БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ: ХАРАКТЕРИСТИКИ, КОНФИГУРАЦИЯ, РЕАКЦИИ, УПОТРЕБИ - ХИМИЯ - 2024

На благородни газове са набор от елементи, намерени чрез интегриране на групата 18 от периодичната таблица. През годините те са наричани също редки или инертни газове, и двете неточни имена; някои от тях са много изобилни отвън и вътре в планетата Земя и също са способни при екстремни условия да реагират.

Седемте му елемента съставляват може би най-уникалната група в периодичната таблица, чиито свойства и ниска реактивност са толкова впечатляващи, колкото тези на благородните метали. Сред тях парадират най-инертния елемент (неон), вторият най-изобилен от Космоса (хелий) и най-тежкият и нестабилен (оганезон).

Блясъкът на пет от благородните газове в стъклени флакони или ампули. Източник: Нова работа Alchemist-hp (беседа) www.pse-mendelejew.de); оригинални единични изображения: Jurii, Благородните газове са най-студените вещества в природата; издържат на много ниски температури преди кондензация. Още по-трудно е замразяването му, тъй като междумолекулните му сили, базирани на разсейване в Лондон, и поляризируемостта на неговите атоми, са твърде слаби, за да не могат да ги поддържат сплотени в кристал.

Поради ниската си реактивност, те са сравнително безопасни газове за съхранение и не представляват твърде много рискове. Те обаче могат да изместят кислорода от белите дробове и да причинят задушаване, ако се вдишат прекомерно. От друга страна, двама от неговите членове са силно радиоактивни елементи и следователно са смъртоносни за здравето.

Ниската реактивност на благородните газове също се използва за осигуряване на реакции с инертна атмосфера; така че нито един реагент или продукт не рискува да се окисли и да повлияе на работата на синтеза. Това благоприятства и процесите на електрическо дъгово заваряване.

От друга страна, в течните си състояния те са отлични криогенни хладилни агенти, които гарантират най-ниските температури, които са от съществено значение за правилната работа на високоенергийно оборудване или за някои материали да достигнат свръхпроводими състояния.

Характеристики на благородните газове

Вдясно (подчертано оранжево) е групата благородни газове. Отгоре надолу: Хелий (He), неон (Ne), аргон (Ar), криптон (Kr), ксенон (Xe) и радон (Rn).

Може би благородните газове са елементите, които споделят най-много общи качества, както физични, така и химични. Основните му характеристики са:

- Всички те са безцветни, без мирис и без вкус; но когато са затворени в ампули при ниско налягане и получават токов удар, те йонизират и излъчват цветни светлини (отгоре изображение).

- Всеки благороден газ има своя собствена светлина и спектър.

- Те са едноатомни видове, единствените в периодичната таблица, които могат да съществуват в съответните им физични състояния без участието на химически връзки (тъй като металите се съединяват чрез метално свързване). Следователно, те са идеални за изучаване на свойствата на газовете, тъй като се адаптират много добре към сферичния модел на идеален газ.

- Те обикновено са елементите с най-ниски точки на топене и кипене; дотолкова, че хелият дори не може да кристализира при абсолютна нула без повишаване на налягането.

- От всички елементи те са най-слабо реактивни, дори по-малко от благородните метали.

- Техните йонизационни енергии са най-високи, както и електроотрицателността им, при условие че образуват чисто ковалентни връзки.

- Техните атомни радиуси са и най-малките, защото са в крайната дясна част на всеки период.

7-те благородни газове

Седемте благородни газове отгоре надолу се спускат през група 18 от периодичната таблица:

-Хелио, Той

-Неон, Не

-Аргон, Ар

-Криптон, Кр

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Оганесон, Ог

Всички те, с изключение на нестабилния и изкуствен оганезон, са изследвани за техните физични и химични свойства. Счита се, че Оганесон поради голямата си атомна маса дори не е газ, а по-скоро благородна течност или твърдо вещество. За радона се знае много малко поради неговата радиоактивност по отношение на хелия или аргона.

Електронна конфигурация

За благородните газове се казва, че тяхната валентна обвивка е пълна. Толкова много, че техните електронни конфигурации се използват за опростяване на тези на други елементи, като се използват техните символи, затворени в скоби (,,, и т.н.). Електронните му конфигурации са:

-Хелий: 1s ², (2 електрона)

-Неон: 1s ² 2s ² 2p ⁶, (10 електрона)

-Аргон: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶, (18 електрона)

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

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

-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 електрони)

Важното е да не ги запомните, а да детайлирате, че те завършват в ns ² np ⁶: валентният октет. По същия начин се оценява, че неговите атоми имат много електрони, които поради голямата ефективна ядрена сила са в по-малък обем в сравнение с тези на другите елементи; тоест атомните им радиуси са по-малки.

Следователно техните електронно плътни атомни радиуси проявяват химическа характеристика, която споделят всички благородни газове: трудно се поляризират.

поляризуемост

Благородните газове могат да бъдат представени като сфери на електронни облаци. Докато се спуска през група 18, нейните радиуси се увеличават и по същия начин разстоянието, което разделя ядрото от валентните електрони (тези на ns ² np ⁶).

