INTERTE GASVERBINDUNGEN

Und Es gibt sechs Edel- oder Edelgase: Helium He, Neon Ne, Argon Ar, Krypton Kr, Xenon Xe und Radon Rn. Argon war das erste dieser Gase, das entdeckt wurde. Die Entdeckung geht auf das Jahr 1894 zurück, sie wurde von D. Rayleigh (1842–1919) und W. Ramsay (1852–1916) gemacht. Aufgrund seiner Eigenschaften wurde das neue Element aus dem Griechischen Argon genannt. - inaktiv. Dieses Gas geht keine chemischen Verbindungen ein. Also einer der herausragenden experimentellen Chemiker des 19. Jahrhunderts. A. Moissan (1852-1907) zeigte 1886, dass Argon nicht mit dem aktivsten der Oxidationsmittel - Fluor - reagiert.

Andere Inertgase, die nach Argon entdeckt wurden, bildeten damit eine Gruppe, die erfolgreich in die Tabelle von D. I. Mendeleev passt, die sich an der Grenze zwischen den ausgeprägtesten Metalloiden und Metallen (in der Nullgruppe) befindet. Nach der Synthese von Verbindungen einiger Inertgase und der Untersuchung ihrer Eigenschaften wurden diese Elemente in die Gruppe VIII eingeordnet.

Die ersten Theorien, die versuchten, die Struktur des Atoms zu erklären, sein von N. Bohr (1913) vorgeschlagenes Modell und die auf diesem Modell basierende elektronische Valenztheorie von Kossel-Lewis (1916) bestärkten die bereits etablierte Meinung über die Trägheit von Edelgase. Die elektronische Konfiguration der Atome von Inertgasen war genau eine solche, die nach diesen Theorien die Atome anderer Elemente durch Reaktion miteinander zu erlangen suchten.

Der Entdeckung chemischer Verbindungen von Inertgasen ging die Gewinnung ihrer Verbindungen mit Wasserhydraten voraus. Bereits 1896, zwei Jahre nach der Entdeckung von Argon, erhielt P. Willard, indem er das Gas über Wasser bei 0 ° C unter Druck setzte, ein kristallines Hydrat der Zusammensetzung Ar 6H 2 O. Nach ihm
R. de Forcran synthetisierte im ersten Viertel des 20. Jahrhunderts mit derselben Methode ähnliche Verbindungen von Krypton Kr 5,75 H 2 O und Xenon Xe 5,75 H 2 O. Dann erhielt er ähnliche Hydrate mit schwerem Wasser.

In unserem Land zeigte das korrespondierende Mitglied der Akademie der Wissenschaften der UdSSR Interesse an Verbindungen von Inertgasen
BA Nikitin (1906–1952), der am Radiuminstitut der Akademie der Wissenschaften arbeitete. In den 1940er Jahren er erhielt nicht nur Hydrate von Radon, Neon und Argon, sondern auch gleichartige Verbindungen von Radon und Xenon mit Phenol und Toluol der allgemeinen Formel R 2C 6 H 5 OH und R 2C 6 H 5 CH 3 (wobei R ein ist Inertgas). Er nannte diese Verbindungen molekular, weil er glaubte, dass die Verbindung bei ihnen nicht aufgrund der Wechselwirkung zwischen Atomen, sondern aufgrund intermolekularer Anziehung erfolgt, und er erwies sich als richtig. 1948 führte G. Powell für solche Verbindungen den Begriff "Clathrate" ein. Nikitin wies darauf hin, dass die Fähigkeit, molekulare Verbindungen zu bilden, von Argon zu Radon zunimmt und zur Trennung von Inertgasen verwendet werden kann. Die Forschung auf dem Gebiet der Clathrate trug zur Entwicklung der Laborexperimenttechnik mit Inertgasen bei und wurde zu einem bedeutenden Schritt zur Synthese ihrer echten chemischen Verbindungen.

Vermutungen über die Möglichkeit, Verbindungen von Inertgasen zu synthetisieren, wurden bereits zu Beginn des 20. Jahrhunderts gemacht. 1916 wies W. Kossel aufgrund des Werts ihrer Ionisationspotentiale darauf hin, dass mit der Bildung chemischer Verbindungen in Xenon und Krypton zu rechnen sei. Im Gegensatz zu leichteren Elementen haben sie größere Atomradien, die bindungsfähigen Außenelektronen sind weiter vom Kern entfernt und müssen daher mit weniger Energie entfernt werden.

1924 schlug der österreichische Forscher A. von Antropov, der Edelgase entgegen der allgemein akzeptierten Meinung schon damals der Gruppe VIII des Periodensystems zuordnete, vor, dass sie in der Lage sind, chemische Verbindungen zu bilden, und dass die höchste Wertigkeit in diesen Verbindungen sein sollte gleich der Gruppennummer sein, t .e. acht. Am wahrscheinlichsten hielt er die Synthese von Verbindungen, die Halogene und schwere Inertgase enthalten.

1933 sprach Linus Pauling, Professor am California Institute of Technology, der spätere Nobelpreisträger für Chemie (1954), basierend auf den Werten der Radien der vorgeschlagenen Ionen von Edelgasen, selbstbewusster als seine Vorgänger die Möglichkeit, ihre Verbindungen zu synthetisieren, und gab sogar ihre Zusammensetzung an, nämlich die Kryptonhexafluoride KrF 6 und Xenon XeF 6 , denen er eine ausreichende Stabilität zuschrieb, und das instabile Xenonoctafluorid XeF 8 . Außerdem wies Pauling auf die Möglichkeit hin, eine Säure der Zusammensetzung H 4 XeO 6 und ihre Salze zu synthetisieren. Wie wir weiter unten sehen werden, wurden die meisten Vorhersagen später bestätigt. Paulings Zuversicht war so groß, dass er seinen Kollegen D. Yost mit der Synthese von Xenonfluorid beauftragte. Die resultierende Verbindung wurde einer Spektralanalyse unterzogen. Die Spektroskopiker machten eine vorsichtige Annahme über die Bildung einer Xenon-Verbindung, aber für Chemiker schien sie nicht überzeugend genug.

Im selben Jahr 1933 versuchte auch der italienische Forscher G. Oddo, Xenonfluorid zu gewinnen, indem er eine elektrische Entladung durch eine Mischung dieser Gase leitete. Die Verbindung wurde erhalten, aber der Wissenschaftler war nicht in der Lage, sie von den Korrosionsprodukten des Gefäßes zu reinigen, in dem die Reaktion durchgeführt wurde, und dies verschob das Datum ihrer Entdeckung um dreißig Jahre.

1935 berichteten G. Booth und C. Wilson über die Wechselwirkung von Bortrifluorid mit Argon. Ein Versuch, diese Reaktion 1948 zu wiederholen, blieb erfolglos. Allmählich sank das Interesse an der Synthese von Verbindungen von Inertgasen.

