Kemiska föreningar av ädelgaser. Inerta gasers kemi Föreningar av inerta gaser

UNDERGRUPP VIIIA (HELIUM, NEON, ARGON, KRYPTON, XENON, RADON)

1. Karakteristiska oxidationstillstånd och de viktigaste föreningarna. Xenonföreningar är av största vikt. Den kännetecknas av oxidationstillstånd +2 (XeF2), +4 (XeF4), +6 (XeF6, XeO3, XeOF4, Ba3XeO6), +8 (Na4XeO6 * 6H2O).

2. Naturliga resurser.Ädelgaser finns övervägande i atmosfären; deras innehåll är He - 5,24 * 10-4% (volym); Ne-1,8*10-3%; Ar - 0,93%, Kr-3*10-3%, Xe-0,39*10-4%.

Radon bildas från radioaktivt sönderfall av radium och finns i spårmängder i uranhaltiga mineraler, såväl som i vissa naturliga vatten. Helium, som är en radioaktiv sönderfallsprodukt av alfa-emitterande element, finns ibland i betydande mängder i naturgas och gas som frigörs från oljekällor. I enorma mängder finns detta element i solen och stjärnorna. Det är den näst vanligaste (efter väte) av elementen i kosmos.

3. Mottagande. Längs vägen frigörs ädelgaser vid rektifiering av flytande luft för att få syre. Argon erhålls också under syntesen av NH3 från den oreagerade återstoden av gasblandningen (N2 med en blandning av Ar). Helium utvinns ur naturgas genom djupkylning (CH4 och andra komponenter i gasblandningen blir flytande och He förblir i gasformigt tillstånd). Ar och He produceras i stora mängder, andra ädelgaser erhålls mycket mindre, de är dyra.

4. Egenskaper.Ädelgaser är färglösa, gasformiga ämnen vid rumstemperatur. Konfigurationen av det yttre elektronskiktet av heliumatomer 1s2 av de återstående elementen i undergruppen VIIIA-ns2np8. Elektronskalens fullständighet förklarar den monoatomiska naturen hos ädelgasmolekylerna, deras mycket låga polariserbarhet, låga smältpunkter, kokpunkter och kemiska tröghet.

De aktuella ämnena bildar fasta lösningar med varandra vid låga temperaturer (ett undantag är helium). Kända klatratföreningar av ädelgaser, i vilka deras atomer är inneslutna i hålrummen i kristallgittren av olika ämnen. Sådana föreningar - hydrater av ädelgaser - bildar is (det mest hållbara klatratet med xenon). Sammansättningen av hydraterna motsvarar formeln 8E*46H2O, eller E*5,75H2O. Klatrater med fenol är kända, till exempel Xe-3C6H5OH. Ädelgasklatrater med hydrokinon C6H4(OH)2 är mycket starka. De erhålls genom att kristallisera hydrokinon under ädelgastryck (4 MPa), Dessa klatrater är ganska stabila vid rumstemperatur. Han och Ne bildar inga klatrater, eftersom deras atomer är för små och "flyr" från kristallgittrets tomrum.

Helium har unika egenskaper. Vid 101 kPa kristalliserar den inte (detta kräver ett tryck som överstiger 2,5 MPa vid T = 1K). Dessutom, vid T \u003d 2,19 K (vid normalt tryck), övergår den till en lågtemperaturvätskemodifiering av He (II), som har slående egenskaper av lugn kokning, en enorm förmåga att leda värme och frånvaro av viskositet ( superfluiditet). Överfluiditeten hos He (II) "upptäcktes av P. L. Kapitsa (1938) och förklarades utifrån kvantmekaniska begrepp av L. D. Landau (1941).

5. Anslutningar. Möjlighet till förekomst av ädelgasföreningar (Kr- och Xe-fluorider). Föreningar av krypton, xenon och radon är nu kända. Kryptonföreningar är få till antalet, de existerar bara för skarp temperatur. Radonföreningar bör vara de mest talrika och hållbara, men deras produktion och forskning hindras mycket hög alfa-radioaktivitet Rn, eftersom strålning förstör de ämnen som bildas av den. Därför finns det få data om Rn-föreningar.

Xenon - direkt interagerar endast med fluor och vissa fluorider, såsom PtF6. Xenonfluorider tjänar som utgångsmaterial för att erhålla dess andra föreningar.

Vid upphettning med fluor vid atmosfärstryck bildas huvudsakligen XeF4 (smp 135°C). Under inverkan av ett överskott av fluor vid ett tryck av 6 MPa erhålls XeF6 (smp. 49 ° C). Verkar på en blandning av Xe med F2 eller CF4 med en elektrisk urladdning eller ultraviolett strålning, syntetiseras XeF2 (smp. 140 ° C).

