INERTS GĀZES SAVIENOJUMI

Un Ir sešas retas vai cēlgāzes: hēlijs He, neons Ne, argons Ar, kriptons Kr, ksenons Xe un radons Rn. Argons bija pirmā no šīm gāzēm, kas tika atklāta. Atklājums datēts ar 1894. gadu, to izdarīja D. Reilija (1842–1919) un V. Remzijs (1852–1916). Pateicoties savām īpašībām, jaunais elements tika nosaukts argonu no grieķu valodas. - neaktīvs. Šī gāze neveido ķīmiskus savienojumus. Tātad, viens no izcilākajiem eksperimentālajiem ķīmiķiem XIX gs. A. Moissan (1852-1907) 1886. gadā parādīja, ka argons nereaģē ar aktīvāko no oksidētājiem - fluoru.

Citas pēc argona atklātās inertās gāzes veidoja ar to grupu, kas veiksmīgi iekļāvās D.I.Mendeļejeva tabulā, kas atrodas uz robežas starp izteiktākajiem metaloīdiem un metāliem (nulles grupā). Pēc dažu inertu gāzu savienojumu sintēzes un to īpašību izpētes šie elementi tika ievietoti VIII grupā.

Pirmās teorijas, kas mēģināja izskaidrot atoma uzbūvi, tā modeli, ko ierosināja N. Bors (1913), un Kossel-Lūisa (1916) elektroniskā valences teorija, kas balstīta uz šo modeli, nostiprināja jau izveidoto viedokli par atoma inerci. cēlgāzes. Inerto gāzu atomu elektroniskā konfigurācija bija tieši tāda, kuru saskaņā ar šīm teorijām centās iegūt citu elementu atomi, savstarpēji reaģējot.

Pirms inerto gāzu ķīmisko savienojumu atklāšanas tika iegūti to savienojumi ar ūdeni - hidrātiem. Tālajā 1896. gadā, divus gadus pēc argona atklāšanas, P. Vilards, pakļaujot gāzi spiedienam virs ūdens 0 ° C temperatūrā, ieguva kristālisku hidrātu ar sastāvu Ar 6H 2 O. Pēc viņa
R. de Forkrans 20. gadsimta pirmajā ceturksnī, izmantojot to pašu metodi, sintezēja līdzīgus kriptona Kr 5,75H 2 O un ksenona Xe 5,75H 2 O savienojumus. Pēc tam viņš ieguva līdzīgus hidrātus ar smago ūdeni.

Mūsu valstī interesi par inerto gāzu savienojumiem izrādīja PSRS Zinātņu akadēmijas korespondējošais loceklis.
B.A.Ņikitins (1906–1952), kurš strādāja Zinātņu akadēmijas Radija institūtā. 20. gadsimta 40. gados viņš saņēma ne tikai radona, neona un argona hidrātus, bet arī tāda paša veida radona un ksenona savienojumus ar fenolu un toluolu ar vispārīgo formulu R 2C 6 H 5 OH un R 2C 6 H 5 CH 3 (kur R ir inertā gāze). Viņš šos savienojumus sauca par molekulāriem, jo ​​uzskatīja, ka tajos savienojums tiek veikts nevis atomu mijiedarbības dēļ, bet gan starpmolekulārās pievilkšanās rezultātā, un viņam izrādījās taisnība. 1948. gadā G. Pauels šādiem savienojumiem ieviesa terminu "klatrāti". Ņikitins norādīja, ka spēja veidot molekulāros savienojumus palielinās no argona līdz radonam un to var izmantot inerto gāzu atdalīšanai. Pētījumi klatrātu jomā veicināja laboratorijas eksperimentu tehnikas izstrādi ar inertajām gāzēm un kļuva par nozīmīgu soli ceļā uz to patieso ķīmisko savienojumu sintēzi.

Pieņēmumi par inerto gāzu savienojumu sintezēšanas iespējām tika izteikti jau 20. gadsimta sākumā. 1916. gadā V. Kosels, pamatojoties uz to jonizācijas potenciālu vērtību, norādīja, ka jārēķinās ar ķīmisko savienojumu veidošanos ksenonā un kriptonā. Atšķirībā no vieglākiem elementiem, tiem ir lielāki atomu rādiusi, ārējie elektroni, kas spēj veidot saiti, atrodas tālāk no kodola, un tāpēc to noņemšanai ir nepieciešams mazāk enerģijas.

1924. gadā austriešu pētnieks A. fon Antropovs, kurš jau toreiz, pretēji vispārpieņemtajam viedoklim, cēlgāzes piedēvēja periodiskās sistēmas VIII grupai, izteica domu, ka tās spēj veidot ķīmiskus savienojumus un ka šajos savienojumos jābūt visaugstākajai valencei. jābūt vienādam ar grupas numuru, t .e. astoņi. Par visticamāko viņš uzskatīja halogēnus un smagās inertās gāzes saturošu savienojumu sintēzi.

1933. gadā Linuss Polings, Kalifornijas Tehnoloģiju institūta profesors, topošais Nobela prēmijas ieguvējs ķīmijā (1954), pamatojoties uz piedāvāto inerto gāzu jonu rādiusu vērtībām, pārliecinošāk nekā viņa priekšgājēji runāja par iespēju sintezēt to savienojumus un pat norādīja to sastāvu, proti, kriptona heksafluorīdus KrF 6 un ksenonu XeF 6 , kam viņš piedēvēja pietiekamu stabilitāti, un nestabilo ksenona oktafluorīdu XeF 8 . Turklāt Polings norādīja uz iespēju sintezēt skābi ar sastāvu H 4 XeO 6 un tās sāļus. Kā redzēsim tālāk, lielākā daļa prognožu vēlāk apstiprinājās. Paulinga pārliecība bija tik liela, ka viņš uzdeva savam kolēģim D. Jostam veikt ksenona fluorīda sintēzi. Iegūtais savienojums tika pakļauts spektrālajai analīzei. Spektroskopi izteica piesardzīgu pieņēmumu par ksenona savienojuma veidošanos, taču ķīmiķiem tas nešķita pietiekami pārliecinošs.

Tajā pašā 1933. gadā itāļu pētnieks G. Oddo arī mēģināja iegūt ksenona fluorīdu, izlaižot elektrisko izlādi caur šo gāzu maisījumu. Savienojums tika iegūts, taču zinātnieks nevarēja to attīrīt no trauka, kurā tika veikta reakcija, korozijas produktiem, un tas par trīsdesmit gadiem atcēla tā atklāšanas datumu.

1935. gadā G. Booth un C. Wilson ziņoja par bora trifluorīda mijiedarbību ar argonu. Mēģinājums atkārtot šo reakciju 1948. gadā bija neveiksmīgs. Pamazām interese par inerto gāzu savienojumu sintēzi kritās.

