Edelgas

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Edelgas
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Als Edelgase werden die Elemente der 8. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet (fr√ľher auch: Nullgruppe; nach der neueren Nummerierung der IUPAC: Gruppe 18). Es sind die Elemente: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon und Ununoctium.

Gruppe 18
Hauptgruppe 8
Periode
1 2
He
2 10
Ne
3 18
Ar
4 36
Kr
5 54
Xe
6 86
Rn
7 118
Uuo

Alle Edelgase sind farb- und geruchlose, nicht brennbare und kaum wasserl√∂sliche Gase. Sie kommen nur atomar vor, d. h. nicht molekular, da sie chemisch nahezu keine Verbindungen eingehen k√∂nnen. Der Grund hierf√ľr ist, dass die Energieniveaus (veraltet: ‚ÄěSchalen‚Äú) des Atoms abgeschlossen ‚Äď d.¬†h. vollst√§ndig mit Elektronen aufgef√ľllt ‚Äď sind (f√ľr ein genaueres Verst√§ndnis ben√∂tigt man die Quantenmechanik). Dennoch konnten einige wenige Edelgasverbindungen (wie z.¬†B. XePtF6) und Einschlussverbindungen (Klathrate) erzeugt werden.

Inhaltsverzeichnis

Geschichte

Im Spektrum des Sonnenlichts wurde Helium erstmals entdeckt
Erdatmosphäre

Nach der Entdeckung der zuvor unbekannten Heliumlinie im Spektrum des Sonnenlichtes durch Pierre Janssen wurden die Edelgase in den Jahren von 1894 bis 1905 von Sir William Ramsay isoliert ‚Äď Helium zusammen mit John William Strutt, 3. Baron Rayleigh, Krypton, Neon und Xenon zusammen mit Morris William Travers. Ramsay erhielt daf√ľr 1904 den Nobelpreis f√ľr Chemie. Die Reaktionsunf√§higkeit dieser Gase trug wesentlich zu der Erkenntnis bei, dass sich die chemischen Eigenschaften der Elemente periodisch wiederholen. Dies war von Bedeutung f√ľr die Entwicklung des ‚ÄěPeriodensystems der Elemente‚Äú und das Verst√§ndnis der Zusammenh√§nge zwischen dem Aufbau der Atome und den chemischen Eigenschaften der Elemente, aus denen sich die Materie unseres Universums zusammensetzt.

F√ľr die Edelgase wurden auch zahlreiche Anwendungsm√∂glichkeiten in der Beleuchtungstechnik (z.¬†B. Neonr√∂hre), Schwei√ütechnik (als Schutzgas) und Raumfahrttechnik sowie als Traggas (Ballonf√ľllung) gefunden.

Vorkommen und Darstellung

Helium ist nach Wasserstoff das zweithäufigste Element im Universum. Siehe dazu den Hauptartikel Kosmochemie

Auf der Erde sind Edelgase erheblich seltener, sie kommen von Natur aus in der Erdatmosphäre, also unserer Luft vor. Ihr Gehalt in der Luft beträgt:

Argon 0,934 Vol.-% = 9,34 l/m3
Neon 18,18 ppm = 18,18 ml/m3
Helium 5,24 ppm
Krypton 1,14 ppm
Xenon 0,087 ppm = 87 ppb
Radon Spuren

Das radioaktive Zerfallsprodukt Radon kommt nur in Spuren im ppt-Bereich (parts per trillion) von etwa 1000 Atomen pro Liter Bodenluft vor ‚Äď insbesondere in einigen unterirdischen Stollen, H√∂hlen und unter anderem auch in Kellern.

Die Edelgase werden in ‚ÄěLuftzerlegungsanlagen (LZA)‚Äú und Niederdruck-Sauerstoff-Anlagen durch fraktionierte Destillation der Luft bzw. der Roh-Argon-Fraktion der LZA dargestellt (Luftverfl√ľssigung). Aufgrund ihrer Seltenheit sind Krypton, Xenon und Neon wesentlich teurer als Argon und Helium.