Allt xenopfluorider reagerar kraftigt med vatten och utsätter varelse hydrolys, som vanligtvis åtföljs av disproportionering. Hydrolys av XeF4 i ett surt medium sker enligt schemat 3Xe (+4) => Xe ° + 2Xe (+5) och i ett alkaliskt medium enligt följande:

ZXe(+4) =>.Xe0+Xe(+8)

NH3

Strukturera

Molekylen är polär, har formen av en triangulär pyramid med en kväveatom i toppen, HNH = 107,3. Kväveatomen är i sp 3-hybridtillståndet; Av de fyra kvävehybridorbitalerna är tre involverade i bildandet av enkla N-H-bindningar, och den fjärde bindningen är upptagen av ett ensamt elektronpar.

Fysikaliska egenskaper

NH 3 är en färglös gas, lukten är skarp, kvävande, giftig, lättare än luft.

luftdensitet \u003d MNH 3 / M medium luft \u003d 17 / 29 \u003d 0,5862

t╟ koka = -33,4C; tpl.= -78C.

Ammoniakmolekyler är bundna av svaga vätebindningar.

På grund av vätebindningar har ammoniak en relativt hög kokpunkt. och tpl., samt en hög förångningsvärme, komprimeras den lätt.

Mycket lösligt i vatten: 750V NH3 löser sig i 1V H2O (vid t=20C och p=1 atm).

Den goda lösligheten av ammoniak kan ses i följande experiment. En torr kolv fylls med ammoniak och stängs med en propp, i vilken ett rör med en dragen ände sätts in. Änden av röret sänks ned i vatten och kolven värms upp något. Gasvolymen ökar och en del ammoniak kommer ut ur röret. Därefter stoppas uppvärmningen och på grund av gasens komprimering kommer en del vatten in genom röret och in i kolven. I de allra första dropparna vatten kommer ammoniak att lösas upp, ett vakuum skapas i kolven och vatten, under påverkan av atmosfärstryck, kommer att stiga upp i kolven och fontänen börjar slå.

Mottagande

1. Industriellt sätt

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

(p=1000 atm; t=50°C; kat = Fe + aluminiumsilikater; cirkulationsprincip).

2. Laboratoriemetod. Uppvärmning av ammoniumsalter med alkalier.

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

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

Ammoniak kan endast samlas in enligt metod (A), eftersom det är lättare än luft och mycket lösligt i vatten.

Kemiska egenskaper

Bildandet av en kovalent bindning genom donator-acceptormekanismen.

1. Ammoniak är en Lewis-bas. Dess lösning i vatten (ammoniakvatten, ammoniak) har en alkalisk reaktion (lackmus - blå; fenolftalein - hallon) på grund av bildandet av ammoniumhydroxid.

NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -

2. Ammoniak reagerar med syror och bildar ammoniumsalter.

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH 3 + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4

NH 3 + H 2 O + CO 2 \u003d NH 4 HCO 3

Ammoniak - reduktionsmedel (oxiderat till N 2 O eller NO)

1. Nedbrytning vid upphettning

2NH 3 ═ t ═ N 2 + 3H 2

2. Förbränning i syre

a) utan katalysator

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

b) katalytisk oxidation (kat = Pt)

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

3. Återvinning av oxider av vissa metaller

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Förutom NH3 är två andra väteföreningar av kväve kända - hydrazin N2H4 och salpetervätesyra HN3(det finns några fler föreningar av kväve med väte, men de är inte särskilt stabila och används praktiskt taget inte)

Hydrazin erhålls genom oxidation av ammoniak i vattenlösning med natriumhypoklorit (Raschig-metoden):

2NH3+NaOCl -> N2H3 + NaCl + H2O

Hydrazin - flytande, smp. 2°C, kp. 114°C med en NH3-liknande lukt. Giftig, explosiv. Ofta används inte vattenfritt hydrazin, utan hydrazin - hydrat N2H4-H2O, så pl. - "52 ° C, kokpunkt 119 ° C. N2H4-molekylen består av två NH2-grupper,

På grund av närvaron av två ensamma par vid N-atomerna kan hydrazin tillföra vätejoner; hydrazoniumföreningar bildas lätt: hydroxid N2H5OH, klorid N2H5Cl, hydrosulfat N2H5HSO4, etc. Ibland skrivs deras formler N2H4-H2O, N2H4-HC1, N2H4-H2S04, etc. och kallas hydrazinhydrat, saltsulfat, etc hydrazin. e. De flesta hydrazoniumsalter är lösliga i vatten.

Låt oss jämföra styrkan hos basen som bildas i en vattenlösning av NH3, NH2OH och N2H4.

