Реакционная способность благородных газов

ХИМИЯ РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ Ю. Н. КУКУШКИН Санкт-Петербургский государственный технологический институт

ВВЕДЕНИЕ

NOBLE GASES REACTIVITY Yu. N. KUKUSHKIN

Six chemical elements, i.e., He, Ne, Ar, Kr, Xe and Rn, were long called "inert" because they did not form compounds involving chemical bonds. This was attributed to the electronic structure of their atoms. After seventy long years since the discovery of these elements, their true chemical compounds were finally produced, thereby refuting the myth of absolute inertness of an 8-electron shell.

© Кукушкин Ю.Н., 2001

Шесть химических элементов He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn долго именовали инертными, потому что они не давали соединений с химическими связями. Это увязывали с электронным строением их атомов. Лишь через 70 лет после открытия данных элементов научились получать их истинные химические соединения, что опровергло миф об абсолютной инертности 8-электронной оболочки.

52

www.issep.rssi.ru

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева очень много предсказывает, и этому посвящено огромное число публикаций химиков, физиков, историков науки. Гораздо меньше уделено внимания тому, что было открыто вопреки ожиданиям. К числу таких открытий относятся благородные газы, которые долго и с полным основанием называли инертными. В течение 100 лет они не перестают волновать умы ученых, а временами и потрясать их. Первый благородный газ аргон, открытый англичанами Рэлеем и Рамзаем в 1894 году, омрачил 25-летний юбилей Периодического закона и его табличного выражения – Периодической системы. Аргону не было места в системе Менделеева. Это можно считать первым потрясением. Другие потрясения химики начали испытывать в 60-х годах XX столетия в связи с открытием реакционной способности благородных газов. Этот период в истории химии был назван в шутку и всерьез “кошмаром благородных газов”. Об этом в основном и пойдет речь в статье. Однако прежде совершим небольшой исторический экскурс. ПЕРЕДВИЖЕНИЕ ГРУППЫ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ ПО ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Атомная масса аргона была оценена Рэлеем и Рамзаем равной 40 атомным единицам. В шестом издании “Основ химии”, вышедшем в 1895 году, в Периодической системе в районе 40 единиц атомной массы места прочно занимали хлор (35,45), калий (39,15), кальций (40,1), скандий (44,1) и вакантного места для нового элемента не было. Юбилейное заседание Русского физико-химического общества, посвященное 25-летию Периодической системы, состоялось 14 марта 1895 года. После поздравлений в ответном слове Менделеев не мог обойти вопрос о новом химическом элементе аргоне и высказал мнение, что 40 – это не атомная масса, а молекулярная. Если принять, что молекула аргона состоит из двух атомов, то атомная масса аргона равна 20. Однако и в этом случае для нового элемента и с такой массой вакантного места в системе Менделеева не было. Тогда Дмитрий Иванович предположил, что молекула

С О Р О С О В С К И Й О Б РА З О В АТ Е Л Ь Н Ы Й Ж У Р Н А Л , Т О М 7 , № 4 , 2 0 0 1

ХИМИЯ аргона состоит из трех атомов и атомная масса равна приблизительно 13,3, что близко к атомной массе азота. Заключение Менделеева свелось к тому, что аргон – это трехатомная молекула N3 , то есть аллотропическая модификация азота. Отметим, что аргон был обнаружен в воздухе после связывания кислорода, а затем и азота. У рядом стоящего в Периодической системе кислорода имеется неустойчивая модификация О3 . Устойчивость молекулы N3 , наоборот, предполагалась очень высокой. Следует отметить, что такое же мнение высказывали и другие видные химики, например англичанин Дьюар. Были и еще более оригинальные мнения. Например, ирландский физик Стоней предположил, что аргон – это водородное соединение нового элемента инфрауглерода, одного из шести недостающих элементов первого периода, то есть расположенного между водородом и литием. Через четыре года после открытия аргона Рэлей и Рамзай выделили из воздуха неон, криптон и ксенон. Стало ясно, что в природе существует группа новых химических элементов и для нее нужно найти место в системе химических элементов. Поскольку эти новые химические элементы были исключительно инертными и не проявляли химических свойств, то по предложению бельгийского химика Эрреры, а также Рамзая и по согласованию с Менделеевым в 1900 году в Периодическую систему была введена нулевая группа химических элементов, в которую вошли названные элементы и гелий, впервые открытый спектральным методом на Солнце и много позже на Земле, а также радон – продукт радиоактивного распада радия. В седьмом издании “Основ химии”, вышедшем в 1903 году, в Периодической системе уже имелась нулевая группа. Она, естественно, располагалась перед первой группой, поскольку система арабских цифр начинается с нуля. Однако не это было главным. Номер группы в Периодической системе связан с максимальной валентностью химических элементов, проявляемой в кислородных соединениях, или с их максимальной степенью окисления. Огромные усилия химиков различных стран, направленные на выявление реакционной способности новых элементов, были тщетными. К великому удивлению, они не вступали в химическое взаимодействие ни с какими, даже самыми активными веществами, и потому был сделан вывод, что валентность и степень окисления благородных газов равны нулю. В связи с этим их называли “инертными газами”. Данное название сохранилось на многие годы, но впоследствии было заменено на термин “благородные газы”. Появление нулевой группы в Периодической системе было с удовлетворением принято химической общественностью. Известно, что Природа не любит резких

