Edelgase

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

Alle Edelgase sind farb- und geruchlose, nicht brennbare und kaum wasserlösliche Gase. Sie kommen atomar statt molekular vor, da sie chemisch nahezu keine Verbindungen eingehen können. Der Grund hierfür ist, dass die Energieniveaus (veraltet: „Schalen“) des Atoms abgeschlossen (d. h. vollständig mit Elektronen aufgefüllt) sind. Für ein genaueres Verständnis benötigt man die Quantenmechanik; einige wenige Edelgasverbindungen (wie z. B. XePtF₆) und Einschlussverbindungen (Klathrate) konnten inzwischen erzeugt werden.

Weiteres empfehlenswertes Fachwissen

Leitfaden zu den grundlegenden Laborkenntnissen

Wie kann man Pipetten schnell überprüfen?

Was ist der richtige Weg, um die Wiederholbarkeit bei Waagen zu überprüfen?

Geschichte

    Nach der Entdeckung der zuvor unbekannten Heliumlinie im Spektrum des Sonnenlichtes wurden die Edelgase in den Jahren von 1894 bis 1905 von Sir William Ramsay entdeckt – Helium zusammen mit John William Strutt, 3. Baron Rayleigh, Krypton, Neon und Xenon zusammen mit Morris William Travers – und in das Periodensystem eingeordnet. 1904 erhielt er dafür den Nobelpreis für Chemie. Dieser Entdeckung verdanken wir nicht nur zahlreiche Anwendungsmöglichkeiten der Edelgase in Beleuchtungs-, Schweiß- und Raumfahrttechnik, sondern auch die Entdeckung der sich periodisch wiederholenden Eigenschaften der Elemente. Dies führte zur Entwicklung des „Periodensystems der Elemente“ und zum Verständnis der Zusammenhänge zwischen dem Aufbau der Atome und den chemischen Eigenschaften der Elemente, aus denen sich die Materie unseres Universums zusammensetzt. Chemisch nahezu reaktionsunfähige Stoffe wurden so in der Chemie der Neuzeit mit zur Basis chemischer Erkenntnisse und Forschungsergebnisse.

Vorkommen und Darstellung

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

Edelgase kommen von Natur aus in der Erdatmosphäre, also unserer Luft vor. Aber nur 0,00016 % der 5,24 ml Helium pro m³ Luft bestehen aus dem Nuklid ³Helium. Der Gehalt in der Luft beträgt:

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

Die Edelgase werden in „Luftzerlegungsanlagen (LZA)“ und Niederdruck-Sauerstoff-Anlagen durch fraktionierte Destillation der Luft bzw. der Roh-Argon-Fraktion der LZA dargestellt (Luftverflüssigung). 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 Abkühlung des Erdgases auf –205 °C bleibt nur Helium gasförmig zurück. Argon fällt zudem als Nebenprodukt bei der Ammoniak-Synthese (siehe Haber-Bosch-Verfahren) an, da es sich mit ca. 10 % im Gasgemisch anreichert.

Eigenschaften

  Der Name „Edelgas“ kommt daher, dass diese Elemente der VIII. Hauptgruppe analog zu den Edelmetallen sehr reaktionsträge (inert) sind.

Ihre Atome weisen in der Außenschale acht Elektronen auf. Eine Ausnahme dabei ist Helium, das nur zwei Elektronen in der Außenschale besitzt; da die erste Schale nicht mehr Elektronen binden kann, hat das Atom trotzdem ebenfalls die höchstmögliche Anzahl an Außenelektronen.

Diese so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch betrachtet in vielen Fällen als Idealzustand eines Atoms anzusehen. Das Bestreben einen energetisch günstigeren Zustand anzustreben, kann als wesentliche Ursache für chemischen Reaktionen aufgeführt werden. Hierbei entstehen dann Moleküle oder Ionen. Vereinfacht gesagt, streben Atome häufig (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.: PF₅, SF₆ oder die unten genannten Xenonfluoride. Darüberhinaus sind viele Ionen oder Moleküle, bei denen die Edelgaskonfiguration erreicht wird, thermodynamisch instabil, wie beispielsweise CO (Kohlenstoffmonoxid), N₂O₅ (Distickstoffpentaoxid) oder selbst die bekannten Ionen O^2- (Oxid) und N^3- (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 gasförmigen Elementen bzw. sämtlichen Nichtmetallen kommen die Edelgase daher in der Luft nicht molekular, sondern nur einatomig vor. Es gibt dennoch einige künstlich erzeugte Edelgasverbindungen. Isolierbare binäre (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 heißt, sie bilden sich freiwillig und unter Energiefreisetzung aus den Elementen Xenon und Fluor.