H Trotzdem kann man vor 1962 nicht von Edelgasverbindungen sprechen. Sie waren immer noch träge. Alles änderte sich im Mai 1962, als der Engländer Neil Bartlett, der an der University of British Columbia (Kanada, Vancouver) arbeitete, seinen ersten Bericht über die Synthese einer Xenonverbindung mit Platinhexafluorid Xe veröffentlichte. Damals interessierte sich der Wissenschaftler für die Chemie anorganischer Fluorverbindungen. Es sei darauf hingewiesen, dass die Errungenschaften auf dem Gebiet der Fluorchemie bereits 1960 sehr bedeutend waren. So wurde die Trennung von Uran in die Isotope U-235 und U-238 unter Verwendung einer gasförmigen Verbindung von Uranhexafluorid durchgeführt. Es besteht ein erneutes Interesse an der Synthese und Untersuchung von Fluoriden anderer Elemente, insbesondere der Elemente der Platingruppe.

Bartlet synthetisierte zusammen mit D. Loman 1961 Platinhexafluorid PtF 6 . Forscher haben Platinhexafluorid-Kristalle lange Zeit in Kontakt mit Luft gehalten. Allmählich änderte sich ihre Farbe von rot nach orange. Die Analyse zeigte, dass eine neue, bisher unbekannte O 2 -Verbindung, Oxygenylhexafluoroplatinat, gebildet wurde, eine Verbindung, die ein einfach geladenes positives Sauerstoffion, das Oxygenylkation O 2 + , enthält. Detaillierte Untersuchungen dieser Verbindung bestätigten ihre Zusammensetzung. Daraus folgte, dass Platinhexafluorid eine ungewöhnlich hohe Oxidationskraft hat und sogar aus Sauerstoff ein Elektron ziehen kann. Der Wert der Elektronenaffinität* für diese Verbindung betrug 6,8 eV, d.h. doppelt so hoch wie die von Fluor, dem stärksten damals bekannten Oxidationsmittel. Bartlet hatte die Idee, Platinhexafluorid zur Oxidation eines Inertgases zu verwenden. Beim Vergleich der ersten Ionisationspotentiale eines Sauerstoffmoleküls und Atomen von Edelgasen kam er zu dem Schluss, dass ihm das Ionisationspotential von Xenon am nächsten kommt. Diese Potentiale für Sauerstoff und Xenon betragen 12,20 bzw. 12,129 eV.

1962 berichtete Bartlet, dass er durch die Reaktion von Xenon mit gasförmigem Platinhexafluorid einen gelben Feststoff mit der Zusammensetzung Xe erhielt.

Bartlets Botschaft weckte bei der Mehrheit der Chemiker kein Vertrauen und folglich kein Interesse. Nur für einen engen Kreis von Wissenschaftlern, die sich mit Fluor und Edelgasen befassten, wurde es zu einem Ansporn für eine breite Entwicklung der Forschung auf diesem Gebiet, die im selben Jahr 1962, unmittelbar nach der ersten Veröffentlichung, begann. In den Vereinigten Staaten machte sich eine Gruppe von Wissenschaftlern des Argonne National Laboratory an die Arbeit. In der Sowjetunion, in Moskau, wurde dieses Problem von einer Gruppe am IV. Kurtschatow-Institut für Atomenergie aufgegriffen; in Leningrad - Wissenschaftler des Instituts für Kernphysik
Sie. B. P. Konstantinov sowie das Radium Institute.

Derzeit sind für Xenon Verbindungen mehrerer Oxidationsstufen zuverlässig bekannt: +1, +2, +4, +6 und +8. Zu den der Oxidationsstufe +1 entsprechenden Verbindungen gehört zunächst die erste von Bartlett Xe synthetisierte Verbindung. Außerdem erhielt er ähnliche Verbindungen mit Ruthenium, Rhodium und Palladium. Nach Bartlet im selben Jahr erhielten D. Morton und V. Falcone durch Einwirken auf Xenontetrafluorid-XeF 4 -Strahlen bei niedriger Temperatur das XeF-Radikal, wobei Xenon ebenfalls in der Oxidationsstufe +1 war. Dieselben Forscher zeigten, dass ein ähnliches Radikal während der Hydrolyse von Xenondifluorid XeF 2 gebildet wird. Die Existenz des Radikalen wurde 1968 von unserem Landsmann Akademiker V. A. Legasov überzeugend bestätigt.

XeF 2 -Difluorid war das erste, das aus Xenonverbindungen entsprechend der Oxidationsstufe +2 erhalten wurde. Diese Verbindung wurde 1962 unabhängig von S. L. Chernik in den Vereinigten Staaten und R. Hoppe in Deutschland synthetisiert. In den Folgejahren lassen sich zwei Richtungen in der Synthese von Edelgasverbindungen unterscheiden. Zum einen wurde nach neuen Fluorierungsmitteln und Energiequellen zur Anregung der Reaktion gesucht, zum anderen wurde die Verfahrenstechnik verbessert. Einen wesentlichen Beitrag leisteten unsere Landsleute. V. M. Khutoretsky und V. A. Shpansky fanden heraus, dass die Bildung von Xenondifluorid auch unter eher milden Bedingungen ablaufen kann, wenn ein Gemisch aus den Gasen F 2 und Xe im Volumenverhältnis 1: 1 bei einem Druck von 35 atm in einen Edelstahlbehälter eingespritzt wird .

In kurzer Zeit wurden die physikalisch-chemischen Eigenschaften von Xenondifluorid untersucht. Es sind farblose Kristalle mit einem charakteristischen Geruch. XeF 2 löst sich leicht in Wasser, während es hydrolysiert wird, wobei Xe, HF und Sauerstoff freigesetzt werden. XeF 2 ist von Natur aus ein sehr starkes Oxidationsmittel. Die Hydrolyse wurde von Legasov im Detail untersucht. Außerdem bestimmte er den Schmelzpunkt von XeF 2, der bei 140 °C liegt. A. V. Nikolaev bestimmte die Löslichkeit von XeF 2 in einigen Lösungsmitteln. Bartlet und D. Musher zeigten unabhängig voneinander, dass in Xenondifluorid ein Fluoratom oder beide gleichzeitig durch solche Substituenten wie ersetzt werden können
OSO 2 F, OTeF 5 und einige andere. Alle diese Verbindungen sind instabil und explodieren leicht, mit Ausnahme von Xe(OTeFS).

In den späten 1960er - frühen 1970er Jahren. wurde festgestellt, dass Xe(II) in Form eines positiv einfach geladenen XeF + -Kations gewöhnliche Koordinationsverbindungen mit einfach geladenen Anionen des Typs RF 6 – bilden kann (wobei R = As, Sb, Nb, Ta, Ru, V), bei denen es sich um feste, farbige Substanzen handelt. Insgesamt wurden mehr als 20 Verbindungen untersucht. An der Forschung nahmen nicht nur Bartlet und seine Mitarbeiter teil, sondern auch Forscher aus anderen Ländern: Gruppen unter der Leitung von F. Sladka und V. A. Legasov. Die Wissenschaftler kamen zu dem Schluss, dass komplexe Xenonfluoride von Natur aus keine Ausnahme unter den anorganischen kovalenten Halogeniden anderer Elemente darstellen.

