IERTEET KAASUyhdisteet

Ja Harvinaisia ​​tai jalokaasuja on kuusi: helium He, neon Ne, argon Ar, krypton Kr, ksenon Xe ja radon Rn. Argon oli ensimmäinen näistä kaasuista, joka löydettiin. Löytö juontaa juurensa 1894, sen tekivät D. Rayleigh (1842–1919) ja W. Ramsay (1852–1916). Ominaisuuksiensa vuoksi uusi alkuaine nimettiin kreikan kielestä argoniksi. - epäaktiivinen. Tämä kaasu ei muodosta kemiallisia yhdisteitä. Joten yksi XIX vuosisadan merkittävimmistä kokeellisista kemististä. A. Moissan (1852-1907) vuonna 1886 osoitti, että argon ei reagoi aktiivisimman hapettimen - fluorin - kanssa.

Muut argonin jälkeen löydetyt inertit kaasut muodostivat sen kanssa ryhmän, joka onnistui sopimaan D.I. Mendelejevin taulukkoon, joka sijaitsee selkeimpien metalloidien ja metallien rajalla (nollaryhmässä). Joidenkin inerttien kaasujen yhdisteiden synteesin ja niiden ominaisuuksien tutkimisen jälkeen nämä alkuaineet sijoitettiin ryhmään VIII.

Ensimmäiset teoriat, jotka yrittivät selittää atomin rakennetta, N. Bohrin (1913) ehdottamaa mallia ja Kossel–Lewisin (1916) tähän malliin perustuva elektroninen valenssiteoria, vahvistivat jo vakiintunutta käsitystä atomin inertsyydestä. jalokaasut. Inerttien kaasujen atomien elektroninen konfiguraatio oli juuri se, jonka näiden teorioiden mukaan muiden alkuaineiden atomit pyrkivät saamaan reagoimalla keskenään.

Inerttien kaasujen kemiallisten yhdisteiden löytämistä edelsi niiden yhdisteiden saaminen vesihydraattien kanssa. Vuonna 1896, kaksi vuotta argonin löytämisen jälkeen, P. Willard sai kiteisen hydraatin koostumuksella Ar 6H 2 O alistamalla kaasun paineeseen veden päällä 0 °C:ssa.
R. de Forcran syntetisoi 1900-luvun ensimmäisellä neljänneksellä samaa menetelmää käyttäen samanlaisia ​​yhdisteitä krypton Kr 5.75H 2 O ja xenon Xe 5.75H 2 O. Sitten hän sai samanlaisia ​​hydraatteja raskaalla vedellä.

Maassamme kiinnostusta inerttien kaasujen yhdisteitä kohtaan osoitti Neuvostoliiton tiedeakatemian kirjeenvaihtajajäsen
B.A. Nikitin (1906–1952), joka työskenteli Tiedeakatemian Radium-instituutissa. 1940-luvulla hän sai radonin, neonin ja argonin hydraattien lisäksi samantyyppisiä radonin ja ksenonin yhdisteitä fenolin ja tolueenin kanssa, joilla on yleinen kaava R 2C 6 H 5 OH ja R 2C 6 H 5 CH 3 (jossa R on inertti kaasu). Hän kutsui näitä yhdisteitä molekyylisiksi, koska hän uskoi, että niissä yhteys ei tapahdu atomien välisen vuorovaikutuksen vuoksi, vaan molekyylien välisen vetovoiman seurauksena, ja hän osoittautui oikeassa. Vuonna 1948 G. Powell esitteli termin "klatraatit" tällaisille yhdisteille. Nikitin huomautti, että kyky muodostaa molekyyliyhdisteitä kasvaa argonista radoniksi ja sitä voidaan käyttää inerttien kaasujen erottamiseen. Klatraattien alan tutkimus vaikutti inerttien kaasujen laboratoriokoetekniikan kehittämiseen ja siitä tuli merkittävä askel kohti niiden todellisten kemiallisten yhdisteiden synteesiä.

Oletuksia mahdollisuudesta syntetisoida inerttien kaasujen yhdisteitä tehtiin jo 1900-luvun alussa. Vuonna 1916 W. Kossel huomautti heidän ionisaatiopotentiaalinsa arvon perusteella, että ksenonissa ja kryptonissa on odotettavissa kemiallisten yhdisteiden muodostumista. Toisin kuin kevyemmillä alkuaineilla, niiden atomisäteet ovat suuremmat, sidoksen muodostavat ulommat elektronit ovat kauempana ytimestä, ja siksi niiden poistamiseen tarvitaan vähemmän energiaa.

Vuonna 1924 itävaltalainen tutkija A. von Antropov, joka jo silloin, vastoin yleisesti hyväksyttyä mielipidettä, katsoi jalokaasut jaksollisen järjestelmän ryhmään VIII, ehdotti, että ne voivat muodostaa kemiallisia yhdisteitä ja että näissä yhdisteissä pitäisi olla korkein valenssi. olla yhtä suuri kuin ryhmän numero, t.e. kahdeksan. Hän piti halogeeneja ja raskaita inerttejä kaasuja sisältävien yhdisteiden synteesiä todennäköisimpänä.

Vuonna 1933 Kalifornian teknillisen korkeakoulun professori Linus Pauling, tuleva kemian Nobel-palkinnon voittaja (1954) inerttien kaasujen ehdotettujen ionien säteiden arvoihin perustuen, puhui edeltäjäänsä luottavaisemmin mahdollisuus syntetisoida niiden yhdisteitä ja jopa ilmaista niiden koostumuksen, nimittäin kryptonheksafluoridit KrF 6 ja ksenon XeF 6 , joiden hän katsoi olevan riittävän stabiilia, ja epästabiilin ksenonoktafluoridin XeF 8 . Lisäksi Pauling huomautti mahdollisuudesta syntetisoida happoa, jonka koostumus on H4XeO6 ja sen suoloja. Kuten alla nähdään, useimmat ennusteet vahvistettiin myöhemmin. Paulingin luottamus oli niin suuri, että hän käski kollegansa D. Yostia suorittamaan ksenonfluoridin synteesin. Saadulle yhdisteelle suoritettiin spektrianalyysi. Spektroskopistit tekivät varovaisen oletuksen ksenonyhdisteen muodostumisesta, mutta kemistien mielestä se ei vaikuttanut riittävän vakuuttavalta.

Samana vuonna 1933 italialainen tutkija G. Oddo yritti myös saada ksenonfluoridia johtamalla sähköpurkaus näiden kaasujen seoksen läpi. Yhdiste saatiin, mutta tiedemies ei kyennyt puhdistamaan sitä astian korroosiotuotteista, jossa reaktio suoritettiin, ja tämä lykkäsi sen löytämispäivää 30 vuodella.

Vuonna 1935 G. Booth ja C. Wilson raportoivat booritrifluoridin vuorovaikutuksesta argonin kanssa. Yritys toistaa tämä reaktio vuonna 1948 epäonnistui. Vähitellen kiinnostus inerttien kaasujen yhdisteiden synteesiä kohtaan väheni.

