ПОДГРУППА VIIIA (ГЕЛИЙ, НЕОН, АРГОН, КРИПТОН, КСЕНОН, РАДОН)

1. Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Наибольшее значение имеют соединения ксенона. Для него характерны степени окисления +2 (XeF2), +4 (XeF4), +6 (XeF6, ХеО3, XeOF4, Ва3ХеО6), +8 (Nа4ХеО6*6Н2О).

2. Природные ресурсы. Благородные газы находятся преимущественно в атмосфере; их содержание составляет Не - 5,24*10-4% (об); Ne-1,8*10-3%; Аr - 0,93%, Кr-3*10-3%, Хе-0,39*10-4%.

Радон образуется при радиоактивном распаде радия и в ничтожных количествах встречается в содержащих уран минералах, а также в некоторых природных водах. Гелий, являющийся продуктом радиоактивного распада альфа-излучаюших элементов, иногда в заметном количестве содержится в природном газе и газе, выделяющемся из нефтяных скважин. В огромных количествах этот элемент находится на Солнце и звездах. Это второй по распространенности (после водорода) из элементов космоса.

3. Получение. Благородные газы выделяют попутно при ректификации жидкого воздуха с целью получения кислорода. Аргон получают также при синтезе NН3 из непрореагировавшего остатка газовой смеси (N2 с примесью Аr). Гелий извлекают из природного газа глубоким охлаждением (СН4 и другие компоненты газовой смеси сжижаются, а Не остается в газообразном состоянии). В большом количестве производят Аr и Не, других благородных газов получают значительно меньше, они дороги.

4. Свойства. Благородные газы - бесцветные, газообразные при комнатной температуре вещества. Конфигурация внешнего электронного слоя атомов гелия 1s2 остальных элементов подгруппы VIIIA-ns2np8. Завершенностью электронных оболочек объясняется одноатомность молекул благородных газов, весьма малая их поляризуемость, низкие т. пл., т. кип., и химическая инертность.

Рассматриваемые вещества при низкой температуре образуют друг с другом твердые растворы (исключением является гелий). Известны клатратные соединения благородных газов, в которых их атомы заключены в пустоты кристаллических решеток различных веществ. Такие соединения - гидраты благородных газов - образует лед (наиболее прочен клатрат с ксеноном). Состав гидратов отвечает формуле 8Э*46Н2О, или Э*5,75Н2О. Известны клатраты с фенолом, например Хе-ЗС6Н5ОН. Весьма прочны клатраты благородных газов с гидрохиноном С6Н4(ОН)2. Их получают, кристаллизуя гидрохинон под давлением благородного газа (4 МПа) Эти клатраты вполне стабильны при комнатной температуре. Не и Ne не образуют клатратов, так как их атомы слишком малы и «ускользают» из пустот кристаллических решеток.

Гелий обладает уникальными особенностями. При 101 кПа он не кристаллизуется (для этого необходимо давление, превышающее 2,5 МПа при Т = 1К). Кроме того, при Т = 2,19 К (при нормальном давлении) он переходит в низкотемпературную жидкую модификацию Не (II), обладающего поразительными особенностями" спокойным кипением, огромной способностью проводить теплоту и отсутствием вязкости (сверхтекучестью). Сверхтекучесть Не (II) была" открыта П. Л Капицей (1938 г.) и объяснена на основе квантово-механических представлений Л. Д. Ландау (1941 г.).

5. Соединения. Возможность существования соединений благородных газов (фторидов Кг и Хе). Сейчас известны соединения криптона, ксенона и радона. Соединения криптона немногочисленны, они существуют только при низкой температуре. Соединения радона должны быть наиболее многочисленны и прочны, но их получению и исследованию мешает очень высокая альфа-радиоактивность Rn, так как излучение разрушает образуемые им вещества. Поэтому данных о соединениях Rn мало.

Ксенон -непосредственно взаимодействует только с фтором и некоторыми фторидами, например PtF6. Фториды ксенона служат исходными веществами для получения других его соединений.

При нагревании с фтором при атмосферном давлении образутся в основном ХеF4 (т. пл. 135°С). При действии избытка фтора давлении 6 МПа получается XeF6 (т. пл. 49 °С). Действуя па Смесь Хе с F2 или CF4 электрическим разрядом или ультрафиолетовым излучением, синтезируют XeF2 (т. пл. 140 °С).

