INERTGAASI ÜHENDID

Ja Haruldasi ehk väärisgaase on kuus: heelium He, neoon Ne, argoon Ar, krüptoon Kr, ksenoon Xe ja radoon Rn. Argoon oli esimene neist gaasidest, mis avastati. Avastus pärineb aastast 1894, selle tegid D. Rayleigh (1842–1919) ja W. Ramsay (1852–1916). Oma omaduste tõttu sai uus element kreeka keelest nimeks argoon. - passiivne. See gaas ei moodusta keemilisi ühendeid. Niisiis, üks XIX sajandi silmapaistvamaid eksperimentaalkeemikuid. A. Moissan (1852-1907) näitas 1886. aastal, et argoon ei reageeri oksüdeerijatest kõige aktiivsema – fluoriga.

Teised pärast argooni avastatud inertgaasid moodustasid sellega rühma, mis sobitus edukalt D.I. Mendelejevi tabelisse, mis asub kõige enam väljendunud metalloidide ja metallide piiril (nullrühmas). Pärast mõnede inertgaaside ühendite sünteesi ja nende omaduste uurimist paigutati need elemendid VIII rühma.

Esimesed teooriad, mis püüdsid selgitada aatomi struktuuri, N. Bohri (1913) pakutud mudelit ja sellel mudelil põhinev Kossel-Lewise (1916) elektrooniline valentsiteooria, kinnitasid juba väljakujunenud arvamust aatomi inertsuse kohta. väärisgaasid. Inertgaaside aatomite elektrooniline konfiguratsioon oli just selline, mida nende teooriate kohaselt püüdsid teiste elementide aatomid üksteisega reageerides omandada.

Inertgaaside keemiliste ühendite avastamisele eelnes nende ühendite saamine veega – hüdraatidega. Aastal 1896, kaks aastat pärast argooni avastamist, sai P. Willard, allutades gaasi 0 °C juures vee kohal survele, kristallilise hüdraadi koostisega Ar 6H 2 O.
R. de Forcran sünteesis 20. sajandi esimesel veerandil samal meetodil krüptoon Kr 5,75H 2 O ja ksenoon Xe 5,75H 2 O sarnaseid ühendeid. Seejärel sai ta sarnaseid hüdraate raske veega.

Meie riigis näitas huvi inertgaaside ühendite vastu NSVL Teaduste Akadeemia korrespondentliige
B.A.Nikitin (1906–1952), kes töötas Teaduste Akadeemia Raadiumi Instituudis. 1940. aastatel ta ei saanud mitte ainult radooni, neooni ja argooni hüdraate, vaid ka sama tüüpi radooni ja ksenooni ühendeid fenooli ja tolueeniga üldvalemiga R 2C 6 H 5 OH ja R 2C 6 H 5 CH 3 (kus R on inertgaas). Ta nimetas neid ühendeid molekulaarseteks, kuna uskus, et neis ei toimu ühendus aatomite vastastikmõju, vaid molekulidevahelise külgetõmbe tulemusena, ja tal osutus õigus. 1948. aastal võttis G. Powell selliste ühendite kohta kasutusele termini "klatraadid". Nikitin tõi välja, et võime moodustada molekulaarseid ühendeid suureneb argoonist radoonini ja seda saab kasutada inertgaaside eraldamiseks. Klatraatide alased uuringud aitasid kaasa inertgaasidega laboratoorsete katsete tehnika väljatöötamisele ja said oluliseks sammuks nende tõeliste keemiliste ühendite sünteesi suunas.

Oletusi inertgaaside ühendite sünteesimise võimalikkuse kohta tehti juba 20. sajandi alguses. 1916. aastal osutas W. Kossel nende ionisatsioonipotentsiaalide väärtusele tuginedes, et ksenoonis ja krüptoonis tuleks eeldada keemiliste ühendite teket. Erinevalt kergematest elementidest on neil suuremad aatomiraadiused, välised elektronid, mis on võimelised moodustama sidet, asuvad tuumast kaugemal ja seetõttu kulub nende eemaldamiseks vähem energiat.

Austria teadlane A. von Antropov, kes juba siis, vastupidiselt üldtunnustatud arvamusele, omistas väärisgaasid perioodilisuse süsteemi VIII rühmale, väitis 1924. aastal, et need on võimelised moodustama keemilisi ühendeid ja et nendes ühendites peaks olema kõrgeim valentsus. olema võrdne rühma numbriga, t .e. kaheksa. Kõige tõenäolisemaks pidas ta halogeene ja raskeid inertgaase sisaldavate ühendite sünteesi.

1933. aastal rääkis Linus Pauling, California Tehnoloogiainstituudi professor, tulevane Nobeli keemiapreemia laureaat (1954), lähtudes inertgaaside kavandatavate ioonide raadiuste väärtustest, tema eelkäijatest kindlamalt. nende ühendite sünteesimise võimalus ja isegi osutas nende koostisele, nimelt krüptoonheksafluoriidid KrF 6 ja ksenoon XeF 6 , millele ta omistas piisava stabiilsuse, ning ebastabiilne ksenoonoktafluoriid XeF 8 . Lisaks juhtis Pauling tähelepanu võimalusele sünteesida hapet koostisega H 4 XeO 6 ja selle sooli. Nagu allpool näeme, leidis enamik ennustusi hiljem kinnitust. Paulingi enesekindlus oli nii suur, et ta andis kolleegile D. Yostile ülesandeks läbi viia ksenoonfluoriidi sünteesi. Saadud ühendile viidi läbi spektraalanalüüs. Spektroskoopid tegid ksenoonühendi moodustumise kohta ettevaatliku oletuse, kuid keemikute jaoks ei tundunud see piisavalt veenev.

Samal 1933. aastal üritas ka Itaalia teadlane G. Oddo saada ksenoonfluoriidi, lastes elektrilahendust läbi nende gaaside segu. Ühend saadi, kuid teadlane ei suutnud seda puhastada anuma korrosiooniproduktidest, milles reaktsioon läbi viidi, ja see lükkas selle avastamise kuupäeva kolmekümne aasta võrra edasi.

1935. aastal teatasid G. Booth ja C. Wilson boortrifluoriidi koostoimest argooniga. Katse seda reaktsiooni 1948. aastal korrata ebaõnnestus. Järk-järgult vähenes huvi inertgaaside ühendite sünteesi vastu.

