Noble Gases -egenskaper, konfigurasjon, reaksjoner, bruk

De Edle gasser De er et sett med elementer som integrerer gruppe 18 i det periodiske bordet. Gjennom årene har de også blitt kalt sjeldne eller inerte gasser, begge unøyaktige kirkesamfunn; Noen av dem er veldig rikelig utenfor og på planeten Jorden, og de er også i stand til å reagere under ekstreme forhold for å reagere.

Dens syv elementer integrerer kanskje den mest unike gruppen av det periodiske tabellen, hvis egenskaper og få reaktiviteter imponerer like mye som for edelmetaller. Blant dem parade det mest inerte (neon) elementet, det nest mest tallrike i kosmos (helium), og det tyngste og mest ustabile (Oganese).

Lysstyrken til fem av edelgassene i veier eller glassblemmer. Kilde: New Workist-HP (snakk) www.PSE-MENDELEJEW.av); Originale enkeltbilder: JURII, http: // bilder-av-elementer.com. [CC med 3.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/av/3.0)]

Noble gasser er de kaldeste stoffene i naturen; Veldig lave temperaturer motstår før kondensering. Enda vanskeligere er dens frysing, siden dens intermolekylære krefter basert på spredningen av London, og polariserbarheten til deres atomer, er veldig svake som for å knapt holde dem sammenhengende i en krystall.

På grunn av deres lave reaktivitet er de relativt trygge gasser for å lagre og representerer ikke for mange risikoer. Imidlertid kan de flytte til oksygen fra lungene og forårsake kvelning hvis de blir inhalert i overkant. På den annen side er to av medlemmene svært radioaktive elementer og derfor dødelig for helse.

Den lave reaktiviteten til edle gasser brukes også til å gi reaksjonene fra en inert atmosfære; slik at ingen reagens eller produkt risikerer å oksidere og påvirker ytelsen til syntesen. Dette favoriserer også elektriske lysbue -sveiseprosesser.

På den annen side er de i sine flytende tilstander utmerkede kryogene kjølemedier som garanterer de laveste temperaturene, uunnværlige for riktig funksjon av svært energiutstyr, eller for noen materialer for å nå superledelsestilstander.

[TOC]

Kjennetegn på edle gasser

Til høyre (fremhevet i oransje), er gruppen av edle gasser. Fra topp til bunn: Helium (He), Neon (NE), Argon (AR), Crypton (KR), Xenon (XE) og Radon (RN).

Kanskje edle gasser er elementene som deler mer vanlige egenskaper, både fysiske og kjemiske. Dets viktigste egenskaper er:

- De er alle fargeløse, toaletter og smakløse; Men når de er låst i ampuller ved lavt trykk, og får et elektrisk støt, blir fargerike lys ionisert og avfyrt (øvre bilde).

- Hver edelgass har sitt eget lys og spekter.

- De er monoatomiske arter, de eneste i den periodiske tabellen som kan eksistere i deres respektive fysiske tilstander uten deltakelse av kjemiske koblinger (ettersom metaller er bindet med metallbinding). Derfor er de perfekte til å studere egenskapene til gasser, siden de tilpasser seg veldig godt til den sfæriske modellen til en ideell gass.

- De er vanligvis elementene med de laveste smelte- og kokepunktene; Så mye at helium ikke engang kan krystallisere i absolutt null uten en økning i trykk.

- Av alle elementene er de minst reaktive, enda mindre enn edelmetaller.

- Ioniseringsenergiene er de høyeste, så vel som deres elektronegativiteter, forutsatt at de danner rent kovalente bindinger.

- Hans atomradioer er også de minste for å være på rettighetene til hver periode.