H Neskatoties uz to visu, pirms 1962. gada nav iespējams runāt par kādiem cēlgāzu savienojumiem. Viņi joprojām bija inerti. Viss mainījās 1962. gada maijā, kad anglis Nīls Bartlets, kurš strādāja Britu Kolumbijas Universitātē (Kanāda, Vankūvera), publicēja savu pirmo ziņojumu par ksenona savienojuma sintēzi ar platīna heksafluorīdu Xe. Tolaik zinātnieku interesēja neorganisko fluora savienojumu ķīmija. Jāatzīmē, ka jau 1960. gadā sasniegumi fluora ķīmijas jomā bija ļoti nozīmīgi. Tādējādi urāna atdalīšana izotopos U-235 un U-238 tika veikta, izmantojot gāzveida urāna heksafluorīda savienojumu. Ir no jauna radusies interese par citu elementu, jo īpaši platīna grupas elementu, fluorīdu sintēzi un izpēti.

Bartlets kopā ar D. Lomanu 1961. gadā sintezēja platīna heksafluorīdu PtF 6 . Pētnieki ilgu laiku ir turējuši platīna heksafluorīda kristālus saskarē ar gaisu. Pamazām to krāsa mainījās no sarkanas uz oranžu. Analīze parādīja, ka izveidojās jauns, līdz šim nezināms O 2 savienojums, oksigenilheksafluorplatināts, savienojums, kas satur vienu lādētu pozitīvo skābekļa jonu, oksigenilkatjonu O 2 +. Detalizēti šī savienojuma pētījumi apstiprināja tā sastāvu. No tā izrietēja, ka platīna heksafluorīdam ir neparasti augsta oksidēšanas spēja un tas var izvilkt elektronu pat no skābekļa. Elektronu afinitātes* vērtība šim savienojumam izrādījās 6,8 eV, t.i. divreiz augstāks nekā fluoram, kas ir spēcīgākais tajā laikā zināmais oksidētājs. Bartletam radās ideja izmantot platīna heksafluorīdu, lai oksidētu inertu gāzi. Salīdzinot pirmos skābekļa molekulas un inerto gāzu atomu jonizācijas potenciālus, viņš nonāca pie secinājuma, ka ksenona jonizācijas potenciāls viņam ir vistuvākais. Šie skābekļa un ksenona potenciāli ir attiecīgi 12,20 un 12,129 eV.

1962. gadā Bartlet ziņoja, ka, reaģējot ksenonam ar gāzveida platīna heksafluorīdu, viņš ieguva dzeltenu cietu vielu ar sastāvu Xe.

Bartleta vēstījums vairumā ķīmiķu neizraisīja pārliecību un līdz ar to arī interesi. Tikai šauram zinātnieku lokam, kas pētīja fluoru un inertās gāzes, tas kļuva par stimulu plašai šīs jomas pētījumu attīstībai, kas sākās tajā pašā 1962. gadā, uzreiz pēc pirmās publikācijas. Amerikas Savienotajās Valstīs Argonnas Nacionālās laboratorijas zinātnieku grupa sāka strādāt. Padomju Savienībā Maskavā šo problēmu pievērsās grupa IV Kurčatova Atomenerģijas institūtā; Ļeņingradā - Kodolfizikas institūta zinātnieki
viņiem. B. P. Konstantinovs, kā arī Radija institūts.

Pašlaik ksenonam ir droši zināmi vairāku oksidācijas pakāpju savienojumi: +1, +2, +4, +6 un +8. Savienojumi, kas atbilst oksidācijas pakāpei +1, ietver, pirmkārt, pirmo Bartlett Xe sintezēto savienojumu. Turklāt viņš ieguva līdzīgus savienojumus ar rutēniju, rodiju un pallādiju. Pēc Bartleta tajā pašā gadā D. Mortons un V. Falkons, iedarbojoties uz ksenona tetrafluorīda XeF 4 stariem zemā temperatūrā, ieguva XeF radikāli, kur arī ksenons bija +1 oksidācijas stāvoklī. Tie paši pētnieki parādīja, ka līdzīgs radikālis veidojas ksenona difluorīda XeF 2 hidrolīzes laikā. Radikāļa esamību 1968. gadā pārliecinoši apstiprināja mūsu tautietis akadēmiķis V.A.Legasovs.

XeF 2 difluorīds bija pirmais, kas tika iegūts no ksenona savienojumiem, kas atbilst +2 oksidācijas pakāpei. Šo savienojumu 1962. gadā neatkarīgi sintezēja S. L. Černiks ASV un R. Hope Vācijā. Turpmākajos gados inerto gāzu savienojumu sintēzē var izdalīt divus virzienus. Pirmkārt, tika meklēti jauni fluorēšanas līdzekļi un enerģijas avoti reakcijas ierosināšanai, otrkārt, tika pilnveidota procesa tehnoloģija. Būtisku ieguldījumu deva mūsu tautieši. V. M. Hutoretskis un V. A. Španskis atklāja, ka ksenona difluorīda veidošanās var notikt arī diezgan vieglos apstākļos, ja nerūsējošā tērauda traukā ar 35 atm spiedienu tiek ievadīts gāzu F 2 un Xe maisījums tilpuma attiecībā 1:1. .

Īsā laikā tika pētītas ksenona difluorīda fizikāli ķīmiskās īpašības. Tie ir bezkrāsaini kristāli ar raksturīgu smaržu. XeF 2 nedaudz izšķīst ūdenī, kamēr tas tiek hidrolizēts, atbrīvojot Xe, HF un skābekli. Pēc būtības XeF 2 ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Hidrolīzi detalizēti pētīja Legasovs. Turklāt viņš noteica XeF 2 kušanas temperatūru, kas ir 140 °C. A.V. Nikolajevs noteica XeF 2 šķīdību dažos šķīdinātājos. Bartlet un D. Musher neatkarīgi parādīja, ka ksenona difluorīdā vienu fluora atomu vai abus var uzreiz aizstāt ar tādiem aizvietotājiem kā
OSO 2 F, OTeF 5 un daži citi. Visi šādi savienojumi ir nestabili un viegli eksplodē, izņemot Xe (OTeFS).

60. gadu beigās - 70. gadu sākumā. tika konstatēts, ka Xe(II) pozitīva, atsevišķi lādēta XeF + katjona formā spēj veidot parastus koordinācijas savienojumus ar atsevišķi lādētiem RF 6 tipa anjoniem (kur R = As, Sb, Nb, Ta, Ru, V), kas ir cietas, krāsainas vielas. Kopumā tika pētīti vairāk nekā 20 savienojumi. Pētījumā piedalījās ne tikai Bartlets un viņa līdzstrādnieki, bet arī pētnieki no citām valstīm: F. Sladkas un V. A. Legasova vadītās grupas. Zinātnieki nonāca pie secinājuma, ka kompleksie ksenona fluorīdi pēc savas būtības nav izņēmums citu elementu neorganisko kovalento halogenīdu vidū.