скачков. Нулевая группа как бы создала в Периодической системе буферную зону, отделив наиболее электроположительные элементы – щелочные металлы от наиболее электроотрицательных – галогенов. После того как Бор разработал модель атома водорода и усилиями многих ученых была создана теория электронного строения многоэлектронных атомов, стало ясно, что заполнение электронами валентного слоя заканчивается на атомах благородных газов. Поэтому было естественным перемещение нулевой группы химических элементов из начала Периодической системы в конец. В связи с этим возникла лишь одна формальная алогичность – нулевая группа расположилась после восьмой, то есть была нарушена система цифр. Однако это неудобство оказалось не вечным и было устранено в наше время. ЗНАЧЕНИЕ ОТКРЫТИЯ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ Открытие аргона и других благородных газов привело к существенному вкладу в интерпретацию кинетической теории газов и пролило свет на многие спектральные исследования. Оранжевая линия спектра стабильного изотопа криптона-86 принята в качестве международного эталона длины волны света. Она укладывается в 1 метр (парижский эталон) 1 650 763,73 раза. Исключительная инертность благородных газов нашла применение в электровакуумной технике, газоразрядных источниках света, в металлообрабатывающей и металлургической промышленности. Выдающийся российский фармаколог Лазарев установил, что смеси благородных газов с кислородом при вдыхании обладают анестезирующим действием. Тем самым была подтверждена теория о том, что анестезирующие свойства должны быть характерны для химически неактивных веществ. Более инертных веществ, чем благородные газы, было трудно придумать. Однако наиболее важное значение открытие благородных газов имело для развития понятия валентности, электронных представлений химической связи и учения о межмолекулярных силах. В 1916 году Коссель выдвинул гипотезу, что электронная оболочка из восьми электронов весьма устойчива и различные атомы стремятся приобрести ее путем присоединения или отщепления электронов. Например, атом хлора, электронная формула которого Cl 3s23p5 стремится принять электрон с превращением в ион Cl− с благородно-газовой электронной структурой 3s23p6. Атом натрия Na 2s22p63s1, наоборот, стремится отдать электрон с превращением в ион опять же благородно-газовой электронной структуры Na+ 2s22p6. Образование молекулы NaCl по Косселю – результат притяжения ионов Na+ и Cl−.

К У К У Ш К И Н Ю . Н . Р Е А К Ц И О Н Н А Я С П О С О Б Н О С Т Ь Б Л А ГО Р О Д Н Ы Х ГА З О В

53

ХИМИЯ В том же году Льюис пришел к заключению, что в образовании химических связей участвуют два электрона. Они обобществляются между участвующими в связи атомами, которые стремятся образовать вокруг себя благородно-газовую оболочку. Отличие этих двух концепций состоит в том, что при образовании связи за счет электронной пары атом не приобретает локализованных зарядов (Льюис), а по Косселю в молекуле атомы заряжены, то есть находятся в виде ионов. Для нас же в данном вопросе важно то, что обе концепции опирались на электронные оболочки атомов благородных газов. Со временем благородно-газовая восьмиэлектронная оболочка была почти фетишизирована. Ее рассматривали незыблемой, не способной вовлекаться в образование валентных химических связей. ОТКРЫТИЕ Н. БАРТЛЕТТА Канадский ученый Н. Бартлетт специализировался на синтезе и изучении фторидов металлов в необычно высоких степенях окисления, которые являются сильнейшими окислителями. В частности, он получил соединение PtF6 , сродство к электрону которого оценивалось величиной −160 ккал/моль. Оказалось, что оно окисляет молекулярный кислород с образованием соедине-