H Kaikesta tästä huolimatta ennen vuotta 1962 on mahdotonta puhua mistään jalokaasuyhdisteistä. He olivat edelleen inerttejä. Kaikki muuttui toukokuussa 1962, kun British Columbian yliopistossa (Kanada, Vancouver) työskennellyt englantilainen Neil Bartlet julkaisi ensimmäisen raporttinsa ksenonyhdisteen synteesistä platinaheksafluoridi Xe:n kanssa. Tuolloin tiedemies oli kiinnostunut epäorgaanisten fluoriyhdisteiden kemiasta. On huomattava, että jo vuoteen 1960 mennessä saavutukset fluorikemian alalla olivat erittäin merkittäviä. Siten uraanin erotus isotoopeiksi U-235 ja U-238 suoritettiin käyttämällä kaasumaista uraaniheksafluoridiyhdistettä. Kiinnostus muiden alkuaineiden, erityisesti platinaryhmän alkuaineiden, fluoridien synteesiä ja tutkimuksia kohtaan on herättänyt uutta.

Bartlet syntetisoi vuonna 1961 yhdessä D. Lomanin kanssa platinaheksafluoridi PtF 6:ta. Tutkijat ovat pitkään pitäneet platinaheksafluoridikiteitä kosketuksissa ilman kanssa. Vähitellen niiden väri muuttui punaisesta oranssiksi. Analyysi osoitti, että muodostui uusi, tähän asti tuntematon O 2 -yhdiste,i, yhdiste, joka sisältää kertavarauksen positiivisen happi-ionin, oksigenyylikationin O 2 + . Tämän yhdisteen yksityiskohtaiset tutkimukset vahvistivat sen koostumuksen. Tästä seurasi, että platinaheksafluoridilla on epätavallisen korkea hapetuskyky ja se voi vetää elektronin jopa hapesta. Tämän yhdisteen elektroniaffiniteetin* arvoksi osoittautui 6,8 eV, ts. kaksi kertaa niin korkea kuin fluorilla, joka oli voimakkain tuolloin tunnettu hapetin. Bartletilla oli idea käyttää platinaheksafluoridia inertin kaasun hapettamiseen. Vertaamalla happimolekyylin ja inerttien kaasujen atomien ensimmäisiä ionisaatiopotentiaalia hän tuli siihen tulokseen, että ksenonin ionisaatiopotentiaali on häntä lähinnä. Nämä hapen ja ksenonin potentiaalit ovat 12,20 ja 12,129 eV, vastaavasti.

Vuonna 1962 Bartlet raportoi, että saattamalla ksenonin reagoimaan kaasumaisen platinaheksafluoridin kanssa hän sai keltaisen kiinteän aineen, jonka koostumus oli Xe.

Bartletin viesti ei herättänyt luottamusta enemmistön kemistien keskuudessa eikä siten herättänyt kiinnostusta. Vain kapealle tiedemiehelle, joka tutki fluoria ja inerttejä kaasuja, siitä tuli kannustin tämän alan laajalle tutkimuksen kehittämiselle, joka alkoi samana vuonna 1962 heti ensimmäisen julkaisun jälkeen. Yhdysvalloissa ryhmä Argonnen kansallisen laboratorion tutkijoita ryhtyi työhön. Neuvostoliitossa Moskovassa tämän ongelman käsitteli IV Kurchatovin atomienergiainstituutin ryhmä; Leningradissa - tutkijat ydinfysiikan instituutista
niitä. B.P. Konstantinov sekä Radium-instituutti.

Tällä hetkellä ksenonille tunnetaan luotettavasti useiden hapetusasteiden yhdisteet: +1, +2, +4, +6 ja +8. Hapetusastetta +1 vastaavat yhdisteet sisältävät ennen kaikkea Bartlett Xe:n syntetisoiman ensimmäisen yhdisteen. Lisäksi hän sai samanlaisia ​​yhdisteitä ruteenin, rodiumin ja palladiumin kanssa. Bartletin jälkeen samana vuonna D. Morton ja V. Falcone, jotka vaikuttivat ksenontetrafluoridi XeF 4 -säteisiin matalassa lämpötilassa, saivat XeF-radikaalin, jossa ksenon oli myös +1 hapetustilassa. Samat tutkijat osoittivat, että samanlainen radikaali muodostuu ksenondifluoridin XeF 2 hydrolyysin aikana. Radikaalin olemassaolon vahvisti vakuuttavasti vuonna 1968 maanmiehimme akateemikko V.A. Legasov.

XeF 2 -difluoridi saatiin ensimmäisenä ksenonyhdisteistä, jotka vastaavat hapetusastetta +2. Tämän yhdisteen syntetisoivat itsenäisesti vuonna 1962 S. L. Chernik Yhdysvalloissa ja R. Hoppe Saksassa. Seuraavina vuosina inerttien kaasujen yhdisteiden synteesissä voidaan erottaa kaksi suuntaa. Ensinnäkin etsittiin uusia fluorausaineita ja energialähteitä reaktion kiihdyttämiseen, ja toiseksi prosessin tekniikkaa parannettiin. Kansalaisemme antoivat merkittävän panoksen. V.M. Khutoretsky ja V.A. Shpansky havaitsivat, että ksenondifluoridin muodostuminen voi edetä myös melko miedoissa olosuhteissa, jos kaasujen F 2 ja Xe seos tilavuussuhteessa 1:1 ruiskutetaan 35 atm:n paineella ruostumattomasta teräksestä valmistettuun astiaan. .

Lyhyessä ajassa tutkittiin ksenondifluoridin fysikaalis-kemiallisia ominaisuuksia. Se on värittömiä kiteitä, joilla on ominainen haju. XeF 2 liukenee hieman veteen samalla kun se hydrolysoituu vapauttaen Xe:tä, HF:a ja happea. Luonteeltaan XeF 2 on erittäin vahva hapetin. Legasov tutki hydrolyysiä yksityiskohtaisesti. Lisäksi hän määritti XeF 2:n sulamispisteen, joka on 140 °C. A.V. Nikolaev määritti XeF 2:n liukoisuuden joihinkin liuottimiin. Bartlet ja D. Musher osoittivat itsenäisesti, että ksenondifluoridissa yksi fluoriatomi tai molemmat voidaan korvata kerralla sellaisilla substituenteilla kuin
OSO 2 F, OTeF 5 ja jotkut muut. Kaikki tällaiset yhdisteet ovat epävakaita ja helposti räjähtäviä, paitsi Xe (OTeFS).

1960-luvun lopulla - 1970-luvun alussa. havaittiin, että Xe(II) positiivisen kertavarauksen kationina XeF + pystyy muodostamaan tavallisia koordinaatioyhdisteitä RF 6 -tyyppisten kertavarautuneiden anionien kanssa (jossa R = As, Sb, Nb, Ta, Ru, V), jotka ovat kiinteitä, värillisiä aineita. Yhteensä tutkittiin yli 20 yhdistettä. Tutkimukseen osallistui Bartletin ja hänen yhteistyökumppaneidensa lisäksi myös muiden maiden tutkijoita: F. Sladkan ja V. A. Legasovin johtamia ryhmiä. Tutkijat tulivat siihen tulokseen, että monimutkaiset ksenonfluoridit eivät ole luonteeltaan poikkeus muiden alkuaineiden epäorgaanisten kovalenttisten halogenidien joukossa.

