Edelgase, die Elemente der VIII. Hauptgruppe des Periodensystems. Dazu gehören die chem. Elemente Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) und Radon (Rn). Sie sind farblose, geruch- und geschmacklose, nicht brennbare, ungiftige, niedrigsiedende Gase, die stets atomar vorliegen. Die physikalischen Eigenschaften ändern sich regelmäßig mit der Ordnungszahl. In Wasser und einigen organischen Lösungsmitteln sind sie verhältnismäßig gut löslich. Ihre elektrische Leitfähigkeit übertrifft die anderer Gase beträchtlich.

Edelgase. Tab.: Eigenschaften der Elemente.

He Ne Ar Kr Xe Rn
Kernladungszahl 2 10 18 36 54 86
Elektronenkonfiguration 1s2 [He]2s22p6 [Ne]3s23p6 [Ar]3d10

4s24p6
[Kr]4d10

5s25p6
[Xe]4f145d10

6s26p6
Atommasse 4,002602 20,1797 39,948 83,80 131,29 222,0176
van-der-Waals-Radius

in pm
140 150 180 190 210
Dichte gasf. in g l-1 0,17 0,84 1,66 3,48 5,49 9,23
Kp. in °C -268,9 -246,0 -185,7 -152,3 -107,1 -61,8

Die Bezeichnung E. bezieht sich auf deren außerordentliche chem. Inaktivität. Diese hat ihre Ursache in der hohen Stabilität der Elektronenkonfiguration 1s2 für Helium und ns2p6, der Edelgaskonfiguration, für die schwereren Homologen. Das Ausbleiben der für andere gasförmige Elemente typischen Molekülbildung wird damit erklärt, daß bei einer Wechselwirkung zweier Edelgasatome sowohl das bindende als auch das antibindende Molekülorbital mit zwei Elektronen besetzt werden müßte.

Bis Anfang der 60er Jahre galt die These, daß E. völlig inert und außerstande seien, stabile Bindungen zu sich selbst oder anderen Elementen auszubilden. Zwar waren kristalline Hydrate und auch Clathrate (Einschlußverbindungen) der E. bekannt. Echte "Valenzbindungen" der Edelgase konnten, obgleich schon 1927 von L. Pauling vorausgesagt, erst 1962 unabhängig voneinander von N. Bartlett und R. Hoppe durch Einwirkung von PtF6 und elementarem Fluor auf Xenon hergestellt werden. Es gelang in der Folgezeit, eine Reihe von Fluoriden, Oxidfluoriden und Oxiden, insbesondere des Xenons, in gewissem Umfange aber auch des Kryptons und Radons, zu synthetisieren. Heute sind unzählige Xe-F-, Xe-O- und Kr-F-Verbindungen sowie einige Xe-N-, Xe-C-, Kr-N- und weitere Edelgas-Verbindungen bekannt. Beispiele sind: F-Xe-N(SO2F)2, [Xe-C6F5]+, [F-Kr-NCH]+. Maßgebend für die thermodynamische Stabilität der Xenonfluoride (XeFn, n = 2,4,6) ist einerseits die relativ niedrige Ionisierungsenergie der schweren E. sowie andererseits die hohe Elektronenaffinität des Fluors und die niedrige Dissoziationsenthalpie des F2-Moleküls. Damit ist in Übereinstimmung, daß die Kryptonderivate wesentlich instabiler sind als ihre Xenonanaloga (und Radon die stabilsten Verbindungen bilden sollte) und daß z. B. Xenondichlorid XeCl2 im Vergleich zu Xenondifluorid XeF2 außerordentlich labil ist. Die Bindungsverhältnisse in den Edelgasverbindungen sind auf der Basis einer Oktetterweiterung und D-Orbitalbeteiligung oder auch unter Zugrundelegung von Dreizentren-Vierelektronenbindungen zu beschreiben. Die Strukturen lassen sich vorteilhaft anhand des VSEPR-Modells interpretieren (Xenonverbindungen). Weiteres bei den einzelnen E.