ÆDELGASSER: EGENSKABER, KONFIGURATION, REAKTIONER, ANVENDELSER - KEMI

De ædelgasser er et sæt af elementer, der findes ved at integrere gruppe 18 i det periodiske system. I årenes løb er de også blevet kaldt sjældne eller inerte gasser, begge unøjagtige navne; 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 den periodiske tabel, hvis egenskaber og lave reaktiviteter er lige så imponerende som ædelmetalernes. Blandt dem paraderer det mest inerte element (neon), det næststørste af kosmos (helium) og det tyngste og mest ustabile (oganeson).

Glødet fra fem af de ædelgasser i glasflasker eller ampuller. Kilde: Nyt værk Alchemist-hp (tale) www.pse-mendelejew.de); originale enkeltbilleder: Jurii, Ædelgasser er de koldeste stoffer i naturen; tåler meget lave temperaturer før kondensering. Endnu vanskeligere er dens frysning, da dens intermolekylære kræfter, der er baseret på Londons spredning, og polariserbarheden af dens atomer, er for svage til næppe at holde dem sammenhængende i en krystal.

På grund af deres lave reaktivitet er de relativt sikre gasser til opbevaring og udgør ikke for mange risici. De kan dog fortrænge ilt fra lungerne og forårsage kvælning, hvis de indåndes for meget. På den anden side er to af dens medlemmer stærkt radioaktive elementer og derfor dødbringende for helbredet.

Den lave reaktivitet af ædelgasser anvendes også til at tilvejebringe reaktioner med en inert atmosfære; således at intet reagens eller produkt risikerer at oxidere og påvirke syntesens ydeevne. Dette favoriserer også elektriske lysbuesvejsningsprocesser.

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

Karakteristika ved ædelgasser

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

Måske er ædelgasser de elementer, der deler de mest almindelige kvaliteter, både fysiske og kemiske. Dets vigtigste egenskaber er:

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

- Hver ædelgas har sit eget lys og spektrum.

- De er monatomiske arter, de eneste i den periodiske tabel, 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 undersøge gassernes egenskaber, da de tilpasser sig meget til den sfæriske model af en ideel gas.

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

- Af alle elementerne er de mindst reaktive, endda mindre end ædelmetaller.

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

- Deres atomradier er også de mindste, fordi de er yderst til højre for hver periode.

De 7 ædelgasser

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

-Helio, han

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-Krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Oganeson, Og

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

Elektronisk konfiguration

Det siges, at ædelgasser har deres valensskal helt fyldt. Så meget, at deres elektroniske konfigurationer bruges til at forenkle dem for andre elementer ved at bruge deres symboler lukket i parentes (,,, osv.). Dens elektroniske konfigurationer er:

-Helium: 1s ², (2 elektroner)

-Neon: 1s ² 2s ² 2p ⁶, (10 elektroner)

-Argon: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶, (18 elektroner)

-Krypton: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶, (36 elektroner)

-Xenon: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ 4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁶, (54 elektroner)

-Radon: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ 4d ¹⁰ 4f ¹⁴ 5s ² 5p ⁶ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ⁶, (86 elektroner)

Det vigtigste er ikke at huske dem, men at detaljere, at de ender i ns ² np ⁶: valence octet. Ligeledes forstås det, at dens atomer har mange elektroner, som på grund af den store effektive atomkraft er i et mindre volumen sammenlignet med det for de andre elementer; deres atomradier er mindre.

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

polariserbarhed

Ædelgasser kan forestilles som sfærer af elektronskyer. Når man går ned gennem gruppe 18, øges dens radier, og på samme måde den afstand, der adskiller kernen fra valenselektronerne (afstanden til ns ² np ⁶).

Disse elektroner føler en mindre attraktiv kraft af kernen, de kan bevæge sig mere frit; kuglerne deformeres lettere, jo større de er. Som en konsekvens af sådanne bevægelser vises regioner med lav og høj elektrondensitet: δ + og δ-polerne.

Når atomet i en ædelgas polariseres, bliver det en øjeblikkelig dipol, der er i stand til at inducere en anden til det nærliggende atom; det vil sige, vi er foran Londons spredende styrker.

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

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

Reaktioner

Helium og neon

Blandt de ædelgasser er helium og neon de mindst reaktive. 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 terrestriske forhold; dog i Cosmos er eksistensen af molekylionet HeH ⁺ ganske sandsynlig. På samme måde, når de er elektronisk ophidsede, er de i stand til at interagere med gasformige atomer og danne kortlivede neutrale molekyler kaldet eksimerer; såsom HeNe, CsNe og Ne ₂.

På den anden side, selv om de ikke betragtes som forbindelser i formel forstand, kan He- og Ne-atomer give anledning til Van der Walls-molekyler; det vil sige forbindelser, der holdes "sammen" blot af spredningskræfter. For eksempel: Ag ₃ He, HeCO, HeI ₂, CF ₄ Ne, Ne ₃ Cl ₂ og NeBeCO ₃.

Tilsvarende kan sådanne Van der Walls-molekyler eksistere takket være svage ioninducerede dipolinteraktioner; for eksempel: Na ⁺ He ₈, Rb ⁺ He, Cu ⁺ Ne ₃ og Cu ⁺ Ne ₁₂. Bemærk, at det er endda muligt for disse molekyler at blive agglomerater af atomer: klynger.

Og endelig kan Han- og Ne-atomer blive "fanget" eller sammenkædet i endohedrale komplekser af fullerener eller clathrates uden at reagere; for eksempel: ₆₀, (N ₂) ₆ Ne ₇, Han (H ₂ O) ₆ og Ne • NH ₄ Fe (HCOO) ₃.

