Argon

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Argon,  18Ar
Argon ice 2.jpg
Argon u periodnom sistemu
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Argon, Ar, 18
Serija Plemeniti gasovi
Grupa, Perioda, Blok 18, 3, p
Izgled bezbojni gas
Zastupljenost 3,6 · 10-4[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 39,948[2] u
Atomski radijus (izračunat) - (147) pm
Kovalentni radijus 97 pm
Van der Waalsov radijus 188 pm
Elektronska konfiguracija [Ne] 3s2 3p6
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 8
1. energija ionizacije 1520,8 kJ/mol
2. energija ionizacije 2665,8 kJ/mol
3. energija ionizacije 3931 kJ/mol
4. energija ionizacije 5771 kJ/mol
5. energija ionizacije 7238 kJ/mol
6. energija ionizacije 8781 kJ/mol
7. energija ionizacije 11995 kJ/mol
8. energija ionizacije 13842 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje gas
Mohsova skala tvrdoće -
Kristalna struktura kubična plošno centrirana
Gustoća 1,784[3] kg/m3
Magnetizam dijamagnetičan
Tačka topljenja 83,8 K (-189,3 °C)
Tačka ključanja 87,15[4] K (-186 °C)
Molarni volumen 22,4 · 10-3 m3/mol
Toplota isparavanja 6,52[4] kJ/mol
Toplota topljenja 1,188 kJ/mol
Brzina zvuka 318 m/s pri 293,15 K
Specifična toplota 520 J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 0 S/m
Toplotna provodljivost 0,01772 W/(m · K)
Hemijske osobine
Elektrodni potencijal ?
Elektronegativnost 3,2 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
34Ar

sin

844,5 ms ε 6,061 34Cl
35Ar

sin

1,775 s ε 5,965 35Cl
36Ar

0,336 %

Stabilan
37Ar

sin

35,04 d ε 0,813 37Cl
38Ar

0,063 %

Stabilan
39Ar

sin

269 a β- 0,565 39K
40Ar

99,6 %

Stabilan
41Ar

sin

109,34 min β- 2,492 41K
42Ar

sin

32,9 a β- 0,600 42K
43Ar

sin

5,37 min β- 4,620 43K
44Ar

sin

11,87 min β- 3,550 44K
Sigurnosno obavještenje

Oznake upozorenja

Simbol nepoznat
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: nema oznaka upozorenja R
S: 9-23
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Argon (grč. αργό argó "lijen", "nereaktivan") jeste hemijski element sa simbolom Ar (do 1957. samo A[5]) i atomskim brojem 18. U periodnom sistemu elemenata nalazi se u 8. glavnoj grupi odnosno 18. IUPAC-grupi i ubraja se u plemenite gasove. Kao i drugi plemeniti gasovi, on je bezbojni, jednoatomni, izuzetno nereaktivni gas. Po mnogim fizičkim osobinama, poput tačke topljenja i ključanja ili gustoće, nalazi se između lakšeg neona i težeg kriptona.

Argon je najrasprostranjeniji plemeniti gas na Zemlji. Njegov udio u Zemljinoj atmosferi iznosi oko 0,934%. Time je on treći najzastupljeniji sastojak zraka, odmah nakon dušika i kisika. Tolika količina argona se najvećim dijelom objašnjava radioaktivnim raspadom izotopa kalija 40K, pri čemu nastaje izotop argona 40Ar.

Nakon što je otkriven i dobijen iz zraka, te nakon što je zbog svoje nereaktivnosti nazvan "plemeniti gas", takav naziv su dobili i svi ostali slični gasovi otkriveni nakon njega. Helij (od „helios“, grč. naziv za "sunce") je navodno otkriven prije njega pomoću spektroskopskog posmatranja Sunčeve svjetlosti kao i u zemaljskim uzorcima, a neon je otkriven nešto kasnije. Argon su dobili Lord Rayleigh i William Ramsay 1894. pomoću frakcione destilacije tečnog zraka. Kao veoma vrijedan plemeniti gas, on se proizvodi u velikim količinama i koristi kao zaštitni gas pri zavarivanju i proizvodnji nekih metala, ali i kao gas za punjenje gasnih sijalica (lampi).

