Argon

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Tämä artikkeli kertoo alkuaineesta, suomalaisesta yhtyeestä katso Argon (yhtye).
KlooriArgonKalium
Ne

Ar

Kr  
 
 
Ar-TableImage.png
Yleistä
Nimi Argon
Tunnus Ar
Järjestysluku 18
Luokka Epämetalli
Lohko p
Ryhmä 18, jalokaasu
Jakso 3
Tiheys 0,001784[1]×103 kg/m3
Väri Väritön
Löytövuosi, löytäjä 1894, Sir William Ramsay, Lordi Rayleigh
Atomiominaisuudet
Atomipaino 39,948[2] amu
Atomisäde, mitattu (laskennallinen) 71 (71)[3] pm
Kovalenttisäde 97 pm
Van der Waalsin säde 188[1] pm
Orbitaalirakenne [Ne] 3s2 3p6
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 8
Hapetusluvut 0
Kiderakenne pintakeskinen kuutiollinen (FCC)[3]
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto Kaasu
Sulamispiste 83,85[3] K (−189,3 °C)
Kiehumispiste 87,30[3] K (−185,85 °C)
Moolitilavuus 22,56×10−6 m3/mol
Höyrystymislämpö 6,447[3] kJ/mol
Sulamislämpö 1,188[3] kJ/mol
Äänen nopeus 319[1] m/s kaasuna, 300 K:ssa
Muuta
Ominaislämpökapasiteetti 0,520 kJ/kg K
Lämmönjohtavuus (300 K) 0,01772[3] W/(m×K)
CAS-numero 7440-37-1
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa

Argon on järjestysluvultaan 18. alkuaine ja kuuluu jalokaasuihin. Sen kemiallinen merkki on Ar (lat. argon; kreik. αργόν, ’laiska’). Sitä on noin 0,94 prosenttia ilmakehästämme, ja se onkin maapallon yleisin jalokaasu. Argon on väritön, hajuton ja mauton inertti kaasu. Kuten muitakin jalokaasuja, argonia pidettiin pitkään reagoimattomana. Ensimmäiset tunnettu argon-yhdiste argonfluorihydridi (HArF) onnistuttiin tekemään Helsingin yliopiston kemian laitoksella elokuussa 2000.[4]

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

−189 °C:n lämpötilaan jäähdytettyä, nopeasti sulavaa argonjäätä.

Fysikaaliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argon on väritön, hajuton ja mauton kaasu. Sen tiheys on 1,784 g/l eli tiheämpää kuin ilma. Argonin kiehumispiste on 87,30 K ja sulamispiste 83,85 K. Argonilla on suhteellisen alhainen lämpökapasiteetti. Sen liukoisuus veteen on samaa luokkaa hapen kanssa.[5][6][7]

Isotoopit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argonilla on kolme pysyvää isotooppia, 36Ar, 38Ar ja 40Ar. Suurin osa ilmakehän argonista on 40Ar. Argonin isotoopeilla ei ole teollista merkitystä. Argonin isotooppia 40 käytetään yhdessä kaliumin kanssa määrittämään kivien ikää. Määritys perustuu 40K-isotoopin hajoamiseen 40Ar-isotoopiksi, jolloin näiden suhteesta saadaan määritettyä mineraalin ikä.[8][6]

Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
30Ar 20 ns Protoniemissio
31Ar 15,1 ms EC, β+
32Ar 98 ms EC, β+
33Ar 173,0 ms EC, β+
34Ar 844,5 ms EC, β+
35Ar 1,775 s EC, β+
36Ar Stabiili 0,3336 %
37Ar 35,04 d EC
38Ar Stabiili 0,0629 %
39Ar 269 a β-
40Ar Stabiili 99,6035 %
41Ar 109,34 min β-
42Ar 32,9 a β-
43Ar 5,37 min β-
44Ar 11,87 min β-
45Ar 21,48 s β-
46Ar 8,4 s β-
47Ar 700 ms β-

1 = Osuus kaikesta luonnossa esiintyvästä argonista.
Ilmoitetaan stabiileille ja erittäin pitkäikäisille isotoopeille.
Lähde:[9]

Kemialliset ominaisuudet ja yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argon kuuluu jalokaasuihin eikä muodosta normaaleissa olosuhteissa yhdisteitä. Tämä johtuu siitä, että sen elektronikonfiguraatiossa p orbitaali on täynnä. Tämä johtaa myös korkeaan ionisaatioenergiaan. Kuitenkin vuonna 2000 Markku Räsäsen johtama ryhmä Helsingin yliopistosta ilmoitti muodostaneensa HArF eli argonfluorihydridin. Ryhmä jäähdytti argonin ja vetyfluoridin seoksen 10 Kelvinin lämpötilaan sekä altisti seoksen ultraviolettisäteilylle. Argonista tunnetaan myös ArH+-ioni sekä ArF komplekseja.[7][10][11] ja eräitä metastabiileja dikationeja, joissa on sidos argonin ja piin tai argonin ja hiilen välillä[12].