Das meiste Helium wird aus Erdgasen gewonnen, in dem es bis zu ca. 8¬†% vorhanden ist, vor allem amerikanische Quellen weisen einen hohen Heliumanteil auf. Bei der Abk√ľhlung des Erdgases auf ‚Äď205¬†¬įC bleibt nur Helium gasf√∂rmig zur√ľck. Argon f√§llt zudem als Nebenprodukt bei der Ammoniak-Synthese (siehe Haber-Bosch-Verfahren) an, da es sich mit ca. 10¬†% im Gasgemisch anreichert.

Eigenschaften

Der Name ‚ÄěEdelgas‚Äú kommt daher, dass diese Elemente der VIII. Hauptgruppe analog zu den Edelmetallen sehr reaktionstr√§ge (inert) sind. Das liegt daran, dass die Au√üenschalen ihrer Atome mit der h√∂chstm√∂glichen Elektronenanzahl besetzt sind. Das sind beim Helium zwei Elektronen - die erste Schale kann nicht mehr enthalten - und bei den anderen Edelgasen acht.

Diese so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch betrachtet in vielen F√§llen als Idealzustand eines Atoms anzusehen. Das Bestreben, einen energetisch g√ľnstigeren Zustand anzustreben, kann als wesentliche Ursache f√ľr chemischen Reaktionen aufgef√ľhrt werden. Hierbei entstehen dann Molek√ľle oder Ionen. Vereinfacht gesagt, streben Atome h√§ufig (aber nicht immer) eine Edelgaskonfiguration an. Allerdings ist der Sachverhalt in Wahrheit um einiges komplizierter. So gibt es eine Unzahl an chemischen Verbindungen, in denen nicht alle Atome die Edelgaskonfiguration besitzen, die aber trotzdem stabil sind, z.¬†B.: Phosphorpentafluorid (PF5), Schwefelhexafluorid (SF6) oder die unten genannten Xenonfluoride. Dar√ľber hinaus sind viele Ionen oder Molek√ľle, bei denen die Edelgaskonfiguration erreicht wird, thermodynamisch instabil, wie beispielsweise CO (Kohlenstoffmonoxid), N2O5 (Distickstoffpentoxid) oder selbst die bekannten Ionen O2‚ąí (Oxid) und N3‚ąí (Nitrid). Letztere kann man nur in Kombination mit Kationen als Salze isolieren. Die Gitterenergie dieser Salze kompensiert dabei die Energie, die aufgebracht werden muss, um diese Anionen zu erzeugen.

Im Unterschied zu allen anderen gasf√∂rmigen Elementen bzw. s√§mtlichen Nichtmetallen kommen die Edelgase daher in der Luft nicht molekular, sondern nur einatomig vor. Es gibt dennoch einige k√ľnstlich erzeugte Edelgasverbindungen. Isolierbare bin√§re (aus zwei Elementen bestehende) Verbindungen sind XeF6, XeF4, XeF2, KrF2, XeO3, XeO4. Die ersten Vertreter wurden Mitte der 60er Jahre des 20. Jahrhunderts synthetisiert. Viele sind weniger stabil als die elementaren Edelgase (z.¬†B. KrF2 und die Xenonoxide). Die Fluoride des Xenons sind aber thermodynamisch stabil, das hei√üt, sie bilden sich freiwillig und unter Energiefreisetzung aus den Elementen Xenon und Fluor.

Helium (He)

Leuchtr√∂hre, gef√ľllt mit Helium

Helium ist ‚Äď der geringen Atommasse entsprechend ‚Äď das Edelgas mit dem niedrigsten Siedepunkt (4,22 K), der niedrigsten Dichte (0,1785 kg¬∑m‚ąí3) und der geringsten Wasserl√∂slichkeit. Es ist so leicht, dass es st√§ndig aus der Erdatmosph√§re in das All entweicht ‚Äď jedoch wird vom Sonnenwind auch st√§ndig Helium nachgeliefert.