M Tarkastelimme ksenonyhdisteitä hapetusasteessa +1 ja +2. Siirrytään nyt +4 hapetustilassa oleviin yhdisteisiin. Tämän tyyppiset yhdisteet ovat paljon vähemmän tunnettuja. G. Klassen ja hänen työtoverinsa hankkivat ensimmäisen kerran ksenontetrafluoridin XeF 4:n Yhdysvalloissa vuonna 1962, pian sen jälkeen, kun Bartletin suorittamasta ksenondikloridin synteesistä tuli tunnetuksi. Synteesi suoritettiin suljetussa nikkeliastiassa 400 °C:ssa, 6 atm:n paineessa ja viisinkertaisessa ylimäärässä fluoria. Tämän uskotaan olevan helpoimmin saatavissa oleva ksenonyhdiste. Myöhemmin on ehdotettu muita, yksinkertaisempia menetelmiä, mutta suurten (gramma) tämän aineen määrien saamiseksi ensimmäistä menetelmää pidetään edelleen edullisempana. Totta, sillä on yksi suuri haittapuoli - päätuote on aina saastunut ksenondifluoridilla. Näiden fluoridien erottamiseksi Bartlet ehdotti vuonna 1968 seoksen käsittelemistä arseenipentafluoridilla AsF 5 , jonka kanssa Xe(IV) ei ole vuorovaikutuksessa, mutta Xe(II), kuten edellä näimme, muodostaa monimutkaisen yhdisteen. Lopputuotteet erotetaan sublimaatiolla tyhjiössä. Vuonna 1973 Legasov ja hänen työtoverinsa hakivat patentin di- ja tetrafluoridien erottamiseksi.

Ksenontetrafluoridi on värittömiä kiteitä, jotka kestävät säteilyä. Se osoittautui vakaammaksi kuin ksenonfluoridit alemmassa ja korkeammassa hapetustilassa. Vesiliuoksessa XeF4 hydrolysoituu muodostaen XeOF2:ta, XeO3:a, HF:a ja 02:ta. Jotkut substituentit pystyvät syrjäyttämään fluorin tetrafluoridista kokonaan tai osittain. Siten saatiin kiteinen yhdiste Xe(OOCCF 3) 4, mutta fluoria ei voitu korvata kloorilla suoralla vuorovaikutuksella.

Hapetusastetta +6 vastaavista ksenonyhdisteistä eristettiin ensimmäisenä XeF 6 -heksafluoridi, joka synteesi tehtiin vuonna 1963 useissa laboratorioissa Yhdysvalloissa ja Jugoslaviassa kerralla. Synteesi suoritetaan ruostumattomasta teräksestä valmistetussa astiassa 400 atm:n paineessa, enintään 300 °C:n lämpötilassa ja 20-kertaisella fluoriylimäärällä. Heksafluoridi on yleensä kontaminoitunut muiden ksenonfluoridien epäpuhtauksilla ja, mikä epämiellyttävämpää, räjähtävän trioksidin XeO 3 epäpuhtaudella. Epäpuhtauksista erottamiseksi heksafluoridi imeytyy natriumfluoridiin, jonka kanssa se muodostaa vahvan yhdisteen NaF XeF 6 .

Ksenonheksafluoridin fysikaalisia ja kemiallisia ominaisuuksia on tutkittu melko hyvin. Tämä yhdiste on värittömiä, suhteellisen pysyviä kiteitä. Hydrolysoituu vedessä muodostaen ksenontrioksidia ja fluorivetyä. Alkalisissa liuoksissa prosessi etenee pidemmälle, kunnes muodostuu vapaa perksenaatti-ioni H 2 XeO 6 2– , joka sisältää kaksinkertaisen negatiivisen varauksen ja on Xe(VIII)-yhdiste. Ksenonheksafluoridi on vahva fluorausaine. Sen avulla saatiin monia fluorihiilivetyjä. XeF 6:n vaikutuksesta piidioksidi muuttuu kaasumaiseksi piitetrafluoridiksi. Siksi on mahdotonta työskennellä ksenonheksafluoridin kanssa lasi- tai kvartsimaljoissa, jotka tuhoutuvat.

Kuten jo mainittiin, XeO 3 -oksidi tunnetaan +6 hapetusasteesta. Tämä yhdiste on väriltään keltainen, se räjähtää helposti ja on melko vaarallista käsitellä.

Xe(VIII:lle) tunnetaan XeO 4 -tetroksidi ja suolat, jotka vastaavat happoa H 4 XeO 6, syntetisoitu vuonna 1964. Olemme jo maininneet yhden menetelmän tämän hapon anionien saamiseksi liuoksessa. Toinen on otsonin ohjaaminen laimeaan emäksiseen liuokseen, joka sisältää Xe(VI):tä. Tätä menetelmää käytettiin stabiilien liukenemattomien perksenaattisuolojen saamiseksi koostumukseltaan Na 4 XeO 6 8H 2 O, Na 4 XeO 6 6H 2 O ja Ba 2 XeO 6 1,5 H 2 O. Ksenontetraoksidi on epästabiili ja säilyy vain lämpötilassa -196 °C. Se saadaan saattamalla natriumperkseenaatti reagoimaan rikkihapon kanssa. Näiden yhdisteiden ansiosta, jotka vastaavat hapetustilaa Xe +8, inertit kaasut voivat nyt oikeutetusti ottaa paikkansa D.I. Mendelejevin alkuaineiden jaksollisen taulukon kahdeksannessa ryhmässä.

Suhteellisen äskettäin, vuonna 2003, syntetisoitiin maassamme erittäin mielenkiintoinen yhdiste ksenonista orgaanisen aineen asetyleenin kanssa. Synteesin suorittivat Venäjän tiedeakatemian synteettisten polymeerimateriaalien instituutin ja L. Ya. Karpovin mukaan nimetyn fysikaalisen ja kemiallisen instituutin työntekijät.

Vastaanottaja Ksenonyhdisteiden lisäksi tunnetaan myös kevyemmän inertin kaasun kryptonin yhdisteitä. Sen vuorovaikutus fluorin kanssa on paljon vaikeampaa, ja oli mahdollista saada vain difluoridia koostumuksesta KrF2. Kryptonidifluoridin syntetisoi A.W. Grosse Yhdysvalloissa vuonna 1963 johtamalla sähköpurkaus kryptonin ja fluorin seoksen läpi noin 200 °C:n lämpötilassa. Muita menetelmiä KrF2:n saamiseksi tunnetaan tällä hetkellä, mutta niitä suoritetaan myös ankarissa olosuhteissa.

Kryptonidifluoridi on väritöntä sekä kiinteässä että kaasumaisessa tilassa. Erittäin epävakaa ja hajoaa itsestään selvästi huoneenlämpötilaa alemmissa lämpötiloissa. Tämä ei mahdollista sen tarkkoja fysikaalis-kemiallisia ominaisuuksia. Vedessä se hajoaa reaktion mukaisesti:

KrF 2 + H 2O \u003d Kr + 0,502 + 2HF.

Ksenondifluoridin epävakaus on syynä sen vahvaan fluoroivaan vaikutukseen.

Vuonna 1965 saatiin stabiili koordinaatioyhdiste KrF 2 Sb 2 F 5. Reaktio tapahtuu lasiastiassa -20 °C:n lämpötilassa. Yhdiste on melko stabiili ja sen sulamispiste on 50 °C.