Все фториды ксенопа энергично реагируют с водой, подвергаясь гидролизу, который обычно сопровождается диспропорцнонированием. Гидролиз XeF4 в кислой среде происходит по схеме 3Хе(+4) => Хе°+2Хе(+5) а в щелочной среде так:

ZXе(+4) =>.Хе0+Xe(+8)

NH 3

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, HNH = 107,3. Атом азота находится в sp 3 - гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N-H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH 3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

плотность по воздуху = MNH 3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t╟ кип.= -33,4C; tпл.= -78C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие tкип. и tпл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н 2 O растворяется 750V NH 3 (при t=20C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

Получение

1. Промышленный способ

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

(p=1000 атм; t= 500C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ═ t ═ CaCl 2 + 2NH 3 + 2Н 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH═ t ═ K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус - синий; фенолфталеин - малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH 3 + Н 2 O = NH 4 OH = NH 4 + + OH -

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4

NH 3 + H 2 O + CO 2 = NH 4 HCO 3

Аммиак - восстановитель (окисляется до N 2 O или NO)

1. Разложение при нагревании

2NH 3 ═ t ═ N 2 + 3H 2

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6Н 2 O

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6Н 2 O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3Н 2 O

Кроме NH3, известны два других водородных соединения азота - гидразин N 2Н4 и азотисто водородная кислота HN3 (есть еще несколько соединений азота с водородом, но они малоустойчивы и практически не используются)

Гидразин получают окислением аммиака в водном растворе гипохлоритом натрия (метод Рашига):

2NH3+NaOCl -> N2H3 + NaCl + Н2О

Гидразин - жидкость, т. пл 2°С, т. кип. 114°С с запахом, напоминающим запах NH3. Ядовит, взрывчат. Часто используют не безводный гидразин, а гидразин - гидрат N2H4-H2O, т. пл. -"52°С, т. кип. 119°С. Молекула N2H4 состоит из двух групп NН2,

Благодаря наличию двух неподеленных пар у атомов N гидразин способен к присоединению ионов водорода; легко образуются соединения гидразония: гидроксид.N2H5OH, хлорид N2Н5Сl, гидросульфат N2H5HSO4 и т. д. Иногда их формулы записывают N2H4-H2O, N2H4-HC1, N2H4-H2S04 и т. д и называют гидразингидрат, хлористоводородный гидразин, сернокислый гидразин и т. д. Большинство солей гидразония растворимо в воде.

Сравним силу основании, образуемых в водном растворе NH3, NH2OH и N2H4.

По устойчивости N2H4 значительно уступает NНз, так как связь N-N не очень прочна. Гидразин горит на воздухе:

N2H4 (ж) + О2 (г) = n2 (г) + 2Н2О (г);

В растворах гидразин обычно также окисляется до N2. Восстановить гидразин (до NH3) можно только сильными восстановителями, например, Sn2+, Ti3+, Zn:

N2H4 + Zn + 4HC1 => 2NH4C1 + ZnCl2

Азотистоводородную кислоту HN3 получают действием H2S04 на азид натрия NaNs, который синтезируют по реакции;

2NaNH2 + N2O -> NaNa + NaOH + NHa

HN3 - жидкость, т. пл. -80 °С, т. кип. 37 °С, с резким запахом. Очень легко взрывает с огромной силой, ее разбавленные водные растворы не взрывчаты.

Можно также представить строение HN3 наложением валентных схем

Н-N=N=N и h-n-n=n°!

НNз - слабая кислота (К = Ю- 5). Соли HN3-азиды обычно сильно взрывчаты (не взрывчаты только азиды щелочных металлов, за исключением LiN3).

Царегородцев Александр

Соединения благородных газов - одна из интереснейших тем в органической и неорганической химии, открытие свойств их соединений перевернуло с ног на голову представление всех ученых 20 века, потому что в то время существование таких веществ считалось невозможным, а сейчас это воспринимается как нечто нормальное, то, чему уже найдено объяснение.