ния O +2 [ PtF 6 ] − . Этот факт интересен сам по себе как с теоретической, так и общехимической точки зрения. Однако Бартлетт не замкнулся на изучении этого весьма необычного соединения, а обратил внимание на то, что потенциал ионизации молекулы O2 равен 12,20 eV, то есть близок и даже несколько выше потенциала ионизации Хе (12,13 eV). Это могло означать, что молекула PtF6 способна оторвать электрон и от атома ксенона, то есть способна вовлечь во взаимодействие его восьмиэлектронную оболочку. Проведенный в 1962 году эксперимент показал, что пары PtF6 интенсивно красного цвета при взаимодействии с бесцветным газом ксеноном при комнатной температуре приводят к визуально фиксируемой реакции с образованием желтооранжевого вещества. На рис. 1, присланном Н. Бартлеттом по просьбе автора, эта реакция иллюстрируется весьма эффектно. Для смешивания реагентов стеклянная перегородка в реакционной ячейке разбивалась никелевыми шариками, находящимися в верхнем (справа) отростке, заполненном ксеноном. Предварительные анализы позволили приписать полученному соединению формулу XePtF6 , то есть аналогичную формуле соединения с молекулярным кислородом. Последующие исследования показали, что в зависимости от соотношения Xe и PtF6 получается продукт, состав которого укладывается между формулами XePtF6 и Xe(PtF6)2 , то есть Xe(PtF6)x (1 < x < 2). Несомненно было то, что Бартлетт получил соединение, в котором в химическое взаимодействие была вовлечена восьмиэлектронная оболочка ксенона. Таким образом был разрушен миф об абсолютной инертности благородно-газовой электронной оболочки. Этот миф существовал почти половину XX века, и два поколения химиков свято в него верили.

Ксенон

Ксенон

Ад Xe дукт PtF 6

Нил Бартлетт, 1998 год

54

Рис. 1. Реакционная ячейка до и после реакции Xe с PtF6

С О Р О С О В С К И Й О Б РА З О В АТ Е Л Ь Н Ы Й Ж У Р Н А Л , Т О М 7 , № 4 , 2 0 0 1

ХИМИЯ ОТКРЫТИЕ КЛАССЕНА Без большого преувеличения можно сказать, что открытие Бартлетта привлекло внимание химиков всего мира. На него мгновенно откликнулись специалисты из Аргоннской национальной лаборатории США Классен и его сотрудники Мальм и Селиг. Они повторили опыты Бартлетта и также убедились, что в продукте реакции Хе и PtF6 не соблюдается соотношение 1 : 1. На этом основании Классен предположил, что PtF6 в данной реакции играет роль фторирующего реагента и соответствующую реакцию можно описать уравнением Xe + 2PtF6 = XeF2 + 2PtF5 Если так, то можно было еще раз попытаться найти условия для непосредственного взаимодействия ксенона и фтора. И Классен нашел эти условия. Для опыта был взят никелевый сосуд, в который ввели данные газы и смесь нагревали в течение часа при 400°С. В результате было получено соединение XeF4 в смеси с XeF2 . Сообщение об этом появилось в научной печати всего лишь через два месяца после открытия Бартлетта. Таким образом, американским ученым удалось сделать то, что до них безуспешно пытались осуществить очень многие. В чем же была неудача предшественников Классена? Возможно, причина заключалась в менее совершенной технике, невезении в подборе условий опыта, но вполне вероятно, что не последнюю роль сыграло разрушение мифа об абсолютной инертности благородно-газовой электронной оболочки. Психологический барьер “невозможности” был преодолен, и в журналы из разных стран пошла волна работ, посвященных синтезам фторидов ксенона, а затем и фторидов криптона. В настоящее время получены и хорошо изучены XeF2 , XeF4 и XeF6 . Неоднократно были заявки на получение XeF8 , но при независимой проверке они оказывались ошибочными. Потрясение от синтеза фторидов ксенона вскоре сменилось удивлением от их довольно высокой устойчивости. Все три фторида XeF2 , XeF4 и XeF6 при комнатной температуре могут храниться довольно долгое время. Это дает возможность их разностороннего изучения различными физическими и физико-химическими методами. Как и ожидалось, фториды ксенона обладают ярко выраженными окислительными свойствами. Например, они количественно реагируют с водородом и ртутью в соответствии с уравнениями XeF2 + H2 = Xe + 2HF, XeF4 + 2Hg = Xe + 2HgF2 Взаимодействие с водой дифторида ксенона происходит с вытеснением кислорода 2XeF2 + 2H2O = 2Xe + 4HF + O2