Kryptonitetrafluoridi KrF 4 saatiin samalla menetelmällä kuin KrF 2, mutta hieman erilaisissa olosuhteissa. Ba(OH) 2:n vaikutuksesta siihen eristettiin barium kryptonaatti BaKrO 4, jossa krypton on osa anionia. Tässä yhdisteessä krypton näyttää olevan hapetustilassa +6.

Vakuuttavia todisteita muihin luokkiin kuuluvien kryptonyhdisteiden olemassaolosta ei ole vielä saatavilla.

Mitä tulee radonyhdisteisiin, sen nopean hajoamisen (3,823 vrk) ja radioaktiivisen kaasun kanssa työskentelyn vaikeuden vuoksi sen yhdisteitä saatiin hyvin pieniä määriä ja niiden koostumus on epäluotettava. Vuonna 1962 Yhdysvalloissa P. Fields ja hänen työtoverinsa ilmoittivat saaneensa radonfluoridia, jonka katsottiin johtuvan koostumuksesta RnF 2 . Tutkijat perustuvat vain siihen tosiasiaan, että sen reaktio veden kanssa johtaa samankaltaisiin tuotteisiin kuin ne, jotka syntyvät XeF 2:n hydrolyysin aikana. Radondifluoridi on valkoinen kiteinen aine, joka on stabiili tyhjiössä 250 °C asti.

Radonyhdisteiden tutkimuksella voi olla suuri merkitys lääketieteen kannalta, koska. avulla voit luoda tiivistettyjä valmisteita tästä kaasumaisesta elementistä. Lisäksi radonin kemian tuntemus auttaa poistamaan sitä uraanikaivosten ilmasta.

Argonyhdisteistä tiedetään hyvin vähän. Vuonna 2003 kerrottiin, että suomalaiset tutkijat Helsingin yliopistosta olivat saaneet fotolyysillä argonyhdistettä HArF.

Heliumin ja neonin kemiallisia yhdisteitä ei ole vielä ollut mahdollista saada.

BARTLET Neil syntyi 15. syyskuuta 1932 Newcastlessa (Iso-Britannia). Hänen isänsä oli laivan puuseppä, samoin kuin hänen skotlantilaisten esi-isiensä neljä sukupolvea. 1920-luvun lopulla, suuren laman aikana, laivanrakentajille ei käytännössä ollut työtä, joten pian sen jälkeen, kun hän meni naimisiin Anna Wokin kanssa vuonna 1928, hän avasi ruokakaupan. Perheyrityksen lähtöpääomana olivat varat, jotka Anna onnistui säästämään ennen avioliittoaan, työskennellessään myyjänä.

Perheeseen syntyi kolme lasta. Neil Bartlet muistaa lapsuutensa onnellisena aikana. Ja vaikka hänen isänsä kuoli varhain (ensimmäisen maailmansodan aikana hän kärsi myrkkykaasujen vaikutuksista ja kuoli vuonna 1944), perhe eli hyvin ruokakaupan ansiosta. Lapset saivat myös ensimmäisen yrittäjäkokemuksensa: Neil ja hänen vanhempi veljensä Ken avasivat pienen jäätelökaupan sunnuntaiviihteestä säästyneillä rahoilla. Neal käytti pienyrityksestään saadut tuotot kemian kirjoihin, joista hän oli tuolloin kiehtonut, sekä pienen kotilaboratorion laitteisiin.

Kuten Bartlet myöhemmin muisteli, hänen äitinsä oli erittäin asiantunteva ja päättäväinen nainen, joka oli hyvin perehtynyt liike-elämään. Hän aloitti myyjänä kenkäkaupassa ja hänestä tuli yksi kaupan alan merkittävimmistä hahmoista, vaikka se ei tuohon aikaan ollut helppoa naiselle. Menetettyään varhain isänsä ja saanut erittäin vaatimattoman koulutuksen, hän johti päivittäistavarakauppaansa niin menestyksekkäästi, ettei perheeltä koskaan puuttunut varoja.

Läpäistyään peruskoulutuksen erikoiskokeet Neil astui Heaton School for Boysiin. Myöhemmin hän katsoi, että hänellä oli erittäin onnea koulun kanssa: alusta alkaen painotettiin luonnontieteiden tutkimista ja laboratoriokokeita. Hän jatkoi opintojaan kotilaboratoriossa täydentäen sitä taskurahalla ostetuilla laitteilla ja osuudellaan jäätelön myynnistä saaduista voitoista. Koulukiinnostuksesta kasvoi sitten ammattitaito, josta tuli perusta tutkinnon suorittamiselle King's Collegessa Durhamissa.

Aluksi Neal halusi tulla biokemistiksi ja yliopistoon tullessaan antoi asianmukaiset opettajasuositukset, joita tarvittiin luonnonyhdisteiden kemian opiskeluun. Kun hän kuitenkin tutustui kemian tieteeseen, hän päätti olla kiinnostunut enemmän epäorgaanisesta kemiasta, ja valmistuttuaan yliopistosta vuonna 1954 (kandidaatin tutkinto) hän aloitti työskentelyn Dr. P. L. Robinsonin epäorgaanisen kemian tutkimusryhmässä. Vuonna 1958 hän puolusti väitöskirjaansa. Vuotta aiemmin hänen henkilökohtaisessa elämässään tapahtui muutoksia - hän meni naimisiin Christina Crossin kanssa.

Muutama kuukausi puolustamisen jälkeen Bartlet otti vastaan ​​kutsun työhön British Columbian yliopistosta Vancouverissa (Kanada) ja käynnisti yhdessä tohtori G. Clarkin kanssa fluorin kemian työskentelyn siellä. Yhdessä opiskelijoiden ja harjoittelijoiden kanssa hän alkoi tutkia platinametallien ja germaniumin fluorideja.

Hänen oma tieteellinen tutkimuksensa koski kuitenkin yllättävän haihtuvaa punaista ainetta, jonka hän sai vahingossa väitöstutkimuksessaan fluoraamalla platinasuoloja lasiastiassa. Lopulta Bartlet osoitti yhdessä ensimmäisen jatko-opiskelijansa Derek Lomanin kanssa, että haihtuva aine on dioksigenyyliyhdiste O 2 + -tti, joka muodostuu, kun PtF 6 sekoitetaan O 2:n kanssa:

O 2 + PtF 6 \u003d O 2.

Tämä tosiasia vahvisti, että platinaheksafluoridi on vahvin hapettava aine kaikista tunnetuista yhdisteistä (se jopa hapettaa happea). Bartlet keskittyi jatkotutkimuksensa juuri tähän ja muihin heksafluorideihin.

Vuoden 1962 alussa hän kiinnitti huomion siihen, että ksenonin ja hapen ionisaatiopotentiaalit ovat suuruudeltaan lähellä ja radonilla vielä hieman pienempiä. Koska kokeet radonilla eivät tuolloin olleet mahdollisia, Bartlet otti ksenonnäytteen, valmisti PtF 6:ta ja yritti hapettaa ksenonia käyttämällä lasiastiaa ja kvartsilaitetta.

