Основна подгрупаОсмата група на периодичната таблица се състои от благородни газове - хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Тези елементи се характеризират с много ниска химическа активност, което дава основание да ги наричаме благородни или инертни газове. Те само трудно образуват съединения с други елементи или вещества; химични съединенияхелий, неон и аргон не са получени. Атомите на благородните газове не са комбинирани в молекули, с други думи, техните молекули са едноатомни.

Благородните газове завършват всеки период от системата от елементи. С изключение на хелия, всички те имат осем електрона във външния електронен слой на атома, образувайки много устойчива система. Електронната обвивка на хелия, състояща се от два електрона, също е стабилна. Следователно атомите на благородния газ се характеризират с високи енергии на йонизация и, като правило, енергии на отрицателен афинитет към електрони.

В табл 38 показва някои свойства на благородните газове, както и тяхното съдържание във въздуха. Може да се види, че температурите на втечняване и втвърдяване на благородните газове са по-ниски, колкото по-ниски са техните атомни маси или серийни номера: най-ниската температура на втечняване е за хелия, най-високата за радона.

Таблица 38. Някои свойства на благородните газове и тяхното съдържание във въздуха

до края на XIXвекове се е смятало, че въздухът се състои само от кислород и азот. Но през 1894г английски физик J. Rayleigh установи, че плътността на азота, получен от въздуха (1,2572), е малко по-голяма от плътността на азота, получен от неговите съединения (1,2505). Професорът по химия У. Рамзи предположи, че разликата в плътността е причинена от наличието на някои по-тежки газови примеси в атмосферния азот. Чрез комбиниране на азот с горещ магнезий (Ramsay) или предизвикване на комбинацията му с кислород чрез действието на електрически разряд (Raleigh), двамата учени изолират малки количества химически инертен газ от атмосферния азот. Така е открит неизвестен досега елемент, наречен аргон. След аргон са изолирани хелий, неон, криптон и ксенон, съдържащи се във въздуха в незначителни количества. Последният елемент от подгрупата - радон - е открит по време на изследването на радиоактивните трансформации.

Трябва да се отбележи, че съществуването на благородни газове е предсказано още през 1883 г., т.е. 11 години преди откриването на аргона, от руския учен И. И. А. Морозов (1854-1946), който за участието си в революционно движениее затворен от царското правителство в Шлиселбургската крепост през 1882 г. Н. А. Морозов правилно определи мястото на благородните газове в периодичната таблица, изложи идеи за сложната структура на атома, възможността за синтезиране на елементи и използването им вътре атомна енергия. Н. А. Морозов е освободен от затвора през 1905 г., а неговите забележителни прозорливости стават известни едва през 1907 г. след публикуването на книгата му „Периодични системи на структурата на материята“, написана в изолация.

През 1926 г. Н. А. Морозов е избран за почетен член на Академията на науките на СССР.

Дълго време се смяташе, че атомите на благородния газ като цяло не са способни да образуват химически връзки с атоми на други елементи. Бяха известни само относително нестабилни молекулни съединения на благородни газове - например хидрати, образувани от действието на компресирани благородни газове върху кристализираща преохладена вода. Тези хидрати принадлежат към клатратния тип (виж § 72); по време на образуването на такива съединения не възникват валентни връзки.

Образуването на клатрати с вода се благоприятства от наличието на кристална структуралед от множество кухини (виж § 70).

През последните десетилетия обаче беше установено, че криптонът, ксенонът и радонът са способни да се свързват с други елементи и преди всичко с флуор. Така чрез директно взаимодействие на благородни газове с флуор (при нагряване или при електрически разряд) се получават флуориди и . Всички те са кристали, които са стабилни при обикновени условия. Производни на ксенона са получени и в степен на окисление - хексафлуорид, триоксид, хидроксид. Последните две съединения показват киселинни свойства; така че, реагирайки с алкали, те образуват соли на ксенонова киселина, например: .