M Wir haben Xenonverbindungen in den Oxidationsstufen +1 und +2 betrachtet. Kommen wir nun zu Verbindungen in der Oxidationsstufe +4. Viel weniger bekannte Verbindungen dieses Typs. Xenontetrafluorid XeF 4 wurde erstmals 1962 von G. Klassen und Mitarbeitern in den Vereinigten Staaten erhalten, kurz nachdem die Synthese von Xenondichlorid durch Bartlet bekannt wurde. Die Synthese wurde in einem verschlossenen Nickelgefäß bei 400°C, einem Druck von 6 atm und einem fünffachen Überschuss an Fluor durchgeführt. Es wird angenommen, dass dies die am leichtesten erhältliche Xenonverbindung ist. Anschließend wurden andere, einfachere Verfahren vorgeschlagen, aber um große (Gramm-)Mengen dieser Substanz zu erhalten, wird das erste Verfahren immer noch als bevorzugt angesehen. Es hat zwar einen großen Nachteil: Das Hauptprodukt ist immer mit Xenondifluorid verunreinigt. Um diese Fluoride zu trennen, schlug Bartlet 1968 vor, die Mischung mit Arsenpentafluorid AsF 5 zu behandeln, mit dem Xe(IV) nicht wechselwirkt, aber Xe(II), wie wir oben gesehen haben, eine Komplexverbindung bildet. Die Endprodukte werden durch Sublimation im Vakuum getrennt. 1973 meldeten Legasov und seine Mitarbeiter ein Patent für die Trennung von Di- und Tetrafluoriden an.

Xenontetrafluorid sind farblose Kristalle, die gegen -Strahlung beständig sind. Es erwies sich in den niedrigeren und höheren Oxidationsstufen als stabiler als Xenonfluoride. In einer wässrigen Lösung wird XeF 4 hydrolysiert, wobei XeOF 2 , XeO 3 , HF und O 2 gebildet werden. Einige Substituenten sind in der Lage, Fluor ganz oder teilweise aus Tetrafluorid zu verdrängen. So wurde die kristalline Verbindung Xe(OOCCF 3 ) 4 erhalten, jedoch war es nicht möglich, Fluor durch Chlor durch direkte Wechselwirkung zu ersetzen.

Von den Xenon-Verbindungen der Oxidationsstufe +6 wurde als erstes XeF 6 -Hexafluorid isoliert, dessen Synthese 1963 in mehreren Laboratorien in den Vereinigten Staaten und Jugoslawien auf einmal durchgeführt wurde. Die Synthese wird in einem Edelstahlgefäß bei einem Druck von 400 atm, einer Temperatur von bis zu 300 °C und einem 20-fachen Überschuss an Fluor durchgeführt. Hexafluorid ist normalerweise mit Verunreinigungen anderer Xenonfluoride und am unangenehmsten mit einer Verunreinigung des explosiven Trioxids XeO 3 verunreinigt. Um sich von Verunreinigungen zu trennen, wird Hexafluorid an Natriumfluorid absorbiert, mit dem es eine starke Verbindung NaF XeF 6 bildet.

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Xenonhexafluorid sind recht gut untersucht worden. Diese Verbindung besteht aus farblosen, relativ stabilen Kristallen. Hydrolysiert in Wasser zu Xenontrioxid und Fluorwasserstoff. In alkalischen Lösungen geht der Prozess weiter bis zur Bildung eines freien Perxenations H 2 XeO 6 2– , das eine doppelt negative Ladung trägt und eine Xe(VIII)-Verbindung ist. Xenonhexafluorid ist ein starkes Fluorierungsmittel. Mit seiner Hilfe wurden viele Fluorkohlenwasserstoffe erhalten. Unter Einwirkung von XeF 6 wird Siliziumdioxid in gasförmiges Siliziumtetrafluorid umgewandelt. Daher kann mit Xenonhexafluorid weder in Glas- noch in Quarzschalen gearbeitet werden, die zerstört werden.

Wie bereits erwähnt, ist XeO 3 -Oxid für die Oxidationsstufe +6 bekannt. Diese Verbindung hat eine gelbe Farbe, sie explodiert leicht und es ist ziemlich gefährlich, damit zu arbeiten.

Für Xe(VIII) sind XeO 4 -Tetroxid und Salze entsprechend der Säure H 4 XeO 6 bekannt, synthetisiert 1964. Wir haben bereits eine der Methoden erwähnt, um Anionen dieser Säure in Lösung zu erhalten. Die andere besteht darin, Ozon in eine verdünnte alkalische Lösung einzuleiten, die Xe(VI) enthält. Dieses Verfahren wurde verwendet, um stabile unlösliche Perxenatsalze der Zusammensetzung Na 4 XeO 6 8H 2 O, Na 4 XeO 6 6H 2 O und Ba 2 XeO 6 1,5H 2 O zu erhalten. Xenontetraoxid ist instabil und bleibt nur bei einer Temperatur von bestehen –196 °C. Es wird durch Umsetzung von Natriumperxenat mit Schwefelsäure gewonnen. Dank dieser Verbindungen, die der Oxidationsstufe Xe +8 entsprechen, können Inertgase nun zu Recht ihren Platz in der achten Gruppe des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendeleev einnehmen.

Vor relativ kurzer Zeit, im Jahr 2003, wurde in unserem Land eine sehr interessante Verbindung von Xenon mit der organischen Substanz Acetylen synthetisiert. Die Synthese wurde von Mitarbeitern des Instituts für synthetische Polymermaterialien der Russischen Akademie der Wissenschaften und des nach L. Ya Karpov benannten Physikalisch-Chemischen Instituts durchgeführt.

Zu Neben Xenonverbindungen sind auch Verbindungen des leichteren Edelgases Krypton bekannt. Seine Wechselwirkung mit Fluor ist viel schwieriger, und es konnte nur Difluorid der Zusammensetzung KrF 2 erhalten werden. Kryptondifluorid wurde 1963 von AW Grosse in den Vereinigten Staaten synthetisiert, indem eine elektrische Entladung durch eine Mischung aus Krypton und Fluor bei einer Temperatur von etwa 200 ° C geleitet wurde. Andere Verfahren zur Gewinnung von KrF 2 sind derzeit bekannt, werden aber ebenfalls unter harten Bedingungen durchgeführt.

Kryptondifluorid ist sowohl im festen als auch im gasförmigen Zustand farblos. Sehr instabil und zersetzt sich spontan bei Temperaturen deutlich unter Raumtemperatur. Dies erlaubt es nicht, seine genauen physikalisch-chemischen Eigenschaften zu bestimmen. In Wasser zersetzt es sich gemäß der Reaktion:

KrF 2 + H 2 O \u003d Kr + 0,5 O 2 + 2HF.

Die Instabilität von Xenondifluorid ist der Grund für seine starke fluorierende Wirkung.

1965 wurde eine stabile Koordinationsverbindung KrF 2 Sb 2 F 5 erhalten. Die Reaktion findet in einem Glasgefäß bei einer Temperatur von –20 °C statt. Die Verbindung ist ziemlich stabil und hat einen Schmelzpunkt von 50 °C.