De 7 edle gassene

De syv edle gassene er, fra topp til bunn nedstigende etter gruppe 18 i det periodiske bordet:

-Helio, han

-Neon, ne

-Argon, ar

-Kripton, Kr

-Xenón, xe

-Radón, Rn

-Oganeson, OG

Kan tjene deg: Phenolphthalein (C20H14O4)

For alle av dem, bortsett fra den ustabile og kunstige Oganeseon, er deres fysiske og kjemiske egenskaper blitt studert. Det antas at Oganesen, på grunn av sin store atommasse, ikke engang er en gass, men en edel væske eller fast. Lite er kjent om radonen, på grunn av dens radioaktivitet, i forhold til helium eller argon.

Elektronisk konfigurasjon

Det har blitt sagt at edle gasser har valenslaget helt fulle. Slik brukes elektroniske konfigurasjoner for å forenkle andre elementer ved å bruke symbolene deres låst i firkantede parenteser ([He], [ne], [AR], etc.). Dens elektroniske konfigurasjoner er:

-Helio: 1s², [Han] (2 elektroner)

-Neon: 1s²2s²2 s⁶, [NE] (10 elektroner)

-Argon: 1s²2s²2 s⁶3s²3p⁶, [AR] (18 elektroner)

-KRIPTON: 1S²2s²2 s⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶, [KR] (36 elektroner)

-Xenon: 1s²2s²2 s⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5 s⁶, [Xe] (54 elektroner)

-Radon: 1s²2s²2 s⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5 s⁶5 d¹⁰6s²6p⁶, [RN] (86 elektroner)

Det viktige er ikke å huske dem, men å detaljere at de ender i NS²Np⁶: Octeto de Valencia. Det er også verdsatt at atomene deres har mange elektroner, som etter den store effektive kjernefysiske kraften er i et lavere volum sammenlignet med de andre elementene; det vil si at atomradioene deres er mindre.

Derfor viser dets elektronisk tette atomradioer et kjemisk kjennetegn som alle edle gasser deler: de er vanskelige å polarisere.

Polariserbarhet

Noble gasser kan forestille seg som elektroniske skyfærer. Mens den går ned gjennom gruppe 18, øker radioene, og på samme måte som avstanden som skiller kjernen fra Valencia -elektronene (NS²Np⁶).

Disse elektronene som føler en lavere tiltrekningskraft ved kjernen, kan flyttes med større frihet; Kulene blir lettere forsinket, jo mer omfangsrike er de. Som et resultat av slike bevegelser vises regioner med lave og høye elektroniske tettheter: polene Δ+ og Δ-.

Når atomet til en edelgass polariseres, blir det en øyeblikkelig dipol som er i stand til å indusere en annen til det nærliggende atomet; det vil si at vi står overfor de spredende styrkene i London.

Det er grunnen til at intermolekylære krefter øker fra helium til radon, noe som reflekterer i deres voksende kokepunkter; Og ikke bare det, men også deres reaktiviteter øker.

Ved å polarisere flere atomer er det en større mulighet for at valenselektronene deres deltar i kjemiske reaksjoner, hvoretter forbindelser med edelgasser genereres.

Reaksjoner

Helium og neon

Blant edelgassene er de minst reagensene helium og neon. Faktisk er neon det mest inerte elementet av alle, selv når dets elektronegativitet (for å danne kovalente bindinger) overgår fluor.

Ingen av forbindelsene er ikke kjent under terrestriske forhold; I kosmos er imidlertid eksistensen av molekylær ion heh ganske sannsynlig⁺. Når de er elektronisk begeistret, er de også i stand til å samhandle med gassformige atomer og danne flyktige nøytrale molekyler kalt eksitere; som Hene, CSNE og NE₂.

På den annen side, selv om forbindelser ikke blir vurdert i en formell forstand, kan atomene til He og NE føre til molekyler av van der Walls; det vil si at forbindelser som forblir "forent" ganske enkelt av spredende krefter. For eksempel: AG₃Han, Hao, Hei₂, Jfr₄Ne, ne₃Cl₂ og Nebeco₃.

På samme måte kan slike van der vegger molekyler eksistere takket være induserte ion-dipolo svake interaksjoner; For eksempel: na⁺Han₈, RB⁺Han, Cu⁺Ne₃ og Cu⁺Ne₁₂. Merk at det til og med er mulig for disse molekylene å bli agglomerater av atomer: klynger.

