Väärisgaasid

Allikas: Vikipeedia
(Ümber suunatud leheküljelt Inertgaas)

Väärisgaasid (vananenud nimetusega inertgaasid) on sarnaste omadustega keemiliste elementide grupp: nad on standardtingimustel lõhnatud, värvitud, monoaatomilised gaasid, millel on madal reaktsioonivõime. Kuus looduses esinevat väärisgaasi on heelium (He), neoon (Ne), argoon (Ar), krüptoon (Kr), ksenoon (Xe) ja radoon (Rn). Kõiki neid leidub vähesel määral Maa atmosfääris ja heelium on Universumis levikult teine element.

Esimese kuus perioodi kuuluvad väärisgaasid perioodilisussüsteemi 18. ehk VIIIA rühma. Võimalik, et relativistlike efektide tõttu on 14. rühma elemendil flerooviumil, erinevalt 18. rühma kuuluvast ununoktiumist[1], mõningad väärisgaasi sarnased omadused.

Väärisgaaside omadused on hästi seletatavad tänapäevaste teooriatega aatomistruktuuri kohta. Nende elektronkatte väliskihis on 8 (heeliumil 2) elektroni ehk välimine elektronkiht on "täis." Seetõttu on neil vähe kalduvusi keemilistes reaktsioonides osalemiseks. Väärisgaase sisaldavaid ühendeid on suudetud valmistada vaid mõnisada. Väärisgaaside sulamis- ja keemistemperatuuride vahe on väga väike, erinevus on alla 10 °C. See tähendab, et nad on vedelas olekus väga väikeses temperatuuride vahemikus.

Neooni, argooni ja ksenooni saab toota õhust kasutades gaasi vedeldamist ja fraktsioneerivat destillatsiooni. Heeliumit eraldatakse tavaliselt maagaasist ja radooni raadiumi radioktiivse lagunemise laguproduktidest. Väärisgaase kasutatakse tööstuses valgustites, keevitamise juures ja kosmosetööstuses. Heeliumi-hapniku hingamisgaasi kasutavad tihti tuukrid, kes peavad sukelduma sügavamale kui 55 meetrit. Sellega välditakse kõrge rõhu poolt põhjustatud hapnikumürgitust ja lämmastikunarkoosi. Peale vesiniku tuleohtlikkusest tulenevate riskide ilmnemist hakati heeliumit selle asemel õhupallides ja aerostaatõhulaevades kasutama.

Sisukord

Ajalugu [muuda]

Sõna väärisgaas tuleb saksakeelsest nimisõnast Edelgas, mille Hugo Erdmann 1898. aastal kasutusele võttis.[2] See tähistas nende madalat reaktsioonivõimet ja omab teatud analoogiat terminiga "väärismetallid" (Edelmetalle), millel on samuti madal reaktsioonivõime. Väärisgaase on nimetatud ka inertgaasideks, kuid see termin on vananenud, sest tänapäevaks on teada mitmeid väärisgaase sisaldavaid ühendeid.[3] Neid on nimetatud ka haruldasteks gaasideks,[4] kuid see on samuti ebatäpne, sest argoon moodustab olulise osa Maa atmosfäärist (0,94% mahust ja 1,3% massist).[5]

Heelium avastati Päikeselt talle iseloomulike spektrijoonte tõttu.

Pierre Janssen ja Joseph Norman Lockyer avastasid uue elemendi 18. augustil 1868, kui nad vaatlesid Päikse kromosfääri ja andsid sellele nimeks heelium kreekakeelse sõna ήλιος (ílios või helios) järgi, mis tähendab Päikest.[6] Siis polnud keemiline analüüs võimalik, kuid hiljem selgus, et heelium on väärisgaas. Henry Cavendish oli enne neid, 1784. aastal, avastanud, et õhk sisaldab väikeses koguses ainet, mis on veel väiksema reaktsioonivõimega, kui lämmastik.[7] Lord Rayleigh avastas 1895. aastal, et õhust võetud lämmastiku proovid ja keemilistest reaktsioonidest saadud lämmastiku proovid on erineva tihedusega. Koos šoti teadlase William Ramsayga oletas ta, et õhust saadud lämmastik on segunenud mingi teise gaasiga.[7] See viis eksperimendini, mille käigus õnnestus eraldada uus element argoon, mille nimi tuleb kreekakeelsest sõnast αργός (argós) ehk "mitteaktiivne".[7] Selle avastuse valguses taipasid nad, et perioodilisustabelist puudub terve klass gaase. Argooni otsimise käigus õnnestus Ramseyl esimest korda mineraali kleveiit kuumutades eraldada heelium. Dmitri Mendelejev, nõustunud tõenditega argooni ja heeliumi eksistentsi kohta, lisas väärisgaasid oma elementide süsteemi 1902. aastal 0 rühmana.[8] Tema süsteemist sai hiljem perioodilisussüsteem.[8]

