hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu de hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu fy hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu en en hu en en en en en pl pl en en pl hu ru en en en en hu hu en en pl en en en en hu hu en en en en en en en hu hu hu en hu hu sk sk hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu de hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu en ar bg ca hbs_lat de el eo es eu fi fr hi it ja ko ms nl pa pt ro ru en sv th tr zh zh hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu
A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ez a közzétett változat, ellenőrizve: 2022. február 21.
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez
A nemesgázvegyületek olyan vegyületek, melyek egyik alkotója nemesgáz – a periódusos rendszer 18. csoportjában található elem. Habár a nemesgázok általában nem reakcióképes elemek, számos vegyületük ismert, különösen a xenon esetében. Kémiai szempontból a nemesgázok két csoportba sorolhatók, az egyikben a viszonylag reakcióképes kripton (ionizációs energiája 14,0 eV), xenon (12,1 eV) és radon (10,7 eV) található, a másikat a kevéssé reakcióképes argon (15,8 eV), neon (21,6 eV) és a hélium (24,6 eV) alkotja. Ennek megfelelően a Kr, Xe és Rn normál vagy nem sokkal az alatti hőmérsékleten és nyomáson előállítható és elkülöníthető vegyületeket képez (legalábbis elméletileg, az erősen radioaktív radon esetében), míg a He, Ne és Ar esetében valódi kémiai kötéseket csak spektroszkópiai eljárásokkal találtak, de ezeket is vagy nemesgáz mátrixba fagyasztva 40 K vagy az alatti hőmérsékleten, vagy hangsebességnél gyorsabb nemesgázáramban, vagy – fémekkel – extrém nagy nyomáson mutatták ki.
A nehezebb nemesgázok a könnyebbekhez képest több elektronhéjjal rendelkeznek, így a belső elektronjaik jobban leárnyékolják az atommag töltését, így a külső elektronok – a leárnyékolt pozitív töltéshez való gyengébb kötődés miatt – könnyebben eltávolíthatók az atomból. Az ionizációs energia így elég kicsi ahhoz, hogy stabil vegyületeket képezzenek a legnagyobb elektronegativitású elemekkel – fluor, oxigén –, de bizonyos körülmények között akár olyan, kevésbé elektronegatív elemekkel is, mint a szén vagy nitrogén.[1][2]
3 Beszámolók a xenon-hexafluoroplatinát és xenon-tetrafluorid felfedezése előttről
Amikor a nemesgázokat a 19. század végén először azonosították, egyik esetében sem tapasztalták, hogy más elemekkel vegyülne, ezért úgy gondolták, hogy inert gázok, melyek nem tudnak vegyületeket képezni. A 20. század elején az atomelmélet fejlődésével az inertségüket a telített vegyértékhéjuknak tulajdonították, mely nagy kémiai stabilitást és reakcióra való képtelenséget eredményez. Minden nemesgáz külső s és p pályája (a hélium kivételével, amelynek nincsenek p alhéjai) teljesen be van töltve, ezért nem tudnak könnyen kémiai vegyületeket képezni. Nagy ionizációs energiájuk és szinte nulla elektronaffinitásuk magyarázza kevéssé reakcióképes voltukat.
1933-ban Linus Pauling megjósolta, hogy a nehezebb nemesgázok képesek a fluorral és oxigénnel vegyülni. Egészen pontosan jóslata szerint a kripton-hexafluorid (KrF6) és a xenon-hexafluorid (XeF6) létező vegyület, talán a XeF8 is létezhet instabil vegyületként, és felvetette, hogy a xenonsav perxenát sókat képez.[3][4] Ezek a jóslatok meglehetősen pontosnak bizonyultak, bár későbbi előrejelzések szerint az XeF8 nemcsak termodinamikailag, hanem kinetikailag is instabil.[5] Az XeF8-at a tudomány 2013-as állása szerint sem állították még elő, bár az oktafluoroxenát(VI) aniont (XeF2−8) már megfigyelték.