Тези електрони усещат по-малко привлекателна сила от ядрото, те могат да се движат по-свободно; сферите се деформират по-лесно, колкото са по-големи. В резултат на такива движения се появяват области с ниска и висока електронна плътност: δ + и δ- полюсите.

Когато атомът на благороден газ се поляризира, той се превръща в моментален дипол, способен да индуцира друг към съседния атом; тоест, ние сме пред дисперсионните сили на Лондон.

Ето защо междумолекулните сили се увеличават от хелий до радон, което се отразява в техните увеличаващи се точки на кипене; и не само това, но и тяхната реактивност се увеличава.

Тъй като атомите стават по-поляризирани, съществува по-голяма вероятност техните валентни електрони да участват в химични реакции, след което се генерират благородни газови съединения.

реакции

Хелий и неон

Сред благородните газове най-малко реактивни са хелий и неон. Всъщност, неонът е най-инертният елемент от всички, въпреки че неговата електроотрицателност (от образуване на ковалентни връзки) надвишава тази на флуора.

Нито едно от съединенията му не е известно при земни условия; обаче в Космоса съществуването на молекулен йон HeH ⁺ е доста вероятно. По същия начин, когато са електронно възбудени, те са способни да взаимодействат с газообразни атоми и да образуват краткотрайни неутрални молекули, наречени ексимери; като HeNe, CsNe и Ne ₂.

От друга страна, въпреки че те не се считат за съединения във формален смисъл, He и Ne атомите могат да предизвикат молекули на Van der Walls; тоест съединения, които се държат „заедно“ просто от дисперсивни сили. Например: Ag ₃ Той HECO, Hei ₂, CF ₄ Ne, Ne ₃ Cl ₂ и NeBeCO ₃.

По подобен начин, такива молекули на Van der Walls могат да съществуват благодарение на слабите йонно-индуцирани диполни взаимодействия; например: Na ⁺ He ₈, Rb ⁺ He, Cu ⁺ Ne ₃ и Cu ⁺ Ne ₁₂. Обърнете внимание, че дори е възможно тези молекули да се превърнат в агломерати от атоми: клъстери.

И накрая, He и Ne атомите могат да бъдат „хванати“ или интеркалирани в ендоедрични комплекси от фулерени или клатрати, без да реагират; например: ₆₀, (N ₂) ₆ Ne ₇, Той (H ₂ O) ₆ и Ne • NH ₄ Fe (НСОО) ₃.

Аргон и криптон

Благородните газове аргон и криптон, тъй като са по-поляризируеми, са склонни да представят повече „съединения“, отколкото хелий и неон. Част от тях обаче са по-стабилни и осезаеми, тъй като имат по-дълъг живот. Сред някои от тях е HArF и молекулярният йон ArH ⁺, присъстващ в мъглявините под действието на космическите лъчи.

От криптона започва възможността за получаване на съединения в екстремни, но устойчиви условия. Този газ реагира с флуор съгласно следното химично уравнение:

Kr + F ₂ → KrF ₂

Имайте предвид, че криптонът придобива окислително число +2 (Kr ²⁺) благодарение на флуора. KrF ₂ може в действителност да бъде синтезиран в търговски количества като окисляващ и флуориращ агент.

Аргонът и криптонът могат да създадат широк репертоар от клатрати, ендоедрични комплекси, молекули на Ван дер Уолс и някои съединения, които очакват откриването след предсказаното им съществуване.

Ксенон и радон

Ксенон е царят на реактивността сред благородните газове. Той образува наистина стабилни, продаваеми и характеризиращи се съединения. Всъщност неговата реактивност прилича на тази на кислорода при подходящи условия.

Първото му синтезирано съединение е "XePtF ₆ ", през 1962 г. от Нийл Бартлет. Според литературата тази сол всъщност се състои от сложна смес от други флуорирани соли на ксенон и платина.

Това обаче беше повече от достатъчно, за да демонстрира афинитета между ксенон и флуор. Сред някои от тези съединения имаме: XeF ₂, XeF ₄, XeF ₆ и ^{+ -}. Когато XeF _{6 се} разтвори във вода, той генерира оксид:

XeF ₆ + 3 H ₂ O → XeO ₃ + 6 HF

Този XeO ₃ може да произхожда от видове, известни като ксенатос (HXeO ₄ ^-) или ксенова киселина (H ₂ XeO ₄). Ксенати, непропорционални на перксенатите (XeO ₆ ^4-); и ако средата е подкиселена, в пероксенова киселина (H ₄ XeO ₆), която е дехидратирана до ксенонов тетроксид (XeO ₄):

H ₄ XeO ₆ → 2 H ₂ O + XeO ₄

Радон трябва да бъде най-реактивният от благородните газове; Но тя е толкова радиоактивна, че едва ли има време да реагира, преди да се разпадне. Единствените съединения, които са напълно синтезирани са му флуорид (RNF ₂) и оксид (RNO ₃).

