Gazy szlachetne - pochodzenie, otrzymywanie, zastosowanie i przykładowe reakcje

Helowce, gazy szlachetne, pierwiastki grupy VIII w układzie okresowym: hel, neon, argon, krypton, ksenon, radon i pierwiastek 118. Helowce są pierwiastkami najmniej aktywnymi chemicznie. Wszystkie helowce są gazami o niskich temperaturach skroplenia.

W przyrodzie występują wyłącznie w postaci cząsteczek jednoatomowych. Z niektórymi związkami organicznymi i nieorganicznymi tworzą klatraty. Znane są także trwałe połączenia chemiczne helowców.

Najbardziej rozpowszechniony w atmosferze jest argon, najmniej radon. Hel i radon uwalniane są jako produkty naturalnych przemian promieniotwórczych w minerałach uranowych i torowych.

Do 1962 roku nie znano żadnego trwałego związku gazu szlachetnego. Przełomu dokonał Neil Bartlet –działał on na ksenon ( Xe) heksafluorkiem platyny( PtF6) otrzymał on związek o nazwie heksafluoroplatynek ksenonu (XePtF6) była to substancja trwała o barwie pomarańczowej, w której występowały wiązania chemiczne.

Oczywiście wcześniej też otrzymywano związki gazów szlachetnych, lecz były one bardzo nietrwałe. Zachęciło to również innych naukowców do dalszych prób i tak np. w sierpniu 1962 naukowcy zastąpili PtF6 wolnym fluorem i otrzymano aż trzy różne fluorki-heksa-, tetra-i di- fluorek ksenonu. Otrzymano też szereg innych związków ksenonu, kryptonu, neonu i rok temu argonu. Związki te są jednak trudne do otrzymania i nie posiadają żadnych praktycznych zastosowań.

Hel

Hel jest jednym z gazów szlachetnych. Jest bierny chemicznie, bezbarwny i nie posiada zapachu, zajmuje drugie miejsce pod względem rozpowszechnienia we wszechświecie i 6 w atmosferze ziemskiej. Występuje w dużej ilości w gorących gwiazdach - jest ważnym ogniwem w reakcjach proton-proton.
W dużej ilości występuje w gazie ziemnym - jako produkt rozpadu promieniotwórczego.

Astronom francuski, Pierre-Jules-Csar Janssen, jako pierwszy zaobserwował hel w czasie badań słońca w Indiach w 1868 roku. Zauważył on, że w widmie emisyjnym słońca występuje nowa żółta linia (587.49 nm) położona bardzo blisko linii D sodu. Nie było możliwe wytworzenie tej linii w laboratorium. Norman Lockyer (1836-1920), astronom angielski, doszedł do wniosku, ze jest to linia pochodząca od nowego pierwiastka, który nazwał helem (gr. słońce). Przez wiele lat hel był uważany za pierwiastek, który występuje na słońcu ale nie występuje na Ziemi. W roku 1895, William Ramsay otrzymał hel po potraktowaniu kleweitu (rudy uranowej) kwasem mineralnym. Ramsey przesłał próbkę gazu do Williama Crookes'a i Normana Lockyer'a, którzy zidentyfikowali hel.

Na Ziemi występuje bardzo niewiele helu. Gdyby nie hel ciągle powstający w wyniku przemian promieniotwórczych prawdopodobnie w krótkim czasie stracilibyśmy cały zapas tego pierwiastka.

Mimo, iż występuje on w powietrzu to jednak destylacja frakcyjna skroplonego powietrza w celach uzyskania helu jest mało opłacalna. Prościej i taniej uzyskuje się ten pierwiastek ze złóż gazu ziemnego. W niektórych rejonach Polski zawartość helu w tym gazie dochodzi do 7%. Gaz ziemny skrapla się i destyluje uzyskując duże ilości helu sprzedawanego w butlach stalowych pod ciśnieniem.

Hel służy do napełniania balonów. Jego zdolność nośna jest wprawdzie dwukrotnie gorsza od zdolności nośnej wodoru, wykazuje jednak cenne zalety: nie jest palny i znacznie wolniej niż wodór dyfunduje przez powłokę balonu.

Mieszanina helu (80%) z tlenem (20%) używana jest jako gaz, którym oddychają nurkowie. Przy podwyższonym ciśnieniu, pod jakim pracuje nurek, hel rozpuszcza się we krwi w znacznie mniejszym stopniu niż azot, który w przypadku zbyt szybkiego wynurzania (zmiana ciśnienia) wydziela się w postaci banieczek zamykających naczynia krwionośne.