M Mēs uzskatījām ksenona savienojumus oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tagad pāriesim pie savienojumiem oksidācijas stāvoklī +4. Daudz mazāk zināmi šāda veida savienojumi. Ksenona tetrafluorīdu XeF 4 pirmo reizi ieguva G. Klāsens un viņa kolēģi ASV 1962. gadā, neilgi pēc tam, kad kļuva zināms par Bartlet veikto ksenona dihlorīda sintēzi. Sintēze tika veikta noslēgtā niķeļa traukā 400 ° C temperatūrā, 6 atm spiedienā un pieckārtīgā fluora pārpalikumā. Tiek uzskatīts, ka šis ir visvieglāk iegūstamais ksenona savienojums. Pēc tam tika ierosinātas citas, vienkāršākas metodes, bet, lai iegūtu lielu (gramu) šīs vielas daudzumu, joprojām tiek uzskatīta par vēlamāku pirmo metodi. Tiesa, tam ir viens liels trūkums – galvenais produkts vienmēr ir piesārņots ar ksenona difluorīdu. Lai atdalītu šos fluorīdus, Bartlet 1968. gadā ieteica maisījumu apstrādāt ar arsēna pentafluorīdu AsF 5 , ar kuru Xe(IV) nesadarbojas, bet Xe(II), kā mēs redzējām iepriekš, veido sarežģītu savienojumu. Galaprodukti tiek atdalīti ar sublimāciju vakuumā. 1973. gadā Legasovs un viņa kolēģi paņēma patentu par di- un tetrafluorīdu atdalīšanu.

Ksenona tetrafluorīds ir bezkrāsaini kristāli, kas izturīgi pret starojumu. Tas izrādījās stabilāks par ksenona fluorīdiem zemākā un augstākā oksidācijas pakāpē. Ūdens šķīdumā XeF 4 tiek hidrolizēts, veidojot XeOF 2 , XeO 3 , HF un O 2 . Daži aizvietotāji spēj pilnībā vai daļēji izspiest fluoru no tetrafluorīda. Tādējādi tika iegūts kristālisks savienojums Xe(OOCCF 3) 4, taču fluoru ar hloru nebija iespējams aizstāt ar tiešu mijiedarbību.

No ksenona savienojumiem, kas atbilst +6 oksidācijas pakāpei, pirmais tika izolēts heksafluorīds XeF 6. Sintēze tika veikta 1963. gadā uzreiz vairākās laboratorijās ASV un Dienvidslāvijā. Sintēzi veic nerūsējošā tērauda traukā ar spiedienu 400 atm, temperatūrā līdz 300°C un 20-kārtīgu fluora pārpalikumu. Heksafluorīds parasti ir piesārņots ar citu ksenona fluorīdu piemaisījumiem un, visnepatīkamāk, ar sprādzienbīstama trioksīda XeO 3 piemaisījumu. Lai atdalītos no piemaisījumiem, heksafluorīds tiek absorbēts uz nātrija fluorīda, ar kuru tas veido spēcīgu savienojumu NaF XeF 6 .

Ksenona heksafluorīda fizikālās un ķīmiskās īpašības ir diezgan labi pētītas. Šis savienojums ir bezkrāsaini, samērā stabili kristāli. Hidrolizējas ūdenī, veidojot ksenona trioksīdu un ūdeņraža fluorīdu. Sārmainos šķīdumos process norit tālāk, līdz veidojas brīvs perksenāta jons H 2 XeO 6 2– , kas nes dubultu negatīvu lādiņu un ir Xe(VIII) savienojums. Ksenona heksafluorīds ir spēcīgs fluorēšanas līdzeklis. Ar tās palīdzību tika iegūti daudzi fluorogļūdeņraži. XeF 6 iedarbībā silīcija dioksīds tiek pārveidots par gāzveida silīcija tetrafluorīdu. Tāpēc nav iespējams strādāt ar ksenona heksafluorīdu ne stikla, ne kvarca traukos, kas tiek iznīcināti.

Kā jau minēts, XeO 3 oksīds ir pazīstams ar +6 oksidācijas stāvokli. Šis savienojums ir dzeltenā krāsā, tas viegli eksplodē un ir diezgan bīstams darbam.

Par Xe(VIII) ir zināms XeO 4 tetroksīds un sāļi, kas atbilst 1964. gadā sintezētajai skābei H 4 XeO 6. Jau minējām vienu no metodēm šīs skābes anjonu iegūšanai šķīdumā. Otra ir ozona ievadīšana atšķaidītā sārmainā šķīdumā, kas satur Xe(VI). Šo metodi izmantoja, lai iegūtu stabilus nešķīstošus perksenāta sāļus ar sastāvu Na 4 XeO 6 8H 2 O, Na 4 XeO 6 6H 2 O un Ba 2 XeO 6 1,5H 2 O. Ksenona tetraoksīds ir nestabils un saglabājas tikai temperatūrā -196 °C. To iegūst, nātrija perksenātu reaģējot ar sērskābi. Pateicoties šiem savienojumiem, kas atbilst oksidācijas stāvoklim Xe +8, inertās gāzes tagad var pamatoti ieņemt savu vietu D.I. Mendeļejeva elementu periodiskās tabulas astotajā grupā.

Salīdzinoši nesen, 2003. gadā, mūsu valstī tika sintezēts ļoti interesants ksenona savienojums ar organisko vielu acetilēnu. Sintēzi veica Krievijas Zinātņu akadēmijas Sintētisko polimēru materiālu institūta un L.Ja.Karpova vārdā nosauktā Fizikālās un ķīmiskās institūta darbinieki.

Uz Papildus ksenona savienojumiem ir zināmi arī vieglākas inertās gāzes kriptona savienojumi. Tā mijiedarbība ar fluoru ir daudz grūtāka, un bija iespējams iegūt tikai difluorīdu ar sastāvu KrF 2 . Kriptona difluorīdu sintezēja A. W. Grosse ASV 1963. gadā, izlaižot elektrisko izlādi caur kriptona un fluora maisījumu aptuveni 200 °C temperatūrā. Pašlaik ir zināmas citas metodes KrF 2 iegūšanai, taču tās tiek veiktas arī skarbos apstākļos.

Kriptona difluorīds ir bezkrāsains gan cietā, gan gāzveida stāvoklī. Ļoti nestabils un spontāni sadalās temperatūrā, kas ir krietni zemāka par istabas temperatūru. Tas neļauj noteikt precīzas tā fizikāli ķīmiskās īpašības. Ūdenī tas sadalās atbilstoši reakcijai:

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

Ksenona difluorīda nestabilitāte ir iemesls tā spēcīgajai fluorēšanas iedarbībai.

1965. gadā tika iegūts stabils koordinācijas savienojums KrF 2 Sb 2 F 5. Reakcija notiek stikla traukā –20 °C temperatūrā. Savienojums ir diezgan stabils, un tā kušanas temperatūra ir 50 °C.

