Химические соединения благородных газов. Химия инертных газов Соединения инертных газов

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

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!

Шел 1896-й год. Только что в лабораториях Рамзая и его последователей завершился первый этап экспериментов, возвестивший о полной химической недеятельности аргона и гелия. На этом фоне резким диссонансом прозвучало сообщение французского физика Вийара о полученном им кристаллическом, напоминающем спрессованный снег соединении аргона с водой состава Аr · 6Н2O. Притом получено оно было очень просто и в неожиданных условиях: Вийар сильно сжимал надо льдом при умеренно низких температурах.

Вообще говоря, о подобном, полученном в сходных условиях гидрате хлора Сl2 · 6Н2O сообщил еще в начале XIX в.; позднее стали известны гидраты большого числа газов и легко летучих веществ. Но были обычные для химика , а тут речь шла о соединении инертного аргона! Сообщение Вийара казалось неправдоподобным, и от него попросту отмахнулись; не нашлось даже охотников его проверить.

Вспомнили об открытии Вийара 29 лет спустя, когда Р. Фаркран сообщил о полученных им гексагидратах криптона и ксенона при соприкосновении этих газов со льдом под давлением. Еще через десять лет Б. А. Никитин — получил гексагидраты всех - исключая - инертных газов, а далее и соединения, состоящие из атома инертного газа и трех (в случае радона - двух) молекул фенола, толуола или n-хлорфенола. Позднее были описаны соединения с β -гидрохиноном, а также тройные соединения из криптона или ксенона, семнадцати молекул воды и одной молекулы ацетона, хлороформ или тетрахлорметана. Строение этих соединений был установлено только в 1940-е годы. К этому времени уже было выявлено большое число так называемых соединений включения; они занимают промежуточное положение между подлинно химическими Соединениями и твердыми растворами внедрения.

Выяснилось, что названные выше представляют собой клатратные соединения - разновидность «решетчатых» соединений включения. Их название происходит от латинского clatratus, что означает огороженный, замкнутый. Формируются клатраты так: нейтральная молекула инертного газа (ее место может занимать и другая молекула, например Cl2,H2S, SO2, CO2, СН4) плотно окружается, как бы берется в клещи полярными молекулами - воды, фенола, гидрохинона и т. п., которые соединены между собой водородными связями. Клатраты возникают в тех случаях, когда при кристаллизации растворителя молекулы его образуют ажурные конструкции с пустотами, способными вмещать чужеродные молекулы. Основное условие, необходимое для существования устойчивого клатратного соединения, - это возможно более полное совпадение пространственных размеров полости, образующейся между сцепившимися молекулами «хозяина», и размеров молекулы «гостя», проникшей в полость.

Если «гость» мал (скажем, молекула неона), он с трудом закрепляется в полости и обязательно при содействии низкой температуры и высокого давления, которые препятствуют бегству «гостя» и зачастую способствуют сжатию полости. Трудно приходится и чересчур громоздкой молекуле; в этом случае также необходимо повышенное давление, чтобы «протолкнуть» ее внутрь полости.

Формально клатраты можно отнести к химическим соединениям, так как большинство имеет строго постоянный состав. Но это соединения молекулярного типа, возникающие за счет вандерваальсовых сил стяжения молекул. в клатратах отсутствует, поскольку при их образовании не происходит спаривания валентных электронов и соответствующего пространственного перераспределения электронной плотности в молекуле.

Сами по себе вандерваальсовы силы очень малы, однако энергия связи в клатратной молекуле может оказаться не столь уж малой (порядка 5-10 ккал/моль) благодаря тесному соседству включенной молекулы с молекулами включающего , так как вандерваальсовы силы резко возрастают по мере сближения молекул, В целом же клатраты - малостойкие соединения; при нагревании и растворении они быстро распадаются на составные компоненты.