Historija[uredi | uredi izvor]

Lord Rayleigh

Prve naznake postojanja gasa, za koji će se kasnije ispostaviti da je argon, dao je Henry Cavendish koji je 1783. istraživao reaktivnost zraka. Vršio je električna pražnjenja u tačno određenu količinu zraka, koja je bila obogaćena kisikom u odnosu 5:3. Dušik i kisik su međusobno reagirali, te su nastali dušikovi oksidi mogli biti uklonjeni. Međutim, preostala je malehna količina gasova koji nisu reagirali. Ipak, Cavendish nije uspio prepoznati da se među njima radilo o novom elementu, te nije nastavio svoja istraživanja na tom polju.[6]

Nakon što je John William Strutt Rayleigh 1892. odredio gustoću dušika izdvojenog iz zraka, primijetio je da dušik dobijen iz amonijaka ima neznatno manju gustoću. Nastale su razne špekulacije o ovom otkriću. Tako je naprimjer James Dewar smatra da se u tom slučaju radi o troatomnoj molekuli dušika N3, analogno kao i kod ozona. Rayleigh je ponovio Cavendishove eksperimente, tako što je u staklenoj kugli napunjenoj zrakom izazivao električne varnice i doveo do reakcije kisika i dušika. Nakon što je potvrdio Cavedishove rezultate o nereaktivnom ostatku u kugli, William Ramsay je 1894. ispitivao te ostatke, prevodeći gasove preko zagrijanog magnezija. Da su ti ostaci sadržavali dušik, došlo bi nastanka nitrida, te se iz smjese mogao izdvojiti dodatni dušik. Međutim, rezultati su pokazali da je došlo do povećanja gustoće što će kasnije dovesti do otkrića do tada još nepoznatnog, nereaktivnog gasa. Ramsay i Rayleigh su 31. januara 1895. konačno objavili otkriće novog elementa. Naziv novog elementa, argona, izveli su iz starogrčke riječi ἀργός argos, "nereaktivan", "lijen".[7] Nakon što je William Ramsay od 1898. ispitivao argon izdvojen iz zraka, u ostacima gasova je otkrio još tri druga elementa, plemenite gasove neon, kripton i ksenon.[8]

Prvu tehničku primjenu argon je pronašao u elektroindustriji. Između ostalog, izrađivale su se takozvane tungar (skr. od "tungsten" - volfram i argon) cijevi, ispravljači na bazi tinjalice u zaštitnoj atmosferi argona.[9]

Zastupljenost[uredi | uredi izvor]

Argon se u svemiru ubraja među vrlo česte elemente. Tamo se njegova rasprostranjenost može uporediti sa sumporom i aluminijem.[10] Međutim, u svemiru je argon tek treći najrasprostranjeniji plemeniti gas, nakon helija i neona. Pri tome se primordijalni argon, koji je pronađen u Suncu i gasovitim planetama poput Jupitera, sastoji gotovo isključivo iz izotopa 36Ar i 38Ar, dok se treći stabilni izotop, 40Ar, tamo nalazi u veoma malehnim količinama. Količinski odnos izotopa 36Ar naspram 38Ar iznosi približno 5,7.[11]

Međutim, na Zemlji je argon ubjedljivo najzastupljeniji plemeniti gas. Sačinjava 0,934% zapreminskog udjela atmosfere (neračunajući vodenu paru), pa je tako, nakon dušika i kisika, treći najzastupljeniji sastojak zraka.[12] Izotopski sastav zemaljskog argona znatno se razlikuje od primordijalnog argona u svemiru. On se sastoji iz 99% izotopa 40Ar, nastalog putem raspada izotopa kalija 40K. Nasuprot njega, primordijalni izotopi argona prisutni su u gotovo zanemarivim količinama.

Dokaz da argon nastaje raspadom izotopa kalija čak i u Zemljinoj kori, nalazi se također i u stijenama. Topljenjem stijena u Zemljinom plaštu, argon isparava, kao i helij nastao pri drugim procesima radioaktivnog raspada. Oni se nakupljaju pretežno u bazaltima u okeanskim stijenama Zemljine kore.[13] Iz stijena se argon postepeno otpušta u podzemne vode. Zbog toga se veće količine argona mogu naći u rastvorene u izvorskoj vodi koja dolazi iz većih dubina.[14]