Als einziger Stoff √ľberhaupt wird Helium unter Normaldruck auch bei niedrigsten Temperaturen nicht fest, selbst nahe am absoluten Nullpunkt muss ein Druck von mindestens 24,5 bar angewendet werden, um fl√ľssiges Helium zu verfestigen.

Fl√ľssiges Helium wird nahe dem absoluten Nullpunkt ‚Äěsuprafluid‚Äú. In diesem nur quantentheoretisch erkl√§rbaren Zustand flie√üt es absolut reibungsfrei (Onnes-Effekt) in ca. 100 Atomschichten dicken Rollin-Filmen auch √ľber Gef√§√üw√§nde hinweg.

Benannt wurde Helium nach der Sonne (griech.: ‚Äěhelios‚Äú), da es bei der totalen Sonnenfinsternis von 1868 durch P. Janssen im Spektrum der Sonnenprotuberanzen entdeckt wurde (Spektralanalyse). Er hielt das so neu entdeckte Element f√ľr ein Metall (bis dahin waren Spektren nur bei Metallen gefunden worden), weshalb er dem Namen die f√ľr Metalle √ľbliche Endung -ium anh√§ngte, w√§hrend die anderen Edelgase sp√§ter die Endung -on erhielten.

Erst 1895 konnte Helium auf der Erde isoliert werden (William Ramsay), indem man uran- und thoriumhaltige Mineralien im Vakuum erhitzte (Porzellanrohr, 1200¬†¬įC). 1917 konnte es dann auch durch Erdgas- und Luftverfl√ľssigung gewonnen werden.

Schmelztemperatur: ‚ąí272,2¬†¬įC bzw. 0,96 K (bei einem Druck von 24,5 bar)
Siedetemperatur: ‚ąí269,0¬†¬įC bzw. 4,2 K

Neon (Ne)

Leuchtr√∂hre, gef√ľllt mit Neon

Neon (Gehalt in der Luft ca. 16 ml/m3) ist nach Wasserstoff und Helium das drittleichteste aller Gase (Dichte 0,8999 kg/m3 bei 273 K ). Es hat zwar eine h√∂here Atommasse als Stickstoff und Sauerstoff, jene kommen allerdings nur als Molek√ľle vor.

Es ist insbesondere aus der Beleuchtungstechnik bekannt, da es in Leuchtr√∂hren scharlachrotes Licht emittiert. Es wird zunehmend aber auch als K√ľhlmittel in der K√§ltetechnik genutzt

Neon bedeutet das ‚ÄěNeue‚Äú (von griech. ‚Äěneos‚Äú,neu); es wurde f√ľr ein so einfaches chemisches Element relativ sp√§t, erst 1898 von William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Schmelztemperatur: ‚ąí248,6¬†¬įC bzw. 24,6 K
Siedetemperatur: ‚ąí246,1¬†¬įC bzw. 27,1 K

Argon (Ar)

Leuchtr√∂hre, gef√ľllt mit Hg haltigem Argon

Argon, das h√§ufigste (Luft enth√§lt etwa 0,9¬†%) und daher preiswerteste Edelgas, hat mit 1,784 kg/m3 bei 273 K eine Dichte, die nur etwas √ľber der von Stickstoff und Sauerstoff liegt, die mit 78¬†% beziehungsweise 21¬†% den Hauptanteil der Luft ausmachen.

Im Labor kann Argon daher ‚Äď zusammen mit den restlichen Edelgase ‚Äď auch gewonnen werden, wenn mit Natronkalk getrocknete und von Kohlenstoffdioxid gereinigte Luft √ľber gl√ľhendes Kupfer geleitet und danach mit Magnesium erhitzt wird, so dass der Sauerstoff als Kupfer(II)-oxid und der Stickstoff als Magnesiumnitrid Mg3N2 gebunden werden. Das Restgas (Rohargon) besteht zu 99,8¬†% aus Argon.