Hel używany jest także jako gaz ochronny do spawania w atmosferze beztlenowej.

Jako substancja o bardzo niskiej temperaturze wrzenia używany jest w badaniach naukowych (kriogenika), jako chłodziwo w elektrowniach atomowych i w układach nadprzewodzących.

Dane:
Liczba elektronów: 2
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony, stabilny izotop): 2
Liczba protonów: 2
Konfiguracja elektronowa: 1s2
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 5.5, --
1. energia jonizacji: 24.5874 eV
2. energia jonizacji: 54.416 eV
Stopień utlenienia: 0
Promień atomowy: 49 pm
Promień jonowy: -- pm
Promień kowalencyjny: 93 pm
Objętość atomowa: 19.5 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.0001787 g/cm3
Struktura krystalograficzna: heksagonalna

Temperatura topnienia: -272.05 C pod ciśnieniem 26 atm. (0.95 K)
Temperatura wrzenia: -268.785 C (4.215 K)
Ciepło właściwe: 5.193 J/gK
Ciepło tworzenia: 5.23 kJ/mol
Ciepło parowania: 0.0845 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.00152 W/(cm*K)
Hel nie reaguje z tlenem, wodą, chlorowcami, kwasami i zasadami ani na zimno ani na gorąco.
Żadnego efektu chemicznego nie daje w tych mieszaninach naświetlanie i wyładowania elektryczne.
Hel jedynie rozpuszcza się w wodzie w ilości: 8.61 cm3/kg w temperaturze 20C (293 K).

Neon

Neon jest we Wszechświecie bardziej rozpowszechniony niż krzem - na 1000 atomów krzemu przypada 86000 atomów neonu. Na Ziemi ta proporcja wygląda inaczej - na taką samą ilość atomów krzemu przypada tylko 0.008 atomu neonu. Zawartość neonu w powietrzu wynosi 0.00161% objętościowych.

Neon został odkryty przez Williama Ramsey’a i Morrisa W. Travers’a w Anglii w 1898 r.
Neon otrzymuje się w procesie destylacji frakcyjnej ciekłego powietrza. Głównymi produktami tego procesu są ciekły tlen i azot, neon zaś stanowi produkt uboczny.

Neon stosowany jest w lampach jarzeniowych dla uzyskania czerwono-pomarańczowego światła. Lampy napełnione neonem stosuje się w reklamach świetlnych, do wykrywania wysokiego napięcia, jako lampy kineskopowe w odbiornikach telewizyjnych. Ciekły neon jest produktem dostępnym w handlu i znajduje szerokie zastosowanie jako wydajne i zarazem ekonomiczne chłodziwo. Jego zdolność chłodząca jest 40 razy większa (na jednostkę objętości) od ciekłego helu i 3 razy większa od ciekłego wodoru.

Neon jest pierwiastkiem biernym chemicznie. Znane są jego niestabilne połączenia (klatraty) z wodą, toluenem i fenolem. Za pomocą metod spektrometrii masowej udało się zidentyfikować jony: Ne+, (NeAr)+, (NeH)+ i (HeNe)+.

Dane:
Liczba elektronów: 10
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony lub najstabilniejszy izotop):10
Liczba protonów: 10
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p6
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 4.84, --
1.energia jonizacji: 2080.6 kJ/mol
2.energia jonizacji: 2350.3 kJ/mol
3.energia jonizacji: 6121.9 kJ/mol
Stopień utlenienia: 0
Promień atomowy: 51 pm
Promień jonowy: --
Promień kowalencyjny: 71 pm
Objętość atomowa: 17.3 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.000901 g/cm3
Struktura krystalograficzna: sieć regularna, płasko centrowana

Temperatura topnienia: -248.6 C (24.549994 K)
Temperatura wrzenia:: -246.1 C (27.049994 K)
Ciepło właściwe: 0.904 J/gK
Ciepło parowania: 1.7326 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.000493 W/(cm*K)

Argon

Argon jest bezbarwnym, pozbawionym zapachu gazem szlachetnym znajdującym szerokie zastosowanie w przemyśle do obróbki materiałów wrażliwych na działanie powietrza. Jest on najtańszym i najłatwiej dostępnym gazem szlachetnym.

Argon jest we Wszechświecie bardziej rozpowszechniony niż krzem - na 1000 atomów krzemu przypada 1500 atomów neonu. Na Ziemi ta proporcja wygląda inaczej - na taką samą ilość atomów krzemu przypada tylko 0.008 atomu argonu. Zawartość argonu w powietrzu wynosi 0.9325% objętościowych.
Niewielkie ilości argonu (podobnie jak helu) powstają ciągle na Ziemi w wyniku przemian promieniotwórczych. Powstaje on w wyniku rozpadu jąder izotopu potasu 4019K podczas emisji pozytonów .