Ксенон - благородный газ, которому проще всех образовывать связи с другими химическими веществами. Человечество обуздало его соединения, и они применяются в нашей жизни уже сейчас.

Представленная работа может вызвать интерес широкой публики к указанной теме.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Муниципальное автономное общеобразовательное учреждение

«Средняя школа № 5 с углубленным изучением химии и биологии»

Учебная исследовательская работа в рамках

V Менделеевских чтений

Тема: Соединения благородных газов

Выполнил: Царегородцев
Александр, ученик 9в класса

Руководитель: Григорьева

Наталья Геннадьевна, учитель химии

Старая Русса

2017

Введение

Инертные газы - неметаллы, находящиеся в VIII-a группе. Они были открыты в конце 19 века и считались лишними в Периодической системе, однако благородные газы заняли свое место в ней.
Из-за заполненного последнего энергетического уровня долгое время считалось, что эти вещества не могут образовывать связи, т.к. и после открытия их молекулярных соединений многие ученые были в шоке и не могли этому поверить, потому что это не поддавалось законам химии, существовавшим в то время.
Неудачные попытки образования соединений благородных газов неблагоприятно сказывались на энтузиазме ученых, однако это не помешало развиваться данной отрасли.
Я попытаюсь вызвать интерес у присутствующих в аудитории, перед которыми я представляю свою работу.

Цель моей работы : изучить историю создания и свойства неорганических соединений ксенона.

Задачи :

1. Ознакомиться с историей получения соединений благородных газов
2. Ознакомиться со свойствами фтористых и кислородных соединений
3. Донести результаты моей работы до учеников

Историческая справка

Ксенон был открыт в 1898 году, и сразу же через несколько лет были получены его гидраты, а также ксенона и криптона, которые все назывались клатратами.
В 1916 году Кессель, основываясь на значениях степеней ионизации инертных газов, предсказал образование их прямых химических соединений.
Большинство ученых 1 четверти 20 века считали, что благородные газы находятся в нулевой группе Периодической системы и имеют валентность 0, но в 1924 году А. фон Антропов вопреки мнениям остальных химиков отнес данные элементы к восьмой группе, из чего следовало, что высшая валентность в их соединениях - 8. Также он предсказал то, что они должны образовывать связи с галогенами, то есть неметаллами VII-a группы.
В 1933 году Полинг предсказал формулы возможные соединений криптона и ксенона: устойчивые гексафторид криптона и ксенона (KrF 6 и XeF 6 ), неустойчивый октафторид ксенона (XeF 8 ) и кислоту ксенона (H 4 XeO 6 ). В этом же году Г.Оддо попытался синтезировать ксенон и фтор путем пропускания электрического тока, но не смог отчистить получившееся вещество от продуктов коррозии сосуда, в котором проводилась эта реакция. С этого момента у ученых пропал интерес к данной теме, и вплоть до 60-х годов этим почти никто не занимался.
Прямым доказательством того, что соединения благородных газов возможны, стало синтезирование британским ученым Нилом Бартлеттом гексафторплатината диоксигенила (O 2 ). Гексафторид платины обладает окислительной способностью вдове большей, чем у фтора. 23 марта 1962 года Нил Бартлетт провел синтез ксенона и гексафторида платины, и он получил то, что желал: первое существующее соединение благородных газов - твердое вещество желтого цвета Xe. После этого все силы ученых того времени были брошены на создание фтористых соединений ксенона.

Фтористые соединения ксенона и их свойства

Первым молекулярным соединением являлся гексафторидплатинат ксенона с формулой XePtF 6 . Это твердое вещество, снаружи желтого цвета, а внутри кирпично-красного; при нагревании 115°С становится стеклообразным на вид, при нагревании в 165°С начинает разлагаться с выделением XeF 4 .

Также его можно получить при взаимодействии ксенона и пероксида фтора:

И также при взаимодействии ксенона и фторида кислорода под высокой температурой и давлением:

XeF2 это бесцветные кристаллы, растворимые в воде. В растворе он проявляет очень сильные окислительные свойства, однако они не превышают способности фтора. Самое прочное соединение.