Kan tjene deg: borsyre: kjemisk struktur, egenskaper, forberedelser, bruk

Og til slutt kan atomene til He og NE bli "fanget" eller ispedd endoediske komplekser av Fullerenos eller CLA -kanaler, uten å reagere; For eksempel: [E -post beskytter]₆₀, (N₂)₆Ne₇, I (h₂ENTEN)₆ og ne • nh₄Faith (HCOO)₃.

Argon og Kripton

Argon og Kripton edle gasser fordi de er mer polariserbare, har en tendens til å presentere flere "forbindelser" enn Helium og Neon. Imidlertid er en del av dem mer stabile og karakterisert, ettersom de har lengre levetid. Blant noen av dem er harf, og det molekylære ionet arh⁺, til stede i tåken ved å handle de kosmiske strålene.

Fra Kripton begynner muligheten for å skaffe forbindelser i ekstreme, men bærekraftige forhold. Denne gassen reagerer med fluor i henhold til følgende kjemiske ligning:

Kr + f₂ → Krf₂

Merk at Kripton skaffer seg et oksidasjonsnummer på +2 (KR²⁺) Takket være fluor. Krf₂ Faktisk kan det syntetiseres i omsettelige mengder som et oksidasjons- og fluoremiddel.

Argon og Kripton kan etablere et bredt repertoar av klatrater, Endo -Metal Complex.

Xenon og Radon

Xenon er, blant de edle gassene, kongen av reaktivitet. Danner de virkelig stabile, kjøpmann og karakteriserbare forbindelser. Faktisk ligner reaktiviteten til oksygen under passende forhold.

Hans første syntetiserte forbindelse var “XEPTF₆”, I 1962 av Neil Bartlett. Dette saltet besto faktisk, ifølge bibliografien, av en kompleks blanding av andre fluorerte xenon- og platinasalter.

Dette var imidlertid mer enn nok til å demonstrere affiniteten mellom xenon og fluor. Blant noen av disse forbindelsene vi har: xef₂, Xef₄, Xef₆ og [xef]⁺[PTF₅]^-. Når XEF₆ Den oppløses i vann, genererer et oksid:

Xef₆ + 3 H₂O → xeo₃ + 6 HF

Denne xeo₃ kan forårsake arten kjent som xenatos (HXEO₄^-) eller xénic acid (h₂Xeo₄). Xenatos uforholdsmessig til perxenatos (xeo₆^4-); Og hvis mediet blir surgjort, i perxéninsyre (h₄Xeo₆), som er dehydrert til xenon tetroxide (xeo₄):

H₄Xeo₆ → 2 timer₂O + xeo₄

Radonen skal være den mest reaktive av edle gasser; Men det er så radioaktivt at det praktisk talt har tid til å reagere før du går i oppløsning. De eneste forbindelsene som har syntetisert fullt ut er fluor (RNF₂) og oksid (RNO₃).

Produksjon

Luftflikt

Noble gassene blir rikere i universet når vi stiger ned av gruppe 18. I atmosfæren er imidlertid helium, siden jordens gravitasjonsfelt ikke kan beholde det i motsetning til andre gasser. Det er derfor det ikke ble oppdaget i luften, men i solen.

På den annen side er det i luften bemerkelsesverdige mengder argon, fra radioisotop radioaktivt forfall ⁴⁰K. Luften er den naturlige kilden til Argon, Neon, Krpton og viktigste Xenon på planeten.

For å produsere dem, må luften bli utsatt for flytning for å kondensere i en væske. Deretter lages denne væsken fraksjonert destillasjon, og skiller dermed hver av komponentene i blandingen (n₂, ENTEN₂, Co₂, AR, etc.).

Avhengig av hvor lav temperatur og overflod av gass skal være, øker prisene Xenon som den dyreste, mens helium som den billigste.

