Argon tosiasiat (atominumero 18 tai Ar)

Argon on jalokaasu, jonka elementtimerkki on Ar ja atominumero 18. Se tunnetaan parhaiten käytöstä inerttinä kaasuna ja plasmapallojen valmistuksesta.

Nopeat tosiasiat: Argon

Löytö

Sir William Ramsay ja lordi Rayleigh löysivät argonin vuonna 1894 (Skotlanti). Ennen löytöä Henry Cavendish (1785) epäili, että ilmassa esiintyi reagoimattomia kaasuja. Ramsay ja Rayleigh eristetty argon poistamalla typpi, happi, vesi ja hiilidioksidi. He havaitsivat, että jäljellä oleva kaasu oli 0,5% kevyempi kuin typpi. Kaasun emissiospektri ei vastannut minkään tunnetun elementin spektriä.

Elektronikonfiguraatio

[Ne] 3s² 3p⁶

Sanan alkuperä

Sana argon tulee kreikan sanasta Argos, mikä tarkoittaa passiivista tai laiskaa. Tämä viittaa argonin erittäin alhaiseen kemialliseen reaktiivisuuteen.

isotoopit

Argonin tunnetaan 22 isotooppia Ar-31: stä Ar-51: een ja Ar-53: een. Luonnollinen argon on seos kolmesta stabiilista isotoopista: Ar-36 (0,34%), Ar-38 (0,06%), Ar-40 (99,6%). Ar-39 (puoliintumisaika = 269 vuotta) on määritettävä jääydinten, pohjaveden ja muinaisten kivien ikä.

Ulkomuoto

Tavallisissa olosuhteissa argon on väritön, hajuton ja mauton kaasu. Nestemäiset ja kiinteät muodot ovat läpinäkyviä, jotka muistuttavat vettä tai typpeä. Sähkökentässä ionisoitu argon tuottaa ominaista lilaa violetiksi hehkuksi.

ominaisuudet

Argonin jäätymispiste on -189,2 ° C, kiehumispiste -185,7 ° C ja tiheys 1,7837 g / l. Argonia pidetään jalo tai inertti kaasu, eikä se muodosta todellisia kemiallisia yhdisteitä, vaikkakin se muodostaa hydraatin, jonka dissosiaatiopaine on 105 atm 0 ° C: ssa. Argonin ionimolekyylejä on havaittu, mukaan lukien (ArKr)⁺, (ArXe)⁺, ja (NeAr)⁺. Argon muodostaa klatraatin b-hydrokinonilla, joka on stabiili mutta ilman todellisia kemiallisia sidoksia. Argon on kaksi ja puoli kertaa liukoisempi veteen kuin typpi, ja sen liukoisuus on suunnilleen sama kuin hapen. argon n emissiospektri sisältää tunnusomaisen sarjan punaisia ​​viivoja.

käyttötarkoitukset

Argonia käytetään sähkövalaisimissa ja loisteputkissa, valokuvaputkissa, hehkuputket, ja lasereissa. Argonia käytetään inerttinä kaasuna hitsaamisessa ja leikkaamisessa, reaktiivisten elementtien peittämisessä sekä suoja- (ei-reaktiivisessa) ilmakehässä piin ja germaniumkiteiden kasvattamiseen.

Lähteet

Argonkaasu valmistetaan fraktioimalla nestemäinen ilma. Maan ilmapiiri sisältää 0,94% argonia. Marsin ilmakehä sisältää 1,6% argon-40 ja 5 ppm argon-36.

Myrkyllisyys

Koska argon on inertti, sen ei katsota olevan myrkyllinen. Se on normaali komponentti ilmasta, jota hengitämme joka päivä. Argonia käytetään sinisessä argonlaserissa silmävikojen korjaamiseen ja kasvainten tappamiseen. Argonkaasu voi korvata typen vedenalaisissa hengitysseoksissa (Argox) auttaa vähentämään dekompressiosairauden esiintymistä. Vaikka argon ei ole myrkyllinen, se on huomattavasti tiheämpi kuin ilma. Suljetussa tilassa se voi aiheuttaa tukehtumisriskin, etenkin lähellä maanpintaa.

Alkuaineiden luokittelu

Inertti kaasu

Tiheys (g / cm3)

1,40 (@ -186 ° C)

Sulamispiste (K)

83.8

Kiehumispiste (K)

87.3

Ulkomuoto

Väritön, mauton, hajuton jalokaasu

Atomisäde (Pm): 2-

Atomimäärät (Cc / mol): 24.2

Kovalenttinen säde (Pm): 98

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

Haihtumislämpö (kJ / mol): 6.52

Debye-lämpötila (K): 85.00

Pauling-negatiivisuusluku: 0.0

Ensimmäinen ionisoiva energia (kJ / mol): 1519.6

Hilan rakenne:Kasvokeskeinen kuutio

Hilan vakio (Å): 5.260

CAS-rekisterinumero: 7440–37–1

• ensimmäinen jalokaasu löydettävä oli argonia.
• Argon hehkuu violetti kaasunpoistoputkessa. Se on plasmapalloista löytyvä kaasu.
• William Ramsay argonin lisäksi löysi kaikki jalokaasut paitsi radoni. Tämä ansaitsi hänelle 1904 -nimisen kemian palkinnon.
• Alkuperäinen argonin atomisymboli oli . Vuonna 1957 IUPAC muutti symbolin nykyiseksi ar.
• Argon on 3^rd yleisin kaasu maan ilmakehässä.
• Argonia tuotetaan kaupallisesti jakotislauksella ilmasta.
• Aineita varastoidaan argonkaasu vuorovaikutuksen estämiseksi ilmakehän kanssa.

• Brown, T. L.; Bursten, B. E.; LeMay, H. E. (2006). J. Challice; N. Folchetti, toim. Kemia: Keskeinen tiede (10. painos). Pearson koulutus. ss. 276 & 289. ISBN 978-0-13-109686-8.
• Haynes, William M., toim. (2011). CRC: n kemian ja fysiikan käsikirja (92. painos). Boca Raton, FL: CRC Press. s. 4.121. ISBN 1439855110.
• Shuen-Chen Hwang, Robert D. Lein, Daniel A. Morgan (2005). "Jalokaasut". Kirk Othmer Kemiallisen tekniikan tietosanakirja. Wiley. ss. 343–383.
• Weast, Robert (1984). CRC, kemian ja fysiikan käsikirja. Boca Raton, Florida: Kemikaaliyrityksen kustantaminen. ss. E110. ISBN 0-8493-0464-4.