1960-ig egyetlen kovalensen kötött nemesgázatomot tartalmazó vegyületet sem szintetizáltak.[6] Az első nemesgázvegyületről 1962 júniusában számolt be Neil Bartlett, aki megfigyelte, hogy az erősen oxidáló platina-hexafluorid az O2-t dioxigenil kationná ionizálta. Mivel az O2 O+2-ná történő ionizációjának energiája (1165 kJ mol−1) csaknem azonos a Xe Xe+-ná történő ionizálásának energiájával (1170 kJ mol−1), ezért kipróbálta, hogy reagál-e a Xe a PtF6-dal. Ennek eredményeképp kristályos xenon-hexafluoroplatinát terméket kapott, melyre az Xe+[PtF6]− szerkezetet javasolta.[4][7] Később kimutatták, hogy a kapott termék valójában összetettebb, van benne XeFPtF5 és XeFPt2F11 is.[8] Mindenesetre ez volt az első igazi vegyülete bármelyik nemesgáznak.
Az első biner nemesgázvegyületről később számoltak be 1962-ben. Bartlett előállította a xenon-tetrafluoridot (XeF4) xenon és fluor magas hőmérsékleten végbemenő reakciójával.[9] Más csoportok mellett Rudolf Hoppe az elemek reakciójával xenon-difluoridot (XeF2) szintetizált.[10]
Az első xenonvegyületek sikeres előállítását követően 1963-ban számoltak be a kripton-difluorid szintéziséről.[11]
Ebben a szakaszban a nem radioaktív nemesgázokat tárgyaljuk csökkenő atomtömeg szerinti sorban – ez többnyire felfedezésük sorrendjét és az ismeretek nagyságát is tükrözi. A radioaktív elemek – radon és oganesszon – tanulmányozása nehezebb, ezekre a fejezet végén térünk ki.
Az XeF4 és XeF2 1962-es kezdeti vizsgálatai után további xenonvegyületeket is előállítottak, többek között más fluoridokat (XeF6), oxifluoridokat (XeOF2, XeOF4, XeO2F2, XeO3F2, XeO2F4) és oxidokat (XeO2, XeO3 és XeO4). A xenon-difluoridot Xe és F2 gázokból állították elő napfény hatására. A xenon-fluoridok más fluoridokkal fluoroxenátokat – ilyen például a nátrium-oktafluoroxenát (Na+2XeF2−8) – vagy fluoroxenónium sókat képeznek, erre példa a trifluoroxenónium-hexafluoroantimonát (XeF+3SbF−6).[forrás?]
Más halogenideket tekintve rövid életű nemesgáz-halogenid excimereket – ilyen például a XeCl2 vagy XeCl – in situ állítanak elő excimerlézerekben.[forrás?]
Kimutatták, hogy a xenon változatos, XeOnX2 általános képlettel leírható vegyületeket képez, ahol n=1, 2 vagy 3, X pedig valamilyen elektronegatív csoport, például CF3, C(SO2CF3)3, N(SO2F)2, N(SO2CF3)2, OTeF5, O(IO2F2) stb. E vegyületek köre meglehetősen nagy, hasonló ahhoz, mint amely a szomszédos jód esetében látható: a százas nagyságrendet is eléri, és található bennük xenon-oxigén, -nitrogén, -szén, -bór és még -arany kötés is, valamint perxenonsav, különböző halogenidek és komplex ionok.[forrás?]
Az Xe+2Sb4F−21 vegyületben Xe–Xe kötés található, mely a leghosszabb ismert elem-elem kötés (308,71 pm = 3,0871 Å).[12] Beszámoltak arról is, hogy az excimerlézerek működése közben azokban rövid élettartamú Xe2 excimerek keletkeznek.[forrás?]