производство

Втечняване на въздух

Благородните газове стават по-обилни във Вселената, докато се спускаме през група 18. В атмосферата обаче хелият е оскъден, тъй като гравитационното поле на Земята не може да го задържи за разлика от други газове. Ето защо тя не е открита във въздуха, а на Слънцето.

От друга страна, във въздуха има значителни количества аргон, идващи от радиоактивния разпад на радиоизотопа ⁴⁰ К. Въздухът е най-важният природен източник на аргон, неон, криптон и ксенон на планетата.

За да ги произведете, въздухът първо трябва да се втечни, така че да се кондензира в течност. След това, тази течност се подлага на фракционна дестилация, като по този начин отделянето на всеки от компонентите на неговата смес (N ₂, O ₂, CO ₂, Аг, и т.н.).

В зависимост от това колко ниска трябва да бъде температурата и изобилието на газа, цените й се увеличават, класирайки ксенона като най-скъпия, а хелия като най-евтиния.

Дестилация на природен газ и радиоактивни минерали

От своя страна хелият се получава от друга фракционна дестилация; но не от въздух, а от природен газ, обогатен с хелий благодарение на освобождаването на алфа частици от минералите на радиоактивния торий и уран.

По същия начин радонът се „ражда“ от радиоактивното разпадане на радий в съответните му минерали; но поради по-ниското им изобилие и краткия период на полуразпад на Rn атомите, тяхното изобилие е насмешливо в сравнение с това на техните конгенери (другите благородни газове).

И най-накрая, оганезонът е силно радиоактивен, ултрамасов, благороден „газ“, създаден от човека, който може да съществува само за кратко при контролирани условия в лаборатория.

Опасностите

Основният риск от благородните газове е, че те ограничават използването на кислород от човека, особено когато се образува атмосфера с висока концентрация на тях. Ето защо не се препоръчва да ги вдишвате прекомерно.

В САЩ е открита висока концентрация на радон в почви, богати на уран, което поради своите радиоактивни характеристики може да представлява риск за здравето.

Приложения

промишленост

Хелий и аргон се използват за създаване на инертна атмосфера за защита по време на заваряване и рязане. В допълнение, те се използват при производството на силициеви полупроводници. Хелият се използва като запълващ газ в термометрите.

Аргон, в комбинация с азот, се използва при производството на лампи с нажежаема жичка. Криптон, смесен с халогени, като бром и йод, се използва в разрядни лампи. Неон се използва в светлинни знаци, смесен с фосфори и други газове за оцветяване на червения му цвят.

Ксенон се използва в дъгови лампи, които излъчват светлина, наподобяваща дневна светлина, които се използват в автомобилни фарове и прожектори. Благородните газове се смесват с халогени за получаване на ArF, KrF или XeCl, които се използват при производството на ексимерни лазери.

Този тип лазер произвежда ултравиолетова светлина с къса вълна, която произвежда изображения с висока точност и се използва при производството на интегрални схеми. Хелий и неон се използват като криогенни газове с хладилен агент.

Балони и дихателни резервоари

Хелият се използва като заместител на азота в дихателната газова смес, поради ниската му разтворимост в организма. Това избягва образуването на мехурчета по време на фазата на декомпресия по време на изкачването, в допълнение към елиминирането на азотната наркоза.

Хелий замести водорода като газ, който позволява издигането на дирижабли и балони с горещ въздух, защото това е лек и негорим газ.

Лекарство

Хелият се използва при производството на свръхпроводящи магнити, използвани в оборудването за ядрено-магнитен резонанс - многофункционален инструмент в медицината.

Krypton се използва в халогенни лампи, използвани в лазерната хирургия на очите и ангиопластиката. Хелий се използва за улесняване на дишането при пациенти с астма.

Ксенон се използва като анестетик поради високата му разтворимост в липидите и се смята, че е анестетикът на бъдещето. Ксенон се използва и при белодробни медицински изображения.

Радон, радиоактивен благороден газ, се използва в лъчевата терапия за някои видове рак.

Други

Аргонът се използва при синтеза на съединения, заместващи азота като инертна атмосфера. Хелият се използва като газ-носител в газова хроматография, както и в броячи на Geiger за измерване на радиация.

Препратки

1. Шивър и Аткинс. (2008 г.). Неорганична химия. (Четвърто издание). Mc Graw Hill.
2. Уитън, Дейвис, Пек и Стенли. (2008 г.). Химия. (8-мо изд.). CENGAGE Обучение.
3. Хелменстин, Ан Мари, доктор на науките (06 юни 2019 г.). Свойства, употреби и източници на благородни газове. Възстановено от: thinkco.com
4. Wikipedia. (2019). Благороден газ. Възстановено от: en.wikipedia.org
5. Филип Бал. (2012 г., 18 януари). Невъзможна химия: принуждаване на благородните газове да работят. Възстановено от: newscientist.com
6. Професор Патриша Шапли. (2011 г.). Благородна газ химия. Възстановено от: butane.chem.uiuc.edu
7. Гари Дж. Шробилген. (28 февруари 2019 г.). Благороден газ. Encyclopædia Britannica. Възстановено от: britannica.com