Връзки с пълнотата на външния електронен нивелирблагородните газове са изключително химически инертни. До 1962 г. се смяташе, че те изобщо не образуват химически съединения. По това време са получени някои съединения от клатратен тип, в които атомът на благородния газ е механично (без образуване на химически връзки) задържан в рамка, образувана от молекули на друго вещество. Например, при силно компресиране на аргон над преохладена вода се изолира кристален хидрат Ar 6H20. В същото време всички опити да се принудят благородните газове да реагират дори с най-енергичните окислители (като флуор) завършиха напразно. Първото химично съединение, в което атом на благороден газ образува химически връзки с други елементи, е получено през 1962 г. от Н. Бартлет. В един от експериментите си с яворов хексафлуорид PtF* Бартлет получава червени кристали, които според резултатите от химичния анализ имат формула 02PtF6 и се състоят от йони C>2* и PtF6~. Това означава, че PtFfi е толкова силен окислител, че отнема електрони дори от кислорода. Бартлет решил да окисли някакво друго грандиозно вещество и осъзнал, че е дори по-лесно да отстрани електрони от ксенон, отколкото от кислород (йонизационни потенциали: 12,2 eV за O* и 12,1 eV за Xe). Той постави платинов хексафлуорид в съд, пусна точно измерено количество ксенон в него и след няколко часа получи ксенон хексафлуороплатинат: Скоро Бартлет също проведе реакцията на ксенон с флуор. Оказа се, че ксенонът реагира добре с fgor при нагряване в стъклен съд и се образува смес от флуориди. Ксенон (II) флуорид XeF2 се образува под въздействието на дневна светлина върху смес от ксенон и флуор при обикновени температури: или чрез взаимодействие на ксенон и F202 при -120 ° C: XeF2 - безцветни кристали, разтворим във вода. Молекулата XeF2 е линейна. Разтвор на XeF2 във вода е много силен окислител, особено в кисела среда, където е способен да окислява брома и мангана до най-високото им ниво на окисление (+7). В алкална среда XeF2 хидролизира съгласно уравнението: Ксенон (IV) флуорид XeF4 се образува чрез нагряване на смес от ксенон и флуор до 40°C: XeF* е безцветни кристали. Молекулата XeF4 е "квадрат" с ксенонов атом в центъра. XeF4 е много силен окислител, използван като флуориращ агент: При взаимодействие с вода XeF4 диспропорционира: Ксенон (VI) флуорид XeF6 се образува от елементи при нагряване и при повишено налягане на флуор: XeFe - безцветни кристали. Молекулата XeF е изкривен октаедър с ксенонов атом в центъра. Подобно на други ксенонови флуориди, XeF6 е много силен окислител и може да се използва като флуориращ агент: XeF6 се разлага частично от вода: Ксенонов (VI) оксид XeO3 се образува по време на хидролизата на XeF4 (виж по-горе). Това е бяло, нелетливо, много експлозивно вещество, силно разтворимо във вода и разтворът има леко кисела среда поради реакцията: Когато озонът действа върху алкален разтвор на XO3, се образува сол на ксенонова киселина, в който ксенон има степен на окисление 4-8: Ксенонов оксид (VIII) Xe04 може да се получи чрез взаимодействие на бариев перкснат с безводна сярна киселина при ниски температури: Xe04 е безцветен газ, който е много експлозивен и се разлага при температури над 0 °C: Сред съединенията на други благородни газове са известни KrF2, KtF4, RnF2, RnF4, RnF6, Rn03. Смята се, че е малко вероятно подобни съединения на хелий, неон и аргон някога да бъдат получени под формата на отделни вещества. Въпреки това химичните съединения на хелий, неон и аргон съществуват под формата на така наречените ексимерни молекули, т.е. молекули, в които възбудените електронни състояния са стабилни, а основното състояние е нестабилно. Например при електрическо възбуждане на смес от аргон и хлор е възможна реакция в газова фаза с образуването на ексимерна молекула ArCL. По същия начин при реакциите на възбудени атоми на благороден газ може да се получи цял набор от двуатомни молекули. , като Her, Ne2, NeF и др. Всички тези молекули са нестабилни и не могат да бъдат изолирани като отделни вещества, но могат да бъдат регистрирани и да се изследва структурата на молекулите им чрез спектроскопски методи.

Благородните газове имат електронна конфигурация n s 2n стр 6 (хелият има 1 s 2) и съставляват подгрупата VIIIA. С увеличаването на атомния номер се увеличават радиусите на атомите и тяхната поляризуемост. Това води до повишени междумолекулни взаимодействия, повишени точки на топене и кипене и повишена разтворимост на газове във вода и други разтворители. За благородните газове са известни следните групи съединения: молекулни йони, съединения на включването и валентни съединения.

Молекулата на благородния газ E 2 не може да съществува - (s) 2 (s*) 2. Но ако един електрон бъде отстранен, тогава запълването на горната антисвързваща орбитала само наполовина - (s) 2 (s*) 1 е енергийната основа на съществуването молекулни йониблагородни газове Е 2+.

Съединения на включване или клатрати, са известни само в твърдо състояние. В серията He – Rn стабилността на клатратите се увеличава. Например, хидрати от типа E. 6H 2 O се образуват при високи налягания и ниски температури. При 0 0 C, Xe, Kr, Ar и Ne хидратите са стабилни при налягания от ~1,1, съответно. 10 5, 1.5. 10 6, 1.5. 10 7, 3. 10 7 Pa. Клатратните съединения се използват за отделяне и съхранение на благородни газове. Kr и Xe се получават чрез ректификация на течен въздух.

Съединения с валентни връзки E(II), E(IV), E(VI), E(VIII) са добре проучени на примера на Kr и Xe флуориди, получени по схемата:

Химическата връзка в съединения на благородни газове не може да бъде описана от гледна точка на MBC, тъй като в съответствие с този метод образуването на връзката трябва да включва d- орбитали. Въпреки това, възбуждането на атома Xe от състояние 5 s 2 5стр 6 в 5s 2 5p 5 6s 1 или 5 s 2 5стр 5 5d 1 изисква 795 или 963 kJ. mol –1 и възбуждане 5 s 2 5стр 4 5d 2 и 5 s 2 5стр 4 5d 1 6s 1 - 1758 и 1926 kJ mol –1, което не се компенсира от енергията на образуване на връзка.