När det gäller stabilitet är N2H4 betydligt sämre än NНз, eftersom N-N-bindningen inte är särskilt stark. Hydrazin brinner i luften:

N2H4 (1) + O2 (g) = n2 (g) + 2H2O (g);

I lösningar oxideras hydrazin vanligtvis också till N2. Hydrazin kan reduceras (till NH3) endast med starka reduktionsmedel, till exempel Sn2+, Ti3+, Zn:

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

Salpetersyrlighet HN3 erhålls genom inverkan av H2SO4 på natriumazid NaNs, som syntetiseras genom reaktionen;

2NaNH2 + N2O -> NaNa + NaOH + NHa

HN3 - vätska, smp. -80°C, kp 37 ° C, med en stickande lukt. Den exploderar mycket lätt med stor kraft, dess utspädda vattenlösningar är inte explosiva.

Du kan också representera strukturen för HN3 genom att överlagra valensscheman

H-N=N=N och h-n-n=n°!

HN3 är en svag syra (K = 10-5). Salter av HN3-azider är vanligtvis mycket explosiva (endast alkalimetallazider är icke-explosiva, med undantag för LiN3).

Tsaregorodtsev Alexander

Föreningar av ädelgaser är ett av de mest intressanta ämnena inom organisk och oorganisk kemi, upptäckten av egenskaperna hos deras föreningar vände upp och ner på idén om alla forskare från 1900-talet, eftersom det vid den tiden existerade sådana ämnen ansågs omöjligt, och nu uppfattas det som något normalt, alltså, vilket redan har förklarats.

Xenon är en ädelgas som är lättast att bilda bindningar med andra kemikalier. Mänskligheten har utnyttjat sina föreningar, och de används redan i våra liv.

Det presenterade arbetet kan väcka allmänhetens intresse för detta ämne.

Ladda ner:

Förhandsvisning:

Kommunal självstyrande allmän utbildningsinstitution

"Grundskola nr 5 med fördjupning i kemi och biologi"

Pedagogiskt forskningsarbete inom

V Mendeleev läsningar

Ämne: Ädelgasföreningar

Kompletterad av: Tsaregorodtsev
Alexander, elev i 9:e klass

Ledare: Grigorieva

Natalya Gennadievna, kemilärare

Staraya Russa

2017

Introduktion

Inerta gaser är icke-metaller som ingår i grupp VIII-a. De upptäcktes i slutet av 1800-talet och ansågs vara överflödiga i det periodiska systemet, men ädelgaserna tog plats i det.
På grund av den fyllda sista energinivån trodde man under lång tid att dessa ämnen inte kunde bilda bindningar, eftersom. och efter upptäckten av deras molekylära föreningar var många forskare chockade och kunde inte tro det, eftersom det inte gav efter för kemins lagar som fanns på den tiden.
Misslyckade försök att bilda föreningar av ädelgaser påverkade forskarnas entusiasm negativt, men detta hindrade inte utvecklingen av denna industri.
Jag ska försöka väcka intresset hos de närvarande i publiken som jag presenterar mitt arbete för.

Syftet med mitt arbete: att studera historien om skapandet och egenskaperna hos oorganiska xenonföreningar.

Uppgifter:

1. Bekanta dig med historien om produktionen av ädelgasföreningar
2. Bekanta dig med egenskaperna hos fluor och syreföreningar
3. Kommunicera resultatet av mitt arbete till eleverna

Historik referens

Xenon upptäcktes 1898 och direkt efter några år erhölls dess hydrater, samt xenon och krypton, som alla kallades klatrater.
År 1916 förutspådde Kessel, baserat på värdena för joniseringsgraderna för inerta gaser, bildandet av deras direkta kemiska föreningar.
De flesta forskare från 1:a kvartalet av 1900-talet trodde att ädelgaser tillhör nollgruppen i det periodiska systemet och har en valens på 0, men 1924 tilldelade A. von Antropov, i motsats till andra kemisters åsikter, dessa grundämnen till den åttonde gruppen, från vilken det följde att den högsta valensen i deras föreningar - 8. Han förutspådde också att de skulle bilda bindningar med halogener, det vill säga icke-metaller i grupp VII-a.
1933 förutspådde Pauling formlerna för möjliga föreningar av krypton och xenon: stabil krypton och xenonhexafluorid (KrF 6 och XeF 6 ), instabil xenonoktafluorid (XeF 8 ) och xenonsyra (H 4 Xeo 6 ). Samma år försökte G. Oddo syntetisera xenon och fluor genom att leda en elektrisk ström, men kunde inte rensa det resulterande ämnet från korrosionsprodukterna i kärlet där denna reaktion utfördes. Från det ögonblicket tappade forskare intresset för detta ämne, och fram till 60-talet var nästan ingen engagerad i detta.
Direkta bevis för att ädelgasföreningar är möjliga kom från den brittiske vetenskapsmannen Neil Bartletts syntes av dioxygenylhexafluorplatinat (O 2). Platinahexafluorid har en änkas oxidationskapacitet större än fluors. Den 23 mars 1962 syntetiserade Neil Bartlett xenon och platinahexafluorid, och han fick vad han ville ha: den första ädelgasföreningen som fanns, den gula fasta Xe. Efter det kastades alla krafter från den tidens forskare in i skapandet av xenonfluoridföreningar.