H Sellest kõigest hoolimata ei saa enne 1962. aastat rääkida ühestki väärisgaaside ühendist. Nad olid endiselt inertsed. Kõik muutus 1962. aasta mais, kui Briti Columbia ülikoolis (Kanada, Vancouver) töötanud inglane Neil Bartlet avaldas oma esimese raporti ksenoonühendi sünteesist plaatinaheksafluoriidiga Xe. Sel ajal huvitas teadlast anorgaaniliste fluoriühendite keemia. Tuleb märkida, et juba 1960. aastaks olid saavutused fluorikeemia vallas väga märkimisväärsed. Seega viidi uraani eraldamine isotoopideks U-235 ja U-238 läbi uraanheksafluoriidi gaasilise ühendi abil. Taas on tekkinud huvi teiste elementide, eriti plaatinarühma elementide fluoriidide sünteesi ja uurimise vastu.

Bartlet sünteesis 1961. aastal koos D. Lomaniga plaatinaheksafluoriidi PtF 6 . Teadlased on pikka aega hoidnud plaatinaheksafluoriidi kristalle õhuga kokkupuutes. Järk-järgult muutus nende värv punasest oranžiks. Analüüs näitas, et tekkis uus, senitundmatu O 2 ühend, oksügenüülheksafluoroplatinaat, ühend, mis sisaldab ühekordselt laetud positiivset hapnikuiooni, oksügenüülkatiooni O 2 +. Selle ühendi üksikasjalikud uuringud kinnitasid selle koostist. Sellest järeldub, et plaatinaheksafluoriidil on ebatavaliselt kõrge oksüdeeriv jõud ja see suudab elektroni tõmmata isegi hapnikust. Selle ühendi elektronafiinsuse* väärtuseks osutus 6,8 eV, s.o. kaks korda kõrgem kui fluoril, mis on sel ajal teadaolevalt tugevaim oksüdeerija. Bartletil tekkis idee kasutada inertgaasi oksüdeerimiseks plaatinaheksafluoriidi. Võrreldes hapniku molekuli ja inertgaaside aatomite esimesi ionisatsioonipotentsiaale, jõudis ta järeldusele, et ksenooni ionisatsioonipotentsiaal on talle kõige lähemal. Need hapniku ja ksenooni potentsiaalid on vastavalt 12,20 ja 12,129 eV.

1962. aastal teatas Bartlet, et ksenooni reageerimisel gaasilise plaatinaheksafluoriidiga sai ta kollase tahke aine koostisega Xe.

Bartleti sõnum ei äratanud enamikus keemikutes usaldust ja järelikult ka huvi. Ainult kitsale teadlaste ringile, kes uurisid fluori ja inertgaase, sai see stiimuliks selle valdkonna laiaulatuslikuks uurimistööks, mis algas samal 1962. aastal, vahetult pärast esimest avaldamist. USA-s asus tööle rühm Argonne'i riikliku labori teadlasi. Nõukogude Liidus Moskvas võttis selle probleemi käsile IV Kurtšatovi Aatomienergia Instituudi rühm; Leningradis - tuumafüüsika instituudi teadlased
neid. B. P. Konstantinov, samuti Raadiumi Instituut.

Praegu on ksenooni puhul usaldusväärselt teada mitme oksüdatsiooniastmega ühendid: +1, +2, +4, +6 ja +8. Oksüdatsiooniastmele +1 vastavate ühendite hulka kuuluvad ennekõike esimene Bartlett Xe sünteesitud ühend. Lisaks sai ta sarnaseid ühendeid ruteeniumi, roodiumi ja pallaadiumiga. Pärast Bartlet samal aastal said D. Morton ja V. Falcone, toimides madalal temperatuuril ksenoontetrafluoriidi XeF 4 kiirtele, XeF radikaali, kus ksenoon oli samuti +1 oksüdatsiooniastmes. Samad teadlased näitasid, et sarnane radikaal tekib ksenoondifluoriidi XeF 2 hüdrolüüsil. Radikaali olemasolu kinnitas 1968. aastal veenvalt meie kaasmaalane akadeemik V.A.Legasov.

XeF 2 difluoriid saadi esimesena +2 oksüdatsiooniastmele vastavatest ksenoonühenditest. Selle ühendi sünteesisid 1962. aastal sõltumatult S. L. Chernik USA-s ja R. Hoppe Saksamaal. Järgnevatel aastatel võib inertgaaside ühendite sünteesil eristada kahte suunda. Esiteks otsiti reaktsiooni ergutamiseks uusi fluoriaineid ja energiaallikaid ning teiseks täiustati protsessi tehnoloogiat. Olulise panuse andsid meie kaasmaalased. V. M. Khutoretski ja V. A. Shpansky leidsid, et ksenoondifluoriidi moodustumine võib toimuda ka üsna leebetes tingimustes, kui gaaside F 2 ja Xe segu mahusuhtes 1:1 süstitakse rõhul 35 atm roostevabast terasest anumasse. .

Lühikese aja jooksul hakati uurima ksenoondifluoriidi füüsikalis-keemilisi omadusi. Need on värvitud kristallid, millel on iseloomulik lõhn. XeF 2 lahustub vees veidi, samal ajal kui see hüdrolüüsitakse, vabastades Xe, HF ja hapniku. Oma olemuselt on XeF 2 väga tugev oksüdeerija. Hüdrolüüsi uuris üksikasjalikult Legasov. Lisaks määras ta XeF 2 sulamistemperatuuri, mis on 140 °C. A.V. Nikolaev määras XeF 2 lahustuvuse mõnes lahustis. Bartlet ja D. Musher näitasid sõltumatult, et ksenoondifluoriidis saab ühe fluori aatomi või mõlemad korraga asendada selliste asendajatega nagu
OSO 2 F, OTeF 5 ja mõned teised. Kõik sellised ühendid on ebastabiilsed ja kergesti plahvatavad, välja arvatud Xe (OTeFS).

1960. aastate lõpus – 1970. aastate alguses. leiti, et Xe(II) positiivse ühe laetud katiooni XeF + kujul on võimeline moodustama tavalisi koordinatsiooniühendeid RF 6 -tüüpi üksikult laetud anioonidega (kus R = As, Sb, Nb, Ta, Ru, V), mis on tahked värvilised ained. Kokku uuriti üle 20 ühendi. Uurimistöös ei osalenud mitte ainult Bartlet ja tema kaastöötajad, vaid ka teiste riikide teadlased: F. Sladka ja V. A. Legasovi juhitud rühmad. Teadlased jõudsid järeldusele, et komplekssed ksenoonfluoriidid pole oma olemuselt erand teiste elementide anorgaaniliste kovalentsete halogeniidide hulgas.