Argon ei ole myrkyllistä, mutta suurina pitoisuuksina voi syrjäyttää hapen hengitysilmasta. Tällöin ihminen voi tuntea huimausta ja päänsärkyä ja lopulta tukehtua.[13]

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argonin löysi tietämättään brittiläinen kemisti Henry Cavendish 1700-luvun lopussa, kun hän tutki ilmakehän koostumusta. Hän huomasi, että yksi prosentti ilmasta ei reagoinut, mutta hän ei tutkinut kyseistä osuutta. Sata vuotta myöhemmin 1829 Lordi Rayleigh ja William Ramsay huomasivat, että ilmasta eristetyn typen tiheys oli suurempi kuin ammoniakista synteettisesti valmistetun typen. Myöhemmin Ramsay toisti Cavendishin kokeen, mutta analysoi reagoimattoman kaasun. Hän määritti sen spektrin, ja 1895 Ramsay ja Rayleigh julkistivat löytäneensä uuden alkuaineen. He nimesivät aineen kreikankielen sanan argos mukaan, joka tarkoittaa suomennettuna epäaktiivista tai laiskaa. Argon oli ensimmäinen jalokaasu, joka löydettiin, mutta loput jalokaasut löytyivät viidessä vuodessa. Molemmat palkittiin Nobelilla 1904.[10][14][15][6]

Esiintyminen ja eristäminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argon esiintyy ilmakehässä, jossa sitä on 0,94 tilavuusprosenttia. Tämän lisäksi argonia löytyy maankuoresta, mutta hyvin vähän (4 ppm) sekä maakaasussa. Argon voidaan erottaa jakotislauksen avulla ilmasta. Toinen vaihtoehto on käsitellä ilmakehän typpeä magnesiumin tai kalsiumin avulla, jolloin muodostuu nitridejä, mutta argon ei reagoi. Argon on suhteellisen halpaa, se maksaa alle euron sadalta grammalta.[5][6][3]

Vuonna 1993 Argonia tuotettiin pelkästään Yhdysvalloissa 716 000 tonnia.[16]

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Argon tuottaa Geisslerin putkeen sähkönsinisen valon.

Argonia voidaan käyttää neonin kanssa neonvaloissa, jolloin se tuottaa sinistä tai vihreää väriä. Argonia käytetään myös lasereissa, joilla voidaan parantaa ihosairauksia. Argonlasereita on käytetty myös silmäoperaatioissa. Argonia käytetään myös UV-valoissa, sillä se tuottaa huomattavissa määrin ultraviolettisäteilyä.[5][6][7]

Koska argon on normaaleissa olosuhteissa inerttiä, voidaan sitä hyödyntää monissa kohteissa. Sitä voidaan käyttää suojaukseen, kun halutaan että aine ei reagoi esimerkiksi ilman hapen kanssa. Tätä ominaisuutta hyödynnetään muun muassa hitsauksissa sekä kaarihitsauksissa. Argon on myös yksi automaattisissa palonsammutusjärjestelmissä käytettävä kaasu.[17]

Argonia käytetään hehkulampuissa, joissa metallilanka reagoisi helposti ilman kanssa. Puolijohdeteollisuudessa argonia käytetään piin ja germaniumin kiteyttämisvaiheessa estämään hapen reagoiminen niiden kanssa. Argonia käytetään pakkauskaasuna tuotteiden (muun muassa viinit) säilyvyyden parantamiseksi.[5][18][6][3]

Argonia voidaan käyttää myös eristeenä muun muassa ikkunoiden välissä.[7]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Argon.
  • N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. 2. painos. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9. (englanniksi)

Viitteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c Technical data for Argon periodictable.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  2. Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  3. a b c d e f g h i Argon Element Facts chemicool.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  4. Kemiaa kumpulassa, 2/2002, HArF – maailman ensimmäinen argonyhdiste
  5. a b c d Argon infoplease.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  6. a b c d e f Argon chemistryexplained.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  7. a b c d Argon 3rd1000.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  8. potassium-argon dating Britannica. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  9. Isotopes of Argon (Z=18) ie.lbl.gov. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  10. a b Marko Hamilo: Ilmakehän arvoituksellinen jalokaasu yhtyi Suomessa Helsingin Sanomat. 3.4.2007. Viitattu 28.1.2012.
  11. Greenwood & Earnshaw s. 891
  12. Jessica F. Lockyear et al.: Generation of the ArCF22- Dication. The Journal of Physical Chemistry Letters, 2010, 1. vsk, nro 1, s. 358–362. Artikkelin verkkoversio Viitattu 30.1.2012. (englanniksi)
  13. Kemikaalikortti - Argon Kansainväliset kemikaalikortit. Viitattu 28.1.2012.
  14. John Hudson: Suurin tiede - kemian historiaa, s. 98-99, 204-205. Suom. Kimmo Pietiläinen. Art House, 2002. ISBN 951-884-346-5.
  15. Basic Information chemicalelements.com. Viitattu 28.1.2012. (englanniksi)
  16. Greenwood & Earnshaw s. 890
  17. http://www.mako.fi/palontorjunta/index.php?id=51
  18. Lisäaineopas (pdf) 4/2009. Evira. Viitattu 28.1.2012.