Xenonfluoridföreningar och deras egenskaper

Den första molekylära föreningen var xenonhexafluoridplatinat med formeln XePtF 6 . Den är fast, gul på utsidan och tegelröd på insidan; när den värms upp till 115°C blir den glasig till utseendet, när den värms upp till 165°C börjar den sönderdelas med frisättningen av XeF 4 .

Det kan också erhållas genom att reagera xenon och fluorperoxid:

Och även under interaktionen mellan xenon och syrefluorid under hög temperatur och tryck:

XeF2 är färglösa kristaller, lösliga i vatten. I lösning uppvisar det mycket starka oxiderande egenskaper, men de överstiger inte förmågan hos fluor. Den starkaste kopplingen.

1. Vid interaktion med alkalier återställs xenon:

2. Du kan återställa xenon från denna fluorid genom att interagera med väte:

3. När xenondifluorid sublimeras erhålls xenontetrafluorid och xenon själv:

Xenon(IV)fluorid XeF4erhölls på samma sätt som difluorid, men vid en temperatur av 400 ° C:

XEF 4 – Det här är vita kristaller, det är ett starkt oxidationsmedel. Följande kan sägas om egenskaperna hos detta ämne.

1. Det är ett starkt fluoreringsmedel, det vill säga när det interagerar med andra ämnen kan det överföra fluormolekyler till dem:

2. När xenon-tetrafluorid interagerar med vatten bildar xenonoxid (III):

3. Återställd till xenon vid interaktion med väte:

Xenon(VI)fluorid XeF 6 bildas vid ännu högre temperatur och förhöjt tryck:

XEF 6 de är ljusgrönaktiga kristaller som också har starka oxiderande egenskaper.

1. Liksom xenon (IV) fluorid är det ett fluoreringsmedel:

2. Hydrolys bildar xenonsyra

Syreföreningar av xenon och deras egenskaper
Xenon(III)oxid XeO 3 - det är ett vitt, icke-flyktigt, explosivt ämne, mycket lösligt i vatten. Det erhålls genom hydrolys av xenon (IV) fluorid:

1. Under inverkan av ozon på en alkalisk lösning bildar det ett salt av xenonsyra, där xenon har ett oxidationstillstånd på +8:

2. När xenonsaltet interagerar med koncentrerad svavelsyra bildas detxenon(IV)oxid:

Xeo 4 - vid temperaturer under -36 ° C, gula kristaller, vid temperaturer över - en färglös explosiv gas som sönderdelas vid en temperatur av 0 ° C:

Som ett resultat visar det sig att xenonfluorider är vita eller färglösa kristaller som löser sig i vatten, har starka oxiderande egenskaper och kemisk aktivitet, och oxider frigör lätt värmeenergi och som ett resultat är de explosiva.

Användning och potential

På grund av deras egenskaper kan xenonföreningar användas:

För produktion av raketbränsle
För tillverkning av mediciner och medicinsk utrustning
För tillverkning av sprängämnen
Som starka oxidationsmedel i organisk och oorganisk kemi
Som ett sätt att transportera reaktivt fluor

Slutsats

Xenon är en ädelgas som är lättast att bilda bindningar med andra kemikalier. Mänskligheten har utnyttjat sina föreningar, och de används redan i våra liv.

Jag tror att jag fullt ut har uppnått målet med min forskning: jag har avslöjat ämnet så exakt som möjligt, innehållet i arbetet är helt förenligt med dess ämne, historien om skapandet och egenskaperna hos oorganiska xenonföreningar har studerats.

Bibliografi

1. Kuzmenko N.E. ”En kort kurs i kemi. En guide för sökande till universitet ”/ / Higher School Publishing House, 2002, s. 267

2. Pushlenkov M.F. "Föreningar av ädelgaser"//Atomizdat, 1965

3. Fremantle M. "Chemistry in action" del 2 / / Mir publishing house, 1998, s. 290-291

4. Internetresurser

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

Förhandsvisning:

För att använda förhandsvisningen av presentationer, skapa ett Google-konto (konto) och logga in: https://accounts.google.com

Bildtexter:

Fluor och syreföreningar av ädelgaser. Xenonföreningar Slutförd av: Tsaregorodtsev Alexander, elev 9:e klass, gymnasieskola nr 5 Chef: Natalya Gennadievna Grigorieva, kemilärare

Inledning Inerta gaser är icke-metaller som ingår i VIII - en grupp. De upptäcktes i slutet av 1800-talet och ansågs vara överflödiga i det periodiska systemet, men ädelgaserna tog plats i det. På grund av den fyllda sista energinivån trodde man länge att dessa ämnen inte kunde bilda bindningar, och efter upptäckten av deras molekylära föreningar blev många forskare chockade och kunde inte tro på detta, eftersom det inte gav efter för kemins lagar som fanns på den tiden. Misslyckade försök att bilda föreningar av ädelgaser påverkade forskarnas entusiasm negativt, men detta hindrade inte utvecklingen av denna industri. Jag ska försöka väcka intresset hos de närvarande i publiken som jag presenterar mitt arbete för.

