Väärisgaasid

Elementide perioodilisussüsteemis moodustavad väärisgaasid– heelium (He), neoon (Ne), argoon (Ar), krüptoon (Kr), ksenoon (Xe), radoon (Rn) VIII rühma pea-alarühma. He kuulub s- elementide hulka (elektronvalem 1s² ). Teised väärisgaasi on p-elemendid ning nende aatomite väliselektronkihti iseloomustab valem xs²xp⁶ . Seega on väärisgaaside aatomites väliselektronkiht täielikult täitunud ja välise elektronkihi püsivus on maksimaalne.Lõpetatud struktuuriga välisest elektronkihist on väga raske välja lüüa elektrone, mistõttu väärisgaaside ionisatsioonienergiad on tunduvalt suuremad ja afiinsus elektroni suhtes palju madalam kui antud perioodi teistel elementidel.

Väliselektronkihi suure püsivuse tõttu on väärisgaasid väga väikese keemilise aktiivsusega. Heelium, neoon ja argoon on jäänud keemiliselt inertseteks gaasideks. Väärisgaaside reas väheneb ionisatsioonienergia suunas He>Ne>Ar>Kr>Xe>Rn. Seetõttu esineb rea viimastel elementidel (Kr, Xe, Rn) keemiline aktiivsus elektrone hästi siduvate elementide (F) suhtes. Xe aktiivsus on suurem kui Kr oma. Rn keemiline aktiivsus on veelgi suurem, kuid Rn radioaktiivsuse tõttu on tema keemilisi omadusi vähem uuritud. Väärisgaaside aatomid ei ole võimelised omavahel ühinema, mistõttu nad esinevad atomaarsel kujul.

Leidumine ja saamine. Väärisgaasid kuuluvad õhu koostisesse ja neid toodetaksegi tööstuslikult vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Heeliumi leidub ka suhteliselt rohkem maakoores

Omadused. Väärisgaasid on värvuseta ja lõhnata üheaatomilised gaasid. Nad on madala sulamis- ja keemistemperatuuriga lihtained. Väärisgaasi aatomite vahel ei teki tavalisi keemilisi sidemeid, aatomite vastastiktoime on tingitud ainult nõrkadest van der  Waalsi jõududest. Aatomiraadiuse suurenemine suunas He®Rn kasvab aatomite polariseeritavus ja kahaneb nende ionisatsioonienergia.

Heelium (He)

Heelium on VIII rühma esimene element. Tema aatomis on täitunud elektronkiht 1s². Aatomi elektronstruktuuri püsivuse tõttu erineb heelium kõikidest teistest keemilistest elementidest. Heeliumil on suurim ionisatsiooni energia (24,58 eV), kuid väikseim aatomi polariseeritavus. Seetõttu on heeliumi aatomite vahelised van der Waalsi jõud äärmiselt nõrgad ning avalduvad alles ülimadalate temperatuuride või väga kõrgete rõhkude juures. Lihtainena on heelium füüsikaliste omaduste poolest kõige lähedasem molekulaarsele vesinikule (võrdne arv elektrone). Heeliumi keemispunkt (-269⁰C) ja sulamispunkt (-272⁰C 25 atm juures) on palju madalamad kui teistel ainetel. Vedel heelium on värvuseta, väga kerge (~8 korda veest kergem) vedelik. Heeliumi puhul puudub kolmikpunkt (tahke ja gaasiline heelium ei saa koos eksisteerida) nagu veel. Vedela heeliumi jahutamisel temperatuurini -271⁰C muutuvad vedeliku tihedus ja muudki omadused hüppeliselt. Sellisel temperatuuril juhib heelium ~200 korda paremini soojust kui vask, tal puudub täielikult viskoossus ja ta voolab hõõrdevabalt. See omapärane vedelik tungib läbi kitsaste pilude ja kapillaaride, moodustab edasiroomavaid kilesid. Kui täita lahtine nõu sellise vedelikuga, siis roomab ta läbi nõu seinu välja kuni anum on tühi (Nobeli preemia laureaat Lev Landau seletas heeliumi taolist käitumist kvantvedeliku aatomite laineomadustega). Tahke heelium on (nagu ka H₂) heksagonaalse kristallvõrega. Vees ja muudes lahustites lahustub heelium teistes gaasides halvemini. (1l vees lahustub 0⁰C juures vähem kui 10 ml He, s.t. üle kahe korra vähem kui H₂ ja 51000 korda vähem kui HCl. Tavalistes tingimustes on heelium keemiliselt inertne, kuid aatomite tugeval ergastamisel võivad moodustuda molekulaarsed ioonid. Näiteks moodustuvad elektrilahendusel kaheaatomilised ioniseeritud molekulid He₂⁺ (samuti nagu H₂⁺). Tavalistes tingimustes (mitte elektrilahenduses) on need ioonid ebapüsivad. Heeliumil on kaks stabiilset isotoopi ⁴He ja ³He. ⁴He tekib tähtedele energiat andvas termotuumareaktsioonis 4¹H=⁴He+2b⁺+2v. Maakoores ja atmosfääris esineb ülekaalukalt ⁴He mis on tekkinud maakoores esinevate elementide a- lagunemise tõttu. Tavalistes tingimustes on heelium parem soojusjuht kui teised gaasid ning raskem ainult vesinikust.

