Edelgass

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
(Omdirigert fra Edelgasser)
Gå til: navigasjon, søk

En edelgass er et grunnstoff hvor alle elektronskallene er fylt opp, noe som gjør gassen inert. Gruppe 18 i det periodiske system kalles edelgassene.

Helium, grunnstoff nummer 2, har ett skall, og det skallet er fullt med to elektroner. Neste edelgass er neon som er grunnstoff 10, har to skall, det innerste har to elektroner og det ytterste har åtte.

De sju kjente edelgassene er helium, neon, argon, krypton, xenon, radon og ununoctium.

Alle edelgassene er plassert helt til høyre i det periodiske system.

De ble tidligere kalt inerte gasser, for inntil da hadde man ikke fått dem til å reagere med andre stoffer. Senere har man fått dem til å reagere med andre stoffer, derfor brukes ikke dette navnet mer.

Historie[rediger | rediger kilde]

Edelgassene ble oppdaget av Lord Rayleigh og Sir William Ramsay ved en sammenlikning av nitrogen fremstilt fra NH4NO2 og nitrogen fremstillt ved å fjerne karbondioksid, vanndamp og oksygen fra luft. Ved å fjerne nitrogenet fra luftprøven oppdaget de en ikke-reaktiv gass de kalte argon. Denne gassen fant man senere ut at var en blanding av edelgassene. Med dette fant de ut at en hel gruppe med gasser manglet i periodesystemet.[1] Innføringen av Rutherfords og Bohrs atommodell i 1913 ga en klar forklaring av elektronfordeling i edelgassene og hvordan dette hadde innvirkning på deres reaktivitet og bindingsforhold. En av de første som kom ut med en teori som foreslo at edelgassene kan danne forbindelser var W. Kossel. I hans artikkel fra 1916 foreslo han at xenon var den meste reaktive edelgassen. Dette var basert på ioniseringsenergien til edelgassene. Videre kom flere lignede teorier som fra den tyske kjemikeren von Antropoff i 1924, hvor han hevdet at siden edelgassene har 8 valenselektroner burde de kunne danne 8 kovalente bindinger. I 1933 foreslo Linus Pauling flere edelgassforbindelser som var basert på trendene i periodesystemet. Det hadde vært mange kjemikere som hadde forsøkt å lage forbindelser med edelgassene på grunnlag av slike teorier. Så tidlig som i 1896 ble det utført et forsøk av Henri Moissan hvor målet var å danne argonfluorid. Det var ikke før 1962 at en med full sikkerhet kunne si at en hadde dannet en forbindelse med en edelgass. Det var da Neil Bartlett oppdaget at det sterke oksidasjonsmiddelet, platinum(VI)fluorid, kunne reagere med O2 og danne O2+PtF6-. Han oppdaget at xenons ioniseringsenergi(first ionization potentials) var tilnærmet lik den for O2. Av hans syntese med Xe og PtF6 fikk han dannet et stoff han mente var Xe+PtF6-, men som senere viste seg å ha en mer komplisert formel.[2][3] I årene fremover ble det oppdaget mange flere edelgassforbindelser.

Generelle trender[rediger | rediger kilde]

Edelgassene er gruppe 18 i periodesystemet. Deres spesielle kjennetegn er at de er kjemisk lite reaktive. I tillegg består hele gruppen utelukkende av monoatomiske gasser, med lave koke og smeltepunkt.[4] De seks edelgassene er Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) og Radon (Rn). Alle edelgassene har 8 valenselektroner (bortsett fra Helium som bare har 2), og finnes i p-blokken i periodesystemet. Helium er det minste elementet og finnes i periode 2, så øker atomnummeret nedover i gruppen sammen med atommassen. Elektronkonfigurasjonen til edelgassene (unntatt Helium) er 1s22s22p6, noe som tilsvarer fullt valensskall og er grunnen til at man lenge trodde at edelgassene var ureaktive.[5]

Den kovalente radiusen til edelgassene følger trendene i periodesystemet for øvrig. Det vil si at den øker nedover i gruppen, samt følger trenden med minking bortover i periodene. Dette er en egenskap som henger sammen med den effektive kjerneladningen til elementene.