A kriptongáz a fluorral rendkívül erélyes körülmények között vegyül, ekkor az alábbi egyenlet szerint KrF2 keletkezik:
Kr + F2 → KrF2
A KrF2 erős Lewis-savakkal KrF+ és Kr2F+3 kationt tartalmazó sók képződése közben reagál.[11] 1963-ban Grosse beszámolt a KrF4 Claasen-módszerrel történő előállításáról, de a későbbiekben kimutatták, hogy tévesen azonosították a vegyületet.[13]
Kr−F kötésen kívül más kötéseket tartalmazó (fluoron kívül más atomot (is) tartalmazó) kriptonvegyületeket is leírtak már. A KrF2 a B(OTeF5)3-tal instabil Kr(OTeF5)2 – kripton-oxigén kötést tartalmazó vegyület – keletkezése közben reagál. A KrF2 és [HC≡NH]+[AsF−6] −50 °C alatti reakciójával [HC≡N−Kr−F]+ kation keletkezik, melyben kripton-nitrogén kötés található.[14]
Az HArF felfedezését 2000-ben jelentették be.[15][16] Ez a vegyület kísérletileg kis hőmérsékletű argonmátrixban állítható elő, de számítógépes módszerekkel is vizsgálták.[16] Az argon-hidrid-iont (ArH+) az 1970-es években állították elő.[17] Ezt a molekulaiont – fénykibocsátásának frekvenciái alapján – a Rák-ködben is azonosították.[18]
Lehetséges, hogy a ArF+ -nak SbF−6 vagy AuF−6 anionnal alkotott szilárd sója is előállítható.[19][20]
A Ne+, NeAr+, NeH+ és HeNe+ ionokat optikai és tömegspektrometriás vizsgálatok eredményei alapján ismerjük. A neon instabil hidrátot is képez.[21] Akadnak elméleti és gyakorlati bizonyítékok pár metastabil héliumvegyület létezésére, melyek nagyon alacsony hőmérsékleten vagy extrém nyomáson fordulhatnak elő. A stabil HeH+ ionról 1925-ben számoltak be,[22] de ezt nem tekintették valódi vegyületnek, mivel nem semleges molekula, és nem lehet izolálni. Kutatók előállították a Na2He képletű héliumvegyületet, ez a hélium elsőként felfedezett vegyülete.[23]
A radon kémiailag nem inert, de rövid felezési ideje (a Rn222-é 3,8 nap) és nagy energiájú radioaktív sugárzása miatt nehezen tanulmányozható az egyetlen, bizonyítottan létező fluoridja (RnF2), az egyetlen leírt oxidja (RnO3) és ezek reakciótermékei.[24]
Az oganeszon izotópjai még rövidebb – ezredmásodperces – élettartamúak, vegyületei egyelőre nem ismertek,[25] bár egyes vegyületek létezését elméleti előrejelzések mutatják.
Beszámolók a xenon-hexafluoroplatinát és xenon-tetrafluorid felfedezése előttről[szerkesztés]
Gyémántsatuban képződött szilárd Kr(H2)4 és H2. A rubint a nyomás méréséhez használják[26]
A Kr(H2)4 szerkezete. A kripton oktaédereket (zöld) véletlenszerű orientációjú hidrogénmolekulák veszik körül[26]
1962 előtt a nemesgázok izolált vegyületei a klatrátokra (a klatrát hidrátokat is ideértve) korlátozódtak, más vegyületeket, például koordinációs vegyületeket csak spektroszkópiai módszerekkel mutattak ki.[4] A klatrátok (más néven zárványvegyületek) a nemesgázok olyan vegyületei, melyben a nemesgázatomok bizonyos szerves vagy szervetlen anyagok kristályrácsának üregeibe vannak bezárva. Képződésük alapvető feltétele, hogy a vendég (nemesgáz)atom mérete megfelelő legyen, hogy illeszkedjen a fogadó kristályrács üregeibe – az Ar, Kr és Xe például klatrátot képez a kristályos B-hidrokinonnal, a He és Ne azonban túlságosan kis méretűek, így nem maradnak meg az üregbe zárva.[27] Hasonlóképpen a Kr és Xe beépülhet a melanoflogit rácsába.[forrás?]