В рамките на IMO структурата на XeF 2 се обяснява със схема от три орбитали - една от Xe и две от флуорни атоми:

Ксеноновият тетрафлуорид е силен окислител:

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

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

При нагряване и хидролизиране ксеноновите флуориди диспропорционират:

2XeF 2 = XeF 4 + Xe

3XeF 4 = 2XeF 6 + Xe

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

За шествалентен Xe са известни флуорид XeF 6, оксид XeO 3, оксофлуориди XeOF 4 и XeO 2 F 2, хидроксид Xe(OH) 6, както и сложни йони като XeO 4 2– и XeO 6 6–.

XeO 3 е силно разтворим във вода и образува силна киселина:

XeO 3 + H 2 O ⇆ H 2 XeO 4 ® H + + HXeO 4 ¯ .

Хексафлуоридът е много активен, реагира с кварц:

2XeF 6 + SiO 2 = 2XeOF 4 + SiF 4.

Xe(VI) производните са силни окислители, например:

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

Освен това за Xe(VIII) са известни XeF 8, XeO 4, XeOF 6, XeO 6 4–.

При нормални условия XeO4 се разлага бавно:

3XeO 4 = Xe + 2XeO 3 + 3O 2.

С увеличаване на степента на окисление на ксенона стабилността на бинарните и солеподобните съединения намалява, а на анионните комплекси се увеличава.

За криптон са получени само KrF 2, KrF 4, нестабилна криптонова киселина KrO 3 · H 2 O и нейната сол BaKrO 4.

Хелий се използва в нискотемпературни процеси за създаване на инертна атмосфера в лабораторни апарати, по време на заваряване и в газови електрически лампи, неон - в газоразрядни тръби.

Съединенията на благородните газове се използват като силни окислители. Флуорът и ксенонът се съхраняват под формата на ксенонови флуориди.

Въпроси за самопроверка

I. 1) Мястото на водорода в периодичната система.

2) Класификация на водородните съединения.

II. 1) s - Елементи: степени на окисление, промени в йонизационните радиуси и енергии, киселинно-основни и редуциращи свойства на съединенията.

2) Връзки s- елементи:

а) хидриди п-елементи (естество на връзката, свойства);

б) съединения с кислород; хидроксиди.

III. 1) Какво определя валентни възможности r- елементи?

2) Как се променя стабилността на по-високите и по-ниските степени на окисление в подгрупите с увеличаване на Z?

IV. Анализирайки изменението на T pl. оксиди, отговорете на следните въпроси:

1) Защо температурата на топене рязко се повишава при преминаване от CO 2 към SiO 2?

2) Защо PbO 2 е термично по-малко стабилен от другите оксиди от подгрупата IVA?

V. Енергията на свързване във водородните и халогенните молекули се характеризира със следните величини:

1) Какво обяснява значително по-високата енергия на свързване в H2?

2) Защо енергията на свързване в Г 2 първо нараства с увеличаване на Z, а след това намалява?

VI. Как и защо се променят киселинно-алкалните свойства на безкислородните (H n E) и съдържащите кислород E(OH) n, H n EO m съединения r- елементи в периода и групата?

VII. Водородни съединения r- елементи:

1) Комуникация, периодичност на свойствата, стабилност.

2) Склонност към образуване на Н-връзки.

3) Характеристика химическа връзкав B2H6 (MMO).

VIII. Оксиди r- елементи. Комуникации и имоти.

IX. Връзки r- елементи – полупроводници.

1) Фактори, които определят забранената лента.

2) Елементарни полупроводници и съединения с полупроводникови свойства. Тяхното място в периодичната система.

X. Диамантоподобни съединения. Положението на елементите, които ги образуват в периодичната таблица. Комуникации и имоти.

XI. 1) Съединения на благородни газове и методи за тяхното получаване.

2) Дайте MO диаграма за XeF 2.

3) Напишете уравненията за реакцията на диспропорциониране XeF 2, XeF 4.

Експериментална част

Криптонът, ксенонът и радонът се характеризират с по-ниски йонизационни потенциали от типичните елементи (He, Ne, Ar), поради което са способни да произвеждат съединения от обичайния тип. Едва през 1962 г. Н. Бартлет успя да получи първото такова съединение - ксенон хексафлуороплатинат Xe + |PtF 6 |. След това са получени флуориди на криптон, радон и техните многобройни производни. Информация за някои ксенонови съединения е дадена в табл. 17.2.

Таблица 17.2

Характеристики на ксенонови съединения

Условията за получаване на съединения на благородни газове не са съвсем прости от гледна точка на конвенционалните представи.