Ramsey jätkas väärisgaaside otsimist, kasutades vedela õhu komponentideks lahutamiseks fraktsioneerivat destillatsiooni. Ta avastas 1898. aastal elemendid krüptoon, neoon ja ksenoon ja andis neile nimed kreekakeelsete sõnade "peidetud" (κρυπτός, kryptós), "uus" (νέος, néos) ja "võõras" ( ξένος, xénos) järgi. Radooni avastas Friedrich Ernst Dorn 1898. aastal[9] ja sellele anti nimeks radium emanation, kuid seda ei peetud väärisgaasiks enne 1904. aastat.[10] Siis avastati, et see sarnaneb omaduste poolest teistele väärisgaasidele.[10] Rayleigh ja Ramsay said 1904. aastal väärisgaaside avastamise eest Nobeli Preemia, vastavalt siis füüsikas ja keemias.[11][12] Rootsi Kuningliku Akadeemia toonane presidendi J. E. Cederblomi ütles oma kõnes, et terve uue klassi elementide leidmine on unikaalne sündmus keemia ajaloos.[12]

Väärisgaaside avastamine aitas kaasa teadmiste arenemisele aatomimudeli kohta. Prantsuse keemik Henri Moissan üritas ebaõnnestunult reageerima panna fluori, kõige elektronegatiivsemat elementi ja argooni, ühte väärisgaasidest. Teadlastel ei õnnestunud argooni ühendeid valmistada enne 20. sajandi lõppu, kuid katsed selleks aitasid arendada uusi teooriaid aatomi struktuuri kohta. Taani füüsik Niels Bohr oletas 1913. aastal eksperimentidele toetudes, et elektronid aatomis on organiseeritud kihtidena, mis ümbritsevad tuuma ja kõigil väärisgaasidel, välja arvatud heelium, on väliskihis alati kaheksa elektroni.[10] Gilbert Newton Lewis formuleeris 1916. aastal okteti reegli, mis ütleb, et kaheksa elektroni väliskihis on iga aatomi jaoks kõige stabiilsem olukord. Selline paigutus põhjustas väärisgaaside väikese reaktsioonivõime, kuna nad ei vajanud oma elektronkatte väliskihi täitmiseks enam rohkem elektrone.[13]

Neil Bartlet avastas 1962. aastal esimese väärisgaasi ühendi, ksenoonheksafluoroplaatina.[14] Varsti pärast seda avastati ka teisi väärisgaaside ühendeid: 1962. aastal radoondifluoriid (RnF2)[15] ja 1963. aastal krüptoondifluoriid (KrF2).[16] Teade esimesest stabiilsest argooniühendist saabus 2000. aastal, kui temperatuuril 40 K (−233,2 °C) valmistati argoonfluorohüdriidi (HArF).[17]

Detsembris 1998 valmistasid Venemaal Dubna linnas paikneva Tuumauuringute Ühendatud Instituudi teadlased ühe aatomi 114. elementi flerooviumi (Fl), pommitades plutooniumit kaltsiumiga[18].[19] Esialgsed katsed vihjavad, et tegemist võib olla esimese üliraske elemendiga, mis näitab väärisgaasile tüüpilisi omadusi, kuigi kuulub perioodilisustabeli 14. rühma.[20] Oktoobris 2006 valmistasid Lawrence Livermore'i rahvuslaboratooriumi ja Tuumauuringute Ühendatud Instituudi teadlased 18. rühma seitsmenda elemendi ununoktiumi pommitades kaltsiumiga kaliforniumit.[21]

Füüsikalised omadused [muuda]

