Argooni faktid (aatomnumber 18 või Ar)

Argoon on väärisgaas, mille elemendi sümbol on Ar ja aatomnumber 18. See on kõige paremini tuntud selle kasutamisega inertgaasina ja plasmagloobuste valmistamiseks.

Kiired faktid: argoon

Avastus

Argooni avastasid Sir William Ramsay ja lord Rayleigh 1894. aastal (Šotimaa). Enne avastust arvas Henry Cavendish (1785), et õhus leidub mingit reageerivat gaasi. Ramsay ja Rayleigh eraldasid argooni lämmastiku, hapniku, vee ja süsinikdioksiidi eemaldamise teel. Nad leidsid, et järelejäänud gaas oli lämmastikust 0,5% kergem. Gaasi emissioonispekter ei vastanud ühegi teadaoleva elemendi omale.

Elektroni konfiguratsioon

[Ne] 3s² 3p⁶

Sõna päritolu

Sõna argoon pärineb kreeka sõnast argos, mis tähendab passiivset või laiska. See viitab argooni äärmiselt madalale keemilisele reaktsioonivõimele.

Isotoobid

Argooni isotoope on teada 22, alates Ar-31 kuni Ar-51 ja Ar-53. Looduslik argoon on segu kolmest stabiilsest isotoobist: Ar-36 (0,34%), Ar-38 (0,06%), Ar-40 (99,6%). Ar-39 (poolestusaeg = 269 a.) On jääsüdamike, põhjavee ja tardkivimite vanuse määramine.

Välimus

Tavalistes tingimustes on argoon värvitu, lõhnatu ja lõhnatu gaas. Vedelad ja tahked vormid on läbipaistvad, meenutades vett või lämmastikku. Elektriväljas tekitab ioniseeritud argoon iseloomuliku lilla kuni violetse kuma.

Omadused

Argooni külmumistemperatuur on -189,2 ° C, keemispunkt -185,7 ° C ja tihedus 1,7837 g / l. Argooni peetakse ülbeks või inertseks gaasiks ega moodusta tõelisi keemilisi ühendeid, ehkki see moodustab 0 ° C juures hüdraadi dissotsiatsioonirõhuga 105 atm. Täheldatud on argooni ioonmolekule, sealhulgas (ArKr)⁺, (ArXe)⁺ja (NeAr)⁺. Argoon moodustab b-hüdrokinooniga klatraadi, mis on stabiilne, kuid ilma tõeliste keemiliste sidemeteta. Argoon lahustub vees kaks ja pool korda rohkem kui lämmastik, umbes sama lahustuvusega kui hapnik. Argooni omad emissioonispekter hõlmab iseloomulikku punaste joonte komplekti.

Kasutab

Argooni kasutatakse elektrituledes ja luminofoorlampides, fototorudes, hõõgtorudja laserites. Argooni kasutatakse inertgaasina keevitamisel ja lõikamisel, reaktiivsete elementide katmisel ning kaitse- (mittereaktiivses) keskkonnas räni ja germaaniumikristallide kasvatamiseks.

Allikad

Argooni gaasi valmistatakse vedela õhu fraktsioneerimisel. Maa atmosfäär sisaldab 0,94% argooni. Marsi atmosfäär sisaldab 1,6% argooni-40 ja 5 ppm argooni-36.

Toksilisus

Kuna see on inerts, peetakse argooni mittetoksiliseks. See on normaalne õhu komponent, mida me hingame iga päev. Argooni kasutatakse sinises argoonlaseris silmade defektide parandamiseks ja kasvajate hävitamiseks. Argoongaas võib asendada lämmastikku veealuses hingamissegus (Argox), et aidata vähendada dekompressioonhaiguse esinemist. Kuigi argoon ei ole mürgine, on see õhust märkimisväärselt tihedam. Suletud ruumis võib see põhjustada lämbumisohtu, eriti maapinna lähedal.

Elementide klassifikatsioon

Inertne gaas

Tihedus (g / cm3)

1,40 (@ -186 ° C)

Sulamistemperatuur (K)

83.8

Keemispunkt (K)

87.3

Välimus

Värvitu, maitsetu, lõhnatu väärisgaas

Aatomraadius (pm): 2-

Aatomimaht (cc / mol): 24.2

Kovalentne raadius (pm): 98

Spetsiifiline kuumus (@ 20 ° C J / g mol): 0.138

Aurustumissoojus (kJ / mol): 6.52

Debye temperatuur (K): 85.00

Paulingu negatiivsuse arv: 0.0

Esimene ioniseeriv energia (kJ / mol): 1519.6

Võre struktuur:Näokeskne kuup

Võre konstant (Å): 5.260

CASi registrinumber: 7440–37–1

• esimene väärisgaas avastada oli argoon.
• Argoon helendab violetne gaasi väljalasketorus. See on plasmapallidest leitav gaas.
• William Ramsay avastas lisaks argoonile ka kõik väärisgaasid välja arvatud radoon. See teenis talle 1904. aasta keemia kõrgete preemiate.
• Algne argooni sümbol oli A. 1957. aastal muutis IUPAC sümboli praeguseks Ar.
• Argoon on 3^rd Maa atmosfääris kõige tavalisem gaas.
• Argooni toodetakse kaubanduslikult fraktsionaalse destilleerimise teel õhust.
• Aineid hoitakse argooni gaas interaktsioonide vältimiseks atmosfääriga.

• Brown, T. L.; Bursten, B E.; LeMay, H E. (2006). J. Küülik; N. Folchetti, toim. Keemia: keskne teadus (10. väljaanne). Pearsoni haridus. lk. 276 & 289. ISBN 978-0-13-109686-8.
• Haynes, William M., toim. (2011). CRC keemia ja füüsika käsiraamat (92. toim.). Boca Raton, FL: CRC Press. lk. 4.121. ISBN 1439855110.
• Shuen-Chen Hwang, Robert D. Lein, Daniel A. Morgan (2005). "Üllad gaasid". Kirk Othmeri keemiatehnoloogia entsüklopeedia. Wiley. lk. 343–383.
• Weast, Robert (1984). CRC, keemia ja füüsika käsiraamat. Boca Raton, Florida: Keemilise Kummi Ettevõtte Kirjastus. lk. E110. ISBN 0-8493-0464-4.