Kryptontetrafluorid KrF 4 wurde nach dem gleichen Verfahren wie KrF 2 erhalten, jedoch unter etwas anderen Bedingungen. Unter Einwirkung von Ba(OH) 2 wurde Bariumkryptonat BaKrO 4 isoliert, bei dem Krypton Teil des Anions ist. In dieser Verbindung scheint Krypton im Oxidationszustand +6 zu sein.

Überzeugende Beweise für die Existenz von Kryptonverbindungen, die anderen Klassen angehören, liegen noch nicht vor.

Radonverbindungen wurden aufgrund ihres schnellen Zerfalls (3,823 Tage) und der Komplexität der Arbeit mit radioaktivem Gas in sehr geringen Mengen erhalten und ihre Zusammensetzung ist unzuverlässig. 1962 berichteten P. Fields und seine Mitarbeiter in den Vereinigten Staaten, dass sie Radonfluorid erhalten hatten, dem die Zusammensetzung RnF 2 zugeschrieben wurde. Wissenschaftler basieren nur auf der Tatsache, dass seine Reaktion mit Wasser zu Produkten führt, die denen ähneln, die bei der Hydrolyse von XeF 2 entstehen. Radondifluorid ist eine weiße kristalline Substanz, die im Vakuum bis 250 °C stabil ist.

Die Untersuchung von Radonverbindungen kann für die Medizin von großer Bedeutung sein, weil. ermöglicht es Ihnen, konzentrierte Präparate dieses gasförmigen Elements herzustellen. Darüber hinaus wird das Wissen über die Chemie von Radon dazu beitragen, es aus der Luft von Uranminen zu entfernen.

Über Argonverbindungen ist sehr wenig bekannt. Im Jahr 2003 wurde berichtet, dass finnische Forscher der Universität Helsinki die Argonverbindung HArF durch Photolyse erhalten hatten.

Chemische Verbindungen von Helium und Neon konnten bisher nicht gewonnen werden.

BARTLET Neil wurde am 15. September 1932 in Newcastle (Großbritannien) geboren. Sein Vater war Schiffszimmermann, wie vier Generationen seiner schottischen Vorfahren. In den späten 1920er Jahren, während der Weltwirtschaftskrise, gab es praktisch keine Arbeit für Schiffbauer, also eröffnete er bald nach seiner Heirat mit Anna Wok 1928 ein Lebensmittelgeschäft. Das Startkapital für das Familienunternehmen waren die Gelder, die Anna vor ihrer Heirat während ihrer Tätigkeit als Verkäuferin ansparen konnte.

Die Familie hatte drei Kinder. Neil Bartlet erinnert sich an seine Kindheit als eine glückliche Zeit. Und obwohl sein Vater früh starb (er litt im Ersten Weltkrieg an den Folgen von Giftgasen und starb 1944), lebte die Familie dank des Lebensmittelladens gut. Auch die Kinder sammelten erste unternehmerische Erfahrungen: Neil und sein älterer Bruder Ken eröffneten mit dem eingesparten Geld der Sonntagsunterhaltung eine kleine Eisdiele. Neal gab die Einnahmen aus seinem kleinen Geschäft für Bücher über Chemie aus, die ihn damals faszinierten, und für Geräte für ein kleines Heimlabor.

Wie Bartlet sich später erinnerte, war seine Mutter eine sehr sachkundige und entschlossene Frau, die sich im Geschäft bestens auskannte. Sie begann als Verkäuferin in einem Schuhgeschäft und wurde zu einer der führenden Persönlichkeiten der Handelsbranche, obwohl es damals für eine Frau nicht einfach war. Nachdem sie ihren Vater früh verloren und eine sehr bescheidene Ausbildung erhalten hatte, führte sie ihr Lebensmittelgeschäft so erfolgreich, dass es der Familie nie an Geld mangelte.

Nachdem Neil die speziellen Prüfungen für den Grundschulkurs bestanden hatte, trat er in die Heaton School for Boys ein. In der Folge betrachtete er sich als sehr glücklich mit der Schule: Von Anfang an wurde Wert auf das Studium der Naturwissenschaften und Laborexperimente gelegt. Er setzte seine Studien im Heimlabor fort und füllte es mit Geräten auf, die er mit Taschengeld und seinem Anteil am Gewinn aus dem Verkauf von Eiscreme gekauft hatte. Aus dem schulischen Interesse wuchs dann die Professionalität, die die Grundlage für den Erwerb eines Abschlusses am King's College in Durham wurde.

Zunächst wollte Neil Biochemiker werden und gab beim Eintritt ins College die entsprechenden Empfehlungen der Lehrer, die für das Studium der Chemie von Naturstoffen erforderlich sind. Als er jedoch mit der chemischen Wissenschaft vertrauter wurde, entschied er, dass er sich mehr für anorganische Chemie interessierte, und nach seinem College-Abschluss im Jahr 1954 (mit einem Bachelor-Abschluss) begann er in der Forschungsgruppe für anorganische Chemie von Dr. P. L. Robinson zu arbeiten. 1958 verteidigte er seine Dissertation. Ein Jahr zuvor gab es Veränderungen in seinem Privatleben - er heiratete Christina Cross.

Wenige Monate nach der Verteidigung nahm Bartlet eine Einladung an die University of British Columbia in Vancouver (Kanada) an und begann dort zusammen mit Dr. G. Clark mit Arbeiten zur Chemie des Fluors. Zusammen mit Studenten und Praktikanten begann er, die Fluoride von Platinmetallen und Germanium zu untersuchen.

Seine eigene wissenschaftliche Forschung betraf jedoch eine überraschend flüchtige rote Substanz, die er zufällig in seiner Dissertationsforschung durch Fluorierung von Platinsalzen in einem Glasgefäß erhielt. Letztendlich zeigte Bartlet zusammen mit seinem ersten Doktoranden Derek Loman, dass die flüchtige Substanz eine Dioxygenylverbindung O 2 + - Dioxygenylhexafluoroplatinat ist, die entsteht, wenn PtF 6 mit O 2 gemischt wird:

O 2 + PtF 6 \u003d O 2.

Diese Tatsache bestätigte, dass Platinhexafluorid das stärkste Oxidationsmittel aller bekannten Verbindungen ist (es oxidiert sogar Sauerstoff). Auf dieses und andere Hexafluoride konzentrierte Bartlet seine weitere Forschung.

Anfang 1962 machte er darauf aufmerksam, dass die Ionisationspotentiale von Xenon und Sauerstoff nahe beieinander liegen, die von Radon sogar etwas niedriger. Da Experimente mit Radon damals nicht möglich waren, beschaffte Bartlet eine Probe Xenon, präparierte etwas PtF 6 und versuchte, das Xenon mit einem Glasgefäß und einer Quarzapparatur zu oxidieren.