Ксенонов дифлуорид XeF 2 се получава чрез взаимодействие на Xe с F 2 при високо налягане. Веществото е разтворимо във вода. В присъствието на киселини процесът на хидролиза протича бавно, а в присъствието на основи хидролизата се засилва:

XeF 2 е силен окислител, например при взаимодействие с HC1 възниква реакция

Ксеноновият тетрафлуорид XeF 4 се образува при продължително нагряване и високо налягане (400°C и 607 kPa) от ксенон и флуор в съотношение 1:5. Свойствата на ксеноновия флуорид са идентични с XeF„, но са устойчиви на хидролиза. Във влажен въздух е обект на диспропорционалност:

Ксенонов хексафлуорид XeF 6 може да се получи от XeF 4:

или директно от Xe и F2 при 250°C и налягане над 5065 kPa. Това съединение е силно реактивно, както може да се види при взаимодействието му с кварца:

Като киселина на Луис, XeF(i реагира лесно с флуориди алкални метали(с изключение на LiF), образуващи хептафлуоро- и октафлуороксенатни аниопи:

Хидролизата на XcF 6 може да бъде придружена от образуването на Xe0 3 и съответната нестабилна киселина на Люис XeOF 4:

Ксенонови флуориди са окислители:

Ксенон хексафлуороплатинат Xe се получава чрез взаимодействие на PtF 6 и Xe при стайна температура, т.е. от две газообразни веществасе формира твърдооранжево-жълт, стабилен при нормални условия:

Xe[ PtF c | сублимира без разлагане. Когато е изложен на вода, той хидролизира:

По-късно са получени още няколко ксенонови съединения с рутениеви, родиеви и плутониеви хексафлуориди: Xe, Xe, Xe.

Ксеноновият оксотетрафлуорид XeOF 4 има амфотерни свойства, както може да се съди по съответните катионни комплекси, например.

Ксенон(Y1) оксид XeO 3 е бяло, нелетливо съединение, което образува стабилни водни разтвори. Молекулата Xe0 3 има структура на триъгълна пирамида. В алкална среда образува ксенатен (U1) йон:

Поради диспропорциониране, HXe0 4 постепенно се превръща в перксенатен (VIII) йон:

Ксеноновият оксид (XO) Xe0 4 има формата на тетраедър с атом Xe в центъра. Xe0 4 се получава от бариев оксоксенат чрез действието на H 2 S0 4:

Перксенатният йон CheOf образува стабилни соли - перксенатите, сред които Na 4 Xe0 8 -6H 2 0, Na 4 Xe0 G -8H 2 0, Ba 2 XeO G -1.5H 2 0 са стабилни и слабо разтворими във вода.

Криптонът образува съединения, които са идентични по състав, структура и молекулни свойства с ксенонови съединения. Така се получава кристален криптон дифлуорид под въздействието на тих електрически разряд върху реакционната смес при -183°C и налягане от -2,7 kPa.

Криптон флуорид (H), или криптон дифлуорид, KrF 2 е нестабилен при стайна температура, но при -78°C може да се съхранява дълго време. KrF 2 е много силен окислител. Когато е изложен на НС1, той измества хлора и кислорода от водата. Получени са и съединения на криптона с преходни метали: KrFMeF 6 . Подобни видове съединения са получени с арсен и антимон: Kr 2 F 3 AsF 6, Kr 2 F 3 SbF G и KrFSb 2 F u.

Понастоящем са описани значителен брой ксенонови съединения. Успешно се развива и химията на криптоновите съединения. Що се отнася до радона, поради високата му α-радиоактивност, получаването и изучаването на свойствата на неговите производни е изключително трудно.

Приложение на благородни газове. Хелият, поради такива свойства като инертност, лекота, мобилност и висока топлопроводимост, се използва широко. Например, безопасно е да се прехвърлят запалими вещества от един съд в друг с помощта на хелий.

Фундаментален принос в изследването на свойствата на течния хелий са направени от изключителни руски физици, лауреати Нобелова наградаЛ. Д. Ландау и П. Л. Капица.

Биологичните изследвания показват, че атмосферата на хелий не влияе на човешкия генетичен апарат, тъй като не засяга развитието на клетките и честотата на мутациите. Дишането на въздух с хелий (въздух, в който азотът е частично или напълно заменен с хелий) подобрява обмена на кислород в белите дробове и предотвратява азотна емболия (кесонова болест).

Неонът често се използва в технологиите вместо хелий. Той се използва широко за производството на газови неонови лампи.

Аргонът е по-достъпен от хелий и неон. Този газ се използва широко в металургията; обикновено се използва при гореща обработка на титан, ниобий, хафний, уран, торий и алкални метали, където е изключен контакт с кислород, азот, вода и въглероден оксид. Методът на електродъгово заваряване в аргонова среда намери широко приложение.

Криптонът се използва главно в производството на електрически лампи.

Ксенонът се използва широко в производството на ксенонови лампи, характеризиращи се с правилно цветопредаване. Ксенонът е рентгеноконтрастен агент, широко използван при флуороскопия на мозъка.

Под формата на ксенонови флуориди е удобно да се съхранява и транспортира ксенон и силно агресивен флуор, който има важно екологично значение. Ксенонови оксиди могат да се използват като експлозиви или като силни окислители.

Въпреки че радонът е радиоактивен, в ултрамикродози има положително влияниекъм централната нервна система, затова се използва в балнеологията и физиотерапията (радонови бани).