Argon og krypton

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

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

Kr + F ₂ → KrF ₂

Bemærk, at krypton får et oxidationsnummer på +2 (Kr ²⁺) takket være fluor. KrF ₂ kan faktisk syntetiseres i omsættelige mængder som et oxiderende og fluoriserende middel.

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

Xenon og radon

Xenon er kongen af reaktivitet blandt ædelgasser. Det danner de virkelig stabile, omsættelige og karakteriserbare forbindelser. Faktisk ligner dens reaktivitet reaktionen med ilt under de rette betingelser.

Hans første syntetiserede forbindelse var "XePtF ₆ " i 1962 af Neil Bartlett. Dette salt bestod faktisk ifølge litteraturen af en kompleks blanding af andre fluorholdige salte af xenon og platin.

Dette var imidlertid mere end nok til at demonstrere affiniteten mellem xenon og fluor. Blandt nogle af disse forbindelser har vi: XeF ₂, XeF ₄, XeF ₆ og ⁺ ^-. Når XeF ₆ opløses i vand, genererer det et oxid:

XeF ₆ + 3 H ₂ O → xeo ₃ + 6 HF

Denne Xeo ₃ kan stamme arterne kendt som xenatos (HXeO ₄ ^-) eller xenic syre (H ₂ Xeo ₄). Xenates misforhold til perxenates (Xeo ₆ ^4-); og hvis mediet derefter syrnes i peroxenic syre (H ₄ Xeo ₆), der er dehydreret til xenon tetroxid (Xeo ₄):

H ₄ XeO ₆ → ₂ H20 + XeO ₄

Radon skal være den mest reaktive af ædelgasser; Men det er så radioaktivt, at det næppe har tid til at reagere, før det går i opløsning. De eneste forbindelser, der er fuldstændigt syntetiseret er dens fluorid (RNF ₂) og oxid (RNO ₃).

Produktion

Lufttilførsel

Ædelgasserne bliver mere rigelige i universet, når vi stiger ned gennem gruppe 18. I atmosfæren er helium dog sparsom, da jordens tyngdefelt ikke kan fastholde det, i modsætning til andre gasser. Derfor blev det ikke opdaget i luften, men i solen.

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

For at fremstille dem skal luften først kondenseres, så den kondenseres til en væske. Derefter denne væske undergår en fraktioneret destillation, således adskiller hver af komponenterne i dens blanding (N ₂ O ₂, CO ₂, Ar, etc.).

Afhængig af hvor lav temperaturen og gasens overflod skal være, stiger dens priser og rangordner xenon som den dyreste, mens helium er den billigste.

Destillation af naturgas og radioaktive mineraler

Helium opnås på sin side fra en anden fraktioneret destillation; men ikke fra luft, men fra naturgas, beriget med helium takket være frigivelsen af alfa-partikler fra radioaktivt thorium og uranmineraler.

Ligeledes "radon" fødes fra det radioaktive forfald af radium i dets respektive mineraler; men på grund af deres lavere overflod og den korte halveringstid for Rn-atomer, er deres overflod latterliggjort sammenlignet med deres kongenerer (de andre ædelgasser).

Og endelig er oganeson en meget radioaktiv, ultramassisk, kunstig ædel "gas", der kun kan eksistere kort under kontrollerede forhold i et laboratorium.

farer

Den største risiko for ædelgasser er, at de begrænser brugen af ilt af mennesker, især når der produceres en atmosfære med en høj koncentration af dem. Derfor anbefales det ikke at indånde dem for meget.

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

Applikationer

Industri

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

Argon, i kombination med nitrogen, bruges til fremstilling af glødelamper. Krypton blandet med halogener, såsom brom og jod, bruges i udladelamper. Neon bruges i lyse tegn blandet med fosfor og andre gasser for at farve dens røde farve.

Xenon bruges i lysbuer, der udsender lys, der ligner dagslys, og som bruges i billygter og projektorer. De ædelgasser blandes med halogener til frembringelse af ArF, KrF eller XeCl, som anvendes til fremstilling af excimerlasere.

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

Balloner og åndedrætsbeholdere

Helium bruges som erstatning for nitrogen i luftvejsblandingen på grund af dens lave opløselighed i kroppen. Dette forhindrer dannelse af bobler i dekompressionsfasen under opstigningen, ud over at eliminere nitrogennarkosen.

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

Medicin

Helium bruges til fremstilling af de superledende magneter, der bruges i nukleær magnetisk resonansudstyr - et multifunktionsværktøj inden for medicin.

Krypton bruges i halogenlamper, der anvendes til laser-øjenkirurgi 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 bedøvelse. Xenon bruges også til medicinsk billedbehandling.

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

Andre

Argon bruges i syntesen af forbindelser, der substituerer nitrogen som en inert atmosfære. Helium bruges som bærergas i gaskromatografi såvel som i Geiger-tællere til måling af stråling.

Referencer

Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (06. juni 2019). Noble Gases Egenskaber, anvendelser og kilder. Gendannes fra: thoughtco.com
Wikipedia. (2019). Ædelgas. Gendannet fra: en.wikipedia.org
Philip Ball. (2012, 18. januar). Umulig kemi: Tvinge ædelgasser til at virke. Gendannes fra: newscientist.com
Professor Patricia Shapley. (2011). Nobel gasskemi. Gendannes fra: butane.chem.uiuc.edu
Gary J. Schrobilgen. (28. februar 2019). Ædelgas. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com

ÆDELGASSER: EGENSKABER, KONFIGURATION, REAKTIONER, ANVENDELSER - KEMI - 2026