1.При взаимодействии со щелочами ксенон восстанавливается:

2.Можно восстановить ксенон из этого фторида при взаимодействии с водородом:

3.При возгонке дифторида ксенона получается тетрафторид ксенона и сам ксенон:

Фторид ксенона (IV) XeF4 был получен также, как как и дифторид, но при температуре в 400°C:

XeF 4 – это кристаллы белого цвета, является сильным окислителем. О свойствах этого вещества можно сказать следующее.

1. Является сильным фторирующим агентом, то есть при взаимодействии с другими веществами способен передавать им молекулы фтора:

2.При взаимодействии с водой тетрафторид ксенона образует оксид ксенона (III):

3.Восстанавливается до ксенона при взаимодействии с водородом:

Фторид ксенона (VI) XeF 6 образуется при еще большей температуре и при повышенном давлении:

XeF 6 это бледно-зеленоватые кристаллы, также имеющие сильные окислительные свойства.

1. Как и фторид ксенона (IV) является фторирующим агентом:

2. При гидролизе образует ксеноновую кислоту

Кислородные соединения ксенона и их свойства
Оксид ксенона (III) XeO 3 - это белое, нелетучее, взрывчатое вещество, хорошо растворимое в воде. Оно получается при гидролизе фторида ксенона (IV):

1.При действии озона на щелочной раствор образует соль ксеноновой кислоты, в которой ксенон имеет степень окисления +8:

2.При взаимодействии соли ксенона с концентрированной серной кислотой образуется оксид ксенона (IV):

ХеО 4 - при температуре ниже -36°С кристаллы желтого цвета, при температуре выше - бесцветный взрывоопасный газ, разлагающийся при температуре 0°С:

В итоге у нас выходит, что фториды ксенона - это белые либо бесцветные кристаллы, растворяющиеся в воде, обладающие сильными окислительными свойствами и химической активностью, а оксиды легко высвобождают тепловую энергию и следствием этого является их взрывоопасность.

Применение и потенциал

Из-за своих свойств соединения ксенона могут быть использованы:

• Для производства ракетного топлива
• Для производства лекарственных препаратов и медицинского оборудования
• Для производства взрывчатки
• Как сильные окислители в органической и неорганической химии
• Как способ транспортировки химически активного фтора

Заключение

Соединения благородных газов - одна из интереснейших тем в органической и неорганической химии, открытие свойств их соединений перевернуло с ног на голову представление всех ученых 20 века, потому что в то время существование таких веществ считалось невозможным, а сейчас это воспринимается как нечто нормальное, то, чему уже найдено объяснение.

Ксенон - благородный газ, которому проще всех образовывать связи с другими химическими веществами. Человечество обуздало его соединения, и они применяются в нашей жизни уже сейчас.

Я считаю, что полностью достиг цели своего исследования: как можно точнее раскрыл тему, содержание работы полностью соответствует его теме, изучена история создания и свойств неорганических соединений ксенона.

Список литературы

1. Кузьменко Н.Е «Краткий курс химии. Пособие для поступающих в вузы» //Издательство Высшая школа, 2002, стр. 267

2. Пушлёнков М.Ф «Соединения благородных газов»//Атомиздат, 1965

3. Фримантл М. «Химия в действии» Часть 2//издательство Мир, 1998, стр. 290-291

4. Интернет ресурсы

http://him.1september.ru/article.php?ID=200701901
http://rudocs.exdat.com/docs/index-160337.html
https://ru.wikipedia.org/wiki/Фторид_ксенона(II)
https://ru.wikipedia.org/wiki/Фторид_ксенона(IV)
https://ru.wikipedia.org/wiki/Фторид_ксенона(VI)
http://edu.sernam.ru/book_act_chem2.php?id=96
http://chemistry.ru/course/content/chapter8/section/paragraph2/subparagraph7.html#.WLMQ5FPyjGg

Предварительный просмотр:

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Фтористые и кислородные соединения благородных газов. Соединения ксенона Выполнил: Царегородцев Александр, ученик 9 в класса МАОУ СОШ№5 Руководитель: Григорьева Наталья Геннадьевна, учитель химии

Введение Инертные газы - неметаллы, находящиеся в VIII - a группе. Они были открыты в конце 19 века и считались лишними в Периодической системе, однако благородные газы заняли свое место в ней. Из-за заполненного последнего энергетического уровня долгое время считалось, что эти вещества не могут образовывать связи, и после открытия их молекулярных соединений многие ученые были в шоке и не могли этому поверить, потому что это не поддавалось законам химии, существовавшим в то время. Неудачные попытки образования соединений благородных газов неблагоприятно сказывались на энтузиазме ученых, однако это не помешало развиваться данной отрасли. Я попытаюсь вызвать интерес у присутствующих в аудитории, перед которыми я представляю свою работу.

