Инертные газы

Инертные газы

 

План.

 

Физические свойства.

Химические свойства.

История открытия инертных газов.

Область применения.

Действие на организм человека.

1. Физические свойства  инертных газов.

 

Инертные газы не имеют  цвета и запаха. И являются одноатомными. Инертные газы считаются благородными. Обладают более высокой электропроводностью (по сравнению с другими) и, при  прохождении через них тока, ярко светятся.

 

Неон - огненно красным  светом, так как его самые яркие  линии находятся в красной  области спектра.

 

Гелий - ярко-жёлтым светом, это  объясняется тем, что в его  сравнительно простом спектре, двойная  жёлтая линия преобладает над  всеми другими.

 

Инертные газы имеют более  низкие точки сжижения и замерзания, по сравнению с другими газами с тем же молекулярным весом. Это  происходит из-за насыщенного характера  атомных молекул инертных газов.

 

2. Химические свойства  инертных газов.

 

Инертные газы обладают очень  малой химической активностью, что  объясняется жёсткой восьмиэлектронной  конфигурацией внешнего электронного слоя. Как известно с увеличением  числа электронных слоёв поляризуемость атомов растёт. Следовательно, она должна увеличиваться при переходе от гелия  к радону.

 

Долгое время ученые вообще не находили условий, при которых  благородные газы могли бы вступать в химическое взаимодействие или  образовывать истинные химические соединения. Их валентность равнялась нулю. И  новую группу химических решили считать  нулевой.

 

Но 1924 году высказалась идея, что некоторые соединения тяжелых  инертных газов (в частности, фториды  и хлориды ксенона) термодинамически вполне стабильны и могут существовать при обычных условиях. В теории, при изучении электронной структуры  оболочек криптона и ксенона с  позиций квантовой механики, получалось, что эти газы в состоянии образовывать устойчивые соединения с фтором.

 

Но шло время, а на практике все эксперименты в этой области  оканчивались неудачей. Фторид ксенона  не получался. Постепенно пришли к выводу, что это не возможно и опыты  прекратились.

 

Только в 1961 году Бартлетт, сотрудник одного из университетов  Канады, изучая свойства гексафторида платины, соединения более активного, чем сам фтор, установил, что потенциал  ионизации у ксенона ниже, чем  у кислорода (12, 13 и 12, 20 эв соответственно), а кислород образовывал с гексафторидом  платины соединение состава O2PtF6...

 

При комнатной температуре  Бартлетт првел опыт и из газообразного  гексафторида платины и газообразного  ксенона получил твердое оранжево - желтое вещество, получившее название гексафторплатинат ксенона XePtF6..

 

При нагревании в вакууме  гексафторплатинат XePtF6 возгоняется  без разложения. Гидролизуется в  воде, выделяя ксенон:

 

2XePtF6 + 6Н2О = 2Хе + О2 + 2PtО2 + 12HF

 

Исследуя новое вещество Бартлетт пришел к выводу, что поведение  гексафторплатината ничем не отличается от поведения обычных химических соединений.

 

Работы Бартлетта позволили  установить, что ксенон в зависимости  от условий реакции, способен образовывать два разных соединения с гексафторидом  платины: XePtF6 и Xe(PtF6)2. Но при гидролизе  этих соединений получаются одни и  те же конечные продукты.

 

В 1962 году Бартлетт выступает  с докладом.

 

И уже через три недели после его опытов, эксперимент  повторила группа американских исследователей в Аргоннской национальной лаборатории  во главе с Черником. Ученым впервые  удалось синтезировать аналогичные  соединения ксенона с гексафторидами рутения, родия и плутония.

 

Итак, первые пять соединений ксенона: XePtF6, Xe (PtF6)2, XeRuF6, XeRhF6, XePuF6

 

Миф об абсолютной инертности газов не подтвердился.

 

Существовавшую гипотезу о возможности прямого взаимодействия ксенона с Фтором решили проверить.

 

Для этой цели смесь газов (1 часть ксенона и 5 частей фтора) поместили в никелевый сосуд, как наиболее устойчивый к действию фтора, и нагрели под сравнительно небольшим давлением.

 

Через час сосуд резко  охладили, а газ откачали. Оставшимся газом оказалось не что иное, как  фтор. Весь ксенон прореагировал!

 

После во вскрытом сосуде обнаружили бесцветные кристаллы тетрафторида ксенона XeF4.

 

Это устойчивое соединение, его молекула имеет форму квадрата с ионами фтора по углам и ксеноном в центре.

 

Тетрафторид ксенона XeF4 фторирует  ртуть, платину(но только растворенным во фтористом водороде):ХеF4 + 2Hg = Хe + 2HgF2

 

Замечательно то, что, меняя  условия реакции, можно получить не только XeF4, но и другие фториды, например XeF2, XeF6.

 

В. М. Хуторецкий и В. А. Шпанский - советские ученые-химики, показали, что для синтеза дифторида  ксенона совсем не обязательны жесткие  условия.