Helium (He)

  Helium ist – der geringen Atommasse entsprechend – das Edelgas mit dem niedrigsten Siedepunkt (4,22 K), der niedrigsten Dichte (0,1785 kg/m³) und der geringsten Wasserlöslichkeit. Es ist so leicht, dass es ständig aus der Erdatmosphäre in das All entweicht – jedoch wird vom Sonnenwind auch ständig Helium nachgeliefert.

Als einziger Stoff überhaupt wird Helium unter Normaldruck auch bei noch so niedrigen Temperaturen nicht fest, und es muss selbst nahe am absoluten Nullpunkt ein Druck von mindestens 24,5 bar angewendet werden, um flüssiges Helium zu verfestigen.
Flüssiges Helium wird nahe dem absoluten Nullpunkt „suprafluid“. In diesem nur quantentheoretisch erklärbaren Zustand fließt es absolut reibungsfrei (Onnes-Effekt), in ca. 100 Atomschichten dicken Rollin-Filmen auch über Gefäßwände hinweg.

Benannt wurde Helium nach der Sonne (griech.: „helios“), da es bei der totalen Sonnenfinsternis von 1868 durch P. Janssen im Spektrum der Sonnenprotuberanzen entdeckt wurde (Spektralanalyse). P. Janssen hielt das so neuentdeckte Element für ein Metall (bis dahin waren Spektren nur bei Metallen gefunden worden) weshalb er dem Namen die für Metalle übliche Endung -ium anhängte anstatt der üblichen Endung für Edelgase -on.

Erst 1895 konnte Helium auf der Erde isoliert werden (William Ramsay), indem man uran- und thoriumhaltige Mineralien im Vakuum erhitzte (Porzellanrohr, 1200 °C). 1917 konnte es dann auch durch Erdgas- und Luftverflüssigung gewonnen werden.

Schmelztemperatur: -272,2 °C bzw. 0,96 K (bei einem Druck von 24,5 bar)
Siedetemperatur: -269,0 °C bzw. 4,2 K

Neon (Ne)

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 höhere Atommasse als Stickstoff und Sauerstoff, jene kommen allerdings nur als Moleküle vor.

Es ist insbesondere aus der Beleuchtungstechnik bekannt, da es in Leuchtröhren scharlachrotes Licht emittiert. Es wird zunehmend aber auch als Kühlmittel in der Kältetechnik genutzt

Neon bedeutet das „Neue“ (von griech. „neos“,neu); es wurde für ein so einfaches chemisches Element relativ spät, erst 1898 von William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Schmelztemperatur: -248,6 °C bzw. 24,6 K
Siedetemperatur: -246,1 °C bzw. 27,1 K

Argon (Ar)

  Argon, das häufigste (Luft enthält etwa 0,9%) und daher preiswerteste Edelgas, hat mit 1,784 kg/m³ bei 273 K eine Dichte, die nur etwas über der von Stickstoff und Sauerstoff liegt, die mit 78% beziehungsweise 21% praktisch den Restanteil der Luft ausmachen.

Im Labor kann Argon daher – wenn man die Spuren restlicher Edelgase vernachlässigt – auch gewonnen werden, wenn mit Natronkalk getrocknete und von Kohlendioxid gereinigte Luft über glühendes 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 „argos“, welches „träge“ bedeutet und sich auf das Reaktionsverhalten dieses Edelgases bezieht. Es wurde 1894 von John William Strutt und William Ramsay entdeckt.

Schmelztemperatur: -189,4 °C bzw. 83,8 K
Siedetemperatur: -185,9 °C bzw. 87,3 K

Krypton (Kr)

  Krypton, das „Verborgene“ (griech.: „kryptos“), ist bereits schwerer und somit auch leichter zu verflüssigen als Luft (Siedepunkt um 120 K, Dichte 3,749 kg/m³ bei 273 K). Nur 1,14 ml Krypton sind in 1 Kubikmeter Luft enthalten, jedoch reichert es sich als Spurengase ganz langsam in der Atmosphäre an (Nebenprodukt aus der Plutonium- und Uran-Spaltung), aus der es in Sauerstoffanlagen wieder als Kr-Xe-Konzentrat gewonnen wird (Lampen-Füllgas). Mithilfe von Fluorgas als dem stärksten aller Oxidationsmittel gelang es inzwischen, die chemische Verbindung Kryptondifluorid zu erzwingen (Redoxreaktion) – ein ätzendes, giftiges Gas, das in Kontakt mit Metallen sofort zu Krypton und Metallfluoriden zurückreagiert.