Bis 1962 galten Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon als Edelgase, die keine Verbindungen eingehen konnten. Am 23. März 1962 entfernte Dr. Bartlet die Trennwand, die das gasförmige rote Platinhexafluorid vom farblosen Xenon trennte, und die beiden Gase reagierten sofort zu einer orange-gelben Substanz. Bartlet schrieb später: „Ich war so überrascht von diesem Anblick, dass ich aus dem Labor rannte, um Kollegen oder Studenten anzurufen, die dieses Ereignis miterleben konnten.“ Es war jedoch Freitagabend, und es war niemand im Gebäude ...

Im ersten Artikel, der dieses historische Experiment beschreibt, wurde festgehalten, dass der Druck im Reaktionsgefäß infolge der Wechselwirkung abnahm, was eindeutig auf die Bildung einer neuen Substanz hinweist; Seine Zusammensetzung war, wie die Forscher ursprünglich vorgeschlagen hatten, + - . In späteren Veröffentlichungen der Bartlet-Gruppe wurde gezeigt, dass ihre Zusammensetzung eigentlich wie folgt hätte dargestellt werden sollen: + -. Nach diesen Arbeiten fluteten Experimente mit Xenon ein.

Ein großer Schritt in der Entwicklung der Chemie von Xenonfluoridverbindungen wurde vom Argonne National Laboratory (USA) gemacht. Nach einem Besuch dort im Oktober 1962 beschloss Bartlet, Xenonoxid zum Hauptthema seiner Forschung zu machen. Und bald erhielten er und sein Doktorand P. Rao Oxid. Aufgrund eines Unfalls, der durch die Explosion der zweiten Probe verursacht wurde, wurden beide jedoch für einen Monat ins Krankenhaus eingeliefert, und die Identifizierung des explosiven Stoffes XeO 3 wurde von anderen Wissenschaftlern durchgeführt.

1964 erhielt Bartlet eine Professur und zwei Jahre später wurde er auf den Posten eines Professors für Chemie an der Princeton University berufen. Später erinnerte er sich, dass es ihm leid tat, die Westküste zu verlassen, wo er sich zu Hause fühlte. Als er drei Jahre später eine Einladung zum Professor für Chemie von der University of Berkeley in Kalifornien erhielt, nahm er diese gerne an und hat seitdem die Westküste nicht verlassen. Gleichzeitig forschte Bartlet lange (1969–1999) am Lawrence Berkeley National Laboratory. Im Jahr 2000 erhielt der Wissenschaftler die amerikanische Staatsbürgerschaft.

1970 verlieh ihm die American Chemical Society den Inorganic Chemistry Prize für langjährige Arbeiten auf dem Gebiet der Übergangsmetallhexafluoride. Für seine Forschungen erhielt er außerdem den Danni-Heinemann-Preis der Deutschen Akademie der Wissenschaften zu Göttingen (1971), Henry-Moissan-Medaillen (Frankreich 1988) dazu. Linus Pauling (1989), H. Davy (2002) und andere Auszeichnungen. Er wurde zum Mitglied der Royal Society of London (1973), der Deutschen Akademie der Naturforscher „Leopoldina“ (1969), zum auswärtigen Mitglied der Französischen Akademie der Wissenschaften (1989) und der US National Academy of Sciences (1979) gewählt.

1999 verließ Bartlet die aktive Forschung, um mehr Zeit mit seiner Familie zu verbringen und sich seinen Lieblingshobbys hinzugeben. Er malt mit Wasserfarben, zimmert, pflegt den Garten, bearbeitet Silber. Nach seiner Abreise gab es nur eine Verbindung, die er haben wollte, aber nicht bekam – Goldhexafluorid.

N. V. FEDORENKO

* Elektronenaffinität ist die Energie, die durch die Bindung eines Elektrons an ein Atom freigesetzt wird. Das Atom wird dann zu einem negativen Ion.

Krypton, Xenon und Radon zeichnen sich durch niedrigere Ionisationspotentiale als typische Elemente (He, Ne, Ar) aus, sodass sie in der Lage sind, Verbindungen des üblichen Typs herzustellen. Erst 1962 gelang es N. Bartlett, die erste derartige Verbindung zu erhalten - Xenonhexafluoroplatinat Xe + |PtF 6 |. Anschließend wurden Krypton- und Radonfluoride und ihre zahlreichen Derivate gewonnen. Informationen über einige Xenonverbindungen sind in der Tabelle angegeben. 17.2.

Tabelle 17.2

Charakterisierung von Xenonverbindungen

Oxidation	Verbindungen	Moleküle	Struktur	Einige Eigenschaften
		Substanz	Asymmetrisch Antiprisma	Hitzebeständig bis 400°C
		Farblos flüssig	quadratische Pyramide	nachhaltig
		Farblos Kristalle	Pyramidenförmig	Explosiv, hygroskopisch, stabil in Lösungen
		Farblos	Tetraeder	Explosiv
		Farblos	Oktaeder	Entspricht 11, XeO g; , gibt es auch saure Anionen: Xe0 8 ~, H 2 XeO | " und H 3 XeO mit

Die Bedingungen zur Gewinnung von Verbindungen von Edelgasen sind aus Sicht herkömmlicher Vorstellungen nicht ganz einfach.

Xenondifluorid XeF 2 wird durch Umsetzung von Xe mit F 2 bei hohem Druck erhalten. Die Substanz ist wasserlöslich. In Gegenwart von Säuren verläuft der Hydrolyseprozess langsam und in Gegenwart von Alkalien verstärkt sich die Hydrolyse:

XeF 2 ist ein starkes Oxidationsmittel, zum Beispiel schreitet die Reaktion fort, wenn es mit HC1 wechselwirkt

Xenontetrafluorid XeF 4 entsteht durch längeres Erhitzen und hohen Druck (400°C und 607 kPa) aus Xenon und Fluor im Verhältnis 1:5. Xenontetrafluorid hat die gleichen Eigenschaften wie XeFn, ist jedoch hydrolysebeständig. In feuchter Luft kommt es zu einer Disproportionierung:

Xenonhexafluorid XeF 6 kann aus XeF 4 erhalten werden:

oder direkt aus Xe und F 2 bei 250°C und über 5065 kPa. Diese Verbindung hat eine hohe Reaktivität, was am Beispiel ihrer Wechselwirkung mit Quarz zu sehen ist:

Als Lewis-Säure reagiert XeF (i) leicht mit Alkalimetallfluoriden (außer LiF) unter Bildung von Heptafluor- und Octafluoroxenataniopen:

Die Hydrolyse von XcF 6 kann von der Bildung von Xe0 3 und der entsprechenden instabilen Lewis-Säure XeOF 4 begleitet sein:

Xenonfluoride sind Oxidationsmittel:

Xenonhexafluoroplatinat Xe wird durch die Wechselwirkung von PtF 6 und Xe bei Raumtemperatur erhalten, d. h. aus zwei gasförmigen Stoffen entsteht ein orange-gelber Feststoff, der unter Normalbedingungen stabil ist:

Xe[PtF c | sublimiert ohne Zersetzung. Unter Einwirkung von Wasser hydrolysiert:

Später wurden mehrere weitere Xenonverbindungen mit Ruthenium-, Rhodium- und Plutoniumhexafluoriden erhalten: Xe, Xe, Xe.