Argon otrzymuje się przez destylację frakcyjną skroplonego powietrza. Duże ilości argonu gromadzą się także w gazach cyrkulujących przy syntezie amoniaku.

Argon został odkryty w 1894 r. w Szkocji przez Williama Ramsay’a i Lorda Rayleigha. Jego nazwa pochodzi od greckiego słowa "argos" znaczącego "leniwy" .
Po usunięciu z powietrza tlenu i azotu Ramsay i Rayleigh uzyskali gaz, którego widmo absorpcyjne nie odpowiadało żadnemu ze znanych pierwiastków. Aby podkreślić jego bierność chemiczną nazwali go argonem.

Argon stosowany jest w przemyśle do wytwarzania tzw. atmosfery obojętnej (potrzebnej np. do spawania stopów glinu), do napełniania żarówek i lamp jarzeniowych (niebieskie światło), w elektronice do napełniania tyratronów i liczników promieniowania jonizującego.
Argon jest pierwiastkiem biernym chemicznie. Tworzy jedynie nietrwałe hydraty: Ar*6H2O.

Dane:
Liczba elektronów: 18
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony, stabilny izotop): 22
Liczba protonów: 18
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p6
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 3.2, --
1. energia jonizacji: 1520.5 kJ/mol
2. energia jonizacji: 2665.8 kJ/mol
3. energia jonizacji: 3930.8 kJ/mol
Stopień utlenienia: 0
Promień atomowy: 88 pm
Promień jonowy: --
Promień kowalencyjny: 98 pm
Objętość atomowa: 28.56 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.0017824 g/cm3
Struktura krystalograficzna:regularna płasko centrowana

Temperatura topnienia: -189.3 C (83.85 K)
Temperatura wrzenia: -186.0 C (87.15 K)
Ciepło właściwe: 0.520 J/gK
Ciepło tworzenia: 1.188 kJ/mol
Ciepło parowania: 6.447 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.0001772 W/(cm*K)

Krypton

Krypton jest bezbarwnym i bezwonnym, rzadkim gazem szlachetnym. Charakterystyczną cechą kryptonu jest zielona i pomarańczowa linia występująca w widmie emisyjnym tego pierwiastka.

Krypton jest we Wszechświecie mniej rozpowszechniony niż krzem - na 1000 atomów krzemu przypada 513 atomów kryptonu. Na Ziemi ta proporcja wygląda inaczej - na taką samą ilość atomów krzemu przypada tylko 0.00000004 atomu kryptonu. Zawartość tego pierwiastka w powietrzu wynosi 0.000108% objętościowych

Odkryty został przez: Williama Ramsey’a i Morrisa W. Travers’a w Wielka Brytania w 1898 .Ramsay and Travers wykryli krypton w fazie argonowej pozostałej po odparowaniu dużej ilości ciekłego powietrza.

Krypton otrzymuje się w procesie destylacji frakcyjnej skroplonego powietrza

Jest on stosowany przede wszystkim w produktach oświetleniowych -w mieszaninie z argonem używa się go w lampach fluorescencyjnych. Bardzo istotnym zastosowaniem kryptonu są lampy stroboskopowe używane na pasach startowych lotnisk. Izotop kryptonu 85Kr znalazł zastosowanie w radioanalizie chemicznej i w medycynie (w terapii antynowotworowej). Krypton jest używany także w lampach fotograficznych. Jego zastosowania ograniczone są jego ceną - 1 dm3 tego gazu kosztuje ok. 30 dolarów.

Krypton występujący naturalnie składa się z 6 stabilnych izotopów. Pierwiastek ten jest obojętny chemicznie mniej jednak niż hel, neon czy argon. Tworzy nietrwały hydrat Kr▫6H2O oraz klatraty (z hydrochinonem i toluenem). Znane są związki kryptonu z fluorem: KrF2 i KrF4, kwas kryptonowy (H2KrO4) i sól tego kwasu - kryptonian baru (BaKrO4).Zidentyfikowano także następujące jony: ArKr+, KrH+ i KrXe+..