Naturgassdestillasjon og radioaktive mineraler

Helium oppnås i mellomtiden fra en annen brøkdestillasjon; Men ikke av luften, men av naturgassen, beriket av helium takket være frigjøring av alfapartikler av de radioaktive mineralene i Torio og uran.

Kan tjene deg: Ethanamid: Struktur, egenskaper, bruksområder, effekter

På samme måte er radonen "født" av radiens radioaktive forfall i sine respektive mineraler; Men på grunn av sin lavere overflod, og på den korte tiden av halvlivet til RN -atomer, er overflod latterlig sammenlignet med deres jevnaldrende (de andre edle gassene).

Og til slutt er Oganeseon en kunstig, ultra -ram og veldig radioaktiv edel "gass", som bare kan eksistere kort under kontrollerte forhold i et laboratorium.

Farer

Hovedrisikoen for edle gasser er at de begrenser bruken av oksygen av mennesker, spesielt når en atmosfære med høy konsentrasjon av dem oppstår. Det er derfor det ikke anbefales å inhalere dem for mye.

I USA har det blitt påvist en høy konsentrasjon av radon på uran -rike land, som på grunn av dens radioaktive egenskaper kan være en helserisiko.

applikasjoner

Industri

Helium og argon brukes til å skape en inert atmosfære som fungerer som beskyttelse under sveising og skjæring. I tillegg brukes de i fremstilling av silisiums -halvledere. Helium brukes som fyllingsgass i termometre.

Argon, i kombinasjon med nitrogen, brukes i utdyping av glødelamper. Kripton blandet med halogener, som brom og jod, brukes i utløpslamper. Neon brukes i lette advarsler, blandet med fyrstikker og andre gasser for å avklare den røde fargen.

Xenon brukes i buelamper som avgir et lys som ligner dagslys, som brukes i bilens frontlykter og projektorer. Noble gasser er blandet med halogener for å produsere ARF, KRF eller XECL, som brukes i produksjonen av Excite.

Denne typen laser produserer et kortbølge ultrafiolett lys som produserer bilder med høy presisjon og brukes til fremstilling av integrerte kretsløp. Helium og neon brukes som kryogene kjølemediumgasser.

Ballonger og pustetanker

Helium brukes som en nitrogenerstatning i blandingen av luftveisgasser, på grunn av dens lave kroppsløselighet. Dette unngår dannelse av bobler i dekompresjonsfasen under oppstigningen, i tillegg til å eliminere nitrogen ved nitrogen.

Helium har erstattet hydrogen som gass som tillater forhøyning av luftskip og aerostatisk ballonger, fordi det er en lett og ufullstendig gass.

Medisin

Helium brukes til fremstilling av superledermagneter som brukes i kjernefysisk magnetisk resonansutstyr: et applikasjonsverktøy for flere medisin.

Kripton brukes i halogenlamper som brukes i laser okulær kirurgi og angioplastikk. Helium brukes til å lette å puste inn astmatiske pasienter.

Xenon brukes som bedøvelse på grunn av sin høye lipidløselighet, og det antas at det er fremtidens bedøvelse. Xenon brukes også i pulmonale medisinske bilder.

Radonen, en radioaktiv edelgass, brukes i strålebehandling av noen typer kreft.

Andre

Argon brukes i syntesen av forbindelser som erstatter nitrogen som en inert atmosfære. Helium brukes som bærergass i gasskromatografi, så vel som i Geiger -tellere for å måle stråling.

Referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). Cengage Learning.
3. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (6. juni 2019). Edelgasser, bruk og kilder. Gjenopprettet fra: Thoughtco.com
4. Wikipedia. (2019). Edel gass. Hentet fra: i.Wikipedia.org
5. Philip Ball. (18. januar 2012). Umulig kjemi: tvinger edle gasser til å jobbe. Gjenopprettet fra: Newscientist.com
6. Professor Patricia Shaley. (2011). Edel kjemi gass. Gjenopprettet fra: Butan.Chem.Uiuc.Edu
7. Gary J. Schrobilgen. (28. februar 2019). Edel gass. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: Britannica.com