Omadus[10][22] Heelium Neoon Argoon Krüptoon Ksenoon Radoon
Tihedus (g/dm³) 0,1786 0,9002 1,7818 3,708 5,851 9,97
Keemistemperatuur (K) 4,4 27,3 87,4 121,5 166,6 211,5
Sulamistäpp (K) 0,95[a] 24,7 83,6 115,8 161,7 202,2
Aurustumissoojus (kJ/mol) 0,08 1,74 6,52 9,05 12,65 18,1
Lahustuvus vees 20 °C (cm3/kg) 8,61 10,5 33,6 59,4 108,1 230
Aatomnumber 2 10 18 36 54 86
Aatomi raadius (arvutuslik) (pm) 31 38 71 88 108 120
Ionisatsioonienergia (kJ/mol) 2372 2080 1520 1351 1170 1037
Alleni elektronegatiivsus[23] 4,16 4,79 3,24 2,97 2,58 2,60
Märkused

Väärisgaasidele on omased nõrgad aatomitevahelised jõud, mistõttu neil on madalad sulamis- ja keemistemperatuurid. Standardingimustel on nad üheaatomilised gaasid, sealhulgas ka need elemendid, millele sarnase aatommassiga ained oleks tavaliselt tahked.[10] Heeliumil on võrreldes teiste elementidega mitmeid unikaalseid omadusi: selle sulamis- ja keemistemperatuurid on madalamad, kui ühelgi teisel tuntud ainel, see on ainus teadaolev element, mille juures ilmneb ülivoolavus. See on ainus element, mida ei saa standartingimustel tahkesse olekusse viia: heeliumi tahkestamiseks tuleb temperatuuril 0,95 K rakendada rõhku 25 atm (2500 KPa, 370 psi). Väärisgaasidel kuni ksenoonini on mitu stabiilset isotoopi. Radoonil stabiilseid isotoope ei ole: pikima elueaga isotoobi 222Rn poolestusaeg on 3,8 päeva ja see laguneb heeliumiks ja polooniumiks, mis omakorda laguneb pliiks.[10]

See graafik näitab ionisatsioonienergia ja aatominumbri sõltuvust. Väärisgaasidel on iga perioodi kõige suurem ionisatsioonienergia.

Väärisgaaside aatomi raadius kasvab rühmas sujuvalt ülalt alla, nagu ka teiste rühmade elementide puhul. Aatomi suurus on seotud mitmete omadustega, näiteks ionisatsioonipotentsiaal kahaneb raadiuse kasvades, kuna valentselektronid on suurte aatomite puhul tuumast kaugemal ja seetõttu hoiab tuum neid nõrgemini kinni. Väärisgaasidel on iga perioodi elementidest kõige suurem ionisatsioonienergia, mis väljendub nende elektronkonfiguratsiooni stabiilsuses ja reaktsioonivõime suhtelises puudumises.[22] Mõne raskema väärisgaasi ionisatsioonipotentsiaal on siiski piisavalt madal, et olla võrreldav teiste elementide või molekulidega. Teadmine, et ksenooni ionisatsioonipotentsiaal on võrreldav hapniku molekuli ionisatsioonipotentsiaaliga, viis katseni ksenooni platina heksafluoriidiga oksüdeerida. Tegemist on hapnikuga reageerimiseks piisavalt tugeva oksüdandiga.[14] Väärisgaasid ei saa stabiilsetelt anioonidelt elektrone vastu võtta, mis tähendab, et nende elektronafiinsus on negatiivne.[24]

Väärisgaaside makroskoopilised füüsikalised omadused jäävad nõrkade aatomitevaheliste van der Waalsi jõudude varju. Tõmbejõud kasvavad koos aatomi suurusega kuna kasvab polariseeritavus ja väheneb ionisatsiooni potentsiaal. See põhjustab rühmas süstemaatilisi trende: liikudes 18. rühmas ülalt alla, kasvavad aatomi raadius ja aatomitevahelised jõud, mistõttu kasvavad ka sulamistemperatuur, keemistemperatuur, aurustumis entalpia ja lahustuvus. Tiheduse kasv tuleneb aatomi massi suurenemisest.[22]

Väärisgaasid on standardtingimustel peaaegu ideaalsed gaasid, kuid nende kõrvalekalded ideaalse gaasi seadusest annavad vihjeid molekulide vaheliste vastasmõjude uurimiseks. John Lennard-Jones lõi 1924. aastal argooniga tehtud katsete andmete põhjal Lennard-Jones'i potentsiaalina tuntud matemaatilise mudeli, mida kasutati molekulide vaheliste vastasmõjude kirjeldamisel enne kvantmehaanika leiutamist.[25]

