Väärisgaasid (1)

Väärisgaasid

Referaat

Sisukord

3
3
4
4
5
5
6
6
7
1. Sissejuhatus
2. Heelium
3. Neoon
4. Argoon
5. Krüptoon
6. Ksenoon
7. Radoon
8. Väärisgaaside üldiseloomustus
9. Kasutatud kirjandus

Sissejuhatus

Väärisgaasid on keemilised elemendid, mis kuuluvad perioodilisussüsteemi VIIIA rühma. Nende elektronkatte väliskihis on 8 (heeliumil 2) elektroni. Väärisgaasid on väga madala keemistemperatuuriga värvitud gaasid, mis esinevad üheaatomilise lihtainena ning peaaegu kunagi ei astu keemilistesse reaktsioonidesse.
Väärisgaasid on Heelium (He), Neoon (Ne), Argoon (Ar), Krüptoon (Kr), Ksenoon (Xe) ja Radoon (Rn). Heelium kuulub s– elementide hulka ( elektronvalem 1s2). Teised väärisgaasid on p– elemendid ning nende aatomite välis-elektronkihti iseloomustab valem xs2xp6. Väärisgaaside aatomites on väliselektronkiht täielikult täitunud ja välise elektronkihi püsivus on maksimaalne. Lõpetatud struktuuriga välisest elektronkihist on väga raske elektrone välja tõrjuda. Väliselektronkihi suure püsivuse tõttu on väärisgaasid väga väikese keemilise aktiivsusega. Heelium, Neoon ja Argoon on jäänud keemiliselt inertseteks gaasideks . Väärisgaaside reas väheneb ionisatsioonienergia suunas He>Ne>Ar>Kr>Xe>Rn. Seetõttu esineb rea viimastel elementidel (Kr, Xe, Rn) keemiline aktiivsus elektrone hästi siduvate elementide (F) suhtes. Ksenooni aktiivsus on suurem kui Krüptooni oma. Radooni keemiline aktiivsus on veelgi suurem, kuid Radooni radioaktiivsuse tõttu on tema keemilisi omadusi vähem uuritud. Väärisgaaside aatomid ei ole võimelised omavahel ühinema, mistõttu nad esinevad atomaarsel kujul.
Leidumine ja saamine: Väärisgaasid kuuluvad õhu koostisesse ja neid toodetaksegi tööstuslikult vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Heeliumi leidub ka maakoores.
Omadused: Väärisgaasid on värvuseta ja lõhnata üheaatomilised gaasid. Nad on madala sulamis- ja keemistemperatuuriga lihtained. Väärisgaasi aatomite vahel ei teki tavalisi keemilisi sidemeid , aatomite vastastiktoime on tingitud ainult nõrkadest van der Waalsi jõududest. Aatomiraadiuse suurenemine suunas He->Rn kasvab aatomite polariseeritavus ja kahaneb nende ionisatsioonienergia.
Heelium (He)
Heelium on VIII rühma esimene element. Tema aatomis on täitunud elektronkiht 1s2. Aatomi elektronstruktuuri püsivuse tõttu erineb heelium kõikidest teistest keemilistest elementidest. Heeliumil on suurim ionisatsioonienergia (24,58 eV), kuid väikseim aatomi polariseeritavus. Seetõttu on heeliumi aatomite vahelised van der Waalsi jõud äärmiselt nõrgad ning avalduvad alles ülimadalate temperatuuride või väga kõrgete rõhkude juures. Lihtainena on heelium füüsikaliste omaduste poolest kõige lähedasem molekulaarsele vesinikule (võrdne arv elektrone). Heeliumi keemispunkt (-269ºC) ja sulamispunkt (-272ºC 25 atmostfääri juures) on palju madalamad kui teistel ainetel . Vedel Heelium on värvuseta, väga kerge (~8korda veest kergem) vedelik. Heeliumi puhul puudub kolmikpunkt (tahke ja gaasiline heelium ei saa koos eksisteerida) nagu veel. Vedela heeliumi jahutamisel temperatuurini -271ºC muutuvad vedeliku tihedus ja muudki