Резюме

Електронната обвивка на хелия (тя е единствената) има конфигурация Is 2, а за останалите елементи външното енергийно ниво е пълно и съдържа осем електрона (конфигурация ...ns 2 np c>),което обяснява изключително ниската им активност. Тези елементи са обединени под общия термин „благородни газове“. Старото наименование на елементите от тази група "инертни газове" всъщност е приложимо само за хелий и неон, тъй като електронната структура на техните атоми не позволява никаква възможност за образуване на ковалентни съединения, за разлика от останалите, за които химичните съединения имат е получено.

Въпроси и задачи

• 1. Дайте електронните конфигурации на благородните газове и въз основа на това обяснете защо благородните газове не образуват двуатомни молекули.
• 2. Защо хелият и неонът не могат да образуват съединения с други елементи?
• 3. Какъв е предложеният механизъм за образуване на връзки с участието на криптон и ксенон?
• 4. Опишете познатите ви ксенонови съединения.

СЪЕДИНЕНИЯ НА ИНЕРТНИ ГАЗОВЕ

ИИма шест известни инертни или благородни газове: хелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радон Rn. Аргонът е първият открит от тези газове. Откритието датира от 1894 г., направено е от D. Rayleigh (1842–1919) и W. Ramsay (1852–1916). Благодарение на свойствата си нов елементполучава името аргон от гръцки. – неактивен. Този газ не образува химически съединения. По този начин, един от изключителните експериментални химици на 19 век.

A. Moissan (1852–1907) показа през 1886 г., че аргонът не реагира с най-активния от окислителите, флуор.

Други инертни газове, открити след аргона, образуват заедно с него група, която успешно се вписва в таблицата на Д. И. Менделеев, разположена на границата между най-ясно изразените металоиди и метали (в нулевата група). След синтеза на съединения на някои инертни газове и изследването на техните свойства тези елементи бяха поставени в VIII група. Първите теории, които се опитват да обяснят структурата на атома, неговият модел, предложен от Н. Бор (1913), и електронната теория на валентността на Косел-Люис (1916), базирана на този модел, консолидират вече установеното мнение за инертност на благородните газове.Електронна конфигурация

атоми на инертни газове е точно същото като това, според тези теории, атомите на други елементи се стремят да придобият, като реагират един с друг.
Откриването на химични съединения на инертни газове е предшествано от получаването на техните съединения с вода - хидрати. През 1896 г., две години след откриването на аргона, P. Villard, подлагайки газа на налягане над водата при 0 ° C, получава кристален хидрат със състав Ar 6H 2 O. След него

През първата четвърт на ХХ век R. de Forkran, използвайки същия метод, синтезира подобни съединения на криптон Kr 5.75H 2 O и ксенон Xe 5.75H 2 O. След това той получава подобни хидрати с тежка вода.
В нашата страна член-кореспондент на Академията на науките на СССР прояви интерес към съединенията на инертните газове Б. А. Никитин (1906–1952), работил в Радиевия институт на Академията на науките. През 1940г той получава не само хидрати на радон, неон и аргон, но и подобни съединения на радон и ксенон с фенол и толуен R 2C 6 H 5 OH и R 2C 6 H 5 CH 3 (където R е инертен газ).

Той нарекъл тези съединения молекулярни, защото смятал, че връзката в тях не се дължи на взаимодействието между атомите, а в резултат на междумолекулно привличане и се оказал прав. През 1948 г. G. Powell въвежда термина "клатрати" за такива съединения. Никитин посочи, че способността за образуване на молекулярни съединения се увеличава от аргон до радон и може да се използва за отделяне на благородни газове. Изследванията в областта на клатратите допринесоха за разработването на лабораторни експериментални техники с благородни газове и бяха значителна стъпка към синтеза на техните истински химични съединения.

Предположения за възможността за синтезиране на съединения на инертни газове са направени още в началото на 20 век. През 1916 г. V. Kossel, въз основа на стойностите на техните йонизационни потенциали, посочи, че трябва да се очаква образуването на химични съединения в ксенон и криптон. За разлика от по-леките елементи, техните атомни радиуси са по-големи, външните електрони, способни да образуват връзки, са разположени по-далеч от ядрото и следователно е необходима по-малко енергия за отстраняването им.

През 1924 г. австрийският изследовател А. фон Антропов, който още тогава, противно на общоприетото мнение, класифицира благородните газове в VIII група на периодичната таблица, предполага, че те са способни да образуват химични съединения и че най-високата валентност в тези съединения трябва да бъде равен на номера на групата, т.е. осем. Той счита за най-вероятния синтез на съединения, включително халогени и тежки инертни газове., бъдещият носител на Нобелова награда за химия (1954), въз основа на радиусите на предполагаемите йони на инертни газове, говори по-уверено от своите предшественици относно възможността за синтезиране на техните съединения и дори посочи техния състав, а именно: криптон хексафлуориди KrF 6 и ксенон XeF 6 , на който той приписва достатъчна стабилност, и нестабилен ксенон октафлуорид XeF 8. Освен това Полинг посочи възможността за синтезиране на киселина от състава H 4 XeO 6 и нейните соли. Както ще видим по-късно, повечето от прогнозите впоследствие се потвърдиха.

Доверието на Полинг беше толкова голямо, че той инструктира своя служител Д. Йост да извърши синтеза на ксенонов флуорид. Полученото съединение се подлага на спектрален анализ.

