Neon

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Gå til: navigation, søg
Egenskaber
Udseende
[[Billede:|310px]]
'
Generelt
Udseende farveløs
Andre kemiske symboler
Kemisk symbol Ne
Atomnummer 10
Grundstofserie Ædelgas
Gruppe, periode, blok 18, 2, p
CAS-nummer 7440-01-9
PubChem
E-nummer
Atomare egenskaber
Atomvægt 20,1797(6) g/mol
Atomradius {{{atomradius}}}
Kovalent radius 69 pm
Van der Waals-radius 154 pm
Elektronkonfiguration 1s² 2s² 2p6
Elektroner i hver skal 2, 8
1. ioniseringspotentiale {{{1ion}}}
2. ioniseringspotentiale {{{2ion}}}
3. ioniseringspotentiale {{{3ion}}}
4. ioniseringspotentiale {{{4ion}}}
5. ioniseringspotentiale {{{5ion}}}
6. ioniseringspotentiale {{{6ion}}}
7. ioniseringspotentiale {{{7ion}}}
8. ioniseringspotentiale {{{8ion}}}
Kemiske egenskaber
Oxidationstrin 0
Elektronegativitet 4,5 (Paulings skala)
Fysiske egenskaber
Tilstandsform Gas
Krystalstruktur Kubisk fladecentreret
Massefylde (fast stof)
Massefylde (væske)
Massefylde (gas) (0 °C, 101,325 kPa) 0,9002 g/L
Smeltepunkt 24.56K / −248,59 °C
Kogepunkt 27.07K / −246,08 °C
Kritisk punkt 44,4K, 2,76 MPa
Smeltevarme 0,3317 kJ/mol
Fordampningsvarme 1,7326 kJ/mol
Varmefylde (25 °C) 20,786 J·mol–1K–1
Varmeledningsevne (300 K) 0,0493 W·m–1K
Varmeudvidelseskoeff.
Elektrisk resistivitet
Magnetiske egenskaber Ikke magnetisk
Mekaniske egenskaber
Youngs modul
Forskydningsmodul
Kompressibilitetsmodul
Poissons forhold
Hårdhed (Mohs' skala)
Hårdhed (Vickers)
Hårdhed (Brinell)
Sikkerhed
R-sætninger
S-sætninger
Faresymboler
Kilder

Neon (af græsk νέον, neon, "ny") er det 10. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Ne. Under normale tryk- og temperaturforhold optræder denne ædelgas som en farve-, lugt- og smagsløs gas. Neon blev opdaget i 1898 af William Ramsay og Morris William Travers.

Egenskaber[redigér | redigér wikikode]

Neon er den næstletteste ædelgas efter helium. Når det bruges i et udladningsrør, giver det et rødorange lys; ved normale driftsspændinger og -strømme er neon den ædelgas, der giver det mest intense lys. Selv om dette lys forekommer som rødorange set med menneskelige øjne, indeholder det en kraftig grøn spektrallinje, der dog først ses, når lyset deles op i et spektrum.

Kemiske egenskaber[redigér | redigér wikikode]

Som alle ædelgasser undtagen helium har frie neonatomer 8 elektroner i yderste elektronskal og opfylder derfor oktetreglen egenhændigt uden at indgå i kemiske forbindelser med andre atomer. Enhver kemisk forbindelse med et andet stof ville tværtimod bringe neon i uoverensstemmelse med oktetreglen, så for neon (og andre lette ædelgasser) er det populært sagt "ufordelagtigt" at indgå i kemiske forbindelser med noget som helst.

Til gengæld har man, ved hjælp af massespektroskopi og optisk spektroskopi, påvist eksistensen af ionerne Ne+, (NeAr)+, (NeH)+ og (HeNe)+, og dertil kan neon også danne et ustabilt hydrat.[1]

Biologisk rolle[redigér | redigér wikikode]

Neon spiller ingen rolle for levende organismer: Det er ikke giftigt i og med det ikke kan indgå i kemiske forbindelser og på den måde forstyrre organismens kemi. Dog kan gassen stadig fortrænge luftens indhold af livsvigtig ilt og dermed forårsage kvælning.