 

Ими был предложен способ, когда смесь ксенона и фтора (в молекулярном отношении 1:1) подается в сосуд из никеля или нержавеющей  стали, и при повышении давления до 35 атм начинается самопроизвольная реакция.

 

XeF2 — единственный фторид  ксенона, получаемый под действием  электрического разряда на смесь  ксенона и четырехфтористого  углерода, без использования элементарного  фтора.

 

Чистый ХеF2 получается, при  облучении ксенона и фтора  ультрафиолетом.

 

Дифторид ХеF2 обладает резким специфическим запахом.

 

Растворимость дифторида  в воде невелика. Его раствор —  сильнейший окислитель. Постепенно он саморазлагается на ксенон, кислород и фтористый водород. В щелочной среде разложение идет особенно быстро.

 

Метод синтеза дифторида  ксенона, основанный на воздействии  на смесь газов ультрафиолетового  излучения (длина волн порядка 2500—3500 А) представляет большой теоретический  интерес.

 

Излучение вызывает расщепление  молекул фтора на свободные атомы. И именно в этом заключается причина  образования дифторида, т.к. атомарный  фтор необычайно активен.

 

Для получения гексафторида ксенона XeF6 требуются более жесткие  условия: 700° С и 200 атм. При таких  условиях в смеси ксенона и  фтора, в отношение от 1:4 до 1:20, практически  весь ксенон превращается в XeF6.

 

Гексафторид ксенона чрезвычайно  активен и разлагается со взрывом.

 

Легко реагирует с фторидами  щелочных металлов (кроме LiF):XeF6 + RbF = RbXeF7

 

Уже при 50° С эта соль разлагается:2RbXeF7 = XeF6 + Rb2XeF8

 

Высший фторид XeF8 устойчив лишь при температуре ниже минус 196° C.

 

Если прежде благородные  газы были выделены в отдельную нулевую  группу, что вполне отвечало представлению  об их валентности, то синтез первых соединений ксенона поставил перед химиками вопрос о месте инертных газов  в периодической системе. Инертные газы решили перенести в VIII группу, когда стал известен его высший фторид, в котором валентность ксенона  равна восьми, что вполне согласуется  со строением его электронной  оболочки.

 

Все известные ныне соединения ксенона получены из его фторидов. Заставить ксенон вступить в реакцию  без участия фтора (или некоторых  его соединений) пока не удалось.

 

Хорошо изучено взаимодействие фторидов ксенона с водой.

 

При гидролизе ХеF4 в кислой среде, образуется окись ксенона  ХеО3 — бесцветные, расплывающиеся на воздухе кристаллы.

 

Молекула ХеО3 имеет структуру  приплюснутой треугольной пирамиды с атомом ксенона в вершине.

 

Это крайне неустойчивое соединение, при разложении мощность взрыва приближается к мощности взрыва тротила. Поэтому  достаточно несколько сотен миллиграммов ХеО3, чтобы эксикатор разнесло в  куски.

 

В перспективе предполагается использование трехокиси ксенона  в качестве взрывчатки. Такая взрывчатка была бы очень удобна, потому что  все продукты взрывной реакции —  газы. Пока же использовать для этой цели трехокись ксенона слишком  дорого из-за небольших запасов в  атмосфере и технических сложностей.

 

Для получения 1 м3 ксенона  нужно переработать 11 млн. м3 воздуха.

 

Соответствующая трехокиси  неустойчивая кислота шестивалентного  ксенона H6XeO6 образуется в результате гидролиза XeF6 при температуре 0°  С:

 

XeF6 + 6H2О = 6HF + H6XeO6

 

Если к продуктам этой реакции быстро добавить Ва (ОН)2, выпадает белый аморфный

 

осадок Ва3ХеО6. При 125°  С он разлагается на окись бария, ксенон и кислород.

 

Получены аналогичные  соли—ксенонаты натрия и калия.

 

Под действием озона из раствора ХеО3 в одномолярном едком  натре образуется соль высшей кислоты  ксенона Na4ХеО6. Перксенонат натрия может быть выделен в виде бесцветного  кристаллогидрата Na4XeO6 · 6Н2О. Также  к образованию перксенонатов  приводит гидролиз XeF6 в гидроокисях  натрия и калия.

 

Достаточно обработать твердую  соль Na4XeO6 раствором нитрата свинца, серебра или уранила и получаются соответствующие перксенонаты:

 

Ag4XeO6 — черного, bXeO6 и (UO2) 2XeO6 - желтого цвета.

 

Аналогичные соли дают калий, кальций, литий, цезий,.Взаимодействием Na4XeO6 с безводной охлажденной  серной кислотой, получают окисел, соответствующий  высшей кислоте ксенона – четырехокись ХеO4.

 

Как и в октафториде, валентность  ксенона равна восьми.