Xenonoxotetrafluorid XeOF 4 weist amphotere Eigenschaften auf, was sich beispielsweise an den entsprechenden kationischen Komplexen ablesen lässt.

Xenonoxid (Y1) Xe0 3 ist eine weiße, nicht flüchtige Verbindung, die stabile wässrige Lösungen bildet. Das Molekül Xe0 3 hat die Struktur einer trigonalen Pyramide. In einem alkalischen Medium bildet es ein Xenat (U1) -Ion:

HXe0 4 wird aufgrund von Disproportionierung allmählich zu Perxenat (USh)-Ion:

Xenonoxid (XX) Xe0 4 hat die Form eines Tetraeders mit einem Xe-Atom im Zentrum. Xe0 4 wird aus Bariumoxoxenat durch Einwirkung von H 2 S0 4 gewonnen:

Das Perxenation XeOf bildet stabile Salze - Perxenate, darunter Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1,5H 2 0 sind stabil, in Wasser schlecht löslich.

Krypton bildet Verbindungen, die in Zusammensetzung, Struktur und Eigenschaften von Molekülen mit Xenon-Verbindungen identisch sind. So wird kristallines Kryptondifluorid unter dem Einfluss einer ruhigen elektrischen Entladung auf das Reaktionsgemisch bei –183°C und einem Druck von –2,7 kPa erhalten.

Krypton(H)-Fluorid oder Kryptondifluorid KrF 2 ist bei Raumtemperatur instabil, kann aber bei -78°C lange gelagert werden. KrF 2 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel. Beim Einwirken auf HC1 verdrängt es Chlor und Sauerstoff aus dem Wasser. Es wurden auch Kryptonverbindungen mit Übergangsmetallen erhalten: KrFMeF 6 . Verbindungen ähnlicher Art wurden sowohl mit Arsen als auch mit Antimon erhalten: Kr 2 F 3 AsF 6 , Kr 2 F 3 SbF G und KrFSb 2 F u .

Gegenwärtig ist eine beträchtliche Anzahl von Xenonverbindungen beschrieben worden. Auch die Chemie der Kryptonverbindungen entwickelt sich erfolgreich. Was Radon betrifft, so ist es aufgrund seiner hohen a-Radioaktivität äußerst schwierig, die Eigenschaften seiner Derivate zu erhalten und zu untersuchen.

Die Verwendung von Edelgasen. Helium wird aufgrund von Eigenschaften wie Trägheit, Leichtigkeit, Mobilität und hoher Wärmeleitfähigkeit weit verbreitet verwendet. Beispielsweise ist es sicher, brennbare Substanzen mit Helium von einem Gefäß in ein anderes zu transferieren.

Einen grundlegenden Beitrag zur Untersuchung der Eigenschaften von flüssigem Helium leisteten herausragende russische Physiker, die Nobelpreisträger L. D. Landau und P. L. Kapitsa.

Biologische Studien haben gezeigt, dass die Heliumatmosphäre den genetischen Apparat des Menschen nicht beeinflusst, da sie die Entwicklung von Zellen und die Häufigkeit von Mutationen nicht beeinflusst. Das Einatmen von Heliumluft (Luft, in der Stickstoff teilweise oder vollständig durch Helium ersetzt ist) verbessert den Sauerstoffaustausch in der Lunge, beugt einer Stickstoffembolie (Caisson-Krankheit) vor.

Neon wird in der Technik oft anstelle von Helium verwendet. Es wird häufig für die Herstellung von Gaslicht-Neonlampen verwendet.

Argon ist zugänglicher als Helium und Neon. Dieses Gas ist in der Metallurgie weit verbreitet, es wird normalerweise bei der Heißverarbeitung von Titan, Niob, Hafnium, Uran, Thorium, Alkalimetallen verwendet, wo der Kontakt mit Sauerstoff, Stickstoff, Wasser und Kohlenmonoxid (IV) ausgeschlossen ist. Das Verfahren des Lichtbogenschweißens in einem Argonmedium hat breite Anwendung gefunden.

Krypton wird hauptsächlich zur Herstellung von elektrischen Lampen verwendet.

Xenon wird häufig bei der Herstellung von Xenonlampen verwendet, die sich durch die richtige Farbwiedergabe auszeichnen. Xenon ist eine röntgendichte Substanz, die in der Fluoroskopie des Gehirns weit verbreitet ist.

In Form von Xenonfluoriden lassen sich Xenon und hochaggressives Fluor, das für die Umwelt von großer Bedeutung ist, bequem lagern und transportieren. Xenonoxide können als Sprengstoffe oder als starke Oxidationsmittel verwendet werden.

Obwohl Radon radioaktiv ist, hat es in Ultramikrodosen eine positive Wirkung auf das zentrale Nervensystem und wird daher in der Balneologie und Physiotherapie (Radonbäder) eingesetzt.

Zusammenfassung

Die Elektronenhülle von Helium (es ist die einzige) hat die Konfiguration Is 2, während das äußere Energieniveau der übrigen Elemente abgeschlossen ist und acht Elektronen enthält (Konfiguration ...ns 2 np c>), was ihre extrem geringe Aktivität erklärt. Diese Elemente werden gemeinsam als Edelgase bezeichnet. Die alte Bezeichnung der Elemente dieser Gruppe „Edelgase“ gilt eigentlich nur für Helium und Neon, da die elektronische Struktur ihrer Atome keine Möglichkeit der Bildung kovalenter Verbindungen zulässt, im Gegensatz zu den übrigen, für die dies möglich war chemische Verbindungen erhalten.

Fragen und Aufgaben

• 1. Geben Sie die elektronischen Konfigurationen von Edelgasen an und erklären Sie davon ausgehend, warum Edelgase keine zweiatomigen Moleküle bilden.
• 2. Warum können Helium und Neon keine Verbindungen mit anderen Elementen eingehen?
• 3. Was ist der vorgeschlagene Mechanismus für die Bildung von Bindungen zwischen Krypton und Xenon?
• 4. Beschreiben Sie die Ihnen bekannten Xenonverbindungen.

Aufgrund der Vollständigkeit der äußeren elektronischen Ebene sind die Edelgase chemisch inert. Bis 1962 glaubte man, dass sie überhaupt keine chemischen Verbindungen eingehen. In der Brief Chemical Encyclopedia (M., 1963, v. 2) steht geschrieben: "Inertgase geben keine Verbindungen mit ionischen und kovalenten Bindungen." Zu dieser Zeit wurden einige Verbindungen vom Clathrat-Typ erhalten, bei denen ein Edelgasatom mechanisch in einem Gerüst gehalten wird, das von Molekülen einer anderen Substanz gebildet wird. So isolierte man beispielsweise unter starker Kompression von Argon über unterkühltem Wasser das Kristallhydrat Ar 6H 2 0. Gleichzeitig endeten alle Versuche, Edelgase auch mit den energiereichsten Oxidationsmitteln (zB Fluor) zur Reaktion zu zwingen, ins Leere . Und obwohl Theoretiker um Linus Pauling voraussagten, dass die Moleküle von Fluoriden und Xenonoxiden stabil sein könnten, sagten die Experimentatoren: "Das kann nicht sein."