Tekniske anvendelser[redigér | redigér wikikode]

Et "ægte" neonrør bøjet i facon som neons kemiske symbol: Det viser neonplasmaets karakteristiske rødorange lys.

En af de mest velkendte anvendelser for neon er de såkaldte neonrør, der ofte ses i lysende reklameskilte: Det første af slagsen blev konstrueret i december 1910, og i 1920 var de i brug i alle egne af verden. Som billedet til venstre viser, lyser neon med en rødorange farve; andre farver skabes ved at tilsætte andre gasarter, men alligevel er "neonrør" gået ind i den almindelige sprogbrug som betegnelse for alle sådanne kulørte udladningsrør. Eksempelvis får man ultraviolet lys ved at bruge argon og en smule kviksølv, og ved hjælp af fluorescerende stoffer på rørets inderside, farvede glasrør og/eller farvefiltre på ydersiden kan man frembringe et bredt sortiment af farver.

Neon benyttes også i andre, mere specielle "udladningsrør", herunder i Helium-Neon-lasere, og desuden i radiorør, højspændingsindikatorer m.v.

Flydende neon bruges også som et ganske effektivt kølemiddel til at opnå meget lave temperaturer: Liter for liter er neon 40 gange mere effektivt som kølemiddel end helium (og tre gange mere effektivt end brint)[1], og da neon er langt billigere at bruge end helium, finder sidstnævnte kun anvendelse til ekstremt lave temperaturer, som neon ikke rækker til.[2]

I den internationale temperaturskala fra 1990 ("ITS-90") bruges temperaturen for neons tripelpunkt, 24,5661 K, som et referencepunkt.[3]

Forekomst[redigér | redigér wikikode]

Mens neon indtager femtepladsen på en liste over de mest udbredte grundstoffer i Universet med én del ud af 750 massenheder (efter brint, helium, ilt og kulstof), er der omkring hundrede gange mindre af det i Jordens atmosfære, cirka 1 del ud af 65.000 rumfangsenheder: Ligesom for heliums vedkommende skyldes dette, at disse lette og lidet reaktive grundstoffer ved solsystemets (herunder Jordens) dannelse aldrig blev kemisk bundet i det klippemateriale, der danner de fire klippeplaneter, Merkur, Venus, Jorden og Mars. Men også Jupiter har vist sig (i data fra den kapsel som Galileo-rumsonden søsatte i denne planets ydre atmosfære) at være næsten ti gange fattigere (én del ud af 6000 masseenheder) på neon end Solen og – formodentligt – også den protoplanetariske skive, som Solsystemet blev dannet af; til gengæld indeholder Jupiter adskillige gange mere af de tunge ædelgasser end Solen: Dette tyder på, at de "is-småplaneter", der burde have forsynet Jupiter med neon, selv blev skabt et sted, hvor temperaturen var for høj til at binde neon.[4]

Udvinding[redigér | redigér wikikode]

Neon koster mellem 3 og 5 amerikanske dollar per liter, og der fremstilles på verdensplan et ton neon per år; dette er ikke meget, hvis man for eksempel skeler til neons "nabo" i det periodiske system: af fluor fremstilles der til sammenligning 2400 tons om året.

Neon kan udvindes af luften med en Linde-maskine. Når luft sammenpresses, stiger temperaturen (hvilket enhver, der har pumpet en cykel, har oplevet). Omvendt vil temperaturen falde, når luften får lov til at udvide sig. Hvis man fjerner den varme, der frigives ved sammenpresning, og derpå lader luftarten udvide sig igen, vil luftarten ende på en lavere temperatur, end den oprindelig havde. Linde-maskinen gentager denne proces – sammenpresning, afkøling og udvidelse – mange gange, hvorefter temperaturen bliver så lav, at luftarten fortætter og bliver til væske. Ved langsom opvarmning af den flydende luft fordamper først neon, derpå nitrogen og så oxygen. Herved kan de enkelte luftarter opsamles.