Kriptona tetrafluorīds KrF 4 tika iegūts ar tādu pašu metodi kā KrF 2 , bet nedaudz atšķirīgos apstākļos. Ba(OH) 2 iedarbībā uz to tika izolēts bārija kriptonāts BaKrO 4, kurā kriptons ir daļa no anjona. Šķiet, ka šajā savienojumā kriptons ir +6 oksidācijas stāvoklī.

Pārliecinoši pierādījumi par labu citām klasēm piederošu kriptona savienojumu esamībai vēl nav pieejami.

Kas attiecas uz radona savienojumiem, tā ātrās sabrukšanas (3,823 dienas) un sarežģītības dēļ darbā ar radioaktīvo gāzi tā savienojumi tika iegūti ļoti mazos daudzumos un to sastāvs ir neuzticams. 1962. gadā ASV P. Fīldss un viņa kolēģi ziņoja, ka ir ieguvuši radona fluorīdu, kas tika attiecināts uz sastāvu RnF 2 . Zinātnieki pamatojas tikai uz faktu, ka tā reakcija ar ūdeni rada produktus, kas līdzīgi tiem, kas rodas XeF 2 hidrolīzes laikā. Radona difluorīds ir balta kristāliska viela, kas ir stabila vakuumā līdz 250 °C.

Radona savienojumu izpētei var būt liela nozīme medicīnā, jo. ļaus izveidot koncentrētus šī gāzveida elementa preparātus. Turklāt zināšanas par radona ķīmiju palīdzēs to izvadīt no urāna raktuvju gaisa.

Ļoti maz ir zināms par argona savienojumiem. 2003. gadā tika ziņots, ka somu pētnieki Helsinku Universitātē fotolīzes ceļā ieguvuši argona savienojumu HArF.

Pagaidām nav izdevies iegūt hēlija un neona ķīmiskos savienojumus.

BARTLET Nīls dzimis 1932. gada 15. septembrī Ņūkāslā (Lielbritānija). Viņa tēvs bija kuģu galdnieks, tāpat kā četras viņa skotu senču paaudzes. 20. gadu beigās, Lielās depresijas laikā, kuģu būvētājiem praktiski nebija darba, tāpēc drīz pēc laulībām 1928. gadā ar Annu Voku viņš atvēra pārtikas preču veikalu. Ģimenes uzņēmuma sākuma kapitāls bija līdzekļi, ko Annai izdevās uzkrāt pirms laulībām, strādājot par pārdevēju.

Ģimenē bija trīs bērni. Nīls Bārtlets savu bērnību atceras kā laimīgu laiku. Un, lai gan viņa tēvs nomira agri (Pirmā pasaules kara laikā viņš cieta no indīgo gāzu ietekmes un nomira 1944. gadā), ģimene dzīvoja labi, pateicoties pārtikas veikalam. Bērni ieguva arī savu pirmo uzņēmējdarbības pieredzi: Nīls un viņa vecākais brālis Kens atvēra nelielu saldējuma veikalu par naudu, kas tika ietaupīta no svētdienas izklaidēm. Nīls iztērēja ieņēmumus no sava mazā uzņēmuma, lai iegādātos grāmatas par ķīmiju, ar ko viņš tolaik aizrāvās, un aprīkojuma iegādei nelielai mājas laboratorijai.

Kā vēlāk atcerējās Bārtleta, viņa māte bija ļoti zinoša un apņēmīga sieviete, kas labi pārzina biznesu. Viņa sāka kā pārdevēja apavu veikalā un kļuva par vienu no ievērojamākajām figūrām tirdzniecības nozarē, lai gan tajos laikos sievietei nebija viegli. Agri zaudējusi tēvu un ieguvusi ļoti pieticīgu izglītību, viņa tik veiksmīgi vadīja savu pārtikas preču biznesu, ka ģimenei nekad netrūka līdzekļu.

Nokārtojis speciālos eksāmenus pamatizglītības kursam, Nīls iestājās Hītonas zēnu skolā. Pēc tam viņš uzskatīja, ka viņam ļoti paveicies ar skolu: jau no paša sākuma uzsvars tika likts uz dabaszinātņu apguvi un laboratorijas eksperimentiem. Mācības viņš turpināja mājas laboratorijā, papildinot to ar iekārtām, kas pirktas par kabatas naudu un savu daļu no saldējuma pārdošanas peļņas. No skolas intereses pēc tam pieauga profesionalitāte, kas kļuva par pamatu grāda iegūšanai King's College, Durham.

Sākumā Nīls vēlējās kļūt par bioķīmiķi un, iestājoties koledžā, sniedza atbilstošus skolotāju ieteikumus, kas nepieciešami, lai apgūtu dabisko savienojumu ķīmiju. Tomēr, iepazīstoties ar ķīmijas zinātni, viņš nolēma, ka viņu vairāk interesē neorganiskā ķīmija, un pēc koledžas absolvēšanas 1954. gadā (bakalaura grāds) viņš sāka strādāt doktora P. L. Robinsona Neorganiskās ķīmijas pētniecības grupā. 1958. gadā viņš aizstāvēja disertāciju. Gadu iepriekš viņa personīgajā dzīvē notika izmaiņas - viņš apprecējās ar Kristīnu Krosu.

Dažus mēnešus pēc aizstāvēšanas Bārtleta pieņēma uzaicinājumu strādāt no Britu Kolumbijas Universitātes Vankūverā (Kanāda) un kopā ar doktoru G. Klārku tur uzsāka darbu pie fluora ķīmijas. Kopā ar studentiem un praktikantiem viņš sāka pētīt platīna metālu un germānija fluorīdus.

Taču viņa paša zinātniskie pētījumi attiecās uz pārsteidzoši gaistošu sarkano vielu, ko viņš nejauši ieguva disertācijas pētījumos, stikla traukā fluorējot platīna sāļus. Galu galā Bārtlets kopā ar savu pirmo maģistrantu Dereku Lomanu parādīja, ka gaistošā viela ir dioksigenila savienojums O 2 + - dioksigenilheksafluorplatināts, kas veidojas, sajaucot PtF 6 ar O 2:

O 2 + PtF 6 \u003d O 2.

Šis fakts apstiprināja, ka platīna heksafluorīds ir spēcīgākais oksidētājs no visiem zināmajiem savienojumiem (tas pat oksidē skābekli). Tieši uz šo un citiem heksafluorīdiem Bartlets koncentrējās turpmākajos pētījumos.

1962. gada sākumā viņš vērsa uzmanību uz to, ka ksenona un skābekļa jonizācijas potenciāls ir tuvs, radona – pat nedaudz zemāks. Tā kā eksperimenti ar radonu tajā laikā nebija iespējami, Bartlet ieguva ksenona paraugu, sagatavoja nedaudz PtF 6 un mēģināja oksidēt ksenonu, izmantojot stikla trauku un kvarca aparātu.