Keemilised omadused [muuda]

Electron shell 010 Neon - no label.svg

Väärisgaasid on standardtingimustes värvitud, lõhnatud, maitsetud ja mitte-süttivad. Neid nimetati kunagi perioodilisustabeli 0 Rühmaks, kuna arvati, et nende valents on 0 ehk nende aatomid ei saa teiste elementidega ühendeid moodustada. Hiljem avastati et osad väärisgaasid siiski moodustavad ühendeid ja see nimetus pole enam käibel.[10]

Nagu ka teiste rühmade puhul järgivad väärisgaaside elektronkonfiguratsioonid ühtset mustrit, eriti elektronkatte väliskihis, mis mõjutab keemilisi omadusi:

Z Element Elektronide arv/elektronkiht
2 heelium 2
10 neoon 2, 8
18 argoon 2, 8, 8
36 krüptoon 2, 8, 18, 8
54 ksenoon 2, 8, 18, 18, 8
86 radoon 2, 8, 18, 32, 18, 8

Väärisgaaside kõige välimine, valentselektronide kiht, mille elektronid osalevad keemiliste sidemete loomisel, on täitunud. Sellised aatomid on väga stabiilsed ja ei kipu seetõttu keemilisi sidemeid looma, elektrone liitma või loovutama.[3]

Aatomorbitalide kirjeldamisel [muuda]

Kuna väärisgaaside elektronkatte väliskihis on täiskomplekt elektrone, siis saab neid kasutada teiste elementide elektronkatate kirjeldamiseks. Selleks asendatakse sisekihid lähima kirjeldatavast elemendist perioodilisustabelis eespool asuva väärisgaasiga ja kirjutatakse välja ainult väliskiht. Näiteks süsiniku elektronkate on 1s22s22p2 ja väärisgaasi esituses [He]2s22p2. Selline kirjaviis on lühem ja teeb elementide identifitseerimise lihtsamaks.[26]

Levik ja tootmine [muuda]

Leidumine Heelium Neoon Argoon Krüptoon Ksenoon Radoon
Päikesesüsteemis (iga räni aatomi kohta)[27] 2343 2,148 0,1025 5,515 × 10−5 5,391 × 10−6 –
Maa atmosfääris (osa mahust ppm)[28] 5,20 18,20 9340,00 1,10 0,09 (0,06–18) × 10−19[29]
Tardkivimites (osa massist ppm)[22] 3 × 10−3 7 × 10−5 4 × 10−2 – – 1,7 × 10−10

Mida suurem on väärisgaasi aatominumber, seda vähem see universumis levinud on. Heelium on vesiniku järel kõige levinum element universumis ja moodustades 24% selle massist. Enamus heeliumist tekkis Suure Paugu ajal tuumasünteesi käigus, kuid selle hulk kasvab pidevalt tänu tähtedes toimuvale tuumasünteesile ja väga vähesel määral ka raskemate elementide alfalagunemise tagajärjel.[30][31] Levimus Maal järgib veidi teist loogikat, heelium on leidumise järgi maa atmosfääris alles kolmandal kohal, põhjuseks ürgse heeliumi puudumine atmosfäärist. Kuna sellel on väike aatommass ei suuda maa gravitatsiooniväli seda kinni hoida.[32] Maal eksisteeriv heelium pärineb selliste maakoores leiduvate elementide nagu uraan ja toorium alfalagunemisest ja see akumuleerub tihti maagaasi reservuaarides.[32] Argooni hulk kasvab aga kaltsium-40 beetalagunemise käigus, mida leidub samuti maakoores. Nii tekib argoon-40, mis vaatamata suhtelisele haruldusele Päikesesüsteemis on kõige levinum isotoop Maal. See protsess on kaltsium-argooni dateerimismeetodi aluseks.[33] Ksenooni hulk atmosfääris on ootamatult madal ja seda olukorda on nimetatud "puuduva ksenooni probleemiks". Ühe teooria kohaselt võib puuduv ksenoon sisalduda maakoores leiduvates mineraalides.[34] Peale ksenoon dioksiidi avastamist näitas üks uurimistöö, et ksenoon võib kvartsis räni asendada.[35] Radoon tekib litosfääris raadiumi alfalagunemise käigus. See võib läbi vundamendipragude hoonetesse imbuda ja akumuleeruda venilatsioonita ruumides. Suure radioaktiivsuse tõttu on see oluliseks terviseriskiks: ainuüksi Ameerika ühendriikides põhjustab see hinnanguliselt 21 000 surma aastas läbi kopsuvähi.[36]