Argon kommt von dem altgriechischen Wort ‚Äěargos‚Äú, welches ‚Äětr√§ge‚Äú bedeutet und sich auf das Reaktionsverhalten dieses Edelgases bezieht. Es wurde 1894 von John William Strutt und William Ramsay entdeckt.

Schmelztemperatur: ‚ąí189,4¬†¬įC bzw. 83,8 K
Siedetemperatur: ‚ąí185,9¬†¬įC bzw. 87,3 K

Krypton (Kr)

Leuchtr√∂hre, gef√ľllt mit Krypton

Krypton, das ‚ÄěVerborgene‚Äú (griech.: ‚Äěkryptos‚Äú), ist bereits schwerer und somit auch leichter zu verfl√ľssigen als Luft (Siedepunkt um 120 K, Dichte 3,749 kg¬∑m‚ąí3 bei 273 K). Nur 1,14 ml Krypton sind in 1 Kubikmeter Luft enthalten, jedoch reichert es sich als Spurengas ganz langsam in der Atmosph√§re an (Nebenprodukt aus der Plutonium- und Uran-Spaltung), aus der es in Sauerstoffanlagen wieder als Kr-Xe-Konzentrat gewonnen wird (Lampen-F√ľllgas). Mithilfe von Fluorgas als dem st√§rksten aller Oxidationsmittel gelang es inzwischen, die chemische Verbindung Kryptondifluorid zu erzwingen (Redoxreaktion) ‚Äď ein √§tzendes, giftiges Gas, das in Kontakt mit Metallen sofort zu Krypton und Metallfluoriden zur√ľckreagiert.

Krypton kommt vom altgriechischen Wort ‚Äěkryptos‚Äú, was ‚Äěverborgen‚Äú bedeutet. Es wurde wie Neon 1898 von William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Schmelztemperatur: ‚ąí157,4¬†¬įC bzw. 115,8 K
Siedetemperatur: ‚ąí153,4¬†¬įC bzw. 119,8 K

Xenon (Xe)

Leuchtr√∂hre, gef√ľllt mit Xenon

Xenon ist eines der seltensten Elemente der Erde und fast vier mal so schwer wie Luft (Dichte 5,9 kg¬∑m‚ąí3 bei 273 K). Dadurch weist es eine derart niedrige Schallgeschwindigkeit auf, dass es die menschliche Stimme nach dem Einatmen eines Xenon-Sauerstoffgemisches (79¬†% Xe zu 21¬†% O2 wie in Luft) in sehr tiefem Bass erklingen l√§sst.

Xenon wirkt außerdem in bestimmten Konzentrationsbereichen narkotisierend und wird derzeit als bessere Alternative zu bisherigen Narkosemitteln getestet, die immer noch mit Risiken verbunden sind.

Xenon ist neben dem radioaktiven Radon das einzige Edelgas, das thermodynamisch stabile Verbindungen eingeht (s. u.). Eine davon, das Xenondifluorid wird sogar als (teures) starkes Oxidationsmittel bei der Synthese organischer Chemikalien eingesetzt.

Xenon kommt von dem altgriechischen Wort ‚Äěxenos‚Äú, was fremd bzw. unbekannt bedeutet. Es wurde ebenfalls 1898 durch William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Schmelztemperatur: ‚ąí111,8¬†¬įC bzw. 161,4 K
Siedetemperatur: ‚ąí108,1¬†¬įC bzw. 165,0 K

Radon (Rn)

Radon ist das schwerste elementare Gas in der Erdatmosph√§re Dichte 9,73 kg¬∑m‚ąí3 (273 K) und auch das seltenste elementare Gas √ľberhaupt. In fester und fl√ľssiger Form luminesziert es aufgrund seiner Radioaktivit√§t. Auch die Zerfallsprodukte von Radon sind radioaktiv (Gesundheitsgefahr im Uranbergbau!), dennoch werden winzige Radonspuren bei der Radonbalneologie z.¬†B. in Bad Gastein, Karlsbad und Ischia angewendet. Das langlebigste Isotop Radon-222 hat eine Halbwertszeit von 3,824 Tagen.