Krypton kommt vom altgriechischen Wort „kryptos“, was „verborgen“ bedeutet. Es wurde wie Neon 1898 durch William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Schmelztemperatur: -157,4 °C bzw. 115,8 K
Siedetemperatur: -153,4 °C bzw. 119,8 K

Xenon (Xe)

Xenon ist eines der seltensten Elemente der Erde, über 3 mal schwerer als Luft (Dichte 5,9 kg/m³ (273 K)) und weist eine derart niedrige Schallgeschwindigkeit auf, dass es die menschliche Stimme nach dem Einatmen in sehr tiefem Bass erklingen lässt.

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 in der Organischen Synthese eingesetzt.

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

Schmelztemperatur: -111,8 °C bzw. 161,4 K
Siedetemperatur: -108,1 °C bzw. 165,0 K

Radon (Rn)

Radon ist das schwerste elementare Gas in der Erdatmosphäre Dichte 9,73 kg/m³ (273 K) und auch das seltenste Gas überhaupt. In fester und flüssiger Form luminesziert es aufgrund seiner Radioaktivität. 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 „radius“ - 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 näher bestimmt werden. Sie nannten das Element zuerst Niton nach dem lateinischen Wort „nitens“ - leuchtend. Der Name Radon ist erst seit 1923 gebräuchlich.

Schmelztemperatur: -71,2 °C bzw. 202 K
Siedetemperatur: -62,2 °C 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.

Im Mai 2006 ergaben, einer Pressemitteilung des Paul-Scherrer-Instituts zufolge, jedoch Experimente, dass Ununbium sich chemisch ähnlich wie Quecksilber (Hg) verhält und daher der gleichen Gruppe des Periodensystems zuzuordnen ist. Diese Aussage stützt sich auf die Beobachtung von lediglich 2 Atomen.

Verwendung

Beleuchtungstechnik

Edelgase werden für Leuchtreklamen verwendet, da sie in Gasentladungsröhren charakteristische Farben ausstrahlen:

• Helium: weiß
• Neon: rot
• Argon: violett
• Krypton: gelbgrün
• Xenon: violett
• Radon: rot^[1]

Leuchtröhren oder Kaltkathodenlampen sind dünne, mit Gas unter geringem Druck gefüllte Glasrohre, deren Enden mit Elektroden verschlossen sind. Beim Anlegen einer hohen Spannung wird das Gas zum Leuchten angeregt. Die ersten praktisch einsetzbaren Leuchtröhren wurden von dem Serben Nikola Tesla entwickelt (Siehe auch: Gasentladungslampe, Glühlampe) In einer Leuchtröhre wird die positive Säule einer elektrischen Entladung ausgenutzt. Da die Leuchtröhre, anders als eine Leuchtstoffröhre, mit ungeheizten Elektroden arbeitet, benötigt 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 zulässige Spannung auf 7,5 kV. Als Vorschaltgerät wählt man einen Streufeldtransformator. Im Leerlauf liefert er eine hohe Zündspannung, die im Betrieb bei einer Belastung von 50-100 mA auf 30 % abfällt. Die Leistungsaufnahme liegt bei ca. 30 W/m.

Die Lichtausbeute beträgt ca. 30 lm/W, die Leuchtdichte ca. 3 · 10³ cd/m². Die Lebensdauer beträgt, je nach Füllgas, bis zu 20 Jahre. Sie ist unabhängig von Ein- und Ausschaltvorgängen; eine Eigenschaft, die für blinkende Leuchtreklame vorteilhaft ist.

Unter dem Namen „Kaltlichtkathodenlampen“ werden Leuchtröhren als Hintergrundbeleuchtung von Flachbildschirmen, als Lichtquelle in Scannern oder als dekorative Beleuchtung (Modding) in PCs eingesetzt.

Die Farbe der Leuchtröhre ist abhängig von der Art des eingefüllten Gases, Gasgemisches bzw. der ebenfalls verwendeten, alterungsanfälligen Nicht-Edelgase (siehe unter Leuchtröhre).