Gaas Hind 2004. aastal (USD/m3)[37]
Heelium (tööstusliku puhtusega) 4,20–4,90
Heelium (labori puhtusega) 22,30–44,90
Argoon 2,70–8,50
Neoon 60–120
Krüptoon 400–500
Ksenoon 4000–5000

Neooni, argooni, krüptooni ja ksenooni toodetakse õhust. Õhk vedeldatakse ja lahutatakse fraktsioneeriva destilleerimise abil komponentideks. Heeliumit eraldatakse tavaliselt maagaasistja radooni raadiumi radioaktiivsete laguproduktide hulgast.[10] Väärisgaaside hinnad sõltuvad nende levikust: argoon on kõige odavam ja ksenoon kõige kallim.

Rakendused [muuda]

Vedelat heeliumit kasutatakse ülijuhtivate magnetite jahutamiseks tänapäevastes magnetresonantstomograafides.

Väärisgaasidel on väga madalad keemis- ja sulamistemperatuurid, mis muudab nad kasutatavaks kürogeeniliste jahutusvedelikena.[38] Vedel heelium, mis keeb 4,2 K (-268,95 C) juures, on levinud tuumamagnetresonantsspektroskoopias ja magnetresonantstomograafias kasutatavate ülijuhtivate magnetite jahutamisel.[39] Kuigi vedela neooniga ei saavutata nii madalaid temperatuur nagu heeliumiga, on selle külmutusvõimsus 40 suurem kui heeliumil ja kolm korda suurem kui vesinikul.[29]

Heeliumi kasutatakse hingamisgaasides lämmastiku asemel, sest see lahustub halvasti vedelikes, eriti lipiidides. Rõhu all, näiteks sukeldumisel, absorbeerivad veri ja koed gaase, mis põhjustab lämmastikunarkoosina tuntud anesteetilist efekti.[40] Kuna selle lahustuvus on madal, sattub vaid väike kogus heeliumi rakumembraani.[41] Kui kasutada heeliumi hingamisgaasi nagu näiteks trimix või heliox osana, siis väheneb narkootiline efekt.[41] Heeliumi vähene lahustuvus tuleb kasuks ka kessoontõve puhul.[10][42] Väiksem lahustuvus tähendab väiksema hulga gaasimullide teket sügavusest pinnale tõusmisel. Argooni peetakse parimaks kuiva ülikonna täitegaasiks.[43] Heeliumit kasutatakse ka täitegaasina tuumareaktorite kütusevarrastes.[44]

Aerostaat.

Peale Hindenburgi katastrofi 1937. aastal[45] on heelium asendanud vesiniku tõstegaasina aerostaatides ja õhupallides, kuna see on kerge ja mittesüttiv, kuigi 8,6%[46] väiksema üleslükkejõuga[10].

Paljude rakenduste puhul kasutatakse väärisgaase inertse keskkonna tekitamiseks. Õhu ja ka lämmastiku suhtes tundlike ainete sünteesimisel argooni. Tahket argooni kasutatakse väga ebastabiilsete ühendite, näiteks reaktsiooni vaheühendite uurimiseks, lõksustades viimaseid väga madalal temperatuuril inertsesse maatriksisse.[47] Heeliumi kasutatakse gaasikromatograafias kandegaasina, täitegaasina termomeetrites ja radioktiivsust mõõtvates seadmetes, nagu geigeri loendur ja mullikamber.[37] Nii heeliumi kui argoon on levinud keevituskaare ja seda ümbritsevate oksideerivate metallide kaitsmiseks atmosfäri eest keevitamise või lõikamise ajal.[29] Mõlemat kasutatakse ka teistes metallurgia protsessides ja räni tootmiseks pooljuhtide tööstuses.[29]