Mål och syften Syftet med arbetet: att studera historien om skapandet och egenskaperna hos oorganiska xenonföreningar. Mål: 1. Bekanta dig med historien om att erhålla ädelgasföreningar 2. Förstå varför bildningen av dessa föreningar är möjlig 3. Bekanta dig med egenskaperna hos fluor- och syreföreningar 4. Kommunicera resultatet av mitt arbete till kamrater

Skapandes historia Alla försök att få fram dessa föreningar var misslyckade, forskare kunde bara gissa hur deras formler och ungefärliga egenskaper skulle se ut. Den mest produktiva kemisten inom detta område var Neil Bartlett. Hans främsta förtjänst är framställningen av xenonhexafluorplatinat Xe [PtF 6 ].

Xenonfluorider Xenon(II)fluorid Xenon(IV)fluorid Xenon(VI)fluorid

Xenonoxider Xenon (VI) oxid Xenon (VIII) oxid EXPLOSIVT!!!

Användning av xenonföreningar För framställning av raketbränsle För framställning av mediciner och medicinsk utrustning För framställning av sprängämnen Som en metod för att transportera fluor Som oxidationsmedel i organisk och oorganisk kemi

Slutsats Föreningar av ädelgaser är ett av de mest intressanta ämnena inom organisk och oorganisk kemi, upptäckten av egenskaperna hos deras föreningar vände upp och ner på synen på alla forskare från 1900-talet, för vid den tiden ansågs existensen av sådana ämnen. omöjligt, och nu uppfattas det som något normalt, då som redan har förklarats.

Tack för din uppmärksamhet!

Året var 1896. Det första steget av experiment har precis avslutats i Ramsays och hans anhängares laboratorier, vilket tillkännager den fullständiga kemiska inaktiviteten av argon och helium. Mot denna bakgrund lät rapporten från den franske fysikern Villar om den kristallina föreningen av argon med vatten av sammansättningen Ar · 6H2O som erhållits av honom, som liknar komprimerad snö, som en skarp dissonans. Dessutom erhölls det mycket enkelt och under oväntade förhållanden: Villard pressade kraftigt över is vid måttligt låga temperaturer.

Generellt sett rapporterades ett liknande klorhydrat Cl2 6H2O, erhållet under liknande förhållanden, redan i början av 1800-talet; senare blev hydrater av ett stort antal gaser och lättflyktiga ämnen kända. Men det fanns vanliga för en kemist, men här handlade det om en förening av inert argon! Villards budskap verkade osannolikt och ströks helt enkelt åt sidan; det fanns inte ens jägare för att kontrollera det.

De mindes Villars upptäckt 29 år senare, när R. Farkran rapporterade om hexahydraterna av krypton och xenon som han fick när dessa gaser kom i kontakt med is under tryck. Tio år senare erhöll B. A. Nikitin hexahydrater av alla - utom - inerta gaser, och sedan föreningar bestående av en inert gasatom och tre (när det gäller radon - två) molekyler av fenol, toluen eller n-klorfenol. Senare sammansättningar medβ -hydrokinon, samt ternära föreningar av krypton eller xenon, sjutton vattenmolekyler och en molekyl aceton, kloroform eller koltetraklorid. Strukturen av dessa föreningar etablerades först på 1940-talet. Vid denna tidpunkt hade ett stort antal så kallade inklusionsföreningar redan identifierats; de intar en mellanposition mellan verkligt kemiska föreningar och mellanliggande fasta lösningar.

Det visade sig att ovanstående är klatratföreningar - ett slags "gitter" inklusionsföreningar. Deras namn kommer från latinets clatratus, som betyder innesluten, innesluten. Klatrater bildas enligt följande: en neutral molekyl av en inert gas (en annan molekyl kan ta dess plats, t.ex. Cl2, H2S, SO2, CO2, CH4) är tätt omgiven, som om den tagits i tång av polära molekyler - vatten, fenol , hydrokinon, etc., som är förbundna med varandra genom vätebindningar. Klatrater uppstår i de fall då dess molekyler under kristalliseringen av ett lösningsmedel bildar genombrutna strukturer med hålrum som kan innehålla främmande molekyler. Det huvudsakliga villkoret som krävs för existensen av en stabil klatratförening är den mest fullständiga sammanträffandet av de rumsliga dimensionerna av kaviteten som bildas mellan de vidhäftande "värd"-molekylerna och dimensionerna för "gäst"-molekylen som har trängt in i kaviteten.