Dane
Liczba elektronów: 36
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony lub najstabilniejszy izotop):48
Liczba protonów: 36
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p64s23d104p6
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 2.94, --
1.energia jonizacji: 1350.7 kJ/mol
2.energia jonizacji: 2350.3 kJ/mol
3.energia jonizacji: 3565.1 kJ/mol
Stopień utlenienia: 0,+2
Promień atomowy: 103 pm
Promień jonowy: -
Promień kowalencyjny: 112 pm
Objętość atomowa: 38.9 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.003708 g/cm3
Struktura krystalograficzna: sieć regularna płasko centrowana

Temperatura topnienia: -157.2 C, 115.950005 K
Temperatura wrzenia: -153.4 C, 119.75001 K
Ciepło właściwe: 0.248 J/(g*K)
Ciepło tworzenia: 1.638 kJ/mol
Ciepło parowania: -
Przewodność cieplna: 0.0000949 W/(cm*K)

Ksenon

Ksenon jest we Wszechświecie mniej rozpowszechniony niż krzem - na 1000 atomów krzemu przypada 0.04 atomów ksenonu. Na Ziemi ta proporcja wygląda inaczej - na taką samą ilość atomów krzemu przypada tylko 0.000000004 atomu ksenonu. Zawartość tego pierwiastka w powietrzu wynosi 0.000008% objętościowych. Radon często towarzyszy złożom rud uranowych. Występuje także w niektórych źródłach mineralnych w bardzo niewielkich ilościach.
Ksenon został odkryty przez: Williama Ramsay’a, Morrisa W. Travers’a w Wielkiej Brytanii, w 1898 r. w pozostałości po destylacji powietrza. Nazwa pochodzi od greckiego słowa "xenos" znaczącego "obcy”.

Ksenon otrzymuje się przez destylację frakcyjną powietrza - jest on produktem ubocznym w procesie otrzymywania azotu i tlenu.

Gaz ten stosowany jest w produkcji działek elektronowych, lamp stroboskopowych i antybakteryjnych i lamp używanych do konstrukcji laserów wysokiej mocy.
Tlenki ksenonu są używane w chemii analitycznej jako czynniki utleniające.

Izotopy 133Xe i 135Xe powstają w reaktorach jądrowych chłodzonych powietrzem. Izotop 133Xe znalazł zastosowanie w radioskopii.

Naturalny ksenon składa się z dziewięciu stabilnych izotopów. Oprócz tego zidentyfikowano następnych 20 izotopów. Przed 1962 uważano, że ksenon i inne gazy szlachetne nie tworzą związków chemicznych. Kilka lat później obalono ten pogląd. Do tej pory poznano ksenonian sodu (VI), deuterek ksenonu, wodorek ksenonu, difluorek, tetrafluorek i hexafluorek ksenonu. Otrzymano również trójtlenek ksenonu - o właściwościach wybuchowych.

Poznano około 80 związków ksenonu z tlenem i fluorem. Niektóre z tych związków posiadają barwę.

Ksenon nie reaguje z wodą - jedynie się w niej rozpuszcza w ilości 108.1 cm3 kg-1 w temperaturze 20C (293 K) Reakcja stałego ksenonu i fluoru przebiega pod ciśnieniem 6 atmosfer w obecności katalizatorów niklowych.

Głównym produktem jest XeF4 ale powstają również w niewielkich ilościach XeF2 i XeF6 . Ksenon nie reaguje z innymi halogenami.

Xe(s) + 2F2(g) XeF4(s)
Xe(s) + F2(g) XeF2(s)
Xe(s) + 3F2(g) XeF6(s)


Dane:
Liczba elektronów: 54
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony, stabilny izotop): 77
Liczba protonów: 54
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 2.4, --
1. energia jonizacji: 1170.4 kJ/mol
2. energia jonizacji: 2046.4 kJ/mol
3. energia jonizacji: 3097.2 kJ/mol
Stopień utlenienia: 0, +2, +4, +6
Promień atomowy: 124 pm
Promień jonowy: --
Promień kowalencyjny: 131 pm
Objętość atomowa: 37.3 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.00588 g/cm3
Struktura krystalograficzna: regularna - przestrzennie centrowana

Temperatura topnienia: -111.9 C (161.25 K)
Temperatura wrzenia: -108.1 C (165.05 K)
Ciepło właściwe: 0.158 J/gK
Ciepło tworzenia: 2.297 kJ/mol
Ciepło parowania: 12.636 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.0000569 W/(cm*K)

Radon

Radon często towarzyszy złożom rud uranowych. Występuje także w niektórych źródłach mineralnych w bardzo niewielkich ilościach.

Odkryty został przez Fredricha Ernst Dorn‘a w Niemczech w 1900

Ze względu na bardzo małą zawartość radonu w powietrzu, jego krótki czas życia (czas połowicznego rozpadu najdłużej żyjącego izotopu wynosi niespełna 4 dni) i małe zapotrzebowanie na ten gaz - podstawowym źródłem tego pierwiastka jest izotop radu 226Ra (czas połowicznego rozpadu: 1599 lat)
226Ra = 222Rn + 4He

Tą metodą otrzymuje się 0.64 cm3 gazowego radonu na gram radu na miesiąc.