4 kW ksenoonlamp

Väärisgaase kasutatakse vähese reaktsioonivõime tõttu valgustites. Lämmastikuga segatud argoon on kasutusel täitegaasina hõõglampides. Krüptooni kasutatakse kvaliteetsetes pirnides, millel on kõrge värvustemperatuur. Eriti halogeenlamopides on kasutusel joodi või bromiini ühenditega segatud krüptoon. Väärisgaasid helendavad iseloomulikult, kui neid kasutada gaaslahenduslampides, nii nimetatud neoonvalgustites. Neid valgusteid nimetatakse neooni järgi, kuid sisaldavad tihti teisi gaase ja fosfaate, mis lisavad erinevaid varjundeid neooni oranž-punasele värvile. Ksenooni kasutatakse peamiselt ksenoonlampides, mille valgus sarnaneb päevavalgusele ja mis on kasutusel videoprojektorites ja autolaternates.[29]

Mõningaid väärisgaase kasutatkse meditsiinis. Heeliumit kasutatakse mõnikord lihtsustamaks astmahaigel hingamist.[29] Ksenooni kasutatakse üldnarkoosis, kuna see lahustub hästi lipiidides ja on seetõttu efektiivsem kui lämmastikoksiid ja kuna see lahkub kergesti organismist, taastub patsient kiiremini.[48] Väga radioktiivset radooni on saada ainult väga väikestes kogustes ja seda kasutatakse kiiritusravis.[10]

Värvid [muuda]

Väärisgaaside elektriliste gaasilahenduste värvid ja spektrid (alumine rida); puhtad gaasid on teises reas.
Traadiga ümbritsetud klaastorus helendab violetne valgus Traadiga ümbritsetud klaastorus helendab oranž valgus Traadiga ümbritsetud klaastorus helendab purpurne valgus Traadiga ümbritsetud klaastorus helendab valge valgus Traadiga ümbritsetud klaastorus helendab sinine valgus
Klaastorus helendab helepunaselt Klaastorus helendab punakasoranžilt Klaastorus helendab purpurselt Klaastorus helendab sinakasvalgelt Klaastorus helendab sinakasvioletselt
Punane gaasilahendustoru kujutab tähti H ja e Oranžgaasilahendustoru kujutab tähti N ja e Helesinine gaasilahendustoru kujutab tähti A ja r Valge gaasilahendustoru kujutab tähti K ja r Violetne gaasilahendustoru kujutab tähti X ja e
Heeliumi joonspekter Neooni joonspekter Argooni joonspekter Krüptooni joonspekter Ksenooni joonspekter
Heelium Neoon Argoon
("Ar"-i kujutaval pildil olevates torudes on mõnevõrra elavhõbedat)		 Krüptoon Ksenoon

Gaasilahenduse värv sõltub mitmest asjaolust, sealhulgas:[49]

  • Laengu parameetritest (voolu tihedus ja elektrivälja tugevus konkreetses punktis, temperatuur ja muud näitajad). Pane tähele värvi varieerumist gaasilahendustes ülemise rea piltidel.
  • Gaasi puhtus. Ka väike osa teatud gaase võib värvi mõjutada.
  • Gaasilahenduse toru materjal. Eelviimases reas olevad elemendisümbolid on tehtud paksust majapidamisklaasist ning neelavad UV valgust ja siniseid toone.

Viited [muuda]