Om "gästen" är liten (säg en neonmolekyl) är den svår att fixera i kaviteten och nödvändigtvis med hjälp av låg temperatur och högt tryck, vilket förhindrar att "gästen" rymmer och ofta bidrar till kompressionen av kaviteten. Det är också svårt för en alltför skrymmande molekyl; i det här fallet behövs också ökat tryck för att "skjuta" in det i hålrummet.

Formellt kan klatrater hänföras till kemiska föreningar, eftersom de flesta av dem har en strikt konstant sammansättning. Men dessa är föreningar av molekylär typ, som uppstår på grund av van der Waals krafter för sammandragning av molekyler. det saknas i klatrater, eftersom det under deras bildande inte finns någon parning av valenselektroner och motsvarande rumsliga omfördelning av elektrontätheten i molekylen.

Van der Waals krafterna i sig är mycket små, men bindningsenergin i en klatratmolekyl kan visa sig vara inte så liten (i storleksordningen 5-10 kcal/mol) på grund av den ingående molekylens närhet till molekylerna av de inklusive, eftersom van der Waals-krafterna ökar kraftigt när molekylerna närmar sig varandra, B I allmänhet är klatrater lågresistenta föreningar; när de värms upp och löses sönderdelas de snabbt till sina beståndsdelar.

Ett stort bidrag till studiet av inerta gasklatrater gjordes av den sovjetiska kemisten B. A. Nikitin. Under 1936-1952. han syntetiserade och studerade dessa föreningar, vägledd av V. G. Khlopins princip om isomorfa samkristallisation av molekyler som liknar storlek och struktur. Nikitin fann att de vid låga temperaturer bildar isomorfa kristaller med flyktiga hydrider - vätesulfid, vätehalogenid, metan, såväl som med svavel och koldioxid. Nikitin fann att klatraterna av inerta gaser är desto stabilare och lättare att bilda desto högre molekylvikter. Detta överensstämmer med den allmänna regelbundenhet i van der Waals styrkor. Radonhydrat (om vi bortser från radons snabba radioaktiva sönderfall) är mycket stabilare än neonhydrat, och fenolater är starkare än motsvarande hydrater. Det är därför deutererade hydrater är starkare än vanliga.

Om försöksledarna hade betydande mängder radon till sitt förfogande, skulle det vara möjligt att observera den momentana bildningen av en fällning av Rn(H2O)6 när radon passerar över is vid vanligt tryck. För att erhålla xenonhydrat vid 0° är det tillräckligt att applicera ett tryck som är något högre än atmosfärstrycket. Med dettatemperaturen måste komprimeras till 14,5, till 150 och nästan till 300 vid. Det kan förväntas att heliumhydrat kan erhållas under ett tryck av flera tusen atmosfärer.

Klatrater kan användas som lämpliga former för att lagra inerta gaser, såväl som för deras separation. Efter att ha utsatt svaveldioxidhydrat för omkristallisation i en atmosfär från en blandning av inerta gaser fann Nikitin allt som inte sönderdelade i fällningen, som var en isomorf blandning av SO2 6H2O och Rn 6H2O; samma och bevarades i gasfasen. På liknande sätt kan argon nästan helt fällas ut och separeras från de återstående neon- och heliumgaserna.

Med hjälp av inerta gasklatrater går det att lösa vissa forskningsproblem. Dessa inkluderar till exempel identifieringen av kopplingens natur i den studerade föreningen. Om det bildar blandade kristaller med en tung inert gas, bör det tillskrivas den molekylära typen (inklusionsförening); motsatsen indikerar närvaron av en anslutning av en annan typ.

Huvudundergruppen i den åttonde gruppen av det periodiska systemet är ädelgaserna - helium, neon, argon, krypton, xenon och radon. Dessa grundämnen kännetecknas av mycket låg kemisk aktivitet, vilket gav anledning att kalla dem ädla eller inerta gaser. De bildar endast med svårighet föreningar med andra grundämnen eller ämnen; kemiska föreningar av helium, neon och argon har inte erhållits. Atomer av ädelgaser kombineras inte till molekyler, med andra ord, deras molekyler är monoatomiska.

Ädelgaserna fullbordar varje period av elementsystemet. Förutom helium har alla åtta elektroner i atomens yttre elektronskikt, vilket bildar ett mycket stabilt system. Elektronskalet i helium, som består av två elektroner, är också stabilt. Därför kännetecknas ädelgasatomer av höga joniseringsenergier och, som regel, negativa elektronaffinitetsenergier.

I tabell. 38 visar några av egenskaperna hos ädelgaser, samt deras innehåll i luften. Det kan ses att kondensations- och stelningstemperaturerna för ädelgaser är desto lägre desto lägre är deras atommassa eller serienummer: den lägsta kondenseringstemperaturen för helium, den högsta för radon.