Спектроскопистите направиха предпазливо предположение за образуването на ксеноново съединение, но за химиците то не изглеждаше достатъчно убедително.

През същата 1933 г. италианският изследовател Г. Одо също прави опит да получи ксенонов флуорид чрез преминаване на електрически разряд през смес от тези газове. Съединението било получено, но ученият не успял да го пречисти от продуктите на корозията на съда, в който се извършвала реакцията, и това отложило датата на откриването му с тридесет години.През 1935 г. G. Booth и K. Wilson съобщават за взаимодействието на борен трифлуорид с аргон.

Бартлет, заедно с Д. Ломан, синтезира платинов хексафлуорид PtF 6 през 1961 г. Изследователите съхраняват кристали от платинов хексафлуорид в контакт с въздуха дълго време. Постепенно цветът им се промени от червен на оранжев. Анализът показа, че е образувано ново, неизвестно преди това O 2 съединение, оксигенил хексафлуороплатинат - съединение, съдържащо еднократно зареденположителен йон

кислород – оксигенилов катион O 2 +. Подробни изследвания на това съединение потвърдиха неговия състав. От което следва, че платиновият хексафлуорид има необичайно висока окислителна способност и може да привлече електрон дори от кислород. Стойността на електронен афинитет* за това съединение се оказа 6,8 eV, т.е. два пъти по-висока от тази на флуора, най-мощният окислител, известен по това време. Бартлет има идеята да използва платинов хексафлуорид за окисляване на инертен газ. Сравнявайки първите йонизационни потенциали на молекулата на кислорода и атомите на инертните газове, той стигна до извода, че йонизационният потенциал на ксенона е най-близо до него. Тези потенциали за кислород и ксенон са съответно 12,20 и 12,129 eV.

През 1962 г. Бартлет съобщава, че чрез взаимодействие на ксенон с газообразен платинов хексафлуорид, той получава жълто твърдо вещество със състав Xe. Съобщението на Бартлет не вдъхва доверие сред повечето химици и следователно не предизвиква интерес.
Само сред тесен кръг от учени, изучаващи флуор и инертни газове, това се превърна в стимул за широко изследване в тази област, което започна през същата 1962 г., веднага след първата публикация. В Съединените щати група учени от Националната лаборатория в Аргон започва работа. В Съветския съюз, в Москва, група от Института за атомна енергия И. В. Курчатов се зае с този проблем; в Ленинград - учени от института

Понастоящем за ксенона са надеждно известни съединения с няколко степени на окисление: +1, +2, +4, +6 и +8. Съединенията, съответстващи на степента на окисление +1, включват, на първо място, първото съединение, синтезирано от Bartlett Xe. Освен това той получава подобни съединения с рутений, родий и паладий. Следвайки Бартлет през същата година, Д. Мортън и В. Фалконе, действайки върху ксеноновия тетрафлуорид с XeF 4 лъчи при ниски температури, получават радикала XeF, където ксенонът също е в степен на окисление +1. Същите изследователи показаха, че подобен радикал се образува по време на хидролизата на ксенон дифлуорид XeF 2.

Съществуването на радикал е убедително потвърдено през 1968 г. от нашия сънародник академик В.А.

От ксенонови съединения, съответстващи на степен на окисление +2, първият е получен XeF 2 дифлуорид. Това съединение е независимо синтезирано през 1962 г. от S.L. Chernik в Съединените щати и R. Hoppe в Германия. През следващите години могат да се разграничат две направления за синтез на съединения на инертен газ. Първо, извършено е търсене на нови флуориращи агенти и енергийни източници за възбуждане на реакцията, и второ, подобрена е технологията на процеса. Съществен принос имаха нашите сънародници. V. M. Khutoretsky и V. A. Shpansky откриха, че образуването на ксенонов дифлуорид може да се случи при сравнително меки условия, ако смес от газове F 2 и Xe в обемно съотношение 1: 1 се изпомпва под налягане от 35 атм в съд от неръждаема стомана.
За кратък период от време физическото

В края на 1960-те - началото на 1970-те. беше установено, че Xe(II) под формата на положителен еднократно зареден катион XeF + е способен да образува обикновени координационни съединения с еднократно заредени аниони от типа RF 6 (където R = As, Sb, Nb, Ta, Ru, V), които са твърди, оцветени вещества. Общо са изследвани повече от 20 съединения. В изследването участваха не само Бартлет и колегите му, но и изследователи от други страни: групи, ръководени от Ф. Сладки и В.А. Учените са стигнали до извода, че сложните ксенонови флуориди по своята същност не са изключение сред неорганичните ковалентни халиди на други елементи.

МИзследвахме ксенонови съединения в степени на окисление +1 и +2. Нека сега преминем към съединения в степен на окисление +4. Известни са много по-малко съединения от този тип.Ксеноновият тетрафлуорид XeF 4 е получен за първи път от G. Klassen и сътрудници в Съединените щати през 1962 г., малко след като стана известен синтезът на ксеноновия дихлорид, извършен от Bartlett. Синтезът се провежда в запечатан никелов съд при 400 °C, налягане 6 atm и петкратен излишък от флуор. Счита се за най-лесно произвежданото ксеноново съединение.