Līdz 1962. gadam hēlijs, neons, argons, kriptons, ksenons un radons tika uzskatīti par inertām gāzēm, kas nevarēja veidot savienojumus. 1962. gada 23. martā doktors Bartlets noņēma deflektoru, kas atdala gāzveida sarkano platīna heksafluorīdu no bezkrāsainā ksenona, un abas gāzes nekavējoties reaģēja, veidojot oranži dzeltenu vielu. Bārtleta vēlāk rakstīja: "Es biju tik pārsteigts par šo skatu, ka izskrēju no laboratorijas, lai piezvanītu kolēģiem vai studentiem, kuri varētu būt šī notikuma aculiecinieki." Tomēr bija piektdienas vakars, un ēkā neviena nebija ...

Pirmajā rakstā, kurā aprakstīts šis vēsturiskais eksperiments, tika fiksēts, ka mijiedarbības rezultātā spiediens reakcijas traukā samazinājās, kas skaidri liecināja par jaunas vielas veidošanos; tā sastāvs, kā sākotnēji ierosināja pētnieki, bija + - . Turpmākajās Bartlet grupas publikācijās tika parādīts, ka patiesībā tās sastāvam bija jābūt šādam: + -. Pēc šiem darbiem plūda eksperimenti ar ksenonu.

Milzīgu soli ksenona fluorīda savienojumu ķīmijas attīstībā veica Argonnas Nacionālā laboratorija (ASV). Pēc viesošanās tur 1962. gada oktobrī Bartlets nolēma ksenona oksīdu padarīt par galveno viņa pētījumu mērķi. Un drīz viņš un viņa absolvents P.Rao ieguva oksīdu. Taču otrā parauga sprādziena izraisītās avārijas dēļ abi uz mēnesi ievietoti slimnīcā, un sprādzienbīstamās vielas XeO 3 identifikāciju veica citi zinātnieki.

1964. gadā Bartlets saņēma profesora amatu, un divus gadus vēlāk viņš tika uzaicināts uz Prinstonas universitātes ķīmijas profesora amatu. Vēlāk viņš atcerējās, ka viņam bija žēl pamest rietumkrastu, kur jutās kā mājās. Tā nu pēc trim gadiem, saņemot uzaicinājumu uz ķīmijas profesora amatu no Bērklijas universitātes Kalifornijā, viņš to labprāt pieņēma un kopš tā laika nav pametis rietumkrastu. Tajā pašā laikā Bartlet ilgu laiku (1969–1999) pavadīja, veicot pētījumus Lorensa Bērklija Nacionālajā laboratorijā. 2000. gadā zinātnieks saņēma Amerikas pilsonību.

1970. gadā Amerikas Ķīmijas biedrība viņam piešķīra Neorganiskās ķīmijas balvu par daudzu gadu darbu pārejas metālu heksafluorīdu jomā. Par saviem pētījumiem viņš saņēma arī Danni-Heinemann balvu no Vācijas Zinātņu akadēmijas Getingenā (1971), Henrija Moissana (Francija, 1988), medaļas viņiem. Linus Pauling (1989), H. Davy (2002) un citas balvas. Viņš tika ievēlēts par Londonas Karaliskās biedrības (1973), Vācijas Dabaszinātnieku akadēmijas "Leopoldina" (1969), Francijas Zinātņu akadēmijas (1989) un ASV Nacionālās Zinātņu akadēmijas (1979) ārzemju biedru.

1999. gadā Bārtlets pameta aktīvu pētniecību, lai pavadītu vairāk laika ar ģimeni un nodotos saviem iecienītākajiem hobijiem. Glezno ar akvareļiem, galdnieki, kopj dārzu, strādā uz sudraba. Pēc viņa aizbraukšanas bija tikai viens savienojums, ko viņš gribēja iegūt, bet nesaņēma - zelta heksafluorīds.

N.V. FEDORENKO

* Elektronu afinitāte ir enerģija, kas izdalās viena elektrona piesaistes rezultātā atomam. Pēc tam atoms kļūst par negatīvu jonu.

Kriptonam, ksenonam un radonam ir raksturīgs zemāks jonizācijas potenciāls nekā tipiskajiem elementiem (He, Ne, Ar), tāpēc tie spēj radīt parastā tipa savienojumus. Tikai 1962. gadā N. Bartletam izdevās iegūt pirmo šādu savienojumu - ksenona heksafluorplatinātu Xe + |PtF 6 |. Pēc tam tika iegūti kriptona un radona fluorīdi un daudzi to atvasinājumi. Informācija par dažiem ksenona savienojumiem ir sniegta tabulā. 17.2.

17.2. tabula

Ksenona savienojumu raksturojums

oksidēšanās	savienojumiem	molekulas	Struktūra	Daži īpašumi
		viela	Asimetrisks antiprizma	Karstumizturīgs līdz 400°C
		Bezkrāsains šķidrums	kvadrātveida piramīda	ilgtspējīgs
		Bezkrāsains kristāli	Piramīdveida	Sprādzienbīstams, higroskopisks, stabils šķīdumos
		Bezkrāsains	tetraedrisks	Sprādzienbīstams
		Bezkrāsains	Oktaedrisks	Atbilst 11, XeO g; , ir arī skābie anjoni: Xe0 8 ~, H 2 XeO | "un H 3 XeO ar

Nosacījumi cēlgāzu savienojumu iegūšanai nav gluži vienkārši no parasto ideju viedokļa.

Ksenona difluorīdu XeF 2 iegūst, Xe reaģējot ar F 2 augstā spiedienā. Viela šķīst ūdenī. Skābju klātbūtnē hidrolīzes process norit lēni, un sārmu klātbūtnē hidrolīze pastiprinās:

XeF 2 ir spēcīgs oksidētājs, piemēram, mijiedarbojoties ar HC1, reakcija notiek

Ksenona tetrafluorīds XeF 4 veidojas ilgstošas ​​karsēšanas un augsta spiediena (400°C un 607 kPa) rezultātā no ksenona un fluora attiecībā 1:5. Ksenona tetrafluorīda īpašības ir identiskas XeFn, taču tas ir izturīgs pret hidrolīzi. Mitrā gaisā tas tiek nesamērīgi:

Ksenona heksafluorīdu XeF 6 var iegūt no XeF 4:

vai tieši no Xe un F 2 250°C temperatūrā un virs 5065 kPa. Šim savienojumam ir augsta reaktivitāte, ko var redzēt no tā mijiedarbības piemēra ar kvarcu:

Kā Lūisa skābe XeF(i) viegli reaģē ar sārmu metālu fluorīdiem (izņemot LiF), veidojot heptafluora un oktafluoroksēna aniopus:

XcF 6 hidrolīzi var pavadīt Xe0 3 un attiecīgās nestabilās Lūisa skābes XeOF 4 veidošanās:

Ksenona fluorīdi ir oksidētāji:

Ksenona heksafluorplatināts Xe tiek iegūts, mijiedarbojoties PtF 6 un Xe istabas temperatūrā, t.i. no divām gāzveida vielām veidojas oranži dzeltena cieta viela, kas parastos apstākļos ir stabila:

Xe[ PtF c | sublimējas bez sadalīšanās. Ūdens hidrolīzes ietekmē:

Vēlāk tika iegūti vēl vairāki ksenona savienojumi ar rutēnija, rodija un plutonija heksafluorīdiem: Xe, Xe, Xe.