  1. ↑ Clinton S. Nash Atomic and Molecular Properties of Elements 112, 114, and 118. J. Phys. Chem. 2005 vol. 109-15, lk. 3493–3500. doi:10.1021/jp050736o, PMID 16833687
  2. ↑ Edward Renouf, (1901). Noble gases. Science 13 (320): 268–270. doi:10.1126/science.13.320.268.
  3. ↑ 3,0 3,1 Ojima, Podosek 2002, lk 30
  4. ↑ Ojima, Podosek 2002, lk 4
  5. ↑ argon(Ar). Encyclopædia Britannica, 2008. Kasutatud 8. märts 2013. (Inglise keel)
  6. ↑ Oxford English Dictionary (1989), helium Vaadatud 16. detsember 2006 veebiversioonist Oxford English Dictionary Online
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 Ojima, Podosek 2002, lk 1
  8. ↑ 8,0 8,1 Mendelejev 1903, lk 497
  9. ↑ J. R. Partington (1957). Discovery of Radon Nature 179 (4566): 912.doi:10.1038/179912a0
  10. ↑ 10,00 10,01 10,02 10,03 10,04 10,05 10,06 10,07 10,08 10,09 10,10 noble gas. Encyclopædia Britannica, 2008. Kasutatud 8. märts 2013. (Inglise keel)
  11. ↑ J.E. Cederblom. The Nobel Prize in Physics 1904 Presentation Speech. 1904. nobelprize.org/. Kasutatud 8. märts 2013. (Inglise keel)
  12. ↑ 12,0 12,1 J.E. Cederblom. The Nobel Prize in Chemistry 1904 Presentation Speech. 1904. nobelprize.org/. Kasutatud 8. märts 2013. (Inglise keel)
  13. ↑ R. J. Gillespie, E. A. Robinson (2007). Gilbert N. Lewis and the chemical bond: the electron pair and the octet rule from 1916 to the present day. J Comput Chem 28 (1): 87–97.doi:10.1002/jcc.20545
  14. ↑ 14,0 14,1 Neil Bartlett (1962). Xenon hexafluoroplatinate Xe+[PtF6]–. Proceedings of the Chemical Society (6): 218. doi:10.1039/PS9620000197
  15. ↑ Paul R. Fields, Lawrence Stein, Moshe H. Zirin (1962). Radon Fluoride. Journal of the American Chemical Society 84 (21): 4164–4165. doi:10.1021/ja00880a048
  16. ↑ A. V. Grosse, A. D. Kirschenbaum, A. G. Streng, L. V. Streng (1963). Krypton Tetrafluoride: Preparation and Some Properties. Science 139 (3559): 1047–1048.doi:10.1126/science.139.3559.1047
  17. ↑ Leonid Khriachtchev, Mika Pettersson, Nino Runeberg, Jan Lundell, Markku Räsänen (2000). A stable argon compound. Nature 406 (6798): 874–876. doi:10.1038/35022551
  18. ↑ Yu. Ts. Oganessian, V. Utyonkov, Yu. Lobanov, F. Abdullin, A. Polyakov, I. Shirokovsky, Yu. Tsyganov, G. Gulbekian, et al. (1999). Synthesis of Superheavy Nuclei in the 48Ca + 244Pu Reaction. Physical Review Letters (American Physical Society) 83 (16): 3154.doi:10.1103/PhysRevLett.83.3154.
  19. ↑ Michael Woods. Chemical element No. 110 finally gets a name – darmstadtium. post-gazette.com, 9. märts 2003. Pittsburgh, PA Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  20. ↑ Gas Phase Chemistry of Superheavy Elements (loeng). Texas A&M University.
  21. ↑ Elaine Wilson. Making Meaning in Chemistry Lessons. Electronic Journal of Literacy through Science 4 (2)., (PDF) Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  22. ↑ 22,0 22,1 22,2 22,3 Greenwood 1997, lk 891
  23. ↑ Leland C. Allen, (1989). Electronegativity is the average one-electron energy of the valence-shell electrons in ground-state free atoms. Journal of the American Chemical Society 111: 9003. doi:10.1021/ja00207a003
  24. ↑ John C. Wheeler, (1997). Electron Affinities of the Alkaline Earth Metals and the Sign Convention for Electron Affinity. Journal of Chemical Education 74: 123–127.
  25. ↑ N. F. Mott, (1955). John Edward Lennard-Jones. 1894–1954. Biographical Memoirs of Fellows of the Royal Society 1: 175–184. doi:10.1098/rsbm.1955.0013.
  26. ↑ Bobrow Test Preparation Services (2007). CliffsAP Chemistry, lk 15. CliffsNotes. ISBN 0-470-13500-X
  27. ↑ Katharine Lodders. Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements. The Astrophysical Journal 591 (2): 1220–1247, 10. juuli 2003. The American Astronomical Society. (PDF) Kasutatud 10. märts 2013. (inglise keel)