Впоследствие друго, повече

От ксенонови съединения, съответстващи на степента на окисление +6, през 1963 г. в няколко лаборатории в САЩ и Югославия е изолиран хексафлуорид XeF 6 . Синтезът се провежда в съд от неръждаема стомана при налягане 400 atm, температури до 300 °C и 20-кратен излишък на флуор.

Хексафлуоридът обикновено е замърсен с примеси от други ксенонови флуориди, а също и, най-неприятно, с примес на експлозивен XeO3 триоксид. За да се отдели хексафлуоридът от примесите, той се абсорбира от натриев флуорид, с който образува силно съединение NaF XeF 6.

Физическите и химичните свойства на ксеноновия хексафлуорид са проучени доста добре. Това съединение е безцветни, относително стабилни кристали. Във вода се хидролизира, за да образува ксенонов триоксид и флуороводород. В алкални разтвори процесът продължава до образуването на свободен перксенатен йон H 2 XeO 6 2–, който носи двоен отрицателен заряд и е съединение Xe(VIII). Ксеноновият хексафлуорид е силно флуориращ агент. С негова помощ са получени много флуоровъглероди.

Под въздействието на XeF 6 силициевият диоксид се превръща в газообразен силициев тетрафлуорид. Следователно не можете да работите с ксенонов хексафлуорид нито в стъклени, нито в кварцови съдове, които се разрушават.

Както вече споменахме, оксидът XeO 3 е известен със степента на окисление +6. Това съединение е жълто, избухва лесно и е доста опасно за работа.

За Xe (VIII) тетроксидът XeO 4 и солите, съответстващи на киселината H 4 XeO 6, са известни, синтезирани през 1964 г. Вече споменахме един от методите за получаване на аниони на тази киселина в разтвор. Друг е прекарването на озон в разреден алкален разтвор, съдържащ Xe(VI).Освен ксенонови съединения са известни и съединения на по-лекия инертен газ криптон. Взаимодействието му с флуора е много по-трудно и се получава само дифлуорид със състав KrF 2.

Криптон дифлуоридът е синтезиран от A. W. Grosse в Съединените щати през 1963 г. чрез преминаване на електрически разряд през смес от криптон и флуор при температура около 200 °C. Понастоящем са известни други методи за производство на KrF 2, но те също се извършват при тежки условия.

Криптон дифлуоридът е безцветен както в твърдо, така и в газообразно състояние. Много нестабилен и се разлага спонтанно при температури доста под стайната. Това не ни позволява да установим точните му физични и химични характеристики. Във вода се разлага по реакцията:

KrF 2 + H 2 O = Kr + 0,5 O 2 + 2HF.

Нестабилността на ксеноновия дифлуорид е причина за силното му флуориращо действие.

През 1965 г. е получено стабилното координационно съединение KrF 2 Sb 2 F 5.

Реакцията протича в стъклен съд при температура –20 °C. Съединението е доста стабилно и има точка на топене 50 °C.

Криптон тетрафлуорид KrF 4 се получава по същия метод като KrF 2, но при малко по-различни условия. При излагане на Ba (OH) 2 се изолира бариев криптонат BaKrO 4, в който криптонът е част от аниона. В това съединение криптонът изглежда е в степен на окисление +6.

Няма убедителни доказателства в полза на съществуването на криптонови съединения, принадлежащи към други класове.

Що се отнася до радоновите съединения, поради бързото му разпадане (3,823 дни) и трудността при работа с радиоактивен газ, неговите съединения са получени в много малки количества и техният състав е ненадежден. През 1962 г. в САЩ П. Фийлдс и колегите му съобщават, че са получили радонов флуорид, на който е определен съставът RnF 2.

Все още не е възможно да се получат химични съединения на хелий и неон.

BARTLET Нийл е роден на 15 септември 1932 г. в Нюкасъл (Великобритания). Баща му е бил корабен дърводелец, както и четири поколения от шотландските му предци. В края на 20-те години на миналия век, по време на Голямата депресия, на практика няма работа за корабостроители, така че скоро след женитбата си с Анна Вок през 1928 г. той отваря магазин за хранителни стоки. Началният капитал за семейното предприятие бяха средствата, които Анна успя да спести преди брака си, докато работеше като продавач.

Семейството имаше три деца. Нийл Бартлет си спомня детството си като щастливо време. И въпреки че баща му умира рано (той е изложен на отровни газове по време на Първата световна война и умира през 1944 г.), семейството живее добре благодарение на бакалията. Децата получиха и първия си предприемачески опит: Нийл и по-големият му брат Кен използваха пари, спестени от неделни забавления, за да отворят малък магазин за сладолед. Нийл харчи приходите от малкия си бизнес за книги по химия, от които се интересуваше по това време, и за оборудване за малка домашна лаборатория.

Както по-късно си спомня Бартлет, майка му беше много информирана и решителна жена с отлично разбиране на бизнеса. Започва като продавачка в магазин за обувки и се превръща в една от видните фигури в търговията на дребно, въпреки че в онези дни това не е лесно за една жена. Изгубила рано баща си и получила много скромно образование, тя управлявала своя бизнес с хранителни стоки толкова успешно, че семейството никога не изпитвала липса на средства.