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

Dobijanje čistog argona vrši se isključivo iz zraka, po pravilu u okvirima ukapljivanja zraka tokom Lindeovog postupka. Pri tome se argon ne izdvaja u glavnoj rektifikacijskoj koloni u postupku izdvajanja "glavnih" gasova, nego u takozvanoj argonovoj koloni. U njoj se putem rektifikacije najprije dobija sirovi argon, koji i dalje sadrži od 3% do 5% kisika i 1% dušika. Dalje se sirovi argon prerađuje u sljedećim fazama. Smjesa gasova se najprije zagrijava do sobne temperature te se povećava pritisak na 4 do 6 bara. Da bi se uklonio preostali kisik, upumpava se vodik te on u prisustvu katalizatora od plemenitih metala reagira dajuću vodu. Ona se uklanja a argon, koji se nakuplja na donjem kraju kolone, uvodi se u sljedeću kolonu gdje se izdvaja preostali dušik. Na kraju procesa preostaje argon čistoće 99,9999% (oznake argon 6.0).[15]

Drugi način dobijanja argona je proizvodnja amonijaka u Haber-Boschovom procesu kao i proizvodnja sintetskog gasa, kao što je to slučaj pri dobijanju metanola. U tom procesu, zrak se koristi kao polazna sirovina, te se tokom proizvodnog procesa argon i drugi plemeniti gasovi nakupljaju i mogu se izdvojiti iz smjese gasova. Kao i kod Lindeovog procesa, i u ovom procesu se razdvajaju različiti gasovi putem adsorpcije ili rektifikacije, pa se na kraju dobija čisti argon.[15]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Kubična-gusto pakovana struktura čvrstog argona, a = 526 pm

U normalnim uslovima pritiska i temperature, argon je jednoatomni, bezbojni gas bez mirisa i ukusa. Pri temperaturi od 87,15 K (−186 °C) se kondenzira u tečno stanje dok pri 83,8 K (−189,3 °C) prelazi u čvrsto. Kao i kod drugih plemenitih gasova, osim helija, argon se kristalizira u kubičnom kristalnom sistemu sa parametrom rešetke a = 526 pm pri 4 K.[16]

Kao i svi plemeniti gasovi, i argon ima popunjene sve elektronske ljuske (tzv. konfiguracija plemenitog gasa). Time se može objasniti da se ovaj gas nalazi u prirodi u jednoatomnom stanju te da mu je reaktivnost zanemariva. Uz gustoću od 1,784 kg/m3 pri 0 °C i 1013 hPa, argon je teži od zraka, tj. skuplja se na dnu. U faznom dijagramu, trojna tačka se nalazi na 83,8 K i 689 hPa,[17] kritična tačka na 150,86 K i 4896 kPa, dok mu je kritična gustoća 0,536 g/cm3.[14]

U vodi, ovaj gas je slabo rastvorljiv. Tako se u jednom litru vode pri 0 °C i normalnom pritisku može rastvoriti najviše 5,6 grama argona.[14]

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Kao i svi plemeniti gasovi, argon gotovo nikako ne reagira sa drugim elementima ili spojevima. Do danas poznat je samo jedan spoj argona, argon-fluorohidrid HArF,[18][19] dobijen 2000. godine u laboratoriji putem fotolize sa fluorovodikom u matrici argona pri 7,5 K, te je identificiran na osnovu novih linija u infracrvenom spektru. Međutim taj spoj se raspada na temperaturama iznad 27 K.[20] Prema proračunima, trebalo bi postojati još spojeva argona u metastabilnom stanju koji se relativno sporije raspadaju, međutim do danas nije eksperimentalno potvrđeno njihovo postojanje. Neki od primjera su hlorni analogi argon-fluorohidrita opće formule HArCl, ali i spojevi pri kojima se proton zamjenjuje drugim grupama, kao naprimjer FArCCH kao organski spoj argona ili FArSiF3 sa vezom između argona i silicija.[21] Argon gradi i određene klatrate, u kojima je on fizički "zatvoren" u prazne prostore između kristala. Pri −183 °C argon-hidrat je stabilan, ali je njegova brzina stvaranja veoma spora, da bi se desila prekristalizacija. Ako je sa ledom pomiješan i hloroform, klatrat se stvara već pri −78 °C.[22] Također je stabilan i klatrat argona u hidrohinonu.[23]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Poznata su ukupno 23 izotopa argona kao i nekoliko nuklearnih izomera. Među svim izotopima samo su tri stabilna: 36Ar, 38Ar i 40Ar i mogu se naći u prirodi. Među njima, najviše je izotopa 40Ar čiji udio u prirodnoj izotopskoj smjesi argona iznosi 99,6%. Izotopi 36Ar i 38Ar s udjelima od 0,34 % odnosno 0,06 % su veoma rijetki. Od nestabilnih izotopa 39Ar ima vrijeme poluraspada od 269 godina dok 42Ar ima 32,9 godina. Svi ostali izotopi se raspadaju mnogo brže te su im vremena poluraspada u nivou od 20 ns kod 30Ar do 35,04 dana kod 37Ar.[24]