Gyémántsatuban, mintegy 10 GPa nyomáson hélium-nitrogén (He(N2)11) kristályokat növesztettek szobahőmérsékleten.[28] A szilárd argon-hidrogén klatrát (Ar(H2)2) kristályszerkezete megegyezik a MgZn2 Laves-fáziséval. 4,3 és 220 GPa közötti nyomáson keletkezik, bár Raman-mérések alapján az Ar(H2)2-ben 175 GPa felett disszociálnak a H2 molekulák. 5 GPa nyomás felett hasonló Kr(H2)4 keletkezik. Ez a szilárd anyag lapcentrált köbös szerkezetű, melyben a kripton oktaédereket véletlenszerűen orientálódó hidrogénmolekulák veszik körbe. Ezzel szemben a szilárd Xe(H2)8 esetében a xenonatomok dimereket képeznek a szilárd hidrogénben.[26]
Alacsony hőmérsékleten feltételezik koordinációs vegyületek, például Ar·BF3 létezését, de ezeket mindeddig nem igazolták.[forrás?] Olyan, elektronbombázással keletkezett vegyületek képződéséről is beszámoltak, mint a WHe2 és HgHe2, de újabb kutatások kimutatták, hogy ezek valószínűleg a He fémfelületre történő adszorpciójának eredményei, így ezek nem tekinthetők ténylegesen kémiai vegyületeknek.[forrás?]
Nagy nyomás alatt a vízbe juttatott nemesgázok hidrátokat képeznek. A feltételezések szerint az erősen dipólusos vízmolekula gyenge dipólusmomentumot indukál a nemesgázatomokban, aminek révén dipólus-dipólus kölcsönhatás lép fel. A nehezebb nemesgázatomok esetén ez a hatás nagyobb mértékű, így a beszámolók szerint a Xe·5,75 H2O a legstabilabb hidrát,[29] olvadáspontja 24 °C.[30] Ennek a hidrátnak a deuterált változatát is előállították.[31]
Nemesgázatomot magába záró buckminszterfullerén (C60) szerkezete
A nemesgázok endohedrális fullerénvegyületeket is képezhetnek, melyekben a nemesgázatom a fullerénmolekula belsejébe van zárva. 1993-ban fedezték fel, hogy a kb. 3 bar nyomású He-nak vagy Ne-nak kitett C60 He@C60-at és Ne@C60-at képez.[32] Ilyen körülmények között kb. 650 000 C60 molekulából csak egybe épült be héliumatom, nagyobb nyomás (3000 bar) esetén akár 0,1% hozam is elérhető. Az argon, kripton és xenon endohedrális komplexeit is előállították, a He@C60 számos adduktumával együtt.[33]
A nemesgázvegyületeket leggyakrabban oxidálószerként vagy mint a nemesgázok nagy sűrűségű tárolási formáját alkalmazzák. A xenonsav értékes oxidálószer, mivel nem hagy hátra szennyezőket – a xenon egyszerűen gáz formában távozik –, ilyen formában csak az ózon a versenytársa.[4] A perxenátok még erélyesebb oxidálószerek.[forrás?] A xenonalapú oxidálószereket felhasználják szobahőmérsékleten stabil karbokationok SO2ClF oldatában történő szintéziséhez.[34]
A xenon nagy mennyiségű fluort tartalmazó stabil sói (például az NF4XeF7 tetrafluoroammónium-heptafluoroxenátot és az ezzel rokon (NF4)2XeF8 tetrafluoroammónium-oktafluoroxenát) a rakéták hajtóanyagául kifejlesztett nagy energiájú oxidálószerek.[35][36]
A xenon-fluoridok mindegyike jó fluorozó- és erős oxidálószer.[37]
A klatrátokat a He és Ne Ar-tól, Kr-tól és Xe-tól történő elválasztására, valamint az Ar, Kr és Xe szállításához használják.[forrás?] (Például a kripton és xenon radioaktív izotópjainak tárolása és az azoktól történő megszabadulás nehezen oldható meg, vegyületeik formájában kezelésük könnyebb lehet, mint a gázállapotú elemé.[4]) Továbbá a radioizotópok klatrátjai megfelelőek lehetnek bizonyos típusú sugárzást igénylő kísérletekhez, így például a 85Kr klatrát biztonságos béta-sugárforrás, míg a 133Xe klatrátja jól használható gamma-sugárforrás lehet.[forrás?]