Tabell 38. Några egenskaper hos ädelgaser och deras innehåll i luften

Fram till slutet av 1800-talet trodde man att luft endast bestod av syre och kväve. Men 1894 fann den engelske fysikern J. Rayleigh att densiteten av kväve som erhålls från luft (1,2572 ) är något större än densiteten av kväve som erhålls från dess föreningar (1,2505 ). Kemiprofessor W. Ramsay föreslog att skillnaden i densitet orsakas av närvaron av en blandning av någon tyngre gas i atmosfäriskt kväve. Genom att binda kväve med glödhett magnesium (Ramsay) eller genom att få det att kombineras med syre (Rayleigh) genom en elektrisk urladdning, isolerade båda forskarna små mängder av en kemiskt inert gas från atmosfäriskt kväve. Således upptäcktes ett element som var okänt fram till den tiden, kallat argon. Efter argon isolerades helium, neon, krypton och xenon, som fanns i luften i försumbara mängder. Det sista elementet i undergruppen - radon - upptäcktes i studien av radioaktiva omvandlingar.

Det bör noteras att förekomsten av ädelgaser förutspåddes redan 1883, d.v.s. 11 år före upptäckten av argon, av den ryske vetenskapsmannen II A. Morozov (1854-1946), som fängslades 1882 för att ha deltagit i den revolutionära rörelsen av tsarregeringen till fästningen Shlisselburg. N. A. Morozov bestämde korrekt platsen för ädelgaser i det periodiska systemet, lade fram idéer om atomens komplexa struktur, om möjligheten att syntetisera element och använda intraatomär energi. N. A. Morozov släpptes från fängelset 1905, och hans anmärkningsvärda framsynthet blev känd först 1907 efter publiceringen av hans bok Periodic Systems of the Structure of Matter, skriven i isoleringscell.

1926 valdes N. A. Morozov till hedersmedlem i USSR Academy of Sciences.

Under lång tid trodde man att atomer av ädelgaser i allmänhet inte kunde bilda kemiska bindningar med atomer av andra grundämnen. Endast relativt instabila molekylära föreningar av ädelgaser var kända - till exempel hydrater, bildade genom inverkan av komprimerade ädelgaser på kristalliserande underkylt vatten. Dessa hydrater tillhör klatrattypen (se § 72); valensbindningar uppstår inte vid bildningen av sådana föreningar.

Bildandet av klatrater med vatten gynnas av närvaron av många håligheter i isens kristallstruktur (se § 70).

Men under de senaste decennierna har det konstaterats att krypton, xenon och radon kan kombineras med andra grundämnen och framför allt med fluor. Så, genom direkt interaktion av ädelgaser med fluor (vid uppvärmning eller i en elektrisk urladdning), fluorider och erhålls. Alla är kristaller som är stabila under normala förhållanden. Xenonderivat erhölls också i graden av oxidation - hexafluorid, trioxid, hydroxid. De två sista föreningarna uppvisar sura egenskaper; så, när de reagerar med alkalier, bildar de salter av xenonsyra, till exempel:.

Ädelgaserna har en elektronisk konfiguration av n s 2n sid 6 (för helium 1 s 2) och utgör VIIIA-undergruppen. När atomnumret ökar ökar atomradierna och deras polariserbarhet. Detta leder till en ökning av intermolekylära interaktioner, till en ökning av smält- och kokpunkter, till en ökning av lösligheten av gaser i vatten och andra lösningsmedel. För ädelgaser är följande grupper av föreningar kända: molekylära joner, inklusionsföreningar och valensföreningar.

Ädelgasmolekylen E 2 kan inte existera - (s) 2 (s *) 2. Men om en elektron tas bort är fyllningen av den övre lossande orbitalen bara hälften - (s) 2 (s *) 1 är energibasen för tillvaron molekylära jonerädelgaser E 2 + .

Inklusionsföreningar eller klatrater, är endast kända i fast tillstånd. I serien He – Rn ökar stabiliteten hos klatraterna. Till exempel bildas hydrater av typen E. 6H 2 O vid höga tryck och låga temperaturer. Vid 0 0 С är hydraterna Xe, Kr, Ar och Ne stabila vid tryck ~1,1 respektive. 10 5 , 1,5 . 106, 1,5. 107, 3. 10 7 Pa. Klatratföreningar används för separation och lagring av ädelgaser. Kr och Xe erhålls genom destillation av flytande luft.