M Ksenoonühendeid käsitlesime oksüdatsiooniastmetes +1 ja +2. Liigume nüüd +4 oksüdatsiooniastmes ühendite juurde. Seda tüüpi palju vähem tuntud ühendid. Ksenoontetrafluoriidi XeF 4 hankisid esmakordselt G. Klassen ja kaastöötajad USA-s 1962. aastal, varsti pärast seda, kui Bartleti ksenoondikloriidi süntees tuntuks sai. Süntees viidi läbi suletud niklianumas temperatuuril 400 °C, rõhul 6 atm ja viiekordse fluori liiaga. Arvatakse, et see on kõige hõlpsamini saadav ksenoonühend. Edaspidi on pakutud välja muid lihtsamaid meetodeid, kuid selle aine suurte (grammiste) koguste saamiseks peetakse siiski eelistatavamaks esimest meetodit. Tõsi, sellel on üks suur puudus – põhitoode on alati saastunud ksenoondifluoriidiga. Nende fluoriidide eraldamiseks soovitas Bartlet 1968. aastal segu töödelda arseenpentafluoriidiga AsF 5 , millega Xe(IV) ei interakteeru, kuid Xe(II), nagu eespool nägime, moodustab kompleksse ühendi. Lõppsaadused eraldatakse sublimatsiooniga vaakumis. 1973. aastal võtsid Legasov ja tema kaastöötajad välja patendi di- ja tetrafluoriidide eraldamiseks.

Ksenoontetrafluoriid on värvitud kristallid, mis on vastupidavad kiirgusele. See osutus madalamates ja kõrgemates oksüdatsiooniastmetes stabiilsemaks kui ksenoonfluoriidid. Vesilahuses XeF4 hüdrolüüsitakse, moodustades XeOF 2, XeO 3, HF ja O 2. Mõned asendajad on võimelised fluori tetrafluoriidist täielikult või osaliselt välja tõrjuma. Nii saadi kristalne ühend Xe(OOCCF 3) 4, kuid fluori ei olnud võimalik otsese interaktsiooni teel klooriga asendada.

Oksüdatsiooniastmele +6 vastavatest ksenoonühenditest eraldati esimesena heksafluoriid XeF 6. Süntees viidi läbi 1963. aastal korraga mitmes USA ja Jugoslaavia laboris. Süntees viiakse läbi roostevabast terasest anumas rõhul 400 atm, temperatuuril kuni 300°C ja fluori 20-kordses liias. Heksafluoriid on tavaliselt saastunud teiste ksenoonfluoriidide lisanditega ja, mis kõige ebameeldivam, plahvatusohtliku trioksiidi XeO 3 lisandiga. Lisanditest eraldumiseks imendub heksafluoriid naatriumfluoriidile, millega moodustab tugeva ühendi NaF XeF 6 .

Ksenoonheksafluoriidi füüsikalisi ja keemilisi omadusi on üsna hästi uuritud. See ühend on värvitud, suhteliselt stabiilsed kristallid. Hüdrolüüsib vees, moodustades ksenoontrioksiidi ja vesinikfluoriidi. Leeliselistes lahustes kulgeb protsess edasi kuni vaba perksenaadi iooni H 2 XeO 6 2– moodustumiseni, mis kannab kahekordset negatiivset laengut ja on Xe(VIII) ühend. Ksenoonheksafluoriid on tugev fluoriseeriv aine. Tema abiga saadi palju fluorosüsivesinikke. XeF 6 toimel muundatakse ränidioksiid gaasiliseks ränitetrafluoriidiks. Seetõttu on võimatu töötada ksenoonheksafluoriidiga ei klaas- või kvartsnõudes, mis hävivad.

Nagu juba mainitud, on XeO 3 oksiid tuntud +6 oksüdatsiooniastme poolest. See ühend on kollase värvusega, plahvatab kergesti ja on üsna ohtlik töötada.

Xe(VIII) jaoks on teada XeO 4 tetroksiid ja happele H 4 XeO 6 vastavad soolad, mis sünteesiti aastal 1964. Oleme juba maininud üht meetodit selle happe anioonide saamiseks lahuses. Teine seisneb osooni juhtimises Xe(VI) sisaldavasse lahjendatud leeliselahusesse. Seda meetodit kasutati stabiilsete lahustumatute perksenaatsoolade saamiseks koostisega Na 4 XeO 6 8H 2 O, Na 4 XeO 6 6H 2 O ja Ba 2 XeO 6 1,5 H 2 O. Ksenoontetraoksiid on ebastabiilne ja säilib ainult temperatuuril -196 °C. See saadakse naatriumperksenaadi reageerimisel väävelhappega. Tänu nendele ühenditele, mis vastavad oksüdatsiooniastmele Xe +8, võivad inertgaasid nüüd õigustatult asuda D.I. Mendelejevi elementide perioodilisuse tabeli kaheksandas rühmas.

Suhteliselt hiljuti, 2003. aastal, sünteesiti meie riigis väga huvitav ksenooni ühend orgaanilise aine atsetüleeniga. Sünteesi viisid läbi Venemaa Teaduste Akadeemia sünteetiliste polümeermaterjalide instituudi ja L. Ya. Karpovi nimelise Füüsikalise ja Keemia Instituudi töötajad.

To Lisaks ksenoonühenditele on tuntud ka kergema inertgaasi krüptooni ühendeid. Selle interaktsioon fluoriga on palju raskem ja oli võimalik saada ainult difluoriidi koostisega KrF 2 . Krüptoondifluoriidi sünteesis A. W. Grosse USA-s 1963. aastal, viies elektrilahenduse läbi krüptoni ja fluori segu temperatuuril umbes 200 °C. Praegu on teada ka teisi meetodeid KrF 2 saamiseks, kuid neid kasutatakse ka karmides tingimustes.

Krüptoondifluoriid on värvitu nii tahkes kui gaasilises olekus. Väga ebastabiilne ja laguneb spontaanselt toatemperatuuril tunduvalt madalamal temperatuuril. See ei võimalda määrata selle täpseid füüsikalis-keemilisi omadusi. Vees laguneb see vastavalt reaktsioonile:

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

Ksenoondifluoriidi ebastabiilsus on selle tugeva fluoreeriva toime põhjuseks.

1965. aastal saadi stabiilne koordinatsiooniühend KrF 2 Sb 2 F 5. Reaktsioon toimub klaasnõus temperatuuril –20 °C. Ühend on üsna stabiilne ja selle sulamistemperatuur on 50 °C.