Цели и задачи Цель работы: изучить историю создания и свойства неорганических соединений ксенона. Задачи: 1. Ознакомиться с историей получения соединения благородных газов 2. Понять, почему образования данных соединений возможны 3. Ознакомиться со свойствами фтористых и кислородных соединений 4. Донести результаты моей работы до сверстников

История создания Все попытки получения этих соединений были безуспешными, ученые лишь могли предполагать, как будут выглядеть их формулы и примерные свойства. Самым продуктивным химиком в этой области являлся Нил Бартлетт. Его главная заслуга – получение гексафторплатината ксенона Xe [ PtF 6 ].

Фториды ксенона Фторид ксенона (II) Фторид ксенона (IV) Фторид ксенона (VI)

Оксиды ксенона Оксид ксенона (VI) Оксид ксенона (VIII) ВЗРЫВООПАСНО!!!

Применение соединений ксенона Для производства ракетного топлива Для создания лекарств и медицинского оборудования Для производства взрывчатки Как способ перевозки фтора Как окислители в органической и неорганической химии

Заключение Соединения благородных газов - одна из интереснейших тем в органической и неорганической химии, открытие свойств их соединений перевернуло с ног на голову представление всех ученых 20 века, потому что в то время существование таких веществ считалось невозможным, а сейчас это воспринимается как нечто нормальное, то, чему уже найдено объяснение.

Спасибо за внимание!

Криптон, ксенон и радон характеризуются меньшими значениями ионизационных потенциалов, чем типические элементы (Не, Ne, Лг), поэтому они способны давать соединения обычного типа. Лишь в 1962 г. Н. Бартлетту удалось получить первое такое соединение - гексафторплатинат ксенона Xe + |PtF 6 |. Вслед за этим были получены фториды криптона, радона и их многочисленные производные. Сведения о некоторых соединениях ксенона приведены в табл. 17.2.

Таблица 17.2

Характеристика соединений ксенона

Условия получения соединений благородных газов не совсем простые с точки зрения обычных представлений.

Дифторид ксенона XeF 2 получают при взаимодействии Хе с F 2 при высоком давлении. Вещество растворимо в воде. В присутствии кислот процесс гидролиза протекает медленно, а в присутствии щелочей гидролиз усиливается:

XeF 2 - сильный окислитель, например при взаимодействии с НС1 протекает реакция

Тетрафторид ксенона XeF 4 образуется при длительном нагревании и высоком давлении (400°С и 607 кПа) из ксенона и фтора в соотношении 1:5. По свойствам тстрафторид ксенона идентичен XeF„ но устойчив к гидролизу. Во влажном воздухе подвергается диспропорционированию:

Гексафторид ксенона XeF 6 можно получать из XeF 4:

или непосредственно из Хе и F 2 при 250°С и давлении более 5065 кПа. Эго соединение обладает высокой реакционной способностью, что видно на примере его взаимодействия с кварцем:

Как кислота Льюиса, XeF (i легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF), образуя гептафтор- и октафторксенат-аниопы:

Гидролиз XcF 6 может сопровождаться образованием Хе0 3 и соответствующей ему неустойчивой кислоты Льюиса XeOF 4:

Фториды ксенона являются окислителями:

Гексафторплатинат ксенона Xe получают взаимодействием PtF 6 и Хе при комнатной температуре, т.е. из двух газообразных веществ образуется твердое вещество оранжево-желтого цвета, устойчивое при обычных условиях:

Хе[ PtF c | возгоняется без разложения. При действии воды гидролизуется:

Позднее были получены еще несколько соединений ксенона с гексафторидами рутения, родия п плутония: Xe, Xe, Xe.

Оксотетрафторид ксенона XeOF 4 обладает амфотерными признаками, о чем можно судить по соответствующим катионным комплексам, например .