Neoon (Ne)

Neooni elektronvalem on 1s²2s²2p⁶ (täielikult täitunud väliskiht). Seetõttu on ta väga sarnane heeliumiga. Neoonil on kõrge ionisatsioonienergia (21,56 eV). Neooni peamine erinevus heeliumist on tema aatomi suhteliselt suurem polariseeritavus. Neoonil on suhteliselt madal keemis-(-245,9⁰C) ja sulamistemperatuur (-248,6⁰C).Võrreldes heeliumiga on neoon mõnevõrra paremini lahustuv. Erinevalt heeliumist on tahke neoon tahktsentreeritud kuubi kujulise kristallvõrega. Tavalistes tingimustes on neoon keemiliselt inertne, aga elektrilisel ergastamisel moodustab ta molekulaarseid ioone Ne₂⁺ Neooni saadakse heeliumi kõrvalproduktina õhu veeldamisel ning koostisosadeks lahutamisel. Looduses on neoonil kolm püsivat isotoopi ²⁰Ne, ²¹Ne, ²²Ne

Argoon (Ar)

Argooni elektronvalem on 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Aatomi suhteliselt suurte mõõtmete tõttu on argoonil suurem kalduvus molekulidevahelisteks sidemete moodustamiseks kui heeliumil ja neoonil. Seetõttu on tema sulamis- (-189,3⁰ C) ja keemistemperatuur (-185,9⁰ C) kõrgemad. Tahke argoon on tahktsentreeritud kuubi kujulise kristallvõrega. Elektronstruktuuri püsivuse tõttu (ionisatsioonienergia 15,76 eV) on argoon tavalistes tingimustes inertne. Argoon moodustab klatraaditüüpi molekulaarseid ühendeid vee, fenooli, tolueeni, paraklorofenooli ja teiste sarnaste ainetega. Argoonheksahüdraat Ar·6H₂O on kristalliline aine, mis laguneb atmosfäärirõhul– 42,8⁰C juures. Teda saadakse argooni vahetul toimel veesse 0⁰C juures ja kõrgel rõhul (150 atm ). Vesiniksulfiidi, vääveldioksiidi, vesinikkloriidi ja süsinikdioksiidiga annab argoon kaksikhüdraate- segaklatraate. Argooni saadakse õhu veeldamisel. Looduses on argoon teistest inertgaasidest tunduvalt rohkem levinud. Teda on atmosfääris 0,93 mahuprotsenti. Argoonil on kolm stabiilset isotoopi ⁴⁰Ar (99,6%), ³⁸Ar (0,063%), ³⁶Ar (0,337%). Isotoop ⁴⁰Ar moodustub looduses isotoobi ⁴⁰K lagunemisel elektroni haarde tõttu(⁴⁰K+e^-®⁴⁰Ar+v)

Kasutatud kirjandus:

Füüsikaline raamat

 M.Zimler, E.Karelson, T.Vihalemm, Meditsiiniline biokeemia I, Tartu 1996. 321 lk.

D.H.Wolf, General, Organic and biological chemistry, MeGrow-Hill Book Compani