Izotop 40Ar se koristi za određivanje starosti stijena (takozvano kalij-argonsko datiranje). Pri tome do izražaja dolazi da se nestabilni 40K sadržan u stijena polahko raspada do 40Ar. Što se više kalija raspadne do argona to je određena stijena starija.[14] Kratkoživući izotop 41Ar se može upotrijebiti za ispitivanje gasovoda i gasnih instalacija. Provodeći kroz instalacije 41Ar može se ispitivati njihova propusnost, zatvorenost ili ispravnost.[14]

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Boce argona za gašenje požara

Kao najjeftiniji plemeniti gas, dostupan u velikim količinama, argon se koristi u mnogim oblastima. Njegova proizvodnja u 1998. iznosila je oko 2 milijarde m³ odnosno 2 km³.[15] Najveći dio proizvodnje potrošen je kao zaštitni gas. Argon se koristi u svim slučajevima kada se jeftiniji dušik ne može upotrijebiti. U to se ubrajaju naprimjer procesi zavarivanja metala, kada dušik pri veoma visokim temperaturama reagira sa naprimjer titanijem, tantalom ili volframom. Argon djeluje kao inertni gas također i kod zavarivanja metala u zaštitnim atmosferama, zatim pri zavarivanju legura aluminija ili visokolegiranih čelika. Osim toga on služi u metalurgiji općenito kao zaštitni gas, naročito u proizvodnji titanija, silicija visokog stepena čistoće te za uklanjanje nečistoća pri topljenju i rafiniranju metala.

Argon se koristi i kao aditiv u ishrani (E 938) gdje služi također kao zaštitni ili potisni gas kod pakovanja namirnica i proizvodnji vina.[25]

Ovaj gas se koristi i kao sredstvo za gašenje požara, pretežno u objektima gdje se nalaze električne instalacije i uređaji te pri tome potiskuje kisik onemogućavajući širenje vatre. U tu svrhu koristi se čisti argon ili smjesa gasova zajedno sa dušikom. U analitici, argon se koristi kao inertni i zaštitni gas u gasnoj hromatografiji kao i hromatografiji induktivno-svezanom plazmom (ICP-MS i ICP OES).[15]

U oblasti proizvodnje čelika, argon ima naročito značajnu ulogu u sekundarnoj metalurgiji. Ispiranje argonom koristi se za odvođenje drugih gasova kod legiranja čelika a istovremeno i homogenizira leguru, a još veću ulogu ima u uklanjanju nepoželjenog rastvorenog dušika iz istopljenog metala.[26]

Pri ronjenju se koristi ovaj gas, naročito pri korištenju trimiksa sa helijem, kao i za punjenje ronilačkog odijela. U tom slučaju od velike važnosti je i slaba toplotna provodljivost argona, što doprinosi zaštiti ronioca od pothlađivanja.[27]

Od maja 2014. argon se nalazi na listi nedozvoljenih supstanci Svjetske antidoping agencije (WADA). Udisanjem argona uzrokuje se nedostatak kisika te se snažno aktivira nastanak vlastitog eritropoetina u tijelu (EPO). Iz istog razloga zabranjen je i ksenon.[28]