Оксид ксенона(У1) Хе0 3 представляет собой белое, нелетучее соединение, образующее устойчивые водные растворы. Молекула Хе0 3 имеет структуру тригоналыюй пирамиды. В щелочной среде образует ксенат(У1)-ион:

НХе0 4 вследствие диспропорционирования постепенно превращается в перксенат(УШ)-ион:

Оксид ксенона(УШ) Хе0 4 имеет форму тетраэдра с атомом Хе в центре. Получают Хе0 4 из оксоксената бария действием H 2 S0 4:

Перксенат-ион ХеОф образует устойчивые соли - перксенаты, среди них Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1,5Н 2 0 устойчивы, в воде плохо растворимы.

Криптон образует соединения, которые но составу, структуре и свойствам молекул идентичны соединениям ксенона. Так, кристаллический дифторид криптона получают под воздействием тихого электрического разряда на реакционную смесь при -183°С и давлении -2,7 кПа.

Фторид криптона(Н), или дифторид криптона, KrF 2 при комнатной температуре неустойчив, но при -78°С его можно хранить длительное время. KrF 2 - очень сильный окислитель. При действии на НС1 он вытесняет хлор, а из воды - кислород. Получены также соединения криптона с переходными металлами: KrFMeF 6 . Аналогичного типа соединения получены и с мышьяком, и сурьмой: Kr 2 F 3 AsF 6 , Kr 2 F 3 SbF G и KrFSb 2 F u .

В настоящее время описано значительное число соединений ксенона. Также успешно развивается химия соединений криптона. Что касается радона, то вследствие его высокой а-радиоактивности получение и изучение свойств его производных крайне затруднены.

Применение благородных газов. Гелий благодаря таким свойствам, как инертность, легкость, подвижность и высокая теплопроводность, находит широкое применение. Например, передавливание легковоспламеняющихся веществ из одного сосуда в другой безопасно произвести с помощью гелия.

Фундаментальный вклад в изучении свойств жидкого гелия внесли выдающиеся российские физики, лауреаты Нобелевской премии Л. Д. Ландау и П. Л. Капица.

Биологические исследования показали, что гелиевая атмосфера не влияет на генетический аппарат человека, так как не действует на развитие клеток и частоту мутаций. Дыхание гелиевым воздухом (воздух, в котором азот частично или полностью заменен на гелий) усиливает обмен кислорода в легких, предотвращает азотную эмболию (кессонную болезнь).

Неон часто используют в технике вместо гелия. Широко применяют его для изготовления газосветных неоновых ламп.

Аргон более доступен, чем гелий и неон. Этот газ широко используют в металлургии, обычно им пользуются при горячей обработке титана, ниобия, гафния, урана, тория, щелочных металлов, где исключается контакт с кислородом, азотом, водой и оксидом углерода(1У). Широкое внедрение нашел метод дуговой электросварки в среде аргона.

Криптон главным образом используют при производстве электроламп.

Ксенон широко применяют в производстве ксеноновых ламп, характеризующихся правильной цветопередачей. Ксенон является рентгеноконтрастным веществом, широко используемым при рентгеноскопии головного мозга.

В виде фторидов ксенона удобно хранить и транспортировать ксенон и высокоагрессивный фтор, что имеет важное экологическое значение. Оксиды ксенона могут использоваться как взрывчатые вещества или как сильные окислители.

Радон хотя и радиоактивен, но в ультрамикродозах оказывает положительное влияние на центральную нервную систему, поэтому его используют в курортологии и физиотерапии (радоновые ванны).

Резюме

Электронная оболочка гелия (она единственная) имеет конфигурацию Is 2 , а у остальных элементов наружный энергетический уровень завершен и содержит восемь электронов (конфигурация ...ns 2 np c>), чем объясняется их чрезвычайно низкая активность. Эти элементы объединяют общим термином «благородные газы». Старое название элементов данной группы «инертные газы» применимо фактически только к гелию и неону, поскольку электронное строение их атомов не допускает никакой возможности образования ковалентных соединений, в отличие от остальных, для которых удалось получить химические соединения.