Два других фторида ксенона реагируют с водой иначе, но об этом будет сказано ниже. Интересно, что XeF6 , как и фториды некоторых металлов, акцептирует фторидные ионы с образованием комплексных соединений, например: XeF6 + CsF = Cs[XeF7], XeF6 + 2CsF = Cs2[XeF8] С акцептором электронных пар BF3 образуется аддукт XeF6 ⋅ BF3, а с акцепторами фторидного иона, например AsF5 , получается ионное соединение [XeF5]+[AsF6]−. Для криптона в настоящее время достоверно известны только дифторидное соединение KrF2 и его производные с акцепторами фторидного иона: [KrF]+[MF6]− (M = As, Sb), [KrF]+[MoOF5]− и [KrF]+[WOF5]−. Для He, Ne и Ar стабильные фторидные соединения пока неизвестны. Радон, несомненно, должен давать фторидные соединения не хуже ксенона. Однако достоверно известно лишь о RnF2 и некоторых его производных. Поскольку исследователи работали со следовыми количествами радона, то его фторидные соединения изучены мало. ОКСИФТОРИДЫ И КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ КСЕНОНА После работ Бартлетта и Классена химики постепенно привыкли к существованию фторидов ксенона и других благородных газов. Фтор – это самый электроотрицательный химический элемент, и если окислять ксенон, то сделать это надлежит именно ему. Однако начались новые волнения. Было замечено, что при хранении XeF6 в стеклянной ампуле белый рассыпчатый порошок слеживается и постепенно как бы смачивается какой-то жидкостью. Оказалось, что фторид ксенона(VI) взаимодействует со стеклом в соответствии с уравнением 2XeF6 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4 Реакция на этом не останавливается и протекает дальше 2XeOF4 + SiO2 = 2XeO2F2 + SiF4 Конечным продуктом взаимодействия является чрезвычайно взрывчатое кислородное соединение XeO3 2XeO2F2 + SiO2 = 2XeO3 + SiF4 Существования кислородных соединений благородных газов, и в частности ксенона, не предполагал никто. Это могло бы рассматриваться как запредельная фантазия. Однако Природа иногда выходит за рамки самых дерзких предположений человека. Если оксифториды и кислородные соединения ксенона возможны, то они должны получаться путем гидролиза фторидов. Данное предположение полностью

К У К У Ш К И Н Ю . Н . Р Е А К Ц И О Н Н А Я С П О С О Б Н О С Т Ь Б Л А ГО Р О Д Н Ы Х ГА З О В

55

ХИМИЯ оправдалось. Действительно, действуя дозированным количеством воды на XeF6 , удалось осуществить реакцию

серной кислоты приводит к образованию тетраоксида ксенона

XeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF

При комнатной температуре XeO4 – газообразное, чрезвычайно взрывчатое вещество, которое может быть сконденсировано в жидкость, а при дальнейшем охлаждении переходит в твердую фазу. Температура плавления XeO4 равна 35,9°С. Молекула XeO4 имеет тетраэдрическое строение. Таким образом, бурные события в химии благородных газов во второй половине XX столетия завершились получением предельно возможного кислородного соединения ксенона XeO4 . Это достижение может считаться одним из самых значимых в неорганической химии конца ХХ века.

Однако гидролиз фторидов ксенона должен быть осложнен. Как уже было сказано, XeF2 количественно вытесняет из воды кислород. Естественно было ожидать, что кислород будет получаться и при взаимодействии воды с XeF4 и с XeF6 . Однако это было еще не последнее осложнение. Оказалось, что наряду с реакциями XeF4 + 2H2O = Xe + O2 + 4HF, 2XeF6 + 6H2O = 2Xe + 3O2 + 12HF в воде происходят процессы диспропорционирования соединений ксенона(IV) и ксенона(VI), которые описываются уравнениями 3XeIVF4 + 6H2O = Xe0 + 2XeVIO3 + 12HF, VI