Der Name Radon wurde von Radium abgeleitet aus dem es ausgast, dessen Name leitet sich vom lateinischen Wort ‚Äěradius‚Äú - Strahl ab; beide Elemente sind stark radioaktiv. Es wurde 1900 von Friedrich Ernst Dorn entdeckt, konnte aber erst 1908 von William Ramsay und Robert Whytlaw-Gray isoliert und n√§her bestimmt werden. Sie nannten das Element zuerst Niton nach dem lateinischen Wort ‚Äěnitens‚Äú - leuchtend. Der Name Radon ist erst seit 1923 gebr√§uchlich.

Schmelztemperatur: ‚ąí71,2¬†¬įC bzw. 202 K
Siedetemperatur: ‚ąí62,2¬†¬įC bzw. 211 K

Weitere Edelgase

Da in der 7. Periode der Relativistische Effekt schon eine bedeutende Rolle spielt, haben Berechnungen ergeben, dass das nächste Homologe Ununoctium wahrscheinlich kein Edelgas ist. Dagegen könnte Ununquadium ein Edelgas sein, worauf auch Tracerexperimente Hinweise geben.

Es ist auch gepr√ľft worden, ob Ununbium ein Edelgas ist. Nach einer Pressemitteilung des Paul-Scherrer-Instituts aus dem Mai 2006 ergaben Experimente jedoch, dass es sich chemisch √§hnlich wie Quecksilber (Hg) verh√§lt und daher der gleichen Gruppe des Periodensystems zuzuordnen ist. Diese Aussage st√ľtzt sich aber nur auf die Beobachtung von lediglich 2 Atomen.

Verwendung

Halogengl√ľhbirne

Beleuchtungstechnik

Edelgase werden f√ľr Leuchtreklamen verwendet, da sie in Gasentladungsr√∂hren charakteristische Farben ausstrahlen:

  • Helium: rosa
  • Neon: orange
  • Argon: blau
  • Krypton: gelbgr√ľn
  • Xenon: violett
  • Radon: rot[1]

Leuchtr√∂hren oder Kaltkathodenlampen sind d√ľnne, mit Gas unter geringem Druck gef√ľllte Glasrohre, deren Enden mit Elektroden verschlossen sind. Beim Anlegen einer hohen Spannung werden die Atome ionisiert und zum Leuchten angeregt. Da die Leuchtr√∂hre, anders als eine Leuchtstofflampe, mit ungeheizten Elektroden arbeitet, ben√∂tigt sie hohe Betriebs-Spannungen von 400¬†V (bei ca. 30¬†mm Durchmesser) bis 1000¬†Volt (bei ca. 80¬†mm Durchmesser) pro Meter. VDE-Vorschriften begrenzen die zul√§ssige Spannung auf 7,5¬†kV. Als Vorschaltger√§t w√§hlt man einen Streufeldtransformator. Im Leerlauf liefert er eine hohe Z√ľndspannung, die im Betrieb bei einer Belastung von 50-100¬†mA auf 30¬†% abf√§llt. Die Leistungsaufnahme liegt bei ca. 30¬†W/m.

Die Lichtausbeute betr√§gt ca. 30¬†lm/W, die Leuchtdichte ca. 3¬†¬∑¬†103¬†cd/m2. Die Lebensdauer betr√§gt, je nach F√ľllgas, bis zu 20 Jahre. Sie ist unabh√§ngig von Ein- und Ausschaltvorg√§ngen; eine Eigenschaft, die f√ľr blinkende Leuchtreklame vorteilhaft ist.

Unter dem Namen ‚ÄěKaltlichtkathodenlampen‚Äú werden Leuchtr√∂hren als Hintergrundbeleuchtung von Flachbildschirmen, als Lichtquelle in Scannern oder als dekorative Beleuchtung (Modding) in PCs eingesetzt.