Historie[redigér | redigér wikikode]

Neon blev opdaget i 1898 af skotten William Ramsay og englænderen Morris W. Travers, begge kemikere: Ramsay nedkølede atmosfærisk luft til det fortættedes til en væske og kunne siden destillere henholdsvis neon, krypton og xenon efter tur ved at varme væsken ganske langsomt op.

Ramsay spurgte sin 13-årige søn til råds om navneforslag til opdagelsen: Sønnen foreslog straks "Novium – for den er jo ny!". Ramsay kunne godt lide forslaget, men endte med at beslutte sig for neon, da det passede sammen med de allerede vedtagne navne for to andre gasser; argon og krypton.

Ramsay blev tildelt Nobelprisen i kemi i 1904 for opdagelsen af en række ædelgasser, heriblandt neon.

Isotoper af neon[redigér | redigér wikikode]

Isotoper Naturlig procentdel Halverings-tid
t1/2
Radio-aktivitet Henfalds-energi MeV Henfalds-produkt
17Ne {syn.} 109,2 ms ε 14,530 17F
18Ne {syn.} 1,67 s ε 4,446 18F
19Ne {syn.} 17,34 ms ε 3,238 19F
20Ne 90,48 % Ne er stabil med 10 Neutroner
21Ne 0,27 % Ne er stabil med 11 Neutroner
22Ne 9,25 % Ne er stabil med 12 Neutroner
23Ne {syn.} 34,24 s β- 4,376 23Na
24Ne {syn.} 3,38 min β- 2,470 24Na
25Ne {syn.} 602 ms β- 7,300 25Na
26Ne {syn.} 230 ms β- 7,330 26Na
27Ne {syn.} 32 ms β- 12,670 27Na
28Ne {syn.} 14 ms β- 12,310 28Na
29Ne {syn.} 200 ms β-+ n 9,170 28Na
30Ne {syn.}  ? ms β-+ n  ? 29Na

Der findes tre stabile isotoper af neon; 20Ne, 21Ne og 22Ne. Dertil kender man 16 radioaktive neonisotoper, hvoraf 24Ne og 23Ne har de længste halveringstider; henholdsvis 3,38 minutter og 34,24 sekunder.

21Ne og 22Ne er nukleogene, dvs. de dannes ved atomkerneprocesser, primært neutronemission og alfahenfald af magnesiumisotoperne 24Mg og 25Mg. Analyser af isotopsammensætningen i overfladeklippematerialer har påvist, at 21Ne også skabes, når atomkerner af magnesium, natrium, aluminium og silicium i klippematerialerne træffes og spaltes af kosmisk stråling. Ved at analysere forekomsterne af alle de tre stabile neonisotoper kan man kvantitativt "isolere" dette kosmogene neon fra neon skabt ad bl.a. nukleogen vej og måske beregne, hvor længe overfladeklipper og meteoritter har været eksponeret direkte for den kosmiske stråling.[5]

Ligesom for xenon har man konstateret, at isotopsammensætningen af neon i vulkanske gasser har et forhøjet indhold af 20Ne og 21Ne i forhold til 22Ne sammenlignet med det neon, der findes i atmosfæren: Det tyder på, at den unge Jord fik et tilskud af neon fra Solen, som nu findes inde i jordskorpen. Fundet af tilsvarende forhøjede forekomster af 20Ne i diamanter synes at understøtte denne teori yderligere.

Kildehenvisninger[redigér | redigér wikikode]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons har medier relateret til:
  1. 1,0 1,1 Periodic table: Neon som den forelå 31. august 2007 (Linket er nu dødt og er blevet erstattet af en arkiveret version af siden). Opdateret 15. december 2003.
  2. [1] som den forelå 5. marts 2007 (Linket er nu dødt og er blevet erstattet af en arkiveret version af siden).
  3. Preston-Tomas, H. (1990). "The International Temperature Scale of 1990 (ITS-90)". Metrologia 27: 3-10
  4. Morse, David (26). "Gallileo Probe Science Result som den forelå 27. februar 2007.
  5. "Neon: Isotopes. Softciências. Som den foreslå 27. februar 2007