0

VIII

4Xe F6 + 12H2O = Xe + 3Xe

O4 + 24HF

Оксиды XeO3 и XeO4 , естественно, в воде гидратированы и находятся в виде кислот, простейшими формами которых являются H2XeO4 и H4XeO6 . Добавление к воде щелочи облегчает протекание реакций, но в результате получаются не кислоты, а их соли. По аналогии с кислородными кислотами хлора кислоту H2XeO4 называют ксеноноватой (ее соли – ксенатами), а кислоту H4XeO6 – ксеноновой (соли – перксенаты). Гипотетические кислоты и их соли для более низких степеней окисления ксенона в случае их получения могут быть названы следующим образом: H2XeO2 – ксеноноватистая кислота, соли – гипоксениты, H2XeO3 – ксенонистая кислота, соли – ксениты. Кислородные соединения ксенона, естественно, также обладают сильными окислительными свойствами. Например, водные растворы XeO3 окисляют Mn2+ до MnO −4 . Для системы XeO3 + 6H+ + 6e = Xe + 3H2O значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала весьма высокое (Е 0 равно 2,10 V). Однако протекание реакции слева направо заторможено, что дает возможность изучения свойств гидратированного триоксида ксенона. Щелочные водные растворы XeO3 содержат ксенатный ион, и равновесие XeO3 + OH− = HXeO3− характеризуется константой, равной 1,5 ⋅ 10−3. Для ксеноновой кислоты выделены и изучены соли, например: Na4XeO6 , Ba2XeO6 , Pb2XeO6 и др. Добавление к твердой соли Ba2XeO6 холодной концентрированной

56

Ba2XeO6 + 2H2SO4 = XeO4 + 2BaSO4 + 2H2O

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА VIII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Еще раз напомним, что химические элементы He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn долгое время называли инертными из-за их неспособности вступать в химические реакции. После открытия Бартлетта и работы Классена их уже невозможно было называть инертными и по аналогии с малоактивными металлами стали именовать благородными. Поскольку для одного из представителей этих химических элементов (для ксенона) уже получены кислородные соединения, в которых реализована максимальная, принципиально мыслимая степень окисления +8, то далее обозначать группу данных элементов нулевой не было никаких оснований. В результате благородные газы были отнесены к VIII группе Периодической системы. До этого в этой группе были лишь d-элементы (триада железа и платиновые металлы), которые составляли побочную подгруппу. Благородные газы заняли положение ее главной подгруппы. Стройность системы от этого не пострадала, а, наоборот, выиграла. Вполне возможно, что странствование благородных газов по Периодической системе химических элементов закончено. Их соответствие VIII группе ни у кого не вызывает сомнений и представляется вполне естественным со всех точек зрения. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В СОЕДИНЕНИЯХ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ В настоящее время имеется несколько подходов к описанию химической связи в соединениях благородных газов, но ни один из них не является полностью удовлетворительным. Остановимся на трактовке простейших соединений. Так, линейная молекула XeF2 описывается как трехцентровая четырехэлектронная. В химические связи вовлечена валентная р-орбиталь атома ксенона, имеющая два электрона и две валентные р-орбитали

С О Р О С О В С К И Й О Б РА З О В АТ Е Л Ь Н Ы Й Ж У Р Н А Л , Т О М 7 , № 4 , 2 0 0 1

ХИМИЯ двух атомов фтора, имеющие по одному электрону. Возможные комбинации этих орбиталей следующие:

+

−

+

−

+

−

+

−

F(2px)

+

Xe(5px)

+

− разрыхляющая МО

−

+ несвязывающая МО

+

− связывающая МО

F(2px)

Более наглядно молекулярные орбитали можно представить диаграммой

F Xe F Это приводит к линейной молекуле F–Xe–F. Аналогичное рассуждение с шестью электронными парами приводит в выводу о псевдооктаэдрическом строении молекулы XeF4 c двумя несвязывающими электронными парами в транс-положении друг к другу и четырьмя атомами фтора, расположенными в одной плоскости.

F 5px

Xe AO

2px

XeF2 MO

2F AO

Из этой диаграммы следует, что связь трех атомов в молекуле XeF2 обеспечивает одна пара электронов. Поэтому каждая связь Xe–F имеет кратность, равную 0,5. Несвязывающая орбиталь с двумя электронами размещается в основном на атомах фтора. Этот подход трехцентровой двухэлектронной связи обычно применяют для описания химической связи в гидридах бора. Квадратно-плоскостную молекулу XeF4 рассматривают как состоящую из двух линейных трехцентровых двухэлектронных связей F–Xe–F. Трудности возникают при описании молекулы XeF6 . С этой точки зрения данная молекула должна иметь строение правильного октаэдра, а на самом деле она представляет собой искаженный октаэдр. Конфигурация молекул фторидов ксенона наглядно описывается с позиции теории расталкивания электронных пар Джиллеспи–Найхольма. Так, в молекуле XeF2 атом ксенона окружен 10 валентными электронами – восемь своих и два от атомов фтора. Они образуют две связывающие и три несвязывающие электронные пары. Пять электронных пар при наибольшем удалении друг от друга направлены к вершинам тригональной бипирамиды. Три несвязывающие пары располагаются в экваториальной плоскости под углом 120° друг к другу, оставляя двум несвязывающим электронным парам положение в перпендикулярной плоскости