Ksenona oksotetrafluorīdam XeOF 4 piemīt amfoteriskas īpašības, ko var spriest, piemēram, pēc atbilstošajiem katjonu kompleksiem.

Ksenona oksīds (Y1) Xe0 3 ir balts, negaistošs savienojums, kas veido stabilus ūdens šķīdumus. Xe0 3 molekulai ir trigonālas piramīdas struktūra. Sārmainā vidē tas veido ksenāta (U1) jonu:

HXe0 4 disproporcijas dēļ pakāpeniski pārvēršas perksenāta (USh) jonos:

Ksenona oksīdam (XX) Xe04 ir tetraedra forma ar Xe atomu centrā. Xe04 iegūst no bārija oksoksenāta, iedarbojoties ar H 2 S0 4:

Perksenāta jons XeOf veido stabilus sāļus - perksenātus, starp tiem Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1,5H 2 0 ir stabili, slikti šķīst ūdenī.

Kriptons veido savienojumus, kas pēc sastāva, struktūras un molekulu īpašībām ir identiski ksenona savienojumiem. Tādējādi kristālisks kriptona difluorīds tiek iegūts klusas elektriskās izlādes ietekmē uz reakcijas maisījumu -183°C un -2,7 kPa spiedienā.

Kripton(H) fluorīds jeb kriptonauda difluorīds KrF 2 ir nestabils istabas temperatūrā, bet -78°C to var uzglabāt ilgu laiku. KrF 2 ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Iedarbojoties uz HC1, tas izspiež no ūdens hloru un skābekli. Ir iegūti arī kriptona savienojumi ar pārejas metāliem: KrFMeF 6 . Gan ar arsēnu, gan antimonu tika iegūti līdzīga tipa savienojumi: Kr 2 F 3 AsF 6 , Kr 2 F 3 SbF G un KrFSb 2 F u .

Pašlaik ir aprakstīts ievērojams skaits ksenona savienojumu. Veiksmīgi attīstās arī kriptona savienojumu ķīmija. Kas attiecas uz radonu, tā augstās a-radioaktivitātes dēļ tā atvasinājumu īpašību iegūšana un izpēte ir ārkārtīgi sarežģīta.

Cēlgāzu izmantošana. Hēlijs, pateicoties tādām īpašībām kā inerce, vieglums, mobilitāte un augsta siltumvadītspēja, tiek plaši izmantots. Piemēram, ir droši pārvietot uzliesmojošas vielas no viena trauka uz otru, izmantojot hēliju.

Būtisku ieguldījumu šķidrā hēlija īpašību izpētē sniedza izcili krievu fiziķi, Nobela prēmijas laureāti L. D. Landau un P. L. Kapitsa.

Bioloģiskie pētījumi ir parādījuši, ka hēlija atmosfēra neietekmē cilvēka ģenētisko aparātu, jo tā neietekmē šūnu attīstību un mutāciju biežumu. Hēlija gaisa (gaiss, kurā slāpeklis daļēji vai pilnībā aizstāts ar hēliju) elpošana uzlabo skābekļa apmaiņu plaušās, novērš slāpekļa emboliju (kesona slimību).

Tehnoloģijās hēlija vietā bieži izmanto neonu. To plaši izmanto gāzes gaismas neona lampu ražošanā.

Argons ir vieglāk pieejams nekā hēlijs un neons. Šo gāzi plaši izmanto metalurģijā, to parasti izmanto titāna, niobija, hafnija, urāna, torija, sārmu metālu karstajā apstrādē, kur ir izslēgta saskare ar skābekli, slāpekli, ūdeni un oglekļa monoksīdu (IV). Elektriskā loka metināšanas metode argona vidē ir atradusi plašu pielietojumu.

Kriptonu galvenokārt izmanto elektrisko lampu ražošanā.

Ksenonu plaši izmanto ksenona spuldžu ražošanā, kam raksturīga pareiza krāsu atveide. Ksenons ir radioaktīvi necaurlaidīga viela, ko plaši izmanto smadzeņu fluoroskopijā.

Ksenona fluorīdu veidā ir ērti uzglabāt un transportēt ksenonu un ļoti agresīvu fluoru, kam ir liela vides nozīme. Ksenona oksīdus var izmantot kā sprāgstvielas vai kā spēcīgus oksidētājus.

Lai gan radons ir radioaktīvs, ultramikrodozēs tas pozitīvi ietekmē centrālo nervu sistēmu, tāpēc to izmanto balneoloģijā un fizioterapijā (radona vannas).

Kopsavilkums

Hēlija elektronu apvalkam (tas ir vienīgais) ir Is 2 konfigurācija, savukārt pārējiem elementiem ārējais enerģijas līmenis ir pabeigts un satur astoņus elektronus (konfigurācija ...ns 2 np c>), kas izskaidro to ārkārtīgi zemo aktivitāti. Šos elementus kopā sauc par cēlgāzēm. Šīs grupas elementu vecais nosaukums "inertās gāzes" faktiski attiecas tikai uz hēliju un neonu, jo to atomu elektroniskā struktūra neļauj veidot kovalentus savienojumus, atšķirībā no pārējiem, kuriem tas bija iespējams. iegūt ķīmiskos savienojumus.

Jautājumi un uzdevumi

• 1. Norādiet cēlgāzu elektroniskās konfigurācijas un, pamatojoties uz to, paskaidrojiet, kāpēc cēlgāzes neveido diatomiskas molekulas.
• 2. Kāpēc hēlijs un neons nespēj veidot savienojumus ar citiem elementiem?
• 3. Kāds ir ierosinātais mehānisms saišu veidošanai, iesaistot kriptonu un ksenonu?
• 4. Aprakstiet jums zināmos ksenona savienojumus.

Sakarā ar ārējā elektroniskā līmeņa pilnīgumu, cēlgāzes ir ķīmiski inertas. Līdz 1962. gadam tika uzskatīts, ka tie vispār neveido ķīmiskus savienojumus. Brief Chemical Encyclopedia (M., 1963, v. 2) ir rakstīts: "Inertās gāzes nedod savienojumus ar jonu un kovalentām saitēm." Līdz tam laikam bija iegūti daži klatrāta tipa savienojumi, kuros cēlgāzes atoms ir mehāniski noturēts ietvarā, ko veido citas vielas molekulas. Piemēram, spēcīgi saspiežot argonu virs pārdzesēta ūdens, tika izolēts kristāla hidrāts Ar 6H 2 0. Tajā pašā laikā visi mēģinājumi piespiest cēlgāzes reaģēt pat ar visenerģiskākajiem oksidētājiem (piemēram, fluoru) beidzās veltīgi. . Un, lai gan teorētiķi Linusa Polinga vadībā prognozēja, ka fluorīdu un ksenona oksīdu molekulas varētu būt stabilas, eksperimentētāji teica: "Tas nevar būt."