Крупный вклад в изучение клатратов инертных газов внес советский химик Б. А. Никитин. На протяжении 1936-1952 гг. он синтезировал и исследовал эти соединения, руководствуясь принципом В. Г. Хлопина об изоморфной сокристаллизации сходных по размерам и строению молекул. Никитин установил, что при низких температурах образуют изоморфные кристаллы с летучими гидридами - сероводородом, галогеноводо-родами, метаном, а также с двуокисями серы и углерода. Никитиным найдено, что клатраты инертных газов тем устойчивее и легче образуются, чем выше их молекулярные веса. Это согласуется с общей закономерностью действия вандерваальсовых сил. Гидрат радона (если отвлечься от быстрого радиоактивного распада радона) гораздо устойчивее гидрата неона, а феноляты прочнев соответствующих гидратов. Оттого и дейтери-рованные гидраты прочнее обыкновенных.

Бели бы экспериментаторы располагали значительными количествами радона, можно было бы наблюдать мгновенное образование осадка Rn(Н2О)6 при пропускании радона надо льдом при обычном давлении. Чтобы при 0° получить гидрат ксенона, достаточно приложить давление, несколько большее атмосферного. При этой температуре приходится сжимать до 14,5, до 150, а почти до 300 ат. Можно ожидать, что гидрат гелия удастся получить под давлением в несколько тысяч атмосфер.

Клатраты можно использовать как удобные формы для хранения инертных газов, а также для их разделения. Подвергнув перекристаллизации гидрат двуокиси серы в атмосфере из смеси инертных газов, Никитин обнаружил весь нераспавшийся в осадке, представлявшем изоморфную смесь из SО2 ·6H2О и Rn · 6H2О; же, и сохранились в газовой фазе. Аналогичным образом можно практически полностью перевести в осадок аргон и отделить его от оставшихся в виде газов неона и гелия.

С помощью клатратов инертных газов возможно решать некоторые исследовательские задачи. К ним относится, например, выявление характера связи в изучаемом соединении. Если оно образует с тяжелым инертным газом смешанные кристаллы, то его следует отнести к молекулярному типу (соединению включения); обратное свидетельствует о наличии связи иного типа.

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: .

Благородные газы имеют электронную конфигурацию ns 2 np 6 (у гелия 1s 2) и составляют VIIIA подгруппу. По мере возрастания порядкового номера, растут радиусы атомов и их поляризуемость. Это приводит к усилению межмолекулярных взаимодействий, к повышению температур плавления и кипения, к увеличению растворимости газов в воде и других растворителях. Для благородных газов известны следующие группы соединений: молекулярные ионы, соединения включения и валентные соединения.

Молекула благородного газа Э 2 существовать не может – (s) 2 (s*) 2 . Но если удалить один электрон, то заполнение верхней разрыхляющей орбитали лишь наполовину – (s) 2 (s*) 1 является энергетической основой существования молекулярных ионов благородных газов Э 2 + .

Соединения включения, или клатраты , известны только в твердом состоянии. В ряду Не – Rn устойчивость клатратов возрастает. Например, гидраты типа Э. 6Н 2 О образуются при высоких давлениях и низких температурах. При 0 0 С гидраты Xe, Kr, Ar и Ne устойчивы при давлениях соответственно ~1,1 . 10 5 , 1,5 . 10 6 , 1,5 . 10 7 , 3 . 10 7 Па. Клатратные соединения используют для разделения и хранения благородных газов. Kr и Хе получают при ректификации жидкого воздуха.

Соединения с валентными связями Э(II), Э(IV), Э(VI), Э(VIII) хорошо изучены на примере фторидов Kr и Хе, полученных по схеме:

Химическая связь в соединениях благородных газов не может быть описана с позиций МВС, поскольку в соответствии с этим методом в образовании связи должны участвовать d - орбитали. Однако возбуждение атома Хе от состояния 5s 2 5p 6 в 5s 2 5p 5 6s 1 или 5s 2 5p 5 5d 1 требует 795 или 963 кДж. моль –1 , а возбуждение 5s 2 5p 4 5d 2 и 5s 2 5p 4 5d 1 6s 1 ‑ 1758 и 1926 кДж·моль –1 , что не компенсируется энергией образования связи.

В рамках ММО строение ХеF 2 объясняется схемой из трех орбиталей – одной от Хе и двух от атомов фтора:

Тетрафторид ксенона – сильный окислитель:

Pt + XeF 4 + 2HF = H 2 + Xe,

4KI + XeF 4 = Xe + 2I 2 + 4KF.