In diesem Buch versuchen wir, zwei wichtige Ideen hervorzuheben:

• 1) es gibt keine unveränderlichen Wahrheiten in der Wissenschaft;
• 2) in der chemie ist ABSOLUT ALLES möglich, auch was jahrzehntelang unmöglich oder lächerlich erschien.

Diese Ideen wurden vom kanadischen Chemiker Neil Bartlett perfekt bestätigt, als er 1962 die erste chemische Verbindung von Xenon erhielt. So war es.

Bei einem der Experimente mit Platinhexafluorid PtF 6 erhielt Bartlett rote Kristalle, die nach den Ergebnissen der chemischen Analyse die Formel 0 2 PtF 6 hatten und aus 0 2 - und PtF 6 -Ionen bestanden. Das bedeutet, dass PtF 6 ein so starkes Oxidationsmittel ist, dass es sogar aus molekularem Sauerstoff Elektronen aufnimmt! Bartlett beschloss, eine weitere spektakuläre Substanz zu oxidieren, und stellte fest, dass es sogar noch einfacher war, Elektronen aus Xenon zu gewinnen als aus Sauerstoff (Ionisationspotentiale 0 2 12,2 eV und Xe 12,1 eV). Er gab Platinhexafluorid in ein Gefäß, schleuderte eine genau abgemessene Menge Xenon hinein und erhielt wenige Stunden später Xenonhexafluoroplatinat.

Unmittelbar nach dieser Reaktion führte Bartlett die Reaktion von Xenon mit Fluor durch. Es stellte sich heraus, dass Xenon beim Erhitzen in einem Glasgefäß mit Fluor reagiert und eine Mischung aus Fluoriden entsteht.

Xenonfluorid^ II) XeF 2 entsteht unter Einwirkung von Tageslicht auf eine Mischung von Xenon mit Fluor bei gewöhnlicher Temperatur

oder während der Wechselwirkung von Xenon und F 2 0 2 bei -120 ° C.

Farblose XeF 2 -Kristalle sind wasserlöslich. Das XeF 2 -Molekül ist linear. Eine Lösung von XeF 2 in Wasser ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, insbesondere in einer sauren Umgebung. Im alkalischen Milieu wird XeF 2 hydrolysiert:

Xenonfluorid (H) XeF 4 entsteht durch Erhitzen einer Mischung aus Xenon mit Fluor auf 400 °C.

XeF 4 bildet farblose Kristalle. Das XeF 4 -Molekül ist ein Quadrat mit einem Xenon-Atom in der Mitte. XeF 4 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel und wird als Fluorierungsmittel verwendet.

Bei der Wechselwirkung mit Wasser disproportioniert XeF 4 .

Xenonfluorid (Ch1) XeF 6 wird aus den Elementen gebildet, wenn es erhitzt und mit Fluor unter Druck gesetzt wird.

XeF 6 - farblose Kristalle. Das Molekül XeF 6 ist ein verzerrtes Oktaeder mit einem Xenon-Atom in der Mitte. Wie andere Xenonfluoride ist XeF 6 ein sehr starkes Oxidationsmittel und kann als Fluorierungsmittel verwendet werden.

XeF 6 wird durch Wasser teilweise zersetzt:

Xenonoxid (U I) XeO 3 entsteht bei der Hydrolyse von XeF 4 (siehe oben). Es ist eine weiße, nicht flüchtige, hochexplosive Substanz, die in Wasser sehr gut löslich ist, und die Lösung reagiert aufgrund der folgenden Reaktionen leicht sauer:

Unter Einwirkung von Ozon auf eine alkalische Lösung von Xe0 3 wird ein Salz der Xenonsäure gebildet, in dem Xenon eine Oxidationsstufe von +8 hat.

Xenonoxid (U1N) XeO 4 kann durch Umsetzung von Bariumperxenat mit wasserfreier Schwefelsäure bei niedrigen Temperaturen erhalten werden.

Xe0 4 ist ein farbloses Gas, hochexplosiv und zersetzt sich bei Temperaturen über 0 °C.

Von den Verbindungen anderer Edelgase sind KrF 2 , KrF 4 , RnF 2 , RnF 4 , RnF 6 , RnO 3 bekannt. Es wird angenommen, dass ähnliche Verbindungen von Helium, Neon und Argon wahrscheinlich nie in Form von Einzelsubstanzen erhalten werden.

Oben haben wir gesagt, dass in der Chemie „alles möglich“ ist. Lassen Sie uns daher berichten, dass Verbindungen von Helium, Neon und Argon in Form von sogenannten existieren Excimer Moleküle, d.h. Moleküle, bei denen die angeregten elektronischen Zustände stabil und der Grundzustand instabil sind. Beispielsweise kann bei elektrischer Anregung einer Mischung aus Argon und Chlor eine Gasphasenreaktion unter Bildung eines Excimer-ArCl-Moleküls ablaufen.

In ähnlicher Weise kann bei Reaktionen von angeregten Edelgasatomen eine ganze Reihe von zweiatomigen Molekülen erhalten werden, wie He 2, HeNe, Ne 2, NeCl, NeF, HeCl, ArF usw. Alle diese Moleküle sind instabil und können nicht isoliert werden als Einzelsubstanzen können sie jedoch mit spektroskopischen Methoden erfasst und ihre Struktur untersucht werden. Darüber hinaus werden elektronische Übergänge in Excimer-Molekülen genutzt, um UV-Strahlung in Hochleistungs-Excimer-UV-Lasern zu erzeugen.

Die Hauptuntergruppe der achten Gruppe des Periodensystems sind die Edelgase - Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Diese Elemente zeichnen sich durch eine sehr geringe chemische Aktivität aus, weshalb sie als Edel- oder Inertgase bezeichnet werden. Sie gehen nur schwer Verbindungen mit anderen Elementen oder Stoffen ein; chemische Verbindungen von Helium, Neon und Argon wurden nicht erhalten. Atome von Edelgasen sind nicht zu Molekülen verbunden, mit anderen Worten, ihre Moleküle sind einatomig.

Die Edelgase vervollständigen jede Periode des Systems der Elemente. Alle haben neben Helium acht Elektronen in der äußeren Elektronenschicht des Atoms und bilden ein sehr stabiles System. Auch die Elektronenhülle von Helium, die aus zwei Elektronen besteht, ist stabil. Edelgasatome zeichnen sich daher durch hohe Ionisationsenergien und in der Regel negative Elektronenaffinitätsenergien aus.

Im Tisch. 38 zeigt einige der Eigenschaften von Edelgasen sowie deren Gehalt in der Luft. Es ist ersichtlich, dass die Verflüssigungs- und Erstarrungstemperaturen von Edelgasen umso niedriger sind, je niedriger ihre Atommassen oder Seriennummern sind: die niedrigste Verflüssigungstemperatur für Helium, die höchste für Radon.