Krüptontetrafluoriid KrF 4 saadi sama meetodiga kui KrF 2, kuid mõnevõrra erinevates tingimustes. Selle Ba(OH) 2 toimel eraldati baariumkrüptonaat BaKrO 4, milles krüptoon on osa anioonist. Selles ühendis näib krüptoon olevat oksüdatsiooniastmes +6.

Veenvad tõendid teistesse klassidesse kuuluvate krüptooniühendite olemasolu kohta pole veel kättesaadavad.

Mis puutub radooniühenditesse, siis selle kiire lagunemise (3,823 päeva) ja radioaktiivse gaasiga töötamise keerukuse tõttu saadi selle ühendeid väga väikestes kogustes ja nende koostis on ebausaldusväärne. 1962. aastal teatasid P. Fields ja tema töökaaslased USA-s, et nad on saanud radoonfluoriidi, mis omistati koostisele RnF 2 . Teadlased põhinevad ainult asjaolul, et selle reaktsioon veega põhjustab tooteid, mis on sarnased XeF 2 hüdrolüüsil tekkivate toodetega. Radoondifluoriid on valge kristalne aine, vaakumis stabiilne kuni 250 °C.

Radooniühendite uurimisel võib olla meditsiinile suur tähtsus, sest. võimaldab teil luua selle gaasilise elemendi kontsentreeritud preparaate. Lisaks aitab radooni keemia tundmine seda uraanikaevanduste õhust eemaldada.

Argooniühendite kohta on teada väga vähe. 2003. aastal teatati, et Soome teadlased Helsingi ülikoolist said fotolüüsi teel argooniühendi HArF.

Heeliumi ja neooni keemilisi ühendeid pole veel õnnestunud saada.

BARTLET Neil sündis 15. septembril 1932 Newcastle'is (Suurbritannia). Tema isa oli laevapuusepp, nagu ka tema Šoti esivanemate neli põlvkonda. 1920. aastate lõpus, suure depressiooni ajal, polnud laevaehitajatel praktiliselt enam tööd, nii et varsti pärast abiellumist 1928. aastal Anna Wokiga avas ta toidupoe. Pereettevõtte algkapitaliks olid vahendid, mida Anna jõudis enne abiellumist müügimehena töötamise ajal koguda.

Peres oli kolm last. Neil Bartlet meenutab oma lapsepõlve kui õnnelikku aega. Ja kuigi isa suri varakult (Esimese maailmasõja ajal kannatas ta mürkgaaside mõju all ja suri 1944. aastal), elas pere tänu toidupoele hästi. Lapsed said ka esimese ettevõtluskogemuse: Neil ja tema vanem vend Ken avasid pühapäevasest meelelahutusest säästetud raha eest väikese jäätisepoe. Neal kulutas oma väikeettevõttest saadud tulu keemiaraamatutele, millest ta tol ajal vaimustus, ja väikese kodulabori seadmete ostmiseks.

Nagu Bartlet hiljem meenutas, oli tema ema väga teadlik ja sihikindel naine, kes oli äris hästi kursis. Ta alustas müüjana kingapoes ja temast sai üks prominentsetest tegelastest kaubanduses, kuigi sel ajal polnud naisel kerge. Olles varakult kaotanud isa ja saanud väga tagasihoidliku hariduse, ajas ta oma toidupoodi nii edukalt, et perel polnud kunagi rahapuudust.

Olles sooritanud põhihariduse erieksamid, astus Neil Heatoni poistekooli. Seejärel leidis ta, et tal on kooliga väga vedanud: algusest peale pandi rõhku loodusteaduste õppimisele ja laboratoorsetele katsetele. Ta jätkas õpinguid kodulaboris, täiendades seda taskuraha ja oma osa jäätisemüügi kasumist ostetud seadmetega. Koolihuvist kasvas seejärel professionaalsus, millest sai Durhamis King's College'is kraadi omandamine.

Alguses tahtis Neil saada biokeemikuks ja kolledžisse astudes andis õppejõududelt vajalikud soovitused looduslike ühendite keemia õppimiseks. Keemiateadusega lähemalt tutvudes otsustas ta aga, et teda huvitab rohkem anorgaaniline keemia, ning pärast 1954. aastal kõrgkooli lõpetamist (bakalaureuse kraadiga) asus ta tööle dr P. L. Robinsoni anorgaanilise keemia uurimisrühmas. 1958. aastal kaitses ta väitekirja. Aasta varem toimusid tema isiklikus elus muutused - ta abiellus Christina Crossiga.

Mõni kuu pärast kaitsmist võttis Bartlet vastu Vancouveri (Kanada) Briti Columbia ülikooli kutse tööle ja alustas koos dr G. Clarkiga seal tööd fluori keemia alal. Koos üliõpilaste ja praktikantidega hakkas ta uurima plaatinametallide ja germaaniumi fluoriide.

Tema enda teaduslik uurimus puudutas aga üllatavalt lenduvat punast ainet, mille ta sai oma lõputöö käigus kogemata klaasnõus plaatinasoolasid fluorides. Lõppkokkuvõttes näitas Bartlet koos oma esimese magistrandi Derek Lomaniga, et lenduvaks aineks on dioksügenüülühend O 2 + - dioksügenüülheksafluoroplatinaat, mis tekib PtF 6 segamisel O 2 -ga:

O 2 + PtF 6 \u003d O 2.

See fakt kinnitas, et plaatinaheksafluoriid on kõigist teadaolevatest ühenditest tugevaim oksüdeerija (oksüdeerib isegi hapnikku). Just sellele ja teistele heksafluoriididele keskendus Bartlet oma edasises uurimistöös.

1962. aasta alguses juhtis ta tähelepanu sellele, et ksenooni ja hapniku ionisatsioonipotentsiaalid on suurusjärgus lähedased ning radoonil isegi mõnevõrra madalam. Kuna tol ajal polnud radooniga katsed võimalikud, hankis Bartlet ksenooniproovi, valmistas PtF 6 ja proovis ksenooni klaasnõu ja kvartsaparaadi abil oksüdeerida.

Kuni 1962. aastani peeti heeliumi, neooni, argooni, krüptooni, ksenooni ja radooni inertgaasideks, mis ei suutnud moodustada ühtegi ühendit. 23. märtsil 1962 eemaldas dr Bartlett deflektori, mis eraldas gaasilise punase plaatinaheksafluoriidi värvitust ksenoonist ja need kaks gaasi reageerisid kohe, moodustades oranžikaskollase aine. Bartlet kirjutas hiljem: "Olin sellest vaatepildist nii üllatunud, et jooksin laborist välja, et helistada kolleegidele või õpilastele, kes võiksid seda sündmust pealt näha." Siiski oli reede õhtu ja hoones polnud kedagi ...