Вопросы и задания

• 1. Приведите электронные конфигурации благородных газов и исходя из этого объясните, почему благородные газы нс образуют двухатомных молекул.
• 2. Почему гелий и неон нс способны к образованию соединений с другими элементами?
• 3. Каков предполагаемый механизм формирования связей с участием криптона и ксенона?
• 4. Охарактеризуйте известные вам соединения ксенона.

Связи с завершенностью внешнего электронного уровня благородные газы чрезвычайно химически инертны. До 1962 г. считалось, что они вообще не образуют химических соединений. К этому времени были получены некоторые соединения клатрат-ного типа, в которых атом благородного газа механически (без образования химических связей) удерживается в каркасе, образованном молекулами другого вещества. Например, при сильном сжатии аргона над переохлажденной водой был выделен кристаллогидрат Аг 6Н20. В то же время все попытки заставить благородные газы вступать в реакции даже с самыми энергичными окислителями (такими, как фтор) заканчивались безрезультатно. Первое химическое соединение, в котором атом благородного газа образует химические связи с другими элементами, получил в 1962 г. Н. Бартлетт. В одном из экспериментов с гексафторидом платаны PtF* Бартлетт получил красные кристаллы, которые по результатам химического анализа имели формулу 02PtF6 и состояли из ионов С>2* и PtF6~. Это означало, что PtFfi - настолько сильный окислитель, что отнимает электроны даже у кислорода. Бартлетт решил окислить еще какое-нибудь эффектное вещество и сообразил, что отнять электроны у ксенона еще легче, чем у кислорода (потенциалы ионизации: 12,2 эВ у О* и 12,1 эВ у Хе). Он поместил в сосуд гексафторид платины, запустил туда точно измеренное количество ксенона и через несколько часов получил гексафтороплатинат ксенона: Вскоре Бартлетт осуществил и реакцию ксенона с фтором. Оказалось, что ксенон хорошо реагирует с фгором при нагревании в стеклянном сосуде, при этом образуется смесь фторидов. Фторид ксенона (II) XeF2 образуется под действием дневного света на смесь ксенона с фтором при обычной температуре: или при взаимодействии ксенона и F202 при -120 °С: XeF2 - бесцветные кристаллы, растворимые в воде. Молекула XeF2 линейна. Раствор XeF2 в воде - очень сильный окислитель, особенно в кислой среде, где он способен окислять бром и марганец до их высшей степени окисления (+7). В щелочной среде XeF2 гидролизуется по уравнению: Фторид ксенона (IV) XeF4 образуется при нагревании смеси ксенона с фтором до 40Q °С: XeF* представляет собой бесцветные кристаллы. Молекула XeF4 - «квадрат» с атомом ксенона в центре. XeF4 - очень сильный окислитель, используется как фторирующий агент: При взаимодействии с водой XeF4 диспропорционирует: Фторид ксенона (VI) XeF6 образуется из элементов при нагревании и повышенном давлении фтора: XeFe - бесцветные кристаллы. Молекула XeF« представляет собой искаженный октаэдр с атомом ксенона в центре. Подобно другим фторидам ксенона, XeF6 - очень сильный окислитель, может использоваться как фторирующий агент: Водой XeF6 частично разлагается: Оксид ксенона (VI) Хе03 образуется при гидролизе XeF4 (см. выше). Это - белое, нелетучее, очень взрывчатое вещество, хорошо растворимо в воде, причем раствор имеет слабокислую среду за счет реакции: При действии озона на щелочной раствор ХЮ3 образуется соль ксеноновой кислоты, в которой ксенон имеет степень окисления 4-8: Оксид ксенона (VIII) Хе04 может быть получен при взаимодействии перкссната бария с безводной серной кислотой при низких температурах: Хе04 - бесцветный газ, который очень взрывоопасен и разлагается при температурах выше О °С: Из соединений других благородных газов известны KrF2, KtF4, RnF2, RnF4, RnF6, Rn03. Считается, что аналогичные соединения гелия, неона и аргона вряд ли будут когда-нибудь получены в виде индивидуальных веществ. Тем не менее химические соединения гелия, неона и аргона существуют в виде так называемых эксимерных молекул, т. е. молекул, у которых устойчивы возбужденные электронные состояния и неустойчиво основное состояние. Например, при электрическом возбуждении смеси аргона и хлора возможна газофазная реакция с образованием зксимерной молекулы ArCL Аналогично, при реакциях возбужденных атомов благородных газов можно получить целый набор двухатомных молекул, таких, как Нег, Ne2, NeF и т. д. Все эти молекулы неустойчивы и не могут быть выделены в виде индивидуальных веществ, однако их можно зарегистрировать и изучить строение их молекул с помощью спектроскопических методов.