Tabelle 38. Einige Eigenschaften von Edelgasen und ihr Gehalt in der Luft

Bis Ende des 19. Jahrhunderts glaubte man, dass Luft nur aus Sauerstoff und Stickstoff bestehe. Aber 1894 fand der englische Physiker J. Rayleigh heraus, dass die Dichte von Stickstoff aus Luft (1,2572 ) etwas größer ist als die Dichte von Stickstoff aus seinen Verbindungen (1,2505 ). Der Chemieprofessor W. Ramsay schlug vor, dass der Dichteunterschied durch das Vorhandensein einer Beimischung eines schwereren Gases im atmosphärischen Stickstoff verursacht wird. Indem sie Stickstoff mit glühendem Magnesium (Ramsay) verbanden oder ihn durch eine elektrische Entladung mit Sauerstoff (Rayleigh) verbinden ließen, isolierten die beiden Wissenschaftler kleine Mengen eines chemisch inerten Gases aus Luftstickstoff. So wurde ein bis dahin unbekanntes Element namens Argon entdeckt. Anschließend wurden Argon, Helium, Neon, Krypton und Xenon isoliert, die in vernachlässigbaren Mengen in der Luft enthalten sind. Das letzte Element der Untergruppe - Radon - wurde bei der Untersuchung radioaktiver Umwandlungen entdeckt.

Es sei darauf hingewiesen, dass die Existenz von Edelgasen bereits 1883, d. h. 11 Jahre vor der Entdeckung von Argon, von dem russischen Wissenschaftler II A. Morozov (1854-1946) vorhergesagt wurde, der 1882 wegen Teilnahme an der revolutionären Bewegung inhaftiert wurde von der zaristischen Regierung zur Festung Schlüsselburg. N. A. Morozov hat den Platz von Edelgasen im Periodensystem richtig bestimmt, Ideen über die komplexe Struktur des Atoms, über die Möglichkeit der Synthese von Elementen und die Nutzung intraatomarer Energie vorgebracht. N. A. Morozov wurde 1905 aus dem Gefängnis entlassen, und seine bemerkenswerte Weitsicht wurde erst 1907 nach der Veröffentlichung seines in Einzelhaft verfassten Buches Periodic Systems of the Structure of Matter bekannt.

1926 wurde N. A. Morozov zum Ehrenmitglied der Akademie der Wissenschaften der UdSSR gewählt.

Lange Zeit glaubte man, dass Atome von Edelgasen im Allgemeinen nicht in der Lage seien, chemische Bindungen mit Atomen anderer Elemente einzugehen. Es waren nur relativ instabile molekulare Verbindungen von Edelgasen bekannt - zum Beispiel Hydrate, die durch Einwirkung komprimierter Edelgase auf kristallisierendes unterkühltes Wasser gebildet wurden. Diese Hydrate gehören zum Clathrattyp (s. § 72); Valenzbindungen entstehen bei der Bildung solcher Verbindungen nicht.

Die Bildung von Clathraten mit Wasser wird durch das Vorhandensein zahlreicher Hohlräume in der Kristallstruktur des Eises begünstigt (siehe § 70).

Allerdings hat sich in den letzten Jahrzehnten herausgestellt, dass Krypton, Xenon und Radon sich mit anderen Elementen und vor allem mit Fluor verbinden können. So werden durch direkte Wechselwirkung von Edelgasen mit Fluor (beim Erhitzen oder in einer elektrischen Entladung) Fluoride und erhalten. Alle von ihnen sind Kristalle, die unter normalen Bedingungen stabil sind. Xenonderivate wurden auch im Oxidationsgrad erhalten - Hexafluorid, Trioxid, Hydroxid. Die letzten beiden Verbindungen weisen saure Eigenschaften auf; so reagieren sie mit Alkalien, sie bilden Salze der Xenonsäure, zum Beispiel:.

Wissenschaftler glaubten lange Zeit, dass die Edelgase keine Verbindungen bilden könnten, weil in ihren Elektronenhüllen, die Valenzelektronen enthalten, kein Platz mehr für Elektronen wäre. Das bedeutet, dass sie keine weiteren Elektronen aufnehmen können, was eine chemische Bindung unmöglich macht. 1933 schlug Linus Pauling jedoch vor, dass schwere Edelgase mit Fluor oder Sauerstoff reagieren könnten, da sie Atome mit der höchsten Elektronegativität haben. Seine Vermutung erwies sich als richtig, und später wurden Edelgasverbindungen erhalten.

Die Edelgasverbindung wurde erstmals 1962 vom kanadischen Chemiker Neil Bartlett durch Reaktion von Platinhexafluorid mit Xenon gewonnen. Der Verbindung wurde die Formel XePtF 6 zugeordnet (wie sich später herausstellte - falsch [ ]). Unmittelbar nach Bartlets Bericht wurden im selben Jahr einfache Xenonfluoride erhalten. Seit dieser Zeit wurde die Chemie der Edelgase aktiv weiterentwickelt.

Verbindungstypen

Verbindungen aktivieren

Verbindungen von Edelgasen, bei denen die Edelgase ohne Bildung einer chemischen Bindung in das Kristall- oder chemische Gitter eingeschlossen sind, nennt man Einschlussverbindungen. Dazu gehören beispielsweise Hydrate von Edelgasen, Clathrate von Edelgasen mit Chloroform, Phenole etc.

Edelgase können auch Verbindungen mit endohedralen Fullerenen bilden, wenn ein Edelgasatom in das Innere eines Fullerenmoleküls "geschoben" wird.

Komplexe Verbindungen

Kürzlich (2000) wurde gezeigt, dass Xenon mit Gold (zB (Sb 2 F 11) 2) als Ligand komplexieren kann. Es wurden auch Komplexverbindungen erhalten, bei denen Xenondifluorid als Ligand fungiert.

Chemische Komponenten

In den letzten Jahren wurden mehrere hundert chemische Verbindungen von Edelgasen (d. h. mit mindestens einer Edelgas-Element-Bindung) erhalten. Dies sind überwiegend Xenonverbindungen, da leichtere Gase inerter sind und Radon eine erhebliche Radioaktivität aufweist. Für Krypton sind etwas mehr als ein Dutzend Verbindungen bekannt (hauptsächlich Krypton-Difluorid-Komplexe), für Radon ist Fluorid unbekannter Zusammensetzung bekannt. Für Gase, die leichter als Krypton sind, sind nur Verbindungen in einer Matrix aus festen Inertgasen (z. B. HArF) bekannt, die sich bei kryogenen Temperaturen zersetzen.

Für Xenon sind Verbindungen bekannt, bei denen Xe-F-, Xe-O-, Xe-N-, Xe-B-, Xe-C-, Xe-Cl-Bindungen vorliegen. Fast alle sind bis zu einem gewissen Grad fluoriert und zersetzen sich beim Erhitzen.

Verknüpfungen

• Khriachtchev, Leonid; Räsänen, Markku; Gerber, R. Benny. Edelgashydride: Neue Chemie bei niedrigen Temperaturen // Berichte über chemische Forschung (Englisch) Russisch: Tagebuch. - 2009. - Bd. 42, Nr. ein . - S. 183 . -