 

Твердая четырехокись при  температуре выше 0° С разлагается  на ксенон и кислород, а газообразная (при комнатной температуре) —  на трехокись ксенона, ксенон и кислород.

 

Молекула ХеO4 имеет форму  тетраэдра с атомом ксенона в  центре. В зависимости от условий  гидролиз гексафторида ксенона может  идти двумя путями:

 

получается тетраоксифторид XeOF4,

получается диоксифторид XeO2F2.

Прямой синтез из элементов  приводит к образованию оксифторида  ХеОF2.

 

Недавно изучена реакция  дифторида ксенона с безводной  НС1O4.

 

Получено новое соединение ксенона ХеСlO4 — мощный окислитель, в результате этой реакции, самый  сильный из всех перхлоратов. Синтезированы  соединения ксенона, не содержащие кислорода.

 

Это двойные соли, продукты взаимодействия фторидов ксенона с  фторидами сурьмы, мышьяка, бора, тантала: XeF2 · SbF5, ХеF6 · AsF3, ХеF6 · ВF3 и ХеF2 · 2ТаF5.

 

И наконец, получены вещества типа XeSbF6, устойчивые при комнатной  температуре, и XeSiF6 — нестойкий комплекс. На сегодняшний день удалось установить, что радон также взаимодействует  с фтором, образуя нелетучие фториды.

 

Выделены и изучены  дифторид KrF2 и тетрафторид для  криптона KrF4 по свойствам, напоминающим соединения ксенона. 4. История открытия инертных газов.К благородным газам  относятся гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. По своим свойствам  они не похожи ни на какие другие элементы и в периодической системе  располагаются между типичными  металлами и неметаллами.

 

История открытия инертных газов  представляет большой интерес: во-первых, как триумф введённых Ломоносовым  количественных методов химии(открытие аргона), а во-вторых, как триумф теоретического предвидения (открытие остальных инертных газов), опирающегося на величайшее обобщение  химии – периодический закон  Менделеева.

 

Открытие физиком Рэлеем и химиком Рамзаем первого  благородного газа – аргона – произошло  в то время, когда построение периодической  системы казалось завершённым и  в ней оставалось лишь несколько  пустых клеток.

 

Ещё 1785 году английский химик  и физик Г. Кавендиш обнаружил  в воздухе какой-то новый газ, необыкновенно устойчивый химически. На долю этого газа приходилась примерно одна сто двадцатая часть объема воздуха. Но что это за газ, Кавендишу  выяснить не удалось.

 

Об этом опыте вспомнили 107 лет спустя, когда Джон Уильям Стратт (лорд Рэлей) натолкнулся на ту же примесь, заметив, что азот воздуха  тяжелее, чем азот, выделенный из соединений. Не найдя достоверного объяснения аномалии, Рэлей через журнал “Nature” обратился  к коллегам-естествоиспытателям  с предложением вместе подумать и  поработать над разгадкой ее причин...

 

Спустя два года Рэлей  и У. Рамзай установили, что в азоте  воздуха действительно есть примесь  неизвестного газа, более тяжелого, чем азот, и крайне инертного химически.

 

Воздух, при помощи раскалённой  меди был лишён своего кислорода  и затем нагрет с кусочками  магния в трубочке. После того как  значительное количество азота было поглощено магнием, была определена плотность остатка.

 

Плотность оказалась в 15 раз  больше плотности водорода, тогда  как плотность азота только в 14 раз больше её. Эта плотность  возрастала ещё по мере дальнейшего  поглощения азота, пока не достигла 18.

 

Так было доказано, что воздух содержит газ, плотность которого больше плотности азота… Получили 100 см3 этого  вещества с плотностью равной 19,9. Оно  оказалось одноатомным газом.

 

Когда они выступили с  публичным сообщением о своем  открытии, это произвело ошеломляющее впечатление. Многим казалось невероятным, чтобы несколько поколений ученых, выполнивших тысячи анализов воздуха, проглядели его составную часть, да еще такую заметную - почти  процент! Кстати, именно в этот день и час, 13 августа 1894 года, аргон и  получил свое имя, которое в переводе с греческого значит “недеятельный”.

 

Гелий впервые был идентифицирован  как химический элемент в 1868 П.Жансеном при изучении солнечного затмения в  Индии. При спектральном анализе  солнечной хромосферы была обнаружена ярко-желтая линия, первоначально отнесенная к спектру натрия, однако в 1871 Дж.Локьер и П.Жансен доказали, что эта линия  не относится ни к одному из известных  на земле элементов. Локьер и Э.Франкленд  назвали новый элемент гелием от греч. “гелиос”, что означает солнце.

 

В то время не знали, что  гелий – инертный газ, и предполагали, что это металл. И только спустя почти четверть века гелий был  обнаружен на земле. В 1895, через несколько  месяцев после открытия аргона, У.Рамзай и почти одновременно шведские химики П.Клеве и Н.Ленгле установили, что  гелий выделяется при нагревании минерала клевеита.