Die ersten Leuchtröhren waren mit Neon gefüllt. Umgangssprachlich werden Leuchtstoffröhren oder Kaltlichtkathodenlampen daher noch heute, unabhängig von der Farbe, als Neonröhren bezeichnet.

Tauchen

  Beim Tauchen wird ein Gemisch aus Helium, Sauerstoff und Stickstoff eingesetzt (sog. „Trimix“). Der Vorteil liegt darin, dass das Narkosepotenzial von He unabhängig vom Umgebungsdruck immer gleich Null ist. Dies bedeutet, dass keine Stickstoffnarkose (Tiefenrausch) auftritt, die beim Tauchen mit Druckluft ein Problem wird, wenn der Umgebungsdruck einen bestimmten Wert, der von Person zu Person verschieden ist, überschreitet. Erst bei einem Umgebungsdruck von >15 bar tritt bei einem hohen He-Anteil im Atemgas fallweise das sog. „HPNS“ („high pressure nervous syndrome“) auf, das sog. „Heliumzittern“. Um dies zu vermeiden fügt man dem Atemgas wieder einen bestimmten Stickstoffanteil hinzu, dessen Narkosepotenzial das HPNS unterdrücken kann. 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 Körpergeweben ist deutlich höher (Faktor 2,65) als die von N₂. Dies liegt in der kleineren Molekülgröße des He-Atoms begründet. Die Sättigung der Körpergewebe ist daher bei He um den gleichen Faktor größer als bei N₂ (vergl. Ausführungen von Bühlmann, erläutert unter ^[2]). Die Halbwertszeiten der Gewebe sind ebenfalls um den entsprechenden Faktor niedriger. Die resultierende Inertgasspannung ist dadurch ebenfalls entsprechend erhöht, 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).

Schutzgas beim Schweißen

Argon dient in großen Mengen als Schutzgas bei bestimmten Schweißvorgängen. Immer wenn luftempfindliche, also oxidierbare Metalle geschmolzen oder verschweißt werden (z. B. Aluminium, Magnesium, Titan, Molybdän), so verhindert es den Luftzutritt, der Oxid- und Nitridbildung oder gar Selbstentzündung der Leichtmetalle zur Folge haben kann. Das Lichtbogenschweißen unter Edelgasatmosphäre erspart zudem den Einsatz von Flussmittel.    
 

Weitere Verwendungen

Helium wird außerdem als unbrennbares Traggas zur Befüllung von Ballons verwendet.

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

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

In Flüssigtreibstoffraketen ersetzt Helium oft den Treibstoff, der von Turbopumpen aus den Tanks gesaugt wird, und sorgt so dafür, dass diese nicht durch den entstehenden Unterdruck implodieren. Bei anderen Flüssigraketen befördert das in Hochdrucktanks gespeicherte Helium den Treibstoff durch diesen hohen Druck in die Triebwerke.

Xenon findet wegen seiner hohen Atommasse seiner leichten Lager- und Förderfähigkeit sowie seiner Ungiftigkeit als Antriebsmedium in Ionenantrieben in der Raumfahrt Verwendung, obwohl die Ionisierbarkeit schwieriger ist als bei dem früher bevorzugten, aber giftigen Quecksilber.

Des Weiteren wird die Reaktionsträgheit der Edelgase in Glühlampen eingesetzt (aus Kostengründen meist Argon oder Krypton), um eine Reaktion anderer Gase mit dem oft über 2000 °C heißen Wolframdraht zu vermeiden.

Edelgasatmosphären sind ideale Medien, um chemische Reaktionen zu verhindern und reaktive Materialien zu schützen.

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 Hohlräumen des Wirtsgitters und wird durch van-der-Waals-Wechselwirkung an seiner Position gehalten. z. B. β-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. 1465–1467 (2001), ISSN 0044-8249
• Werner Aeschbach-Hertig: Klimaarchiv im Grundwasser, Physik in unserer Zeit 33(4), S. 160–166 (2002), ISSN 0031-9252 (Artikel über 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. ↑ Klaus Hoffmann:Kann man Gold machen? Gauner, Gaukler und Gelehrte. Aus der Geschichte der chemischen Elemente Urania-Verlag, Leipzig • Jena • Berlin 1979, keine ISBN, Seite 67
2. ↑ http://www.peter-rachow.de/buehlmann.htm

Siehe auch

Oktettregel, biatomar, Kosmochemie, Leuchtröhre, Periodensystem, Chemie, Atom