Reaktivitet[rediger | rediger kilde]

Edelgassene har lenge blitt sett på som ureaktive, men etter hvert har det blitt klart at dette ikke stemmer. De danner riktignok bare et svært begrenset antall forbindelser.[6] På grunn av den høye elektronegativiteten til edelgassene må ligandene som skal binde seg til disse stoffene også være svært elektronegative.[7] Det er i all hovedsak xenon, krypton og argon som danner forbindelser med andre stoffer med høy elektronegativitet som fluor, oksygen og klor.[8] I tillegg må ligandene være relativt små for å kunne sørge for Coulombenergi i forbindelsen.[9] Dersom vi kommer langt nok ned i gruppen (forbi neon), er det mulig å få dannet edelgassforbindelser. Grunnen til dette ligger i energinivåene til orbitalene. Forskjellene i energinivåene er såpass små når vi kommer utover til orbital 4 og 5 at elektronene lett kan eksiteres til en ledig orbital og på den måten danne stabile forbindelser med andre elementer.[10]

De vanligste forbindelsene er xenon-fluorider. Disse forbindelsene er også relativt stabile i motsetning til andre edelgassforbindelser. Særlig er xenonoksider ustabile og eksplosive.[11] For eksempel er xenontrioksid en endoterm forbindelse som eksploderer kraftig ved den minste provokasjon. I vannløsning er det derimot stabilt, men sterkt oksiderende. Det finnes også eksempler på oksygenforbindelser som er overraskende stabile. Dette gjelder XeO64- (s), en forbindelse som er uløselig og ikke dekomponerer før det er varmet opp til over 200˚C.[12] Det er også observert følgende xenonfluoridion Xe2F+, XeF+, Xe2F3+, Xe2F5+, XeF3+ og Xe2F7+ ved hjelp av massespektroskopi av xenonfluorider.[13]

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ Per Kofstad Uorganisk Kjemi. Tano. 3. utgave 1992
  2. ^ Barlett, N. Its elemental-The periodic Table- http://pubs.acs.org/cen/80th/noblegases.html, 2003
  3. ^ Wikipedia, the free Encyclopedia- http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Noble_gas_compound&oldid=168537898
  4. ^ Shiver, D. F.; Atkins, P. W. Inorganic Chemistry, Fourth edition, chapter 17. Oxford University Press, New York, 2006
  5. ^ Rayner-Canham, G; Overton, T. Descriptive Inorganic Chemistry, Fourth edition, pp. 473-480, W. H. Freeman and Company, New York, 2006
  6. ^ Shiver, D. F.; Atkins, P. W. Inorganic Chemistry, Fourth edition, chapter 17. Oxford University Press, New York, 2006
  7. ^ Barlett, N. Its elemental-The periodic Table- http://pubs.acs.org/cen/80th/noblegases.html, 2003
  8. ^ Huheey, James E. Inorganic Chemistry, principles of structure and reactivity, Harper & Row. 1978
  9. ^ Barlett, N. Its elemental-The periodic Table- http://pubs.acs.org/cen/80th/noblegases.html, 2003
  10. ^ Grahl-Nielsen, O. Generell kjemi http://www.kj.uib.no/k101/meny.swf, 29. Oktober 2007
  11. ^ Shiver, D. F.; Atkins, P. W. Inorganic Chemistry, Fourth edition, chapter 17. Oxford University Press, New York, 2006
  12. ^ Huheey, James E. Inorganic Chemistry, principles of structure and reactivity, Harper & Row. 1978
  13. ^ Benkmann, C; Glatthaar, R; Häussinger, P; Kick, H; Leicht, E; Rhode, W; Stenger, H; Stenke, V; Weber, J; Wunshel, H.J. Noble Gases- http://www.mrw.interscience.wiley.com/emrw/9783527306732/ueic/article/a17_485/current/pdf,
kjemistubbDenne kjemirelaterte artikkelen er dessverre kort eller mangelfull, og du kan hjelpe Wikipedia ved å utvide den.