Die Lichtfarbe ist abh√§ngig von der Art des eingef√ľllten Gases oder Gasgemisches bzw. der ebenfalls verwendeten, alterungsanf√§lligen Nicht-Edelgase (siehe unter Leuchtr√∂hre).

Die ersten Leuchtr√∂hren waren mit Neon gef√ľllt. Umgangssprachlich werden Leuchtstofflampen oder Kaltlichtkathodenlampen daher noch heute, unabh√§ngig von der Farbe, als Neonr√∂hren bezeichnet.

Tauchen

... beim Tauchen
... beim Schweißen unter Schutzgas
Metallschutzgasschweißen
1.Vorschubrichtung 2.Kontakth√ľlse 3.Schwei√üdraht 4.Schutzgas 5.Schmelzgut 6.Schwei√üraupe 7.Grundmaterial
... in Gasballons

Beim Technischen Tauchen wird unter anderem ein Gemisch aus Helium, Sauerstoff und Stickstoff eingesetzt (sog. ‚ÄěTrimix‚Äú). Der Vorteil liegt darin, dass das Narkosepotenzial von He unabh√§ngig vom Umgebungsdruck immer gleich Null ist. Dies bedeutet, dass eine Stickstoff- bzw. Inertgasnarkose (Tiefenrausch) herausgez√∂gert werden kann. Diese wird beim Tauchen mit Druckluft ein Problem, wenn der Umgebungsdruck einen bestimmten Wert, der von Person zu Person verschieden ist, √ľberschreitet. Beim Tauchen mit Trimix sind neben dem geringeren Narkosepotenzial von He weitere Sachverhalte zu beachten, die das Dekompressionsverfahren betreffen: Die Diffusionsgeschwindigkeit von He in den K√∂rpergeweben ist deutlich h√∂her (Faktor 2,65) als die von N2. Dies liegt in der kleineren Atomgr√∂√üe des He-Atoms begr√ľndet. Die S√§ttigung der K√∂rpergewebe ist daher bei He um den gleichen Faktor gr√∂√üer als bei N2.[2] Die Halbwertszeiten der Gewebe sind ebenfalls um den entsprechenden Faktor niedriger. Die resultierende Inertgasspannung ist dadurch ebenfalls entsprechend erh√∂ht, wenn Druckexposition vorliegt.

Daraus folgert bei einer identischen Druckexposition, dass bei einem Tauchgang mit einem He-N2-O2-Gemisch verglichen mit einem N2-O2-Gemisch ein höherer Inertgaspartialruck in den Geweben vorhanden sein wird. Daher ist auch nicht, wie vielfach vermutet, die Gefahr einer Dekompressionskrankheit vermindert, wenn mit He getaucht wird, sondern diese ist, abhängig vom Heliumanteil im Atemgasgemisch, fallweise erhöht. Es ergeben sich daher andere Auftauchstrategien (i. e. verminderte Geschwindigkeiten, längere Dekompressionsaufenthalte, Dekompression mit reinem O2). Zudem bringt auch die geringere Dichte des He im Vergleich mit Stickstoff einen weiteren Vorteil mit sich. Die hohe Dichte des Stickstoffs bereitet dem Taucher in großen Tiefen das Problem, dass das erforderliche Atemminutenvolumen nicht mehr bewältigt werden kann. Die ca. 7-fach geringere Dichte des Heliums kann die sich aus dem o. g. Problem ergebenden Risiken stark reduzieren.

Schutzgas beim Schweißen

Argon dient in gro√üen Mengen als Schutzgas bei bestimmten Schwei√üvorg√§ngen. Immer wenn luftempfindliche, also oxidierbare Metalle geschmolzen oder verschwei√üt werden (z.¬†B. Aluminium, Magnesium, Titan, Molybd√§n), so verhindert es den Luftzutritt, der Oxid- und Nitridbildung oder gar Selbstentz√ľndung der Leichtmetalle zur Folge haben kann. Das Lichtbogenschwei√üen unter Edelgasatmosph√§re erspart zudem den Einsatz von Flussmittel.

