Благородные газы и их соединения

Благородные газы имеют электронную конфигурацию n s ²n p ⁶ (у гелия 1 s ²) и составляют VIIIA подгруппу. По мере возрастания порядкового номера, растут радиусы атомов и их поляризуемость. Это приводит к усилению межмолекулярных взаимодействий, к повышению температур плавления и кипения, к увеличению растворимости газов в воде и других растворителях. Для благородных газов известны следующие группы соединений: молекулярные ионы, соединения включения и валентные соединения.

Молекула благородного газа Э₂ существовать не может – (s)²(s*)². Но если удалить один электрон, то заполнение верхней разрыхляющей орбитали лишь наполовину – (s)²(s*)¹ является энергетической основой существования молекулярных ионов благородных газов Э₂⁺.

Соединения включения, или клатраты, известны только в твердом состоянии. В ряду Не – Rn устойчивость клатратов возрастает. Например, гидраты типа Э^.6Н₂О образуются при высоких давлениях и низких температурах. При 0⁰С гидраты Xe, Kr, Ar и Ne устойчивы при давлениях соответственно ~1,1^.10⁵, 1,5 ^.10⁶, 1,5^.10⁷, 3^.10⁷ Па. Клатратные соединения используют для разделения и хранения благородных газов. Kr и Хе получают при ректификации жидкого воздуха.

Соединения с валентными связями Э(II), Э(IV), Э(VI), Э(VIII) хорошо изучены на примере фторидов Kr и Хе, полученных по схеме:

Химическая связь в соединениях благородных газов не может быть описана с позиций МВС, поскольку в соответствии с этим методом в образовании связи должны участвовать d - орбитали. Однако возбуждение атома Хе от состояния 5 s ²5 p ⁶ в 5s²5p⁵6s¹ или 5 s ²5 p ⁵5 d ¹ требует 795 или 963 кДж^.моль^–1, а возбуждение 5 s ²5 p ⁴5 d ² и 5 s ²5 p ⁴5 d ¹6 s ¹ ‑ 1758 и 1926 кДж·моль^–1, что не компенсируется энергией образования связи.

В рамках ММО строение ХеF₂ объясняется схемой из трех орбиталей – одной от Хе и двух от атомов фтора:

Тетрафторид ксенона – сильный окислитель:

Pt + XeF₄ + 2HF = H₂[PtF₆] + Xe,

4KI + XeF₄ = Xe + 2I₂ + 4KF.

При нагревании и гидролизе фториды ксенона диспропорционируют:

2ХеF₂ = XeF₄ + Xe

3ХеF₄ = 2XeF₆ + Xe

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

Для шестивалентного Хе известны фторид ХеF₆, оксид ХеО₃, оксофториды ХеОF₄ и ХеО₂F₂, гидроксид Xe(OH)₆, а также комплексные ионы типа ХеО₄^2– и ХеО₆^6–.

ХеО₃ хорошо растворим в воде и образует сильную кислоту:

ХеО₃ + Н₂О⇆ Н₂ХеО₄ ® Н⁺ + НХеО₄^¯.

Гексафторид очень активен, реагирует с кварцем:

2ХеF₆ + SiO₂ = 2XeOF₄ + SiF₄.

Производные Хе(VI) – сильные окислители, например:

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

Для Хе(VIII) известны, кроме того, ХеF₈, XeO₄, XeOF₆, XeO₆^4–.

В обычных условиях ХеО₄ медленно разлагается:

3ХеО₄ = Хе + 2ХеО₃ + 3О₂.

По мере увеличения степени окисления ксенона устойчивость бинарных и солеподобных соединений падает, а анионных комплексов – возрастает.

Для криптона получены лишь KrF₂, KrF₄, неустойчивая криптоновая кислота KrO₃ · H₂O и ее соль ВаKrO₄.

Гелий используется в низкотемпературных процессах для создания инертной атмосферы в лабораторных аппаратах, при сварке и в газозаполненных электрических лампах, неон – в газоразрядных трубках.

Соединения благородных газов используются в качестве сильных окислителей. В виде фторидов ксенона хранят фтор и ксенон.

Вопросы для самопроверки

I. 1) Место водорода в периодической системе.

2) Классификация соединений водорода.

II. 1) s - Элементы: степени окисления, изменение радиусов и энергий ионизации, кислотно-основные и восстановительные свойства соединений.

2) Соединения s - элементов:

а) гидриды s- элементов (природа связи, свойства);

б) соединения с кислородом; гидроксиды.

III. 1) Что определяет валентные возможности р -элементов?

2) Как изменяется устойчивость высших и низших степеней окисления в подгруппах с ростом Z?

IV. Анализируя изменение Т_пл. оксидов, ответьте на следующие вопросы:

ЭО2	СО2	SiO2	GeO2	SnO2	PbO2
Tпл.,0С	–57 под давл.				разлагается

1) Почему при переходе от СО₂ к SiO₂ резко повышается температура плавления?

2) Почему PbO₂ термически менее стабилен, чем другие оксиды IVA подгруппы?

V. Энергия связи в молекулах водорода и галогенов характеризуется следующими величинами:

	H2	F2	Cl2	Br2	I2
E, Дж·моль–1

1) Чем объясняется значительно большая энергия связи в Н₂?

2) Почему энергия связи в Г₂ сначала увеличивается с ростом Z, а затем уменьшается?

VI. Как и почему изменяются кислотно-основные свойства бескислородных (Н_nЭ) и кислородсодержащих Э(ОН)_n, Н_nЭО_m соединений р - элементов в периоде и группе?

VII. Водородные соединения р - элементов:

1) Связь, периодичность свойств, устойчивость.

2) Склонность к образованию Н-связи.

3) Особенность химической связи в В₂Н₆ (ММО).

VIII. Оксиды р - элементов. Связь и свойства.

IX. Соединения р - элементов – полупроводники.

1) Факторы, определяющие ширину запрещенной зоны.

2) Элементарные полупроводники и соединения с полупроводниковыми свойствами. Их место в периодической системе.

Х. Алмазоподобные соединения. Положение элементов, их образующих, в периодической системе. Связь и свойства.

ХI. 1) Cоединения благородных газов и способы их получения.

2) Приведите схему МО для ХеF_2.

3) Напишите уравнения реакции диспропорционирования ХеF₂, XeF₄.

Экспериментальная часть