omadused hüppeliselt. Sellisel temperatuuril juhib Heelium ~200 korda paremini soojust kui vask, tal puudub täielikult viskoossus ja ta voolab hõõrdevabalt. See omapärane vedelik tungib läbi kitsaste pilude ja kapillaaride, moodustab edasiroomavaid kilesid. Kui täita lahtine nõu sellise vedelikuga, siis roomab ta läbi nõu seinu välja kuni anum on tühi (Nobeli preemia laureaat Lev Landau seletas Heeliumi taolist käitumist kvantvedeliku aatomite laineomadustega). Tahke Heelium on (nagu ka H2) heksagonaalse kristallvõrega. Vees ja muudes lahustites lahustub Heelium teistest gaasidest halvemini. (1l vees lahustub 0ºC juures vähem kui 10 ml Heeliumi, s.t. üle kahe korra vähem kui H2 ja 51000 korda vähem kui HCl. Tavalistes tingimustes on Heelium keemiliselt inertne, kuid aatomite tugeval ergastamisel võivad moodustuda molekulaarsed ioonid . Näiteks moodustuvad elektrilahendusel kaheaatomilised ioniseeritud molekulid He2+ (samuti nagu H2+). Tavalistes tingimustes (mitte elektrilahenduses) on need ioonid ebapüsivad. Heeliumil on kaks stabiilset isotoopi 4He ja 3He. 4He tekib tähtedele energiat andvas termotuumareaktsioonis 41H=4He+2b++2v. Maakoores ja atmosfääris esineb ülekaalukalt 4He mis on tekkinud maakoores esinevate elementide ∂- lagunemise tõttu. Tavalistes tingimustes on Heelium parem soojusjuht kui teised gaasid ning raskem ainult vesinikust.
Neoon (Ne)
Neooni elektronvalem on 1s22s22p6 (täielikult täitunud väliskiht). Seetõttu on ta väga sarnane Heeliumiga. Neoonil on kõrge ionisatsioonienergia (21,56 eV). Neooni peamine erinevus Heeliumist on tema aatomi suhteliselt suurem polariseeritavus. Neoonil on suhteliselt madal keemistemperatuur (-245,9ºC) ja sulamistemperatuur (-248,6ºC). Võrreldes Heeliumiga on Neoon mõnevõrra paremini lahustuv. Erinevalt Heeliumist on tahke Neoon tahktsentreeritud kuubikujulise kristallvõrega. Tavalistes tingimustes on Neoon keemiliselt inertne, aga elektrilisel ergastamisel moodustab ta molekulaarseid ioone Ne2+ Neooni saadakse Heeliumi kõrvalproduktina õhu veeldamisel ning koostisosadeks lahutamisel. Looduses on neoonil kolm püsivat isotoopi 20Ne, 21Ne, 22Ne.
Argoon (Ar)
Argooni elektronvalem on 1s22s22p63s23p6. Aatomi suhteliselt suurte mõõtmete tõttu on Argoonil suurem kalduvus molekulidevahelisteks sidemete moodustamiseks kui Heeliumil ja Neoonil. Seetõttu on tema sulamistemperatuur (-189,3ºC) ja keemistemperatuur (-185,9ºC) kõrgemad. Tahke Argoon on tahktsentreeritud kuubikujulise kristallvõrega. Elektronstruktuuri püsivuse tõttu (ionisatsioonienergia 15,76 eV) on Argoon tavalistes tingimustes inertne. Argoon moodustab klatraaditüüpi molekulaarseid ühendeid vee, fenooli , tolueeni, paraklorofenooli ja teiste sarnaste ainetega. Argoonheksahüdraat Ar· 6H2O on kristalliline aine, mis laguneb atmosfäärirõhul– 42,8ºC juures. Teda saadakse Argooni vahetul toimel veesse 00C juures ja kõrgel rõhul (150 atmosfääri ). Vesiniksulfiidi, vääveldioksiidi, vesinikkloriidi ja süsinikdioksiidiga annab argoon kaksikhüdraate- segaklatraate. Argooni saadakse õhu veeldamisel. Looduses on Argoon teistest inertgaasidest tunduvalt rohkem levinud. Teda on atmosfääris 0,93 mahuprotsenti. Argoonil on kolm stabiilset isotoopi 40Ar (99,6%), 38Ar (0,063%), 36Ar (0,337%). Isotoop 40Ar moodustub looduses isotoobi 40K lagunemisel elektroni haarde tõttu(40K+e-40Ar+v).
