfære. Helium bruges som bærergas i gaskromatografi såvel som i Geiger-tællere til måling af stråling.

Referencer

  1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
  2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
  3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (6. juni 2019). Noble Gases egenskaber, anvendelser og kilder. Gendannet fra: thoughtco.com
  4. Wikipedia. (2019). Ædelgas. Gendannet fra: en.wikipedia.org
  5. Philip Ball. (18. januar 2012). Umulig kemi: Tvinge ædelgasser til at arbejde. Gendannet fra: newscientist.com
  6. Professor Patricia Shapley. (2011). Ædelgaskemi. Gendannet fra: butane.chem.uiuc.edu
  7. Gary J. Schrobilgen. (28. februar 2019). Ædelgas. Encyclopædia Britannica. Gendannet fra: britannica.com

Endnu ingen kommentarer