Föreningar med valensbindningar E(II), E(IV), E(VI), E(VIII) är väl studerade på exemplet med Kr- och Xe-fluorider erhållna enligt schemat:

Kemisk bindning i ädelgasföreningar kan inte beskrivas ur MHS synvinkel, eftersom bindningar enligt denna metod måste bildas av d- orbitaler. Emellertid exciteringen av Xe-atomen från tillståndet 5 s 2 5sid 6 i 5s 2 5p 5 6s 1 eller 5 s 2 5sid 5 5d 1 kräver 795 eller 963 kJ. mol –1 och excitation 5 s 2 5sid 4 5d 2 och 5 s 2 5sid 4 5d 1 6s 1 - 1758 och 1926 kJ mol -1, vilket inte kompenseras av bindningsbildningsenergin.

Inom ramen för MMO förklaras strukturen av XeF 2 av ett schema med tre orbitaler - en från Xe och två från fluoratomer:

Xenontetrafluorid är ett starkt oxidationsmedel:

Pt + XeF4 + 2HF = H2 + Xe,

4KI + XeF4 = Xe + 2I2 + 4KF.

När de värms och hydrolyseras är xenonfluorider oproportionerliga:

2XeF2 = XeF4 + Xe

3XeF 4 = 2XeF 6 + Xe

6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4Xe + 3O2 + 24HF.

För hexavalent Xe, XeF 6 fluorid, XeO 3 oxid, XeOF 4 och XeO 2 F 2 oxofluorider, Xe(OH) 6 hydroxid och komplexa joner av XeO 4 2– och XeO 6 6– typerna är kända.

XeO 3 är mycket lösligt i vatten och bildar en stark syra:

XeO3 + H2O⇆ H2XeO4® H+ + HxeO4¯.

Hexafluorid är mycket aktivt, reagerar med kvarts:

2XeF 6 + SiO 2 \u003d 2XeOF 4 + SiF 4.

Xe(VI)-derivat är starka oxidationsmedel, till exempel:

Xe(OH)6 + 6KI + 6HCl = Xe + 3I2 + 6KCl + 6H2O.

För Xe(VIII) är dessutom XeF 8 , XeO 4 , XeOF 6 , XeO 6 4– kända.

Under normala förhållanden sönderfaller XeO 4 långsamt:

3XeO 4 \u003d Xe + 2XeO 3 + 3O 2.

När oxidationstillståndet för xenon ökar, minskar stabiliteten hos binära och saltliknande föreningar, medan den för anjoniska komplex ökar.

För krypton, endast KrF 2 , KrF 4 , instabil kryptonsyra KrO 3 · H 2 O och dess salt BaKrO 4 .

Helium används i lågtemperaturprocesser för att skapa en inert atmosfär i laboratorieapparater, vid svetsning och i gasfyllda elektriska lampor, neon i gasurladdningsrör.

Ädelgasföreningar används som starka oxidationsmedel. Fluor och xenon lagras i form av xenonfluorider.

Frågor för självrannsakan

I. 1) Vätets plats i det periodiska systemet.

2) Klassificering av väteföreningar.

II. ett) s - Grundämnen: oxidationstillstånd, förändringar i joniseringsradier och energier, syra-bas och reducerande egenskaper hos föreningar.

2) Anslutningar s- element:

a) hydrider s- element (typ av anslutning, egenskaper);

b) föreningar med syre; hydroxider.

III. 1) Vad avgör valensmöjligheterna R-element?

2) Hur förändras stabiliteten för högre och lägre oxidationstillstånd i undergrupper med ökande Z?

IV. Analys av förändringen i T pl. oxider, svara på följande frågor:

1) Varför stiger smältpunkten kraftigt när man går från CO 2 till SiO 2?

2) Varför är PbO 2 termiskt mindre stabil än andra oxider i IVA-undergruppen?

V. Bindningsenergin i väte- och halogenmolekyler kännetecknas av följande värden:

1) Vad förklarar den betydligt högre bindningsenergin i H2?

2) Varför ökar bindningsenergin i Г 2 först med Z och minskar sedan?

VI. Hur och varför förändras syra-basegenskaperna hos syrefria (H n E) och syrehaltiga E (OH) n, H n EO m föreningar R- element i period och grupp?

VII. Väteföreningar R- element:

1) Kommunikation, periodicitet av egenskaper, stabilitet.

2) Tendens att bilda H-bindningar.

3) Särdrag hos den kemiska bindningen i B 2 H 6 (MMO).

VIII. oxider R- element. Kommunikation och egenskaper.

IX. Anslutningar R- element - halvledare.

1) Faktorer som bestämmer bandgapet.

2) Elementära halvledare och föreningar med halvledaregenskaper. Deras plats i det periodiska systemet.

X. Diamantliknande föreningar. Placeringen av de element som bildar dem i det periodiska systemet. Kommunikation och egenskaper.

XI. 1) Föreningar av ädelgaser och metoder för deras framställning.

2) Ge MO-schemat för XeF 2.

3) Skriv ekvationerna för disproportioneringsreaktionen XeF 2 , XeF 4 .