Radon stosuje się w medycynie do leczenia zachorowań związanych z przemianą materii, chorób stawów i obwodowego układu nerwowego (kąpiele radonowe - z naturalnych wód zawierających radon lub nasycanych nim sztucznie).

Wykrywanie radonu odgrywa dużą rolę w geologii przy poszukiwaniu rud uranu.
Radon rozpadając się emituje cząstki.Podstawowym niebezpieczeństwem jest wdychanie tego pierwiastka i produktów jego rozpadu promieniotwórczego ze względu na ich rakotwórcze działanie. Może być niebezpieczny w starych kopalniach uranu. Duże stężenia radonu występują w zamkniętych, nie wietrzonych pomieszczeniach zbudowanych z materiałów naturalnych (kamienie, piasek, żwir).

Pod względem chemicznym gazowy radon nie jest niebezpieczny.

Stwierdzono, że w czasie ogrzewania mieszaniny argonu i fluoru powstaje nielotny produkt (RnF4 - ze względu na krótki czas życia nie otrzymany w ilościach wagowych). Obecność lotnych produktów stwierdzono w czasie ogrzewania mieszaniny radonu z chlorem. Stwierdzono również, że pierwiastek ten reaguje z ciekłymi fluorkami halogenków (ClF3, BrF3, BrF5) tworząc jony Rn2+.

Radon podobnie jak inne helowce tworzy klatraty z wodą, fenolem i toluenem.

Z innymi substancjami radon nie reaguje.

Dane:
Liczba elektronów: 86
Liczba neutronów (najbardziej rozpowszechniony lub najbardziej stabilny izotop): 136
Liczba protonów: 86
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 6s24f145d106p6
Elektroujemność (Allred-Rochow, Pauling): 2.06, --
1.energia jonizacji: 1037 kJ/mol
2.energia jonizacji: --
3.energia jonizacji: --
Stopień utlenienia: 0, +2
Promień atomowy: 134 pm
Promień jonowy: --
Promień kowalencyjny: --
Objętość atomowa: 50.5 cm3/mol
Gęstość (293 K): 0.00973 g/cm3
Struktura krystalograficzna: regularna płasko centrowana

Temperatura topnienia: -71.0 C, 202.15 K
Temperatura wrzenia: -61.8 C, 211.35 K
Ciepło właściwe: 0.09 J/gK
Ciepło tworzenia: 2.890 kJ/mol
Ciepło parowania: 16.40 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.0000364 W/(cm*K)

Pierwiastek 118 (Uuo)

Uuo nie występuje w przyrodzie - jest otrzymywany sztucznie.
Został odkryty w 1999 r. w Kalifornii przez zespół badaczy pod kierownictwem V. Ninov.

Pierwiastek 118 został otrzymany przez bombardowanie ołowiu 20882Pb wiązką jonów kryptonu 8636Kr rozpędzoną w akceleratorze do energii 449 milionów elektronowoltów. Po jedenastu dniach bombardowania zidentyfikowano trzy atomy nowego pierwiastka. Średnio co 1012 zderzeń powstaje jeden atom Uuo.
20882Pb + 8636Kr = 293118Uuo + 1n

Czas życia pierwiastka 118 jest krótszy od 1 ms - jego jądro rozpada się emitując cząstkę . Powstaje izotop pierwiastka 116 (liczba masowa 289, składa się ze 116 protonów i 173 neutronów). Izotop tego pierwiastka jest radioaktywny i rozpada się (emitując cząstkę ) dając izotop pierwiastka 114. Proces powtarza się - końcem łańcucha rozpadów jest izotop pierwiastka 106.

293118Uuo = 289116Uuh + 42He (0.12 ms)
289116Uuh = 285114Uuq + 42He (0.60 ms)
285114Uuq = 281112Uub + 42He (0.58 ms)
281112Uub = 277110Uun + 42He (0.89 ms)
277110Uun = 273108Hs + 42He (3 ms)
273108Hs = 269106Sg + 42He (1200 ms)

Na temat tego pierwistka brak jest dokładnych danych naukowcy sądzą jednak że ma on właściwości podobne do radonu , gdyż jest położony pod nim w układzie okresowym pierwiastków.

Dane :
Liczba elektronów: 118
Liczba neutronów: 175
Liczba protonów: 118
Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f146p67s25f146d107p6