Vuoteen 1962 asti heliumia, neonia, argonia, kryptonia, ksenonia ja radonia pidettiin inertteinä kaasuina, jotka eivät pystyneet muodostamaan yhdisteitä. Tohtori Bartlet poisti 23. maaliskuuta 1962 välilevyn, joka erotti kaasumaisen punaisen platinaheksafluoridin värittömästä ksenonista, ja nämä kaksi kaasua reagoivat välittömästi muodostaen oranssinkeltaisen aineen. Bartlet kirjoitti myöhemmin: "Olin niin yllättynyt tästä näkystä, että juoksin ulos laboratoriosta soittamaan kollegoille tai opiskelijoille, jotka voisivat todistaa tätä tapahtumaa." Oli kuitenkin perjantai-ilta, eikä rakennuksessa ollut ketään...

Ensimmäisessä artikkelissa, joka kuvaa tätä historiallista koetta, kirjattiin, että paine reaktioastiassa laski vuorovaikutuksen seurauksena, mikä osoitti selvästi uuden aineen muodostumisen; sen koostumus, kuten tutkijat alun perin ehdottivat, oli + - . Myöhemmissä Bartlet-ryhmän julkaisuissa osoitettiin, että itse asiassa sen kokoonpano olisi pitänyt esittää seuraavasti: + -. Näiden töiden jälkeen ksenon-kokeet tulvivat sisään.

Argonnen kansallinen laboratorio (USA) otti valtavan askeleen ksenonfluoridiyhdisteiden kemian kehittämisessä. Vierailtuaan siellä lokakuussa 1962 Bartlet päätti tehdä ksenonoksidista tutkimuksensa pääpainopisteen. Ja pian hän ja hänen jatko-opiskelijansa P.Rao saivat oksidin. Toisen näytteen räjähdyksen aiheuttaman onnettomuuden vuoksi molemmat joutuivat kuitenkin kuukaudeksi sairaalaan, ja räjähdeaineen XeO 3 tunnistamisen suorittivat muut tutkijat.

Vuonna 1964 Bartlet sai professorin viran, ja kaksi vuotta myöhemmin hänet kutsuttiin Princetonin yliopiston kemian professorin virkaan. Myöhemmin hän muisteli, että hän oli pahoillaan lähteessään länsirannikolta, missä hän tunsi olonsa kotoisaksi. Joten kolme vuotta myöhemmin, kun hän sai kutsun kemian professorin virkaan Berkeleyn yliopistosta Kaliforniassa, hän otti sen mielellään vastaan, eikä sen jälkeen ole lähtenyt länsirannikolta. Samaan aikaan Bartlet vietti pitkään (1969–1999) tutkimusta Lawrence Berkeleyn kansallisessa laboratoriossa. Vuonna 2000 tiedemies sai Yhdysvaltain kansalaisuuden.

Vuonna 1970 American Chemical Society myönsi hänelle epäorgaanisen kemian palkinnon monivuotisesta työstä siirtymämetalliheksafluoridien alalla. Hän sai tutkimuksestaan ​​myös Danni-Heinemann-palkinnon Göttingenin Saksan tiedeakatemiasta (1971), Henry Moissan (Ranska, 1988), mitalit heille. Linus Pauling (1989), H. Davy (2002) ja muita palkintoja. Hänet valittiin Lontoon kuninkaallisen seuran (1973), Saksan luonnontieteilijöiden akatemian "Leopoldina" (1969), Ranskan tiedeakatemian (1989) ja Yhdysvaltain kansallisen tiedeakatemian (1979) jäseneksi.

Vuonna 1999 Bartlet jätti aktiivisen tutkimuksen viettääkseen enemmän aikaa perheensä kanssa ja harrastaakseen suosikkiharrastuksiaan. Hän maalaa vesiväreillä, puuseppiä, hoitaa puutarhaa, työskentelee hopealla. Hänen lähdön jälkeen hänellä oli vain yksi yhdiste, jonka hän halusi saada, mutta ei saanut sitä - kultaheksafluoridi.

N.V. FEDORENKO

* Elektroniaffiniteetti on energiaa, joka vapautuu yhden elektronin kiinnittymisen seurauksena atomiin. Sitten atomista tulee negatiivinen ioni.

Kryptonille, ksenonille ja radonille on ominaista alhaisemmat ionisaatiopotentiaalit kuin tyypillisillä alkuaineilla (He, Ne, Ar), joten ne pystyvät tuottamaan tavallisen tyyppisiä yhdisteitä. Vasta vuonna 1962 N. Bartlett onnistui saamaan ensimmäisen sellaisen yhdisteen - ksenonheksafluoroplatinaatti Xe + |PtF 6 |. Tämän jälkeen saatiin kryptonia ja radonfluorideja ja niiden lukuisia johdannaisia. Tietoja joistakin ksenoniyhdisteistä on taulukossa. 17.2.

Taulukko 17.2

Ksenonyhdisteiden karakterisointi

hapettumista	liitännät	molekyylejä	Rakenne	Jotkut ominaisuudet
		aine	Epäsymmetrinen antiprisma	Lämmönkestävä 400°C asti
		Väritön nestettä	neliön muotoinen pyramidi	kestävää
		Väritön kiteitä	Pyramidin muotoinen	Räjähtävä, hygroskooppinen, stabiili liuoksissa
		Väritön	tetraedrinen	Räjähtävä
		Väritön	Octahedral	Vastaa 11, XeO g; , on myös happamia anioneja: Xe0 8 ~, H 2 XeO | "ja H 3 XeO

Edellytykset jalokaasuyhdisteiden saamiseksi eivät ole aivan yksinkertaisia ​​tavanomaisten ideoiden näkökulmasta.

Ksenondifluoridi XeF2 saadaan saattamalla Xe reagoimaan F2:n kanssa korkeassa paineessa. Aine liukenee veteen. Happojen läsnä ollessa hydrolyysiprosessi etenee hitaasti, ja alkalien läsnä ollessa hydrolyysi voimistuu:

XeF 2 on voimakas hapetin, esimerkiksi kun se on vuorovaikutuksessa HC1:n kanssa, reaktio etenee

Ksenontetrafluoridi XeF 4 muodostuu pitkäaikaisella kuumentamalla ja korkealla paineella (400°C ja 607 kPa) ksenonista ja fluorista suhteessa 1:5. Ksenontetrafluoridi on ominaisuuksiltaan identtinen XeFn:n kanssa, mutta se kestää hydrolyysiä. Kosteassa ilmassa se joutuu epäsuhtautumaan:

Ksenonheksafluoridi XeF 6 voidaan saada XeF 4:stä:

tai suoraan Xe:stä ja F2:sta 250°C:ssa ja yli 5065 kPa:ssa. Tällä yhdisteellä on korkea reaktiivisuus, mikä näkyy esimerkistä sen vuorovaikutuksesta kvartsin kanssa:

Lewis-happona XeF(i) reagoi helposti alkalimetallifluoridien (paitsi LiF) kanssa muodostaen heptafluori- ja oktafluoroksenaattianiopeja:

XcF 6:n hydrolyysiin voi liittyä Xe0 3:n ja vastaavan epästabiilin Lewis-hapon XeOF 4 muodostuminen:

Ksenonfluoridit ovat hapettavia aineita:

Ksenonheksafluoriplatinaatti Xe saadaan PtF 6:n ja Xe:n vuorovaikutuksella huoneenlämpötilassa, ts. kahdesta kaasumaisesta aineesta muodostuu oranssinkeltainen kiinteä aine, joka on stabiili tavallisissa olosuhteissa:

Xe[ PtF c | sublimoituu hajoamatta. Veden vaikutuksesta hydrolysoituu:

Myöhemmin saatiin useita lisää ksenonyhdisteitä ruteenin, rodiumin ja plutoniumheksafluoridien kanssa: Xe, Xe, Xe.