Krüptoon (Kr)
Krüptooni elektronvalem on 1s22s22p 4s24p6. Looduses on Krüptoonil kuus stabiilset isotoopi. Tahkes olekus on Krüptoonil tahktsentreeritud kuubikujuline kristallvõre. Tänu Krüptooni aatomi suuremale polariseeritavusele (12 korda suurem kui Heeliumil) on tema klatraaditüüpi ühendid (Kr·3C6H5OH) püsivamad kui argoonil. Krüptoon sarnaneb oma omadustelt Argoonile, kuid on raskem ja reageerib ka juba keemiliselt Fluoriga ning tema ühenditega (KrF2, Kr[SbF6]2, KrF4, KrF6).Krüptoonile on iseloomulikud oksüdatsiooni- astmed II, IV ja VI. Krüptooni ühendid on ebastabiilsemad kui Ksenooni sarnased ühendid. Näiteks Kr[SbF6]2 on soolataoline värvitu ühend sulamistemperatuuriga 50ºC, aga Xe[SbF6]2 kollakas sool sulamistemperatuuriga 63ºC.Tavalistes tingimustes on krüptoon fluoriidid suhteliselt püsivad tahked ning tavaliselt värvuseta ained. Krüptooni ühendid on keemiliselt väga aktiivsed ained (oksüdeerijad).
Ksenoon (Xe)
Ksenooni elektronvalem on 1s22s22p64s24p64d105s25p6. Ksenooni aatomi polariseeritavus on 20 korda suurem kui Heeliumil. Tahkes olekus on Ksenoonil tahktsentreeritud kuubikujuline kristallvõre. Ksenoonile on iseloomulikud oksüdatsiooniastmed II, IV, VI, VIII.
Ksenoon (II) ühendid: On tuntud Xe(II) fluoriidid, mida saadakse lihtainetest soojendamisel või elektrilahendusel (Xe +F2=XeF2). Fluoriidid on tavalistes tingimustespüsivad ained (XeF2 sulamistemperatuur on 1400C, tihedus 4,32g/cm3). XeF2 molekul on lineaarne (lisa 1). Analoogiliselt teiste väheaktiivsete mittemetalliliste elementidega moodustab Ksenoon kovalentseid soolataolisi ühendeid, näiteks Xe[SbF6]2. Niisugused ühendid moodustuvad XeF2 toimel happelistesse fluoriididesse (XeF2+2TaF5=Xe[TaF6]2. Need ühendid on diamagneetilised. Xe(II) ühendid lagunevad aeglaselt vees. Hüdrolüüsiga kaasneb sageli disproportsioneerumine (2XeF2= XeF4+Xe).
Ksenoon (IV) ühendid: on saadud fluoriidi XeF4 ja oksiidfluoriidi XeOF2. Kõik nad on tahked lenduvad ained ning tavalisel temperatuuril üsna püsivad. Kristallilise XeF4 DH298= -252 kJ/mol, tihedus 4,04 g/cm3. Sulab 114ºC juures märgatavalt lagunemata. XeF4 saadakse Xe oksüdeerimisel Fluoriga 400ºC - nisoojendamisel , elektrilahendusel või elavhõbedalambiga kiiritamisel (Xe+2F2=XeF4). Ksenoon (IV) ühendid on küllalt tugevad oksüdeerijad. Soojendamisel oksüdeerivad nad vesinikku, plaatinat (Pt+ XeF4+2HF=H2[PtF6]+Xe, 4KJ+ XeF4=Xe+2J2+4KF). Soojendamisel ja hüdrolüüsil XeF4 disproportsioneerub (3XeF4=2XeF6+Xe).