Šajā grāmatā mēs cenšamies uzsvērt divas svarīgas idejas:

• 1) zinātnē nav nemainīgu patiesību;
• 2) ķīmijā ir iespējams PILNĪGI VISS, pat tas, kas gadu desmitiem šķiet neiespējams vai smieklīgs.

Šīs idejas lieliski apstiprināja kanādiešu ķīmiķis Nīls Bartlets, 1962. gadā iegūstot pirmo ksenona ķīmisko savienojumu. Tā tas bija.

Vienā no eksperimentiem ar platīna heksafluorīdu PtF 6 Bartletts ieguva sarkanus kristālus, kuriem pēc ķīmiskās analīzes rezultātiem bija formula 0 2 PtF 6 un kas sastāvēja no 0 2 un PtF 6 joniem. Tas nozīmēja, ka PtF 6 ir tik spēcīgs oksidētājs, ka tas ņem elektronus pat no molekulārā skābekļa! Bartletts nolēma oksidēt vēl vienu iespaidīgu vielu un saprata, ka elektronus ir pat vieglāk ņemt no ksenona nekā no skābekļa (jonizācijas potenciāls 0 2 12,2 eV un Xe 12,1 eV). Viņš ievietoja platīna heksafluorīdu traukā, palaida tajā precīzi izmērītu ksenona daudzumu un pēc dažām stundām saņēma ksenona heksafluoroplatinātu.

Tūlīt pēc šīs reakcijas Bartlett veica ksenona reakciju ar fluoru. Izrādījās, ka, sildot stikla traukā, ksenons reaģē ar fluoru, un veidojas fluorīdu maisījums.

Ksenona fluorīds^ II) XeF 2 veidojas dienasgaismas iedarbībā uz ksenona un fluora maisījumu parastā temperatūrā

vai ksenona un F 2 0 2 mijiedarbības laikā -120 ° C temperatūrā.

Bezkrāsaini XeF 2 kristāli šķīst ūdenī. XeF 2 molekula ir lineāra. XeF 2 šķīdums ūdenī ir ļoti spēcīgs oksidētājs, īpaši skābā vidē. Sārmainā vidē XeF 2 tiek hidrolizēts:

Ksenona fluorīds (H) XeF 4 veidojas, karsējot ksenona maisījumu ar fluoru līdz 400 °C.

XeF 4 veido bezkrāsainus kristālus. XeF4 molekula ir kvadrāts ar ksenona atomu centrā. XeF 4 ir ļoti spēcīgs oksidētājs un tiek izmantots kā fluorēšanas līdzeklis.

Mijiedarbojoties ar ūdeni, XeF 4 ir nesamērīgs.

Ksenona fluorīds (Ch1) XeF 6 veidojas no elementiem, karsējot un zem spiediena ar fluoru.

XeF 6 - bezkrāsaini kristāli. XeF 6 molekula ir izkropļots oktaedrs ar ksenona atomu centrā. Tāpat kā citi ksenona fluorīdi, XeF 6 ir ļoti spēcīgs oksidētājs, un to var izmantot kā fluorēšanas līdzekli.

XeF 6 daļēji sadalās ar ūdeni:

ksenona oksīds (U I) Xe0 3 veidojas XeF 4 hidrolīzes laikā (skatīt iepriekš). Tā ir balta, negaistoša, ļoti sprādzienbīstama viela, labi šķīst ūdenī, un šķīdumam ir viegli skāba reakcija šādu reakciju dēļ:

Ozonam iedarbojoties uz sārmainu Xe0 3 šķīdumu, veidojas ksenonskābes sāls, kurā ksenona oksidācijas pakāpe ir +8.

Ksenona oksīds (U1N) XeO 4 var iegūt, reaģējot bārija perksenātu ar bezūdens sērskābi zemā temperatūrā.

Xe04 ir bezkrāsaina gāze, ļoti sprādzienbīstama un sadalās temperatūrā virs 0 °C.

No citu cēlgāzu savienojumiem zināmi KrF 2 , KrF 4 , RnF 2 , RnF 4 , RnF 6 , Rn0 3 . Tiek uzskatīts, ka līdzīgus hēlija, neona un argona savienojumus, visticamāk, nekad nevarēs iegūt atsevišķu vielu veidā.

Iepriekš mēs norādījām, ka ķīmijā "viss ir iespējams". Tāpēc ziņosim, ka hēlija, neona un argona savienojumi pastāv tā sauktā veidā eksimērs molekulas, t.i. molekulas, kurās ierosinātie elektroniskie stāvokļi ir stabili un pamatstāvoklis ir nestabils. Piemēram, elektriski ierosinot argona un hlora maisījumu, var notikt gāzes fāzes reakcija, veidojot eksimēru ArCl molekulu.

Tāpat ierosinātu cēlgāzes atomu reakcijās var iegūt veselu diatomu molekulu kopu, piemēram, He 2, HeNe, Ne 2, NeCl, NeF, HeCl, ArF uc Visas šīs molekulas ir nestabilas un nav izolējamas. tomēr kā atsevišķas vielas tās var reģistrēt un pētīt to struktūru, izmantojot spektroskopiskās metodes. Turklāt elektroniskās pārejas eksimēru molekulās tiek izmantotas, lai radītu UV starojumu lieljaudas eksimēru UV lāzeros.

Periodiskās sistēmas astotās grupas galvenā apakšgrupa ir cēlgāzes - hēlijs, neons, argons, kriptons, ksenons un radons. Šiem elementiem ir raksturīga ļoti zema ķīmiskā aktivitāte, kas deva pamatu tos saukt par cēlgāzēm vai inertām gāzēm. Tie tikai ar grūtībām veido savienojumus ar citiem elementiem vai vielām; hēlija, neona un argona ķīmiskie savienojumi nav iegūti. Cēlgāzu atomi nav apvienoti molekulās, citiem vārdiem sakot, to molekulas ir monatomiskas.

Cēlgāzes pabeidz katru elementu sistēmas periodu. Papildus hēlijam visos no tiem atoma ārējā elektronu slānī ir astoņi elektroni, kas veido ļoti stabilu sistēmu. Stabils ir arī hēlija elektronu apvalks, kas sastāv no diviem elektroniem. Tāpēc cēlgāzes atomiem ir raksturīga augsta jonizācijas enerģija un, kā likums, negatīva elektronu afinitātes enerģija.

Tabulā. 38 parāda dažas cēlgāzu īpašības, kā arī to saturu gaisā. Redzams, ka cēlgāžu sašķidrināšanas un sacietēšanas temperatūra ir zemāka, jo zemāka ir to atommasa vai kārtas numuri: hēlijam zemākā sašķidrināšanas temperatūra, radonam augstākā.