  28. ↑ The Atmosphere. september 2010. National Weather Service. Kasutatud 10. märts 2013. (inglise keel)
  29. ↑ 29,0 29,1 29,2 29,3 29,4 29,5 Peter Häussinger, Reinhard Glatthaar, Wilhelm Rhode, Helmut Kick, Christian Benkmann, Josef Weber, Hans-Jörg Wunschel, Viktor Stenke, Edith Leicht, Hermann Stenger 2001. Noble Gases. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a17_485.
  30. ↑ Achim Weiss. [ Elements of the past: Big Bang Nucleosynthesis and observation]. Einstein Online Vol. 2, 2006. Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  31. ↑ A. Coc et al. (2004). Updated Big Bang Nucleosynthesis confronted to WMAP observations and to the Abundance of Light Elements. Astrophysical Journal 600 (2): 544. doi:10.1086/380121.
  32. ↑ 32,0 32,1 P. Morrison, J. Pine (1955). Radiogenic Origin of the Helium Isotopes in Rock. Annals of the New York Academy of Sciences 62 (3): 71–92.
  33. ↑ Alexandra Scherer (16. jaanuar 2007). 40Ar/39Ar dating and errors (arhiveeritud). Technische Universität Bergakademie Freiberg. Kasutatud: 9. märts 2013
  34. ↑ Chrystèle Sanloup et al. (2005). Retention of Xenon in Quartz and Earth's Missing Xenon. Science 310 (5751): 1174–1177. doi:10.1126/science.1119070.
  35. ↑ Tyler Irving. Xenon Dioxide May Solve One of Earth's Mysteries. L’Actualité chimique canadienne (Canadian Chemical News), mai 2011. Kasutatud 9. märts 2012. (Inglise keel)
  36. ↑ A Citizen's Guide to Radon. mai 2012. U.S. Environmental Protection Agency.. Kasutatud 10. märts 2013. (inglise keel)
  37. ↑ 37,0 37,1 Shuen-Chen Hwang, Robert D. Lein, Daniel A. Morgan (2005). Noble Gases. Kirk Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Wiley. lk 343–383. doi:10.1002/0471238961.0701190508230114.a01.
  38. ↑ Neon. Encarta. 2008.
  39. ↑ C. J. Zhang, X. T. Zhou, L. Yang, (1992). Demountable coaxial gas-cooled current leads for MRI superconducting magnets. Magnetics, IEEE Transactions on (IEEE) 28 (1): 957–959. doi:10.1109/20.120038.
  40. ↑ B Fowler, K. N. Ackles, G. Porlier. Effects of inert gas narcosis on behavior-a critical review. Undersea Biomed. Res. 12 (4): 369–402., 1985. (PDF) Kasutatud 10.märts 2013. (Inglise keel)
  41. ↑ 41,0 41,1 Bennett 1998, lk 176
  42. ↑ R. D. Vann (toim.). "The Physiological Basis of Decompression". 38th Undersea and Hyperbaric Medical Society Workshop 75(Phys)6-1-89: 437., 1989. Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  43. ↑ Eric Maiken. Why Argon?. 1995. Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  44. ↑ G. Horhoianu (1999). Thermal behaviour of CANDU type fuel rods during steady state and transient operating conditions. Annals of Nuclear Energy 26 (16): 1437. doi:10.1016/S0306-4549(99)00022-5.
  45. ↑ Disaster Ascribed to Gas by Experts. The New York Times: lk 1. 7. mai 1937.
  46. ↑ Craig Freudenrich. How Blimps Work. science.howstuffworks.com, 26. veebruar 2001. Kasutatud 9. märts 2013. (Inglise keel)
  47. ↑ I. R. Dunkin (1980). The matrix isolation technique and its application to organic chemistry. Chem. Soc. Rev. 9: 1–23. doi:10.1039/CS9800900001.
  48. ↑ Robert D. Sanders, Daqing Ma, Mervyn Maze (2005). Xenon: elemental anaesthesia in clinical practice. British Medical Bulletin 71 (1): 115–135. doi:10.1093/bmb/ldh034].
  49. ↑ Sidney 1999, lk 383–384.

Kirjandus [muuda]

Välislingid [muuda]

Commons-logo.svg
 Pildid, videod ja helifailid Commonsis: Väärisgaasid
Gnome-applications-science.svg Portaal Keemia
Keemiliste elementide perioodilisussüsteem
Metallid Poolmetallid Väärisgaasid Mittemetallid Leelismetallid Leelismuldmetallid Lantanoidid Aktinoidid
Heelium - Neoon - Argoon - Krüptoon - Ksenoon - Radoon

Pärit leheküljelt "http://et.wikipedia.org/w/index.php?title=Väärisgaasid&oldid=3612353"