Ksenonoksotetrafluoridilla XeOF 4 on amfoteerisia ominaisuuksia, jotka voidaan arvioida esimerkiksi vastaavien kationisten kompleksien perusteella.

Ksenonoksidi (Y1) Xe0 3 on valkoinen, haihtumaton yhdiste, joka muodostaa stabiileja vesiliuoksia. Xe03-molekyylillä on trigonaalisen pyramidin rakenne. Alkalisessa väliaineessa se muodostaa ksenaatti-ionin (U1):

HXe0 4 muuttuu epäsuhtaisuudesta johtuen vähitellen perksenaatti-ioniksi (USh):

Ksenonoksidi (XX) Xe04 on tetraedrin muotoinen, jonka keskellä on Xe-atomi. Xe0 4 saadaan bariumoksoksenaatista H 2 S0 4:n vaikutuksesta:

Perksenaatti-ioni XeOf muodostaa stabiileja suoloja - perksenaatteja, joista Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1,5H 2 0 ovat pysyviä, huonosti veteen liukenevia.

Kryptoni muodostaa yhdisteitä, jotka ovat koostumukseltaan, rakenteeltaan ja molekyyliominaisuuksiltaan identtisiä ksenonyhdisteiden kanssa. Siten kiteistä kryptondifluoridia saadaan reaktioseoksen hiljaisen sähköpurkauksen vaikutuksesta -183 °C:ssa ja -2,7 kPa:n paineessa.

Krypton(H)-fluoridi tai kryptondifluoridi, KrF 2 on epästabiili huoneenlämmössä, mutta -78°C:ssa sitä voidaan säilyttää pitkään. KrF 2 on erittäin vahva hapetin. Vaikuttaessaan HC1:een se syrjäyttää kloorin ja hapen vedestä. Myös siirtymämetalleja sisältäviä kryptonyhdisteitä on saatu: KrFMeF6. Samantyyppisiä yhdisteitä saatiin sekä arseenilla että antimonilla: Kr2F3AsF6, Kr2F3SbFG ja KrFSb2Fu.

Tällä hetkellä on kuvattu huomattava määrä ksenoniyhdisteitä. Myös kryptonyhdisteiden kemia kehittyy menestyksekkäästi. Mitä tulee radonin, sen korkean a-radioaktiivisuuden vuoksi sen johdannaisten ominaisuuksien saaminen ja tutkiminen on erittäin vaikeaa.

Jalokaasujen käyttö. Heliumia käytetään laajalti sellaisista ominaisuuksista kuin inertisyys, keveys, liikkuvuus ja korkea lämmönjohtavuus. Esimerkiksi syttyvien aineiden siirtäminen astiasta toiseen on turvallista heliumin avulla.

Erinomaiset venäläiset fyysikot, Nobel-palkinnon saajat L. D. Landau ja P. L. Kapitsa antoivat perustavanlaatuisen panoksen nestemäisen heliumin ominaisuuksien tutkimukseen.

Biologiset tutkimukset ovat osoittaneet, että heliumilmakehä ei vaikuta ihmisen geneettiseen laitteistoon, koska se ei vaikuta solujen kehitykseen ja mutaatioiden esiintymistiheyteen. Heliumilman hengittäminen (ilma, jossa typpi on osittain tai kokonaan korvattu heliumilla) tehostaa hapen vaihtoa keuhkoissa, ehkäisee typpiemboliaa (kessonitauti).

Neonia käytetään usein tekniikassa heliumin sijasta. Sitä käytetään laajalti kaasukevyiden neonlamppujen valmistukseen.

Argon on helpommin saatavilla kuin helium ja neon. Tätä kaasua käytetään laajalti metallurgiassa, sitä käytetään yleensä titaanin, niobiumin, hafniumin, uraanin, toriumin, alkalimetallien kuumakäsittelyssä, jossa kosketus hapen, typen, veden ja hiilimonoksidin (IV) kanssa on poissuljettu. Sähkökaarihitsausmenetelmä argonväliaineessa on löytänyt laajan sovelluksen.

Kryptonia käytetään pääasiassa sähkölamppujen valmistukseen.

Ksenonia käytetään laajalti ksenonlamppujen valmistuksessa, joille on ominaista oikea värintoisto. Ksenon on säteilyä läpäisemätön aine, jota käytetään laajalti aivojen fluoroskopiassa.

Ksenonfluoridien muodossa on kätevää varastoida ja kuljettaa ksenonia ja erittäin aggressiivista fluoria, jolla on suuri merkitys ympäristölle. Ksenonoksideja voidaan käyttää räjähteinä tai voimakkaina hapettimina.

Vaikka radon on radioaktiivista, sillä on ultramikrodooseissa positiivinen vaikutus keskushermostoon, joten sitä käytetään balneologiassa ja fysioterapiassa (radonkylvyt).

Yhteenveto

Heliumin elektronikuorella (se on ainoa) on konfiguraatio Is 2, kun taas muiden elementtien ulompi energiataso on valmis ja sisältää kahdeksan elektronia (konfiguraatio ...ns 2 np c>), mikä selittää niiden erittäin alhaisen aktiivisuuden. Näitä alkuaineita kutsutaan yhteisesti jalokaasuiksi. Tämän ryhmän alkuaineiden vanha nimi "inertit kaasut" koskee itse asiassa vain heliumia ja neonia, koska niiden atomien elektroninen rakenne ei salli kovalenttisten yhdisteiden muodostumista, toisin kuin muut, joille oli mahdollista saada kemiallisia yhdisteitä.

Kysymyksiä ja tehtäviä

• 1. Anna jalokaasujen elektroniset konfiguraatiot ja selitä niiden perusteella, miksi jalokaasut eivät muodosta kaksiatomisia molekyylejä.
• 2. Miksi helium ja neon eivät pysty muodostamaan yhdisteitä muiden alkuaineiden kanssa?
• 3. Mikä on ehdotettu mekanismi kryptonia ja ksenonia sisältävien sidosten muodostumiselle?
• 4. Kuvaile tuntemasi ksenonyhdisteet.

Ulkoisen elektronisen vaa'an täydellisyydestä johtuen jalokaasut ovat kemiallisesti inerttejä. Vuoteen 1962 asti uskottiin, että ne eivät muodostaneet kemiallisia yhdisteitä ollenkaan. Brief Chemical Encyclopediassa (M., 1963, v. 2) kirjoitetaan: "Inertit kaasut eivät anna yhdisteitä, joissa on ionisia ja kovalenttisia sidoksia." Tähän mennessä oli saatu joitain klatraattityyppisiä yhdisteitä, joissa jalokaasuatomi on mekaanisesti pidetty toisen aineen molekyylien muodostamassa kehyksessä. Esimerkiksi argonin voimakkaassa puristuksessa alijäähdytetyn veden päällä eristettiin kidehydraatti Ar 6H 2 0. Samalla kaikki yritykset pakottaa jalokaasut reagoimaan jopa kaikkein energisimpien hapettimien (kuten fluorin) kanssa päättyivät turhaan. . Ja vaikka Linus Paulingin johtamat teoreetikot ennustivat, että fluoridien ja ksenonoksidien molekyylit voivat olla stabiileja, kokeilijat sanoivat: "Tämä ei voi olla."