38. tabula Dažas cēlgāzu īpašības un to saturs gaisā

Līdz 19. gadsimta beigām tika uzskatīts, ka gaiss sastāv tikai no skābekļa un slāpekļa. Bet 1894. gadā angļu fiziķis J. Rayleigh atklāja, ka no gaisa iegūtā slāpekļa blīvums (1,2572) ir nedaudz lielāks par slāpekļa blīvumu, kas iegūts no tā savienojumiem (1,2505). Ķīmijas profesors V. Remzijs ierosināja, ka blīvuma atšķirību izraisa dažu smagāku gāzu piejaukums atmosfēras slāpeklī. Saistot slāpekli ar karstu magniju (Ramsejs) vai liekot tam savienoties ar skābekli (Rayleigh) ar elektrisko izlādi, abi zinātnieki no atmosfēras slāpekļa izdalīja nelielu daudzumu ķīmiski inertas gāzes. Tādējādi tika atklāts līdz šim nezināms elements, ko sauca par argonu. Pēc argona tika izolēts hēlijs, neons, kriptons un ksenons, kas gaisā bija niecīgā daudzumā. Pēdējais apakšgrupas elements - radons - tika atklāts radioaktīvo pārvērtību izpētē.

Jāpiebilst, ka cēlgāzu eksistenci tālajā 1883. gadā, t.i., 11 gadus pirms argona atklāšanas, paredzēja krievu zinātnieks II A. Morozovs (1854-1946), kurš 1882. gadā tika ieslodzīts par piedalīšanos revolucionārajā kustībā. cara valdība uz Šlisselburgas cietoksni. N. A. Morozovs pareizi noteica cēlgāzu vietu periodiskajā sistēmā, izvirzīja idejas par atoma sarežģīto uzbūvi, par elementu sintezēšanas un intraatomiskās enerģijas izmantošanas iespējām. N. A. Morozovs no cietuma tika atbrīvots 1905. gadā, un viņa ievērojamā tālredzība kļuva zināma tikai 1907. gadā pēc viņa grāmatas Periodiskās vielas struktūras sistēmas publicēšanas, kas sarakstīta vieninieku kamerā.

1926. gadā N. A. Morozovs tika ievēlēts par PSRS Zinātņu akadēmijas goda locekli.

Ilgu laiku tika uzskatīts, ka cēlgāzu atomi parasti nespēj veidot ķīmiskas saites ar citu elementu atomiem. Bija zināmi tikai salīdzinoši nestabili cēlgāzu molekulārie savienojumi - piemēram, hidrāti, kas veidojas saspiestām cēlgāzēm iedarbojoties uz pārdzesēta ūdens kristalizāciju. Šie hidrāti pieder pie klatrāta tipa (sk. 72. §); valences saites nerodas, veidojot šādus savienojumus.

Klatrātu veidošanos ar ūdeni veicina daudzu dobumu klātbūtne ledus kristāliskajā struktūrā (sk. § 70).

Tomēr pēdējo desmitgažu laikā ir konstatēts, ka kriptons, ksenons un radons spēj savienoties ar citiem elementiem un, galvenais, ar fluoru. Tātad, tiešā veidā cēlgāzēm mijiedarbojoties ar fluoru (karsējot vai elektriskā izlāde), tiek iegūti fluorīdi un. Visi no tiem ir kristāli, kas normālos apstākļos ir stabili. Tika iegūti arī ksenona atvasinājumi oksidācijas pakāpē - heksafluorīds, trioksīds, hidroksīds. Pēdējiem diviem savienojumiem piemīt skābas īpašības; tātad, reaģējot ar sārmiem, tie veido ksenonskābes sāļus, piemēram:.

Ilgu laiku zinātnieki uzskatīja, ka cēlgāzes nevar veidot savienojumus, jo to elektronu apvalkos, kas satur valences elektronus, nebija vietas vairāk elektroniem. Tas nozīmē, ka tie nevar pieņemt vairāk elektronu, padarot ķīmisko savienojumu neiespējamu. Tomēr 1933. gadā Linus Pauling ierosināja, ka smagās cēlgāzes var reaģēt ar fluoru vai skābekli, jo tām ir visaugstākā elektronegativitāte. Viņa minējums izrādījās pareizs, un vēlāk tika iegūti cēlgāzes savienojumi.

Pirmo cēlgāzes savienojumu ieguva kanādiešu ķīmiķis Nīls Bartlets 1962. gadā, reaģējot platīna heksafluorīdam ar ksenonu. Savienojumam tika piešķirta formula XePtF 6 (kā vēlāk izrādījās - nepareiza [ ]). Tūlīt pēc Bartlet ziņojuma tajā pašā gadā tika iegūti vienkārši ksenona fluorīdi. Kopš tā laika cēlgāzu ķīmija ir aktīvi attīstīta.

Savienojumu veidi

Iespējot savienojumus

Cēlgāzu savienojumus, kur cēlgāzes ir iekļautas kristāla vai ķīmiskajā režģī, neveidojot ķīmisko saiti, sauc par ieslēguma savienojumiem. Tajos ietilpst, piemēram, inerto gāzu hidrāti, inerto gāzu klatrāti ar hloroformu, fenoli utt.

Cēlgāzes var veidot savienojumus arī ar endoedriskiem fullerēniem, kad fullerēna molekulas iekšienē tiek "iestumts" cēlgāzes atoms.

Kompleksie savienojumi

Nesen (2000. gadā) tika pierādīts, ka ksenons var veidot kompleksu ar zeltu (piemēram, (Sb 2 F 11) 2) kā ligandu. Tika iegūti arī kompleksi savienojumi, kur ksenona difluorīds darbojas kā ligands.

Ķīmiskie savienojumi

Pēdējos gados ir iegūti vairāki simti cēlgāzu ķīmisko savienojumu (tas ir, ar vismaz vienu cēlgāzes elementu saiti). Tie galvenokārt ir ksenona savienojumi, jo vieglākas gāzes ir inertākas, un radonam ir ievērojama radioaktivitāte. Par kriptonu ir zināmi nedaudz vairāk par duci savienojumu (galvenokārt kriptona difluorīda kompleksi), radonam ir zināms nezināma sastāva fluors. Gāzēm, kas ir vieglākas par kriptonu, ir zināmi tikai savienojumi cieto inerto gāzu matricā (piemēram, HArF), kas sadalās kriogēnās temperatūrās.

Ksenonam ir zināmi savienojumi, kur ir Xe-F, Xe-O, Xe-N, Xe-B, Xe-C, Xe-Cl saites. Gandrīz visi no tiem ir vienā vai otrā pakāpē fluorēti un karsējot sadalās.

Saites

• Hriaččovs, Leonīds; Räsänen, Markku; Gerbers, R. Benijs. Cēlgāzu hidrīdi: jauna ķīmija zemā temperatūrā // Ķīmiskās izpētes pārskati (Angļu) krievu valoda: žurnāls. - 2009. - Sēj. 42, Nr. viens . - 183. lpp. -