Esimeses artiklis, mis kirjeldas seda ajaloolist eksperimenti, märgiti, et rõhk reaktsioonianumas alanes interaktsiooni tulemusena, mis viitas selgelt uue aine tekkele; selle koostis, nagu teadlased algselt pakkusid, oli + - . Bartleti rühma järgnevates väljaannetes näidati, et tegelikult oleks pidanud selle koosseis olema esitatud järgmiselt: + -. Pärast neid töid ujutasid sisse katsed ksenooniga.

Argonne'i riiklik labor (USA) tegi suure sammu ksenoonfluoriidühendite keemia arendamisel. Pärast visiiti sinna 1962. aasta oktoobris otsustas Bartlet seada ksenoonoksiidi oma uurimistöös põhirõhku. Ja peagi sai ta ja ta magistrand P.Rao oksiidi. Teise proovi plahvatusest põhjustatud õnnetuse tõttu sattusid mõlemad aga kuuks ajaks haiglasse ning lõhkeaine XeO 3 tuvastamist viisid läbi teised teadlased.

1964. aastal sai Bartlet professuuri ja kaks aastat hiljem kutsuti ta Princetoni ülikooli keemiaprofessori ametikohale. Hiljem meenutas ta, et tal oli kahju lahkuda läänerannikult, kus ta tundis end koduselt. Nii võttis ta kolm aastat hiljem Californiast Berkeley ülikoolist kutse keemiaprofessori ametikohale vastu ja pärast seda pole ta läänerannikult lahkunud. Samal ajal veetis Bartlet pikka aega (1969–1999) Lawrence Berkeley riiklikus laboris uurimistööd. 2000. aastal sai teadlane Ameerika kodakondsuse.

1970. aastal andis American Chemical Society talle anorgaanilise keemia auhinna paljude aastate töö eest siirdemetallide heksafluoriidide valdkonnas. Teadustöö eest sai ta ka Göttingeni Saksa Teaduste Akadeemia Danni-Heinemanni preemia (1971), Henry Moissani (Prantsusmaa, 1988), medalid neile. Linus Pauling (1989), H. Davy (2002) ja teised auhinnad. Ta valiti Londoni Kuningliku Seltsi (1973), Saksa Loodusuurijate Akadeemia "Leopoldina" (1969), Prantsuse Teaduste Akadeemia (1989) ja USA Rahvusliku Teaduste Akadeemia (1979) välisliikmeks.

1999. aastal lahkus Bartlet aktiivsest uurimistööst, et veeta rohkem aega perega ja tegeleda oma lemmikhobidega. Ta maalib akvarellidega, puusepad, hooldab aeda, töötab hõbedaga. Pärast tema lahkumist oli ainult üks ühend, mida ta tahtis saada, kuid ei saanud seda - kuldheksafluoriid.

N.V. FEDORENKO

* Elektronide afiinsus on energia, mis vabaneb ühe elektroni kinnitumisel aatomiga. Seejärel muutub aatom negatiivseks iooniks.

Krüptoni, ksenooni ja radooni ionisatsioonipotentsiaal on madalam kui tüüpilistel elementidel (He, Ne, Ar), mistõttu on need võimelised tootma tavalist tüüpi ühendeid. Alles 1962. aastal õnnestus N. Bartlettil saada esimene selline ühend - ksenoonheksafluoroplatinaat Xe + |PtF 6 |. Pärast seda saadi krüptoon ja radoonfluoriidid ning nende arvukad derivaadid. Teave mõne ksenoonühendi kohta on toodud tabelis. 17.2.

Tabel 17.2

Ksenoonühendite iseloomustus

oksüdatsioon	ühendused	molekulid	Struktuur	Mõned omadused
		aine	Asümmeetriline antiprisma	Kuumuskindel kuni 400°C
		Värvitu vedel	ruudukujuline püramiid	jätkusuutlik
		Värvitu kristallid	Püramiidne	Plahvatusohtlik, hügroskoopne, lahustes stabiilne
		Värvitu	tetraeedriline	Plahvatusohtlik
		Värvitu	oktaeedriline	Vastab 11, XeO g; , on ka happelisi anioone: Xe0 8 ~, H 2 XeO | "ja H 3 XeO koos

Väärisgaaside ühendite saamise tingimused ei ole tavaideede seisukohalt päris lihtsad.

Ksenoondifluoriid XeF 2 saadakse Xe reageerimisel F 2-ga kõrgel rõhul. Aine lahustub vees. Hapete juuresolekul kulgeb hüdrolüüsiprotsess aeglaselt ja leeliste juuresolekul hüdrolüüs paraneb:

XeF 2 on tugev oksüdeeriv aine, näiteks HC1-ga suhtlemisel reaktsioon kulgeb

Ksenoontetrafluoriid XeF 4 tekib pikaajalisel kuumutamisel ja kõrgel rõhul (400°C ja 607 kPa) ksenoonist ja fluorist vahekorras 1:5. Ksenoontetrafluoriid on omadustelt identne XeFn-ga, kuid on hüdrolüüsikindel. Niiskes õhus muutub see ebaproportsionaalseks:

Ksenoonheksafluoriidi XeF 6 saab XeF 4-st:

või otse Xe-st ja F2-st temperatuuril 250 °C ja üle 5065 kPa. Sellel ühendil on kõrge reaktsioonivõime, mida võib näha selle koostoime näitest kvartsiga:

Lewise happena reageerib XeF(i) kergesti leelismetallide fluoriididega (va LiF), moodustades heptafluoro- ja oktafluoroksenaadi anioope:

XcF 6 hüdrolüüsiga võib kaasneda Xe0 3 ja vastava ebastabiilse Lewise happe XeOF 4 moodustumine:

Ksenoonfluoriidid on oksüdeerivad ained:

Ksenoonheksafluoroplatinaat Xe saadakse PtF 6 ja Xe interaktsioonil toatemperatuuril, s.o. kahest gaasilisest ainest moodustub oranžikaskollane tahke aine, mis on tavatingimustes stabiilne:

Xe[ PtF c | sublimeerub lagunemata. Vee toimel hüdrolüüsub:

Hiljem saadi veel mitmeid ksenoonühendeid ruteeniumi-, roodiumi- ja plutooniumheksafluoriididega: Xe, Xe, Xe.

Ksenoonoksotetrafluoriidil XeOF 4 on amfoteersed omadused, mida saab hinnata näiteks vastavate katioonsete komplekside järgi.