Главную подгруппу восьмой группы периодической системы составляют благородные газы - гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Эти элементы характеризуются очень низкой химической активностью, что и дало основание назвать их благородными, или инертными, газами. Они лишь с трудом образуют соединения с другими элементами или веществами; химические соединения гелия, неона и аргона не получены. Атомы благородных газов не соединены в молекулы, иначе говоря, их молекулы одноатомны.

Благородные газы заканчивают собой каждый период системы элементов. Кроме гелия, все они имеют в наружном электронном слое атома восемь электронов, образующих очень устойчивую систему. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из двух электронов. Поэтому атомы благородных газов характеризуются высокими значениями энергии ионизации и, как правило, отрицательными значениями энергии сродства к электрону.

В табл. 38 приведены некоторые свойства благородных газов, а также их содержание в воздухе. Видно, что температуры сжижения и затвердевания благородных газов тем ниже, чем меньше их атомные массы или порядковые номера: самая низкая температура сжижения у гелия, самая высокая - у радона.

Таблица 38. Некоторые свойства благородных газов и их содержание в воздухе

До конца XIX века полагали, что воздух состоит только из кислорода и азота. Но в 1894 г. английский физик Дж. Рэлей установил, что плотность азота, полученного из воздуха (1,2572 ), несколько больше, чем плотность азота, полученного из его соединений (1,2505 ). Профессор химии У. Рамзай предположил, что разница в плотности вызвана присутствием в атмосферном азоте примеси какого-то более тяжелого газа. Связывая азот с раскаленным магнием (Рамзай) или вызывая действием электрического разряда его соединение с кислородом (Рэлей), оба ученых выделили из атмосферного азота небольшие количества химически инертного газа. Так был открыт неизвестный до того времени элемент, названный аргоном. Вслед за аргоном были выделены гелий, неон, криптон и ксенон, содержащиеся в воздухе в ничтожных количествах. Последний элемент подгруппы - радон - был открыт при изучении радиоактивных превращений.

Следует отметить, что существование благородных газов было предсказано еще в 1883 г., т. е. за 11 лет до открытия аргона, русским ученым II А. Морозовым (1854-1946), который за участие в революционном движении был в 1882 г. заключен царским правительством в Шлиссельбургскую крепость. Н. А. Морозов правильно определил место благородных газов в периодической системе, выдвинул представления о сложном строении атома, о возможности синтеза элементов и использования внутриатомной энергии. Из заключения Н. А. Морозов был освобожден в 1905 г., и его замечательные предвидения стали известны только в 1907 г. после издания его книги «Периодические системы строения вещества», написанной в одиночном заключении.

В 1926 г. Н. А. Морозов был избран почетным членом Академии наук СССР.

Долгое время считалось, что атомы благородных газов вообще неспособны к образованию химических связей с атомами других элементов. Были известны лишь сравнительно нестойкие молекулярные соединения благородных газов - например, гидраты , образующиеся при действии сжатых благородных газов на кристаллизующуюся переохлажденную воду. Эти гидраты принадлежат к типу клатратов (см. § 72); валентные связи при образовании подобных соединений не возникают.

Образованию клатратов с водой благоприятствует наличие в кристаллической структуре льда многочисленных полостей (см. § 70).

Однако в течение последних десятилетий было установлено, что криптон, ксенон и радон способны вступать в соединение с другими элементами и прежде всего с фтором. Так, прямым взаимодействием благородных газов с фтором (при нагревании или в электрическом разряде) получены фториды и . Все они представляют собой кристаллы, устойчивые при обычных условиях. Получены также производные ксенона в степени окисленности - гексафторид , триоксид , гидроксид . Последние два соединения проявляют кислотные свойства; так, реагируя со щелочами, они образуют соли ксеноновой кислоты, например: .