При нагревании и гидролизе фториды ксенона диспропорционируют:

2ХеF 2 = XeF 4 + Xe

3ХеF 4 = 2XeF 6 + Xe

6XeF 4 + 12H 2 O = 2XeO 3 + 4Xe + 3O 2 + 24HF.

Для шестивалентного Хе известны фторид ХеF 6 , оксид ХеО 3 , оксофториды ХеОF 4 и ХеО 2 F 2 , гидроксид Xe(OH) 6 , а также комплексные ионы типа ХеО 4 2– и ХеО 6 6– .

ХеО 3 хорошо растворим в воде и образует сильную кислоту:

ХеО 3 + Н 2 О⇆ Н 2 ХеО 4 ® Н + + НХеО 4 ¯ .

Гексафторид очень активен, реагирует с кварцем:

2ХеF 6 + SiO 2 = 2XeOF 4 + SiF 4 .

Производные Хе(VI) – сильные окислители, например:

Хе(ОН) 6 + 6KI + 6HCl = Xe + 3I 2 + 6KCl + 6H 2 O.

Для Хе(VIII) известны, кроме того, ХеF 8 , XeO 4 , XeOF 6 , XeO 6 4– .

В обычных условиях ХеО 4 медленно разлагается:

3ХеО 4 = Хе + 2ХеО 3 + 3О 2 .

По мере увеличения степени окисления ксенона устойчивость бинарных и солеподобных соединений падает, а анионных комплексов – возрастает.

Для криптона получены лишь KrF 2 , KrF 4 , неустойчивая криптоновая кислота KrO 3 · H 2 O и ее соль ВаKrO 4 .

Гелий используется в низкотемпературных процессах для создания инертной атмосферы в лабораторных аппаратах, при сварке и в газозаполненных электрических лампах, неон – в газоразрядных трубках.

Соединения благородных газов используются в качестве сильных окислителей. В виде фторидов ксенона хранят фтор и ксенон.

Вопросы для самопроверки

I. 1) Место водорода в периодической системе.

2) Классификация соединений водорода.

II. 1) s - Элементы: степени окисления, изменение радиусов и энергий ионизации, кислотно-основные и восстановительные свойства соединений.

2) Соединения s - элементов:

а) гидриды s- элементов (природа связи, свойства);

б) соединения с кислородом; гидроксиды.

III. 1) Что определяет валентные возможности р -элементов?

2) Как изменяется устойчивость высших и низших степеней окисления в подгруппах с ростом Z?

IV. Анализируя изменение Т пл. оксидов, ответьте на следующие вопросы:

1) Почему при переходе от СО 2 к SiO 2 резко повышается температура плавления?

2) Почему PbO 2 термически менее стабилен, чем другие оксиды IVA подгруппы?

V. Энергия связи в молекулах водорода и галогенов характеризуется следующими величинами:

1) Чем объясняется значительно большая энергия связи в Н 2 ?

2) Почему энергия связи в Г 2 сначала увеличивается с ростом Z, а затем уменьшается?

VI. Как и почему изменяются кислотно-основные свойства бескислородных (Н n Э) и кислородсодержащих Э(ОН) n , Н n ЭО m соединений р - элементов в периоде и группе?

VII. Водородные соединения р - элементов:

1) Связь, периодичность свойств, устойчивость.

2) Склонность к образованию Н-связи.

3) Особенность химической связи в В 2 Н 6 (ММО).

VIII. Оксиды р - элементов. Связь и свойства.

IX. Соединения р - элементов – полупроводники.

1) Факторы, определяющие ширину запрещенной зоны.

2) Элементарные полупроводники и соединения с полупроводниковыми свойствами. Их место в периодической системе.

Х. Алмазоподобные соединения. Положение элементов, их образующих, в периодической системе. Связь и свойства.

ХI. 1) Cоединения благородных газов и способы их получения.

2) Приведите схему МО для ХеF 2.

3) Напишите уравнения реакции диспропорционирования ХеF 2 , XeF 4 .