F Xe

F

F

Некоторые трудности возникают для молекулы XeF6 . Семь электронных пар не могут привести к октаэдрической структуре. Если предположить, что несвязывающая электронная пара находится над одной из плоскостей октаэдра, то это должно привести к очень сильному искажению октаэдра, чего не наблюдается на самом деле. Усилия специалистов по химической связи, несомненно, будут продолжены и безусловно в будущем приведут к теоретическим описаниям, более адекватно отражающим экспериментальные данные. ЗАКЛЮЧЕНИЕ Открытие и изучение свойств благородных газов – это замечательная глава истории химической науки. В ней много поучительного как для молодых людей, вступающих на поприще науки, так и для уже состоявшихся исследователей. Немало полезного из нее извлекут и преподаватели. Удивительно то, что аргон задолго до Рэлея и Рамзая держал в руках великий отшельник науки, выдающийся английский физик и химик Генри Кавендиш (1731–1810). Он значительно опередил время и к тому же почти не публиковал результаты своих исследований. Объявление Рэлея и Рамзая о новом элементе появилось в то время, когда был большой интерес общественности к составу воздуха. Поэтому бурная реакция как приверженцев, так и сомневающихся проявилась сразу. Важно то, что в распоряжении Рэлея и Рамзая уже был важнейший метод идентификации химических элементов – спектральный анализ. Таким образом, были благоприятные условия для открытия нового элемента и привлечения к нему внимания широкой общественности. Требовались лишь необходимые

К У К У Ш К И Н Ю . Н . Р Е А К Ц И О Н Н А Я С П О С О Б Н О С Т Ь Б Л А ГО Р О Д Н Ы Х ГА З О В

57

ХИМИЯ качества исследователя: наблюдательность и тщательность в проведении эксперимента, настойчивость и целеустремленность, осторожность в выводах в сочетании с научной смелостью их публикования. Всеми этими качествами счастливо обладали великие труженики науки Рэлей и Рамзай. Последующие за открытием аргона события свидетельствуют не столько об успехах и достижениях, сколько о неизбежных в науке заблуждениях и ошибках. Однако главным поучительным выводом из истории благородных газов следует признать наличие в науке психологического барьера. Известно, что в спорте рекордные результаты достигаются легче, если известна их возможность для человека. Оказывается, что вещества синтезируются успешнее, если известно, что кто-то уже сделал это. Из истории отношения Менделеева к открытию аргона можно сделать вдохновляющий вывод, что даже гении могут какое-то время заблуждаться. Значит, это позволено и обыкновенным исследователям. Наконец, на примере открытия и изучения благородных газов еще раз подтверждается общепринятая истина, что наука интернациональна и развивается усилиями ученых различных стран на благо всего человечества.

58

Автор благодарит профессора Н. Бартлетта за присланные материалы и ценные советы при написании статьи. ЛИТЕРАТУРА 1. Соединения благородных газов / Пер. с англ. под ред. М.Ф. Пушленкова. М.: Атомиздат, 1965. 2. Bartlett N., Sladky F.O. Comprehensive Inorganic Chemistry // Ed. by J.C. Bailar, j., et al. Oxford: Pergamon Press, 1973. Vol. 1. P. 213–330. 3. Greenwood N.N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. Oxford; N.Y.; Seoul; Tokyo: Pergamon Press, 1984.

Рецензент статьи Г.В. Лисичкин *** Юрий Николаевич Кукушкин (1931–1998), доктор химических наук, профессор, в течение многих лет возглавлял кафедру неорганической химии Санкт-Петербургского государственного технологического института, заслуженный деятель науки РФ, лауреат премии им. Л.А. Чугаева АН СССР, академик РАЕН. Автор и соавтор более 600 научных статей, 14 монографий, учебников и научно-популярных книг, 49 изобретений.

С О Р О С О В С К И Й О Б РА З О В АТ Е Л Ь Н Ы Й Ж У Р Н А Л , Т О М 7 , № 4 , 2 0 0 1