Ksenoonoksiid (Y1) Xe0 3 on valge, mittelenduv ühend, mis moodustab stabiilseid vesilahuseid. Xe0 3 molekulil on trigonaalse püramiidi struktuur. Leeliselises keskkonnas moodustab see ksenaadi (U1) iooni:

HXe0 4 muutub ebaproportsionaalsuse tõttu järk-järgult perksenaadi (USh) iooniks:

Ksenoonoksiid (XX) Xe04 on tetraeedri kujuga, mille keskel on Xe aatom. Xe04 saadakse baariumoksoksenaadist H 2 S0 4 toimel:

Perksenaadi ioon XeOf moodustab stabiilseid sooli - perksenaadid, nende hulgas Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1,5H 2 0 on stabiilsed, vees halvasti lahustuvad.

Krüpton moodustab ühendeid, mis on koostiselt, struktuurilt ja molekulide omadustelt identsed ksenoonühenditega. Seega saadakse kristalliline krüptoondifluoriid reaktsioonisegu vaikse elektrilahenduse mõjul temperatuuril -183 °C ja rõhul -2,7 kPa.

Krypton(H) fluoriid ehk krüptoondifluoriid KrF 2 on toatemperatuuril ebastabiilne, kuid -78°C juures säilib kaua. KrF 2 on väga tugev oksüdeerija. HC1-le mõjudes tõrjub see veest välja kloori ja hapniku. Samuti on saadud siirdemetallidega krüptoonühendeid: KrFMeF 6 . Sarnast tüüpi ühendeid saadi nii arseeni kui ka antimoniga: Kr 2 F 3 AsF 6 , Kr 2 F 3 SbF G ja KrFSb 2 F u .

Praeguseks on kirjeldatud märkimisväärsel hulgal ksenoonühendeid. Edukalt areneb ka krüptoonühendite keemia. Mis puutub radooni, siis selle kõrge a-radioaktiivsuse tõttu on selle derivaatide omaduste saamine ja uurimine äärmiselt keeruline.

Väärisgaaside kasutamine. Heeliumi kasutatakse laialdaselt selliste omaduste tõttu nagu inertsus, kergus, liikuvus ja kõrge soojusjuhtivus. Näiteks on heeliumi abil ohutu kanda süttivaid aineid ühest anumast teise.

Olulise panuse vedela heeliumi omaduste uurimisse andsid silmapaistvad vene füüsikud, Nobeli preemia laureaadid L. D. Landau ja P. L. Kapitsa.

Bioloogilised uuringud on näidanud, et heeliumi atmosfäär ei mõjuta inimese geneetilist aparaati, kuna see ei mõjuta rakkude arengut ega mutatsioonide sagedust. Heeliumiõhu (õhk, milles lämmastik on osaliselt või täielikult asendatud heeliumiga) sissehingamine suurendab hapnikuvahetust kopsudes, hoiab ära lämmastikemboolia (kessonitõbi).

Heeliumi asemel kasutatakse tehnikas sageli neooni. Seda kasutatakse laialdaselt gaasivalguse neoonlampide valmistamiseks.

Argoon on kättesaadavam kui heelium ja neoon. Seda gaasi kasutatakse laialdaselt metallurgias, tavaliselt kasutatakse seda titaani, nioobiumi, hafniumi, uraani, tooriumi, leelismetallide kuumtöötlemisel, kus kokkupuude hapniku, lämmastiku, vee ja süsinikmonooksiidiga (IV) on välistatud. Argoonikeskkonnas elektrikaare keevitamise meetod on leidnud laialdast rakendust.

Krüptonit kasutatakse peamiselt elektrilampide valmistamisel.

Ksenooni kasutatakse laialdaselt ksenoonlampide tootmisel, mida iseloomustab õige värviedastus. Ksenoon on aju fluoroskoopias laialdaselt kasutatav radioaktiivselt läbipaistmatu aine.

Ksenoonfluoriidide kujul on mugav hoida ja transportida ksenooni ja väga agressiivset fluori, millel on suur keskkonnaalane tähtsus. Ksenoonoksiide võib kasutada lõhkeainetena või tugevate oksüdeerijatena.

Kuigi radoon on radioaktiivne, avaldab see ultramikrodooside korral positiivset mõju kesknärvisüsteemile, mistõttu kasutatakse seda balneoloogias ja füsioteraapias (radoonivannid).

Kokkuvõte

Heeliumi elektronkiht (see on ainuke) on konfiguratsiooniga Is 2, samas kui ülejäänud elementide jaoks on välimine energiatase täielik ja sisaldab kaheksat elektroni (konfiguratsioon ...ns 2 np c>), mis seletab nende ülimadalat aktiivsust. Neid elemente nimetatakse ühiselt väärisgaasideks. Selle rühma elementide vana nimetus "inertgaasid" kehtib tegelikult ainult heeliumi ja neooni kohta, kuna nende aatomite elektrooniline struktuur ei võimalda kovalentsete ühendite moodustumist, erinevalt ülejäänud osadest, mille jaoks oli võimalik saada keemilisi ühendeid.

Küsimused ja ülesanded

• 1. Esitage väärisgaaside elektroonilised konfiguratsioonid ja selgitage selle põhjal, miks väärisgaasid ei moodusta kaheaatomilisi molekule.
• 2. Miks heelium ja neoon ei ole võimelised moodustama ühendeid teiste elementidega?
• 3. Milline on pakutud mehhanism krüptooni ja ksenooni hõlmavate sidemete moodustamiseks?
• 4. Kirjeldage teile teadaolevaid ksenoonühendeid.

Välise elektroonilise nivoo täielikkuse tõttu on väärisgaasid keemiliselt inertsed. Kuni 1962. aastani usuti, et need ei moodusta üldse keemilisi ühendeid. Brief Chemical Encyclopedia (M., 1963, v. 2) on kirjutatud: "Inertgaasid ei anna ioonsete ja kovalentsete sidemetega ühendeid." Selleks ajaks olid saadud mõned klatraadi tüüpi ühendid, milles väärisgaasi aatom on mehaaniliselt hoitud raamistikus, mille moodustavad teise aine molekulid. Näiteks argooni tugeval kokkusurumisel ülejahutatud vee kohal eraldati kristallhüdraat Ar 6H 2 0. Samal ajal lõppesid kõik katsed sundida väärisgaase reageerima ka kõige energilisemate oksüdeerivate ainetega (näiteks fluor) asjata. . Ja kuigi Linus Paulingi juhitud teoreetikud ennustasid, et fluoriidide ja ksenoonoksiidide molekulid võivad olla stabiilsed, ütlesid katsetajad: "See ei saa olla."