Ksenoon (VI) ühendid: Xe (VI) ühenditest on tuntud fluoriidid (XeF6), oksiidid (XeO3), oksofluoriidid (XeO2F2), hüdroksiidid (Xe(OH)6) ja XeO42- ning XeO66- tüüpi kompleksühendid. Ksenoonheksafluoriid (XeF6) on kristalliline värvuseta aine (sulamistemperatuur 48ºC). Toatemperatuuril püsiv XeF6 molekul on moonutatud oktaeedri kujuline sp3d2f hübridiseerunud (molekul on viisnurkse bipüramiidi kujuline, mille ühes tipus on vaba elektronpaar ). XeF6 on keemiliselt väga aktiivne. Ksenoonoksotetrafluoriid on värvuseta vedelik, mis külmub– 40ºC juures. XeO3 on väga plahvatusohtlik valge mittelenduv aine (DH298=401,7 kJ/mol, mille molekul on trigonaalse püramiidi kujuline. Ta moodustub kergesti XeF4, XeF6, XeOF4 hüdrolüüsil, näiteks niiske õhu toimel nendesse ühenditesse. XeF6 ksenoonoksotetrafluoriid, -trioksiid ja– (IV) hüdroksiid on happelised ühendid, eriti XeO3 ja Xe(OH)6, mis leelistega moodustavad oksoksenaate (VI) (XeO3+ Ba(OH)2= BaXeO4+ H2O, Xe(OH)6+ 3Ba(OH)2= Ba3XeO6+ 6 H2O). Vee liias läheb nende hüdrolüüs lõpuni ning moodustub hape (XeF6+ H2O= XeOF4+ 2HF, XeOF4+ 5H2O= Xe(OH)6+ 4HF). Oksoksenaadid on üsna sarnased sulfaatidega (BaXeO4 on samuti kui BaSO4 vees lahustumatu ). Leelis - ja leelismuldmetallide oksoksenaadid on täiesti püsivad. Lagunema hakkavad nad alles 125- 150ºC juures. Vaba vesinikksenaat (H6XeO6) on ebapüsiv. Teda säilitatakse temperatuuril -20ºC kuni -30ºC. H6XeO6 on nõrk hape. Xe (VI) ühendid on tugevad oksüdeerijad (.Xe(OH)6+ 6KJ+ 6HCl= Xe+ 3J2+ 6KCl+ 6H2O). Veel tugevamate oksüdeerijate toimel lähevad nad üle Xe (VIII) ühenditeks (XeO3+ 4NaOH+ O2= Na4XeO6+ O2+ 2H2O). Xe(VI) ühenditele on iseloomulik disproportsioneerumisreaktsioonid.
Ksenoon (VIII) ühendid: on tuntud gaasiline kollase värvusega XeF8, XeO4 ja XeOF3. XeO4 molekul on tetraeedrikujuline, Xe aatom tsentris . XeO4 saadakse toatemperatuuril (Ba3XeO6+ 2H2SO4= 2Ba SO4+ XeO4+ 2H2O). Tavalistes tingimustes laguneb XeO4 aeglaselt ksenooniks, ksenoontrioksiidiks ja hapnikuks. Vastavalt molekulorbitaalide meetodile on Kr, Xe ja Rn ühendites kolmetsentrilised sidemed.
Radoon (Rn)
Radooni elektronvalem on 1s22s22p6 3s23p63d10 4s24p64d105s25p64f10 6s26p6 Radoon sarnaneb oma omadustelt (nagu ka krüptoon) peaaegu täielikult ksenoonile. Siiski, radoon on radioktiivne ( Poolestusaeg umbes 3,5 päeva). Teda on maal veel tänu sellele, et teda eraldub pidevalt raadiumi lagunemisel. Täiesti puhast radooni on võimatu saada, sest ta sisaldab alati oma lagunemise produkte (lõpp- produkt on plii).
Väärisgaase kasutatakse peamiselt nende inertsuse pärast (inertse atmosfääri loomiseks), aga ka näiteks lõhkeainena mis ei eralda plahvatusel mürgiseid gaase (XeO3).Heeliumi kasutatakse ka tema kerguse (õhupallides), madala temperatuuri ja soojajuhtivuse päras. Radooni on kasulik oma radioktiivsuse pärast (väikestes kogustes , sest suurtes kogustes on ta väga mürgine).
Väärisgaaside üldiseloomustus tabelina
Väärisgaaside üldiseloomustus
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Järjenumber
2
10
18
36
54
86
Aatommass
4,0026
20,984
39,948
83,8
131,3<
Aatomiraadius Å
1,22
1,6
1,92
1,98
2,18
2,2
Ionisatsioonienergia kJ/mol
2368
2077
1518
1348
1168
1035
Keskmine sisaldus
atmosfääris mahu %
5,2·10-4
1,8·10-3
0,933
10-4
8,6·10-6
6·10-18
Sulamistemperatuur
-272,1*
-248,6
-189,3
-157,1
-111,9
-71
Keemistemperatuur
-268,97
-246
-185,9
-153,3
-108,1
-65
Tihedus kg/m3
0,178
0,901
1,784
3,744
5,89
9,73
Valentselektronid
2
8
8
18
18
18
Kasutatud Kirjandus

www.wikipedia.org

http://www.kl.ttu.ee/atrik/ope/kky3153/loeng051.pdf

ENE 1

ENE 3

EE 5

EE 7
7