Tässä kirjassa yritämme korostaa kahta tärkeää ajatusta:

• 1) tieteessä ei ole muuttumattomia totuuksia;
• 2) kemiassa TÄYSIN KAIKKI on mahdollista, jopa se mikä näyttää mahdottomalta tai naurettavalta vuosikymmeniä.

Kanadalainen kemisti Neil Bartlett vahvisti nämä ajatukset täydellisesti, kun hän vuonna 1962 sai ensimmäisen ksenonin kemiallisen yhdisteen. Näin se oli.

Yhdessä platinaheksafluoridi PtF 6 -kokeessa Bartlett sai punaisia ​​kiteitä, joilla oli kemiallisen analyysin tulosten mukaan kaava 0 2 PtF 6 ja jotka koostuivat ioneista 0 2 ja PtF 6 . Tämä tarkoitti, että PtF 6 on niin vahva hapetin, että se ottaa elektroneja jopa molekyylihapesta! Bartlett päätti hapettaa toisenkin näyttävän aineen ja tajusi, että ksenonista oli vielä helpompi ottaa elektroneja kuin hapesta (ionisaatiopotentiaalit 0 2 12,2 eV ja Xe 12,1 eV). Hän laittoi platinaheksafluoridia astiaan, laski siihen tarkasti mitatun määrän ksenonia ja sai muutaman tunnin kuluttua ksenonheksafluoroplatinaattia.

Välittömästi tämän reaktion jälkeen Bartlett suoritti ksenonin reaktion fluorin kanssa. Kävi ilmi, että lasiastiassa kuumennettaessa ksenoni reagoi fluorin kanssa ja muodostuu fluoridien seos.

Ksenonfluoridi^ II) XeF 2 muodostuu päivänvalon vaikutuksesta ksenonin ja fluorin seokselle tavallisessa lämpötilassa

tai ksenonin ja F 2 0 2 -vuorovaikutuksen aikana -120 °C:ssa.

Värittömät XeF 2 -kiteet liukenevat veteen. XeF2-molekyyli on lineaarinen. XeF 2:n vesiliuos on erittäin vahva hapetin, erityisesti happamassa ympäristössä. Emäksisessä ympäristössä XeF 2 hydrolysoituu:

Ksenonfluoridi (H) XeF 4 muodostetaan kuumentamalla ksenonin ja fluorin seos 400 °C:seen.

XeF 4 muodostaa värittömiä kiteitä. XeF 4 -molekyyli on neliö, jonka keskellä on ksenonatomi. XeF 4 on erittäin vahva hapetin ja sitä käytetään fluorausaineena.

Kun XeF 4 on vuorovaikutuksessa veden kanssa, se on suhteeton.

Ksenonfluori (Ch1) XeF 6 muodostuu alkuaineista kuumennettaessa ja paineistettaessa fluorilla.

XeF 6 - värittömiä kiteitä. XeF 6 -molekyyli on vääristynyt oktaedri, jonka keskellä on ksenonatomi. Kuten muutkin ksenonfluoridit, XeF 6 on erittäin vahva hapetin ja sitä voidaan käyttää fluorausaineena.

XeF 6 hajoaa osittain veden vaikutuksesta:

ksenonoksidi (U I) Xe03 muodostuu XeF4:n hydrolyysin aikana (katso edellä). Se on valkoinen, haihtumaton, erittäin räjähtävä aine, liukenee hyvin veteen, ja liuoksella on lievästi hapan reaktio seuraavien reaktioiden vuoksi:

Otsonin vaikutuksesta Xe0 3:n alkaliseen liuokseen muodostuu ksenonihapon suola, jossa ksenonin hapetusaste on +8.

Ksenonoksidi (U1N) XeO 4 voidaan saada saattamalla bariumperkseenaatti reagoimaan vedettömän rikkihapon kanssa matalissa lämpötiloissa.

Xe0 4 on väritön kaasu, erittäin räjähdysherkkä ja hajoaa yli 0 °C:n lämpötiloissa.

Muiden jalokaasujen yhdisteistä tunnetaan KrF 2 , KrF 4 , RnF 2 , RnF 4 , RnF 6, Rn0 3 . Uskotaan, että samanlaisia ​​heliumin, neonin ja argonin yhdisteitä ei todennäköisesti koskaan saada yksittäisten aineiden muodossa.

Yllä totesimme, että kemiassa "kaikki on mahdollista". Kerrotaan siis, että heliumin, neonin ja argonin yhdisteitä on olemassa ns excimer molekyylejä, ts. Molekyylit, joissa viritetyt elektronitilat ovat stabiileja ja perustila epävakaa. Esimerkiksi, kun argonin ja kloorin seosta viritetään sähköisesti, kaasufaasireaktio voi edetä muodostaen eksimeeri-ArCl-molekyylin.

Samoin virittyneiden jalokaasuatomien reaktioissa voidaan saada koko joukko kaksiatomisia molekyylejä, kuten He 2, HeNe, Ne 2, NeCl, NeF, HeCl, ArF jne. Kaikki nämä molekyylit ovat epästabiileja eikä niitä voida eristää yksittäisinä aineina ne voidaan kuitenkin rekisteröidä ja niiden rakennetta tutkia spektroskooppisilla menetelmillä. Lisäksi eksimeerimolekyyleissä olevia elektronisia siirtymiä käytetään tuottamaan UV-säteilyä suuritehoisissa eksimeeri-UV-lasereissa.

Jaksollisen järjestelmän kahdeksannen ryhmän pääalaryhmä on jalokaasut - helium, neon, argon, krypton, ksenon ja radon. Näille alkuaineille on ominaista erittäin alhainen kemiallinen aktiivisuus, minkä vuoksi niitä on syytä kutsua jalo- tai jalokaasuiksi. Ne muodostavat vain vaikeasti yhdisteitä muiden alkuaineiden tai aineiden kanssa; heliumin, neonin ja argonin kemiallisia yhdisteitä ei ole saatu. Jalokaasujen atomeja ei yhdistetä molekyyleiksi, toisin sanoen niiden molekyylit ovat yksiatomisia.

Jalokaasut täydentävät elementtijärjestelmän jokaisen jakson. Heliumin lisäksi niissä kaikissa on kahdeksan elektronia atomin uloimmassa elektronikerroksessa, mikä muodostaa erittäin vakaan järjestelmän. Heliumin elektronikuori, joka koostuu kahdesta elektronista, on myös stabiili. Siksi jalokaasuatomeille on ominaista korkeat ionisaatioenergiat ja yleensä negatiiviset elektroniaffiniteettienergiat.

Taulukossa. 38 esittää joitakin jalokaasujen ominaisuuksia sekä niiden pitoisuutta ilmassa. Voidaan nähdä, että jalokaasujen nesteytys- ja jähmettymislämpötilat ovat sitä alhaisemmat, mitä pienempi on niiden atomimassat tai sarjanumerot: heliumilla alhaisin nesteytyslämpötila, radonilla korkein.