Kogu selle raamatu jooksul püüame rõhutada kahte olulist ideed:

• 1) teaduses ei ole muutumatuid tõdesid;
• 2) keemias on ABSOLUUTSELT KÕIK võimalik, isegi see, mis tundub aastakümneid võimatu või naeruväärne.

Neid ideid kinnitas suurepäraselt Kanada keemik Neil Bartlett, kui ta 1962. aastal sai esimese keemilise ühendi ksenoonist. Nii see oli.

Ühes katses plaatinaheksafluoriidiga PtF 6 Bartlett sai punased kristallid, mis keemilise analüüsi tulemuste järgi olid valemiga 0 2 PtF 6 ja koosnesid ioonidest 0 2 ja PtF 6 . See tähendas, et PtF 6 on nii tugev oksüdeerija, et võtab elektrone isegi molekulaarsest hapnikust! Bartlett otsustas oksüdeerida veel ühe suurejoonelise aine ja mõistis, et ksenoonist on isegi lihtsam elektrone võtta kui hapnikust (ionisatsioonipotentsiaalid 0 2 12,2 eV ja Xe 12,1 eV). Ta pani anumasse plaatinaheksafluoriidi, lasi sinna täpselt mõõdetud koguse ksenooni ja paar tundi hiljem sai ksenoonheksafluoroplatinaati.

Vahetult pärast seda reaktsiooni viis Bartlett läbi ksenooni reaktsiooni fluoriga. Selgus, et klaasnõus kuumutamisel reageerib ksenoon fluoriga ja tekib fluoriidide segu.

Ksenoonfluoriid^ II) XeF 2 tekib päevavalguse toimel ksenooni ja fluori segul tavalisel temperatuuril

või ksenooni ja F 2 0 2 interaktsiooni ajal -120 ° C juures.

Värvusetud XeF 2 kristallid lahustuvad vees. XeF 2 molekul on lineaarne. XeF 2 lahus vees on väga tugev oksüdeerija, eriti happelises keskkonnas. Aluselises keskkonnas XeF 2 hüdrolüüsitakse:

Ksenoonfluoriid (H) XeF 4 saadakse ksenooni ja fluori segu kuumutamisel temperatuurini 400 °C.

XeF 4 moodustab värvituid kristalle. XeF 4 molekul on ruut, mille keskel on ksenooni aatom. XeF 4 on väga tugev oksüdeerija ja seda kasutatakse fluoreeriva ainena.

Veega suheldes on XeF 4 ebaproportsionaalne.

Ksenoonfluoriid (Ch1) XeF 6 moodustub elementidest kuumutamisel ja fluoriga survestamisel.

XeF 6 - värvitud kristallid. XeF 6 molekul on moonutatud oktaeeder, mille keskel on ksenooni aatom. Sarnaselt teistele ksenoonfluoriididele on XeF 6 väga tugev oksüdeerija ja seda saab kasutada fluoreeriva ainena.

XeF 6 laguneb osaliselt vee toimel:

ksenoonoksiid (U I) Xe03 moodustub XeF4 hüdrolüüsi käigus (vt eespool). See on valge, mittelenduv, väga plahvatusohtlik aine, mis lahustub vees hästi ja lahusel on kergelt happeline reaktsioon järgmiste reaktsioonide tõttu:

Osooni toimel leeliselisele Xe0 3 lahusele tekib ksenoonhappe sool, milles ksenooni oksüdatsiooniaste on +8.

Ksenoonoksiid (U1N) XeO 4 saab saada baariumperksenaadi reageerimisel veevaba väävelhappega madalatel temperatuuridel.

Xe0 4 on värvitu gaas, väga plahvatusohtlik ja laguneb temperatuuril üle 0 °C.

Teiste väärisgaaside ühenditest on teada KrF 2, KrF 4, RnF 2, RnF 4, RnF 6, Rn0 3. Arvatakse, et sarnaseid heeliumi, neooni ja argooni ühendeid üksikute ainetena tõenäoliselt kunagi ei saada.

Eespool väitsime, et keemias on "kõik võimalik". Seetõttu teatagem, et heeliumi, neooni ja argooni ühendid eksisteerivad nn eksimer molekulid, st. molekulid, milles ergastatud elektroonilised olekud on stabiilsed ja põhiolek ebastabiilne. Näiteks argooni ja kloori segu elektrilisel ergastamisel võib gaasifaasiline reaktsioon kulgeda eksimeerse ArCl molekuli moodustumisega.

Samamoodi võib ergastatud väärisgaasi aatomite reaktsioonides saada terve komplekti kaheaatomilisi molekule, nagu He 2, HeNe, Ne 2, NeCl, NeF, HeCl, ArF jne. Kõik need molekulid on ebastabiilsed ja neid ei saa eraldada. üksikute ainetena saab neid aga registreerida ja nende struktuuri uurida spektroskoopilisi meetodeid kasutades. Lisaks kasutatakse suure võimsusega eksimeer-UV laserites UV-kiirguse tekitamiseks eksimeermolekulide elektroonilisi üleminekuid.

Perioodilise süsteemi kaheksanda rühma peamiseks alarühmaks on väärisgaasid - heelium, neoon, argoon, krüptoon, ksenoon ja radoon. Neid elemente iseloomustab väga madal keemiline aktiivsus, mis andis põhjust nimetada neid vääris- või inertgaasideks. Nad moodustavad ainult raskustega ühendeid teiste elementide või ainetega; heeliumi, neooni ja argooni keemilisi ühendeid pole saadud. Väärisgaaside aatomeid ei ühendata molekulideks ehk teisisõnu on nende molekulid monoaatomilised.

Väärisgaasid lõpetavad elementide süsteemi iga perioodi. Lisaks heeliumile on neil kõigis aatomi välises elektronkihis kaheksa elektroni, mis moodustavad väga stabiilse süsteemi. Stabiilne on ka heeliumi elektronkiht, mis koosneb kahest elektronist. Seetõttu iseloomustavad väärisgaasi aatomeid kõrge ionisatsioonienergia ja reeglina negatiivsed elektronide afiinsusenergiad.

Tabelis. 38 näitab mõningaid väärisgaaside omadusi, samuti nende sisaldust õhus. On näha, et väärisgaaside veeldumis- ja tahkumistemperatuurid on seda madalamad, seda väiksemad on nende aatommassid või järjekorranumbrid: heeliumil madalaim, radoonil kõrgeim veeldumistemperatuur.