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Kao i drugi plemeniti gasovi, argon zbog svoje nereaktivnosti nema nikakvu biološku funkciju ni značaj, a nije ni otrovan. U višim koncentracijama može ugušiti čovjeka, ali samo zbog nedostatka kisika.[29] Pri pritisku od 24 bara djeluje narkotizirajuće.[30]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013
  3. ^ "Argon" u: GESTIS-baza podataka o supstancama IFA, Pristupljeno 27. april 2008.
  4. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337, doi:10.1021/je1011086
  5. ^ Argon, na stranici Web elements, pristupljeno 29. aprila 2016.
  6. ^ William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5, str. 211–216.
  7. ^ John Meurig Thomas: Argon und das nichtinerte Paar: Rayleigh und Ramsay. u: Angew. Chem. 2004, 116, str. 6578–6584, doi:10.1002/ange.200461824.
  8. ^ William Ramsay: The Rare Gases of the Atmosphere. Govor povodom dodjele Nobelove nagrade, 12. decembar 1904.
  9. ^ Fritz Von Schröter: Die Bedeutung der Edelgase für die Elektrotechnik. u: Naturwissenschaften. 1920, 8, 32, str. 627–633, doi:10.1007/BF02448916.
  10. ^ A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system. u: Space Science Reviews, 1970, 15, str. 121–146 (PDF).
  11. ^ P. R. Mahaffy, H. B. Niemann, A. Alpert, S. K. Atreya, J. Demick, T. M. Donahue, D. N. Harpold, T. C. Owen: Noble gas abundance and isotope ratios in the atmosphere of Jupiter from the Galileo Probe Mass Spectrometer. u: J. Geophys. Res. 2000, 105, str. 15061–15071 (sažetak).
  12. ^ David R. Williams: Earth Fact Sheet. NASA, Greenbelt, stanje: 20. maj 2009.
  13. ^ Chris J. Ballentine: Geochemistry: Earth holds its breath. u: Nature 2007, 449, str. 294–296, doi:10.1038/449294a.
  14. ^ a b c d e Argon. u: Römpp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, juni 2014.
  15. ^ a b c d P. Häussinger, R. Glatthaar, W. Rhode, H. Kick, C. Benkmann, J. Weber, H.-J. Wunschel, V. Stenke, E. Leicht, H. Stenger: Noble Gases. u: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2006, doi:10.1002/14356007.a17_485.
  16. ^ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. u: Acta Crystallographica Section B. 1974, 30, str. 193–204, doi:10.1107/S0567740874002469
  17. ^ A. L. Gosman, R. D. McCarty, J. G. Hust: Thermodynamic Properties of Argon from the Triple Point to 300 K at Pressures to 1000 Atmospheres. u: Nat. Stand. Ref. Data Ser. Nat. Bur. Stand. 1969, 27 (NIST).
  18. ^ Khriachtchev, L.; Pettersson, M.; Runeberg, N.; Lundell, J.; Räsänen, M. A stable argon compound, Nature (London) 2000, 406, 874
  19. ^ Miessler, Gary L., Adam Jaworski (ur.): Inorganic chemistry, Prentice Hall, 2014, str. 302, ISBN 978-0-321-81105-9
  20. ^ Leonid Khriachtchev, Mika Pettersson, Nino Runeberg, Jan Lundell, Markku Räsänen: A stable argon compound. u: Nature. 2000, 406, str. 874–876, doi:10.1038/35022551.
  21. ^ Arik Cohen, Jan Lundell, R. Benny Gerber: First compounds with argon–carbon and argon–silicon chemical bonds. u: J. Chem. Phys. 2003, 119, str. 6415–6417, doi:10.1063/1.1613631.
  22. ^ R. M. Barrer, D. J. Ruzicka: Non-stoichiometric clathrate compounds of water. Part 4. – Kinetics of formation of clathrate phases. In: Transactions of the Faraday Society. 1962, 58, S. 2262–2271, doi:10.1039/TF9625802262.
  23. ^ David R. Lide (izd.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izd. (Internet verzija: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, The Elements, str. 4-4.
  24. ^ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties (PDF). u: Nuclear Physics. 2003, vol. A 729, str. 3–128.
  25. ^ ZZulV: Dodatak 3 među općenito dozvoljenim aditivima.
  26. ^ Jörg Niederstraßer: Funkenspektrometrische Stickstoffbestimmung in niedriglegierten Stählen unter Berücksichtigung der Einzelfunkenspektrometrie, poglavlje 4: Stickstoffbewegung von der Roheisen- bis zur Stahlerzeugung (PDF), disertacija na Univerzitetu Duisburg 2002.
  27. ^ Ausrüstung: Argon. bei dir-m.com, pristupljeno 10. maja 2016.
  28. ^ Doping: Xenon und Argon explizit verboten. u Pharmazeutische Zeitung od 21. maja 2014.
  29. ^ Sigurnosni list: Argon (PDF), Linde AG, stanje: 1. juni 2006.
  30. ^ Walter J. Moore, Dieter O. Hummel: Physikalische Chemie. 4. izd., de Gruyter, 1986, ISBN 978-3-11-010979-5, str. 284.