Taulukko 38. Jotkut jalokaasujen ominaisuudet ja niiden pitoisuus ilmassa

1800-luvun loppuun asti uskottiin, että ilma koostui vain hapesta ja typestä. Mutta vuonna 1894 englantilainen fyysikko J. Rayleigh havaitsi, että ilmasta saadun typen tiheys (1,2572 ) on jonkin verran suurempi kuin sen yhdisteistä saadun typen tiheys (1,2505 ). Kemian professori W. Ramsay ehdotti, että tiheyserot johtuvat jonkin raskaamman kaasun läsnäolosta ilmakehän typessä. Sitomalla typpeä kuumalla magnesiumilla (Ramsay) tai saattamalla sen yhdistymään happeen (Rayleigh) sähköpurkauksella, molemmat tutkijat eristivat pieniä määriä kemiallisesti inerttiä kaasua ilmakehän typestä. Siten löydettiin siihen asti tuntematon alkuaine, nimeltään argon. Argonin jälkeen eristettiin helium, neon, krypton ja ksenon, joita ilmassa oli mitättömiä määriä. Alaryhmän viimeinen elementti - radon - löydettiin radioaktiivisten muutosten tutkimuksessa.

On huomattava, että jalokaasujen olemassaolon ennusti jo vuonna 1883, eli 11 vuotta ennen argonin löytämistä, venäläinen tiedemies II A. Morozov (1854-1946), joka vangittiin vuonna 1882 vallankumousliikkeeseen osallistumisesta. tsaarin hallitus Shlisselburgin linnoitukseen. N. A. Morozov määritti oikein jalokaasujen paikan jaksollisessa järjestelmässä, esitti ajatuksia atomin monimutkaisesta rakenteesta, mahdollisuudesta syntetisoida elementtejä ja käyttää atominsisäistä energiaa. N. A. Morozov vapautettiin vankilasta vuonna 1905, ja hänen huomattava kaukonäköisyytensä tuli tunnetuksi vasta vuonna 1907, kun hän julkaisi kirjansa Periodic Systems of the Structure of the Matter, joka on kirjoitettu eristyssellissä.

Vuonna 1926 N. A. Morozov valittiin Neuvostoliiton tiedeakatemian kunniajäseneksi.

Pitkään uskottiin, että jalokaasujen atomit eivät yleensä pysty muodostamaan kemiallisia sidoksia muiden alkuaineiden atomien kanssa. Tunnettiin vain suhteellisen epästabiileja jalokaasujen molekyyliyhdisteitä - esimerkiksi hydraatteja, jotka muodostuivat puristettujen jalokaasujen vaikutuksesta alijäähdytetyn veden kiteytymiseen. Nämä hydraatit kuuluvat klatraattityyppiin (katso § 72); valenssisidoksia ei synny tällaisten yhdisteiden muodostumisessa.

Klatraattien muodostumista veden kanssa edistää useiden onteloiden esiintyminen jään kiderakenteessa (ks. § 70).

Viime vuosikymmeninä on kuitenkin todettu, että krypton, ksenon ja radon voivat yhdistyä muiden alkuaineiden ja ennen kaikkea fluorin kanssa. Joten jalokaasujen suoralla vuorovaikutuksella fluorin kanssa (kuumennettaessa tai sähköpurkauksessa) saadaan fluorideja ja. Kaikki ne ovat kiteitä, jotka ovat stabiileja normaaleissa olosuhteissa. Ksenonjohdannaisia ​​saatiin myös hapetusasteella - heksafluoridi, trioksidi, hydroksidi. Kahdella viimeisellä yhdisteellä on happamia ominaisuuksia; joten reagoiessaan alkalien kanssa ne muodostavat ksenonihapon suoloja, esimerkiksi:.

Tiedemiehet uskoivat pitkään, että jalokaasut eivät voineet muodostaa yhdisteitä, koska niiden valenssielektroneja sisältävissä elektronikuorissa ei ollut tilaa useammalle elektronille. Tämä tarkoittaa, että ne eivät voi hyväksyä enempää elektroneja, mikä tekee kemiallisen sidoksen mahdottomaksi. Vuonna 1933 Linus Pauling kuitenkin ehdotti, että raskaat jalokaasut voisivat reagoida fluorin tai hapen kanssa, koska niissä on atomeja, joilla on korkein elektronegatiivisuus. Hänen arvauksensa osoittautui oikeaksi, ja myöhemmin saatiin jalokaasuyhdisteitä.

Jalokaasuyhdisteen sai ensimmäisen kerran kanadalainen kemisti Neil Bartlett vuonna 1962 antamalla platinaheksafluoridin reagoida ksenonin kanssa. Yhdisteelle annettiin kaava XePtF 6 (kuten myöhemmin kävi ilmi - virheellinen [ ]). Välittömästi Bartletin raportin jälkeen yksinkertaisia ​​ksenonfluorideja saatiin samana vuonna. Siitä lähtien jalokaasujen kemiaa on kehitetty aktiivisesti.

Yhteystyypit

Ota yhteydet käyttöön

Jalokaasujen yhdisteitä, joissa jalokaasut ovat mukana kide- tai kemiallisessa hilassa ilman kemiallisen sidoksen muodostumista, kutsutaan inkluusioyhdisteiksi. Näitä ovat esimerkiksi inerttien kaasujen hydraatit, inerttien kaasujen klatraatit kloroformin kanssa, fenolit jne.

Jalokaasut voivat myös muodostaa yhdisteitä endoedristen fullereenien kanssa, kun jalokaasuatomi "työnnetään" fullereenimolekyylin sisään.

Monimutkaiset yhdisteet

Äskettäin (2000) on osoitettu, että ksenoni voi kompleksoitua kullan (esim. (Sb 2 F 11) 2) kanssa ligandina. Saatiin myös kompleksisia yhdisteitä, joissa ksenondifluoridi toimii ligandina.

Kemialliset yhdisteet

Viime vuosina on saatu useita satoja jalokaasujen kemiallisia yhdisteitä (eli joissa on vähintään yksi jalokaasu-elementtisidos). Nämä ovat pääasiassa ksenoniyhdisteitä, koska kevyemmät kaasut ovat inerttejä ja radonilla on merkittävää radioaktiivisuutta. Kryptonista tunnetaan hieman yli tusina yhdistettä (pääasiassa kryptondifluoridikomplekseja), radonista tunnetaan koostumukseltaan tuntematon fluori. Kryptonia kevyemmistä kaasuista tunnetaan vain kiinteiden inerttien kaasujen matriisissa (esimerkiksi HArF) olevia yhdisteitä, jotka hajoavat kryogeenisissä lämpötiloissa.

Ksenonille tunnetaan yhdisteitä, joissa on Xe-F-, Xe-O-, Xe-N-, Xe-B-, Xe-C-, Xe-Cl-sidoksia. Lähes kaikki ne ovat jossain määrin fluorattuja ja hajoavat kuumennettaessa.

Linkit

• Khriachtchev, Leonid; Räsänen, Markku; Gerber, R. Benny. Jalokaasuhydridit: Uusi kemia matalissa lämpötiloissa // Kemiallisen tutkimuksen selostukset (Englanti) Venäjän kieli: päiväkirja. - 2009. - Vol. 42, nro. yksi . - s. 183. -