Tabel 38. Mõned väärisgaaside omadused ja nende sisaldus õhus

Kuni 19. sajandi lõpuni usuti, et õhk koosneb ainult hapnikust ja lämmastikust. Kuid 1894. aastal leidis inglise füüsik J. Rayleigh, et õhust saadava lämmastiku tihedus (1,2572) on mõnevõrra suurem kui selle ühenditest saadava lämmastiku tihedus (1,2505). Keemiaprofessor W. Ramsay oletas, et tiheduse erinevuse põhjuseks on mõne raskema gaasi olemasolu atmosfäärilämmastikus. Seoses lämmastiku kuuma magneesiumiga (Ramsay) või pannes selle elektrilahendusega ühinema hapnikuga (Rayleigh), eraldasid mõlemad teadlased õhulämmastikust väikese koguse keemiliselt inertset gaasi. Nii avastati seni tundmatu element, nimega argoon. Pärast argooni eraldati heelium, neoon, krüptoon ja ksenoon, mida õhus leidus tühistes kogustes. Alarühma viimane element – ​​radoon – avastati radioaktiivsete transformatsioonide uurimisel.

Tuleb märkida, et väärisgaaside olemasolu ennustas juba 1883. aastal, s.o 11 aastat enne argooni avastamist, vene teadlane II A. Morozov (1854-1946), kes vangistati 1882. aastal revolutsioonilises liikumises osalemise eest. tsaarivalitsuse poolt Shlisselburgi kindlusesse. N. A. Morozov määras õigesti kindlaks väärisgaaside koha perioodilises süsteemis, esitas ideid aatomi keerulise struktuuri, elementide sünteesimise ja aatomisisese energia kasutamise võimaluse kohta. N. A. Morozov vabanes vanglast 1905. aastal ja tema tähelepanuväärsed ennustused said teatavaks alles 1907. aastal pärast tema üksikvangistuses kirjutatud raamatu "Perioodilised süsteemid mateeria struktuurist" ilmumist.

1926. aastal valiti N. A. Morozov NSVL Teaduste Akadeemia auliikmeks.

Pikka aega arvati, et väärisgaaside aatomid ei ole üldiselt võimelised moodustama keemilisi sidemeid teiste elementide aatomitega. Teada olid vaid suhteliselt ebastabiilsed väärisgaaside molekulaarsed ühendid – näiteks hüdraadid, mis tekivad kokkusurutud väärisgaaside toimel ülejahutatud vee kristalliseerumisel. Need hüdraadid kuuluvad klatraaditüüpi (vt § 72); valentssidemeid selliste ühendite moodustumisel ei teki.

Klatraatide teket veega soodustab rohkete õõnsuste olemasolu jää kristallstruktuuris (vt § 70).

Viimastel aastakümnetel on aga kindlaks tehtud, et krüptoon, ksenoon ja radoon on võimelised ühinema teiste elementidega ja eelkõige fluoriga. Seega saadakse väärisgaaside otsesel interaktsioonil fluoriga (kuumutamisel või elektrilahenduses) fluoriidid ja. Kõik need on kristallid, mis on normaalsetes tingimustes stabiilsed. Ksenooni derivaate saadi ka oksüdatsiooniastmes - heksafluoriid, trioksiid, hüdroksiid. Kahel viimasel ühendil on happelised omadused; seega moodustavad nad leelistega reageerides ksenoonhappe soolasid, näiteks:.

Teadlased uskusid pikka aega, et väärisgaasid ei saa moodustada ühendeid, kuna nende valentselektrone sisaldavates elektronkihtides ei mahu rohkem elektrone. See tähendab, et nad ei saa vastu võtta rohkem elektrone, mis muudab keemilise sideme võimatuks. 1933. aastal soovitas Linus Pauling aga, et rasked väärisgaasid võivad reageerida fluori või hapnikuga, kuna neil on kõrgeima elektronegatiivsusega aatomid. Tema oletus osutus õigeks ja hiljem saadi väärisgaasiühendeid.

Väärisgaasiühendi sai esmakordselt Kanada keemik Neil Bartlett 1962. aastal plaatinaheksafluoriidi reageerimisel ksenooniga. Ühendile määrati valem XePtF 6 (nagu hiljem selgus - vale [ ]). Vahetult pärast Bartleti raportit saadi samal aastal lihtsad ksenoonfluoriidid. Sellest ajast alates on väärisgaaside keemiat aktiivselt arendatud.

Ühenduse tüübid

Luba ühendused

Väärisgaaside ühendeid, kus väärisgaasid sisalduvad kristalli- või keemilises võres, ilma keemilist sidet moodustamata, nimetatakse inklusioonühenditeks. Nende hulka kuuluvad näiteks inertgaaside hüdraadid, inertgaaside klatraadid kloroformiga, fenoolid jne.

Väärisgaasid võivad moodustada ühendeid ka endoeedriliste fullereenidega, kui väärisgaasi aatom "surutakse" fullereeni molekuli sisemusse.

Komplekssed ühendid

Hiljuti (2000) on näidatud, et ksenoon võib komplekseeruda kullaga (nt (Sb 2 F 11) 2) ligandina. Samuti saadi kompleksühendid, kus ksenoondifluoriid toimib ligandina.

Keemilised ühendid

Viimastel aastatel on saadud mitusada väärisgaaside keemilist ühendit (st millel on vähemalt üks väärisgaasi-elemendi side). Need on valdavalt ksenoonühendid, kuna kergemad gaasid on inertsemad ja radoonil on märkimisväärne radioaktiivsus. Krüptoonist on teada veidi üle tosina ühendi (peamiselt krüptoondifluoriidi kompleksid), radooni puhul on teada tundmatu koostisega fluoriid. Krüptoonist kergemate gaaside puhul on teada ainult tahkete inertgaaside maatriksis (nt HArF) olevad ühendid, mis lagunevad krüogeensetel temperatuuridel.

Ksenooni puhul on teada ühendid, kus on Xe-F, Xe-O, Xe-N, Xe-B, Xe-C, Xe-Cl sidemed. Peaaegu kõik need on ühel või teisel määral fluoritud ja kuumutamisel lagunevad.

Lingid

• Hrjatšev, Leonid; Räsänen, Markku; Gerber, R. Benny. Väärisgaashüdriidid: uus keemia madalatel temperatuuridel // Keemiauuringute ülevaated (Inglise) vene keel: ajakiri. - 2009. - Vol. 42, nr. üks . - Lk 183 . -