След като премина специални изпити за началния курс, Нийл влезе в училището за момчета Хийтън. Впоследствие той смята, че има голям късмет с училището: тук от самото начало имаше акцент върху ученето природни наукии лабораторни експерименти. Той продължи обучението си в домашната си лаборатория, като я попълни с оборудване, закупено с джобни пари и своя дял от печалбите от продажбата на сладолед. От училищния интерес тогава нараства професионализмът, който става основа за получаваненаучна степен

Първоначално Нийл искаше да стане биохимик и когато влезе в колежа, той представи подходящите препоръки на учителя, необходими за изучаване на химията на природните съединения. Въпреки това, когато се запознава по-добре с химическата наука, той решава, че е по-привлечен от неорганичната химия и след като завършва колеж през 1954 г. (с бакалавърска степен), започва работа в изследователската група за неорганична химияД-р П. Л. Робинсън. През 1958 г. защитава дисертация. А година по-рано настъпиха промени в личния му живот - той се ожени за Кристина Крос.

Няколко месеца след защитата си Бартлет приема покана да работи от Университета на Британска Колумбия във Ванкувър (Канада) и заедно с д-р Г. Кларк започва работа по химия на флуора там. Заедно със студенти и стажанти той започва да изучава флуоридите на платиновите метали и германия.

Неговите собствени научни изследвания обаче включват изненадващо летлива червена субстанция, която той случайно получава в изследването си на дисертация чрез флуориране на платинени соли в стъклен съд.

В крайна сметка Бартлет, заедно с първия си дипломиран студент Дерек Ломан, показаха, че летливото вещество е съединение на диоксигенил O 2 + - диоксигенил хексафлуороплатинат, което се образува, когато PtF 6 се смеси с O 2:

O 2 + PtF 6 = O 2.

Този факт потвърди, че платиновият хексафлуорид е най-силният окислител от всички известни съединения (дори окислява кислорода).

До 1962 г. хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон се смятаха за благородни газове, които не могат да образуват никакви съединения.

На 23 март 1962 г. д-р Бартлет отстранява преградата, разделяща червения платинов хексафлуорид от безцветния ксенон и двата газа незабавно реагират, образувайки оранжево-жълто вещество. По-късно Бартлет пише: „Бях толкова изненадан от това зрелище, че избягах от лабораторията, за да се обадя на колеги или студенти, които можеха да станат свидетели на събитието.“ Беше обаче петък вечер и в сградата нямаше никой...

Първата статия, описваща този исторически експеримент, отбелязва, че налягането в реакционния съд намалява в резултат на взаимодействието, което ясно показва образуването на ново вещество; неговият състав, както първоначално предположиха изследователите, беше + – .

Последвалите публикации на групата на Бартлет показаха, че всъщност нейният състав трябва да бъде представен по следния начин: + – .

След тези работи започнаха да текат експерименти с ксенон. Огромна стъпка в развитието на химията на ксенон флуоридните съединения е направена от Националната лаборатория в Аргон (САЩ). След посещение там през октомври 1962 г. Бартлет решава да превърне производството на ксенонов оксид в основен фокус на своите изследвания. И скоро той и неговият аспирант П. Рао получиха оксида. Въпреки това, поради инцидент, причинен от експлозията на втората проба, и двамата бяха хоспитализирани за един месец, а идентифицирането на експлозивното вещество XeO 3 беше извършено от други учени.През 1964 г. Бартлет получава професорска длъжност, а две години по-късно е поканен на позицията професор по химия в Принстънския университет. По-късно той си спомня, че съжалява да напусне Западния бряг, където се чувства като у дома си. Ето защо, три години по-късно, когато получава покана за позицията на професор по химия от университета Бъркли в Калифорния, той с радост я приема и оттогава не е напускал Западния бряг. В същото време Бартлет дълго време (1969–1999) провежда изследвания в Националната лаборатория на Лорънс Бъркли. През 2000 г. ученият получава американско гражданство.. За изследванията си той също получава наградата „Дани-Хайнеман“ от Германската академия на науките в Гьотинген (1971 г.), наградата „Хенри Моасан“ (Франция, 1988 г.) и медала. Линус Полинг (1989), Х. Дейви (2002) и др. Избран е за член на Лондонското кралско общество (1973), Германската академия на естествоизпитателите „Леополдина“ (1969), чуждестранен член Френска академиянауки (1989) и Националната академия на науките на САЩ (1979).

През 1999 г. Бартлет се оттегля от активна изследователска дейност, за да прекарва повече време със семейството си и да се занимава с любимите си хобита. Рисува с акварели, дърводелства, грижи се за градината и се занимава със сребърни изделия. След заминаването му остана само едно съединение, което той искаше да получи, но така и не получи - златен хексафлуорид.

Н.В.ФЕДОРЕНКО

* Електронният афинитет е енергията, освободена, когато един електрон се добави към атом. В този случай атомът се превръща в отрицателен йон.