Weitere Verwendungen

Helium wird au√üerdem als unbrennbares Traggas zur Bef√ľllung von Ballons verwendet.

In der Kerntechnik verwendet man es als K√ľhlmittel, da es nicht radioaktiv wird und einen geringen Neutronenabsorptionsquerschnitt hat.

Weiter dient es zur Aufrechterhaltung von extrem niedrigen Temperaturen, zum Beispiel bei der K√ľhlung der Sensoren von Infrarot-Teleskopen in Satelliten, als K√ľhlmittel, da es den tiefsten Siedepunkt aller Substanzen hat.

In Fl√ľssigtreibstoffraketen wird oft der von Turbopumpen aus den Tanks gesaugte, verbrauchte Treibstoff durch Helium ersetzt, damit die Tanks durch den entstehenden Unterdruck nicht implodieren. Bei anderen Fl√ľssigraketen bef√∂rdert das in Hochdrucktanks gespeicherte Helium den Treibstoff durch diesen hohen Druck in die Triebwerke.

Xenon findet wegen seiner hohen Atommasse seiner leichten Lager- und F√∂rderf√§higkeit sowie seiner Ungiftigkeit als Antriebsmedium in Ionenantrieben in der Raumfahrt Verwendung, obwohl es schwieriger ionisierbar ist als das fr√ľher bevorzugte, aber giftige Quecksilber.

Des Weiteren wird die Reaktionstr√§gheit der Edelgase (aus Kostengr√ľnden meist Argon oder Krypton) in Gl√ľhlampen ausgen√ľtzt, um eine Reaktion anderer Gase mit dem oft √ľber 2000 ¬įC hei√üen Wolframdraht zu vermeiden.

Edelgasatmosph√§ren sind ideale Medien, um chemische Reaktionen zu verhindern und reaktive Materialien zu sch√ľtzen.

Lagerung und Transport

In großen Mengen werden Edelgase wie andere Gase in Stahlflaschen gelagert (zumeist mit 200 bar in 50 l Flaschen). Da jedoch große Mengen eines selteneren Edelgases teuer sind (Ne, Kr, Xe) und häufig nur kleine Mengen benötigt werden, wird das Edelgas bei kleinen Mengen als Einlagerungsatom in Klathraten gehandelt.

Das Edelgas befindet sich dann in den Hohlr√§umen des Wirtsgitters und wird durch van-der-Waals-Wechselwirkung an seiner Position gehalten. z. B. ő≤-Hydrochinon-Clathrat[C6H4(OH)2]3E (E=Ar, Kr, Xe)

Mögliche Besetzung der Hohlräume: Ar = 67 %, Kr = 67 bis 74 %, Xe = 88 %

Nur die in vergleichsweise größeren Mengen benötigten Edelgase Helium und Argon werden auch in Tankwagen zu Großverbrauchern transportiert.

Literatur und Links

  • Karl O. Christe: Die Renaissance der Edelgaschemie, Angewandte Chemie 113(8), S. 1465‚Äď1467 (2001), ISSN 0044-8249
  • Werner Aeschbach-Hertig: Klimaarchiv im Grundwasser, Physik in unserer Zeit 33(4), S. 160‚Äď166 (2002), ISSN 0031-9252 (Artikel √ľber die Verwendung von Edelgasisotopen im Grundwasser zur Altersbestimmung des Grundwassers)
  • C. S. Nash: Atomic and Molecular Properties of Elements 112, 114, and 118, in: Journal of Physical Chemistry A 109, S. 3493, 2005, ISSN 1089-5639

Einzelnachweise

  1. ‚ÜĎ Klaus Hoffmann:Kann man Gold machen? Gauner, Gaukler und Gelehrte. Aus der Geschichte der chemischen Elemente Urania-Verlag, Leipzig ‚ÄĘ Jena ‚ÄĘ Berlin 1979, keine ISBN, Seite 67
  2. ‚ÜĎ Die Mathematik des B√ľhlmann-Dekompressionsmodells

Weblinks


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