↑  (2007. február 1.) „Synthesis of [F3S≡NXeF][AsF6] and structural study by multi-NMR and Raman spectroscopy, electronic structure calculations, and X-ray crystallography”. Inorganic Chemistry 46 (4), 1369–78. o. DOI:10.1021/ic061899+. PMID 17256847.
↑  (2008. május 1.) „F5SN(H)Xe+; a rare example of xenon bonded to sp3-hybridized nitrogen; synthesis and structural characterization of [F5SN(H)Xe][AsF6]”. Inorganic Chemistry 47 (10), 4173–84. o. DOI:10.1021/ic702039f. PMID 18407626.
↑ Pauling, Linus (1933. június 1.). „The Formulas of Antimonic Acid and the Antimonates”. J. Am. Chem. Soc. 55 (5), 1895–1900. o. DOI:10.1021/ja01332a016.
↑ a b c d e Holloway, John H.. Noble-Gas Chemistry. London: Methuen (1968). ISBN 0-416-03270-2
↑ Seppelt, Konrad (1979. június 1.). „Recent developments in the Chemistry of Some Electronegative Elements”. Accounts of Chemical Research 12 (6), 211–216. o. DOI:10.1021/ar50138a004.
↑ Miessler, Gary L.. Inorganic Chemistry, 2nd, Prentice Hall, 272. o. (1999). ISBN 0-13-841891-8
↑ Bartlett, N. (1962). „Xenon hexafluoroplatinate Xe+[PtF6]−”. Proceedings of the Chemical Society of London (6), 218. o. DOI:10.1039/PS9620000197.
↑ Graham, L. (2000). „Concerning the nature of XePtF6”. Coordination Chemistry Reviews 197, 321–334. o. DOI:10.1016/S0010-8545(99)00190-3.
↑  (1962) „Xenon Tetrafluoride”. J. Am. Chem. Soc. 84 (18), 3593. o. DOI:10.1021/ja00877a042.
↑  (1962. november 1.) „FLUORINATION OF XENON”. Angew. Chem. Int. Ed. Engl. 1 (11), 599. o. DOI:10.1002/anie.196205992.
↑ a b  (2002) „The chemistry of krypton”. Coordination Chemistry Reviews 233–234, 1–39. o. DOI:10.1016/S0010-8545(02)00202-3.
↑  (1997) „The Xe2+ Ion—Preparation and Structure”. Angewandte Chemie International Edition 36, 273–274. o. DOI:10.1002/anie.199702731.
↑  (1971) „Krypton difluoride”. Soviet Atomic Energy 31 (3), 990–999. o. DOI:10.1007/BF01375764.
↑ John H. Holloway.szerk.: A. G. Sykes: Advances in Inorganic Chemistry. Academic Press, 57. o. (1998. október 1.). ISBN 0-12-023646-X
↑ Khriachtchev, L., Pettersson, M., Runeberg, N., Lundell, J., Räsänen, M. (2000). „A stable argon compound”. Nature 406 (6798), 874–876. o. DOI:10.1038/35022551. PMID 10972285.
↑ a b  (2009. július 2.) „HArF in Solid Argon Revisited: Transition from Unstable to Stable Configuration”. The Journal of Physical Chemistry A 113 (26), 7654–7659. o. DOI:10.1021/jp810457h.
↑  (1975. október 1.) „Chemical accelerator studies of reaction dynamics: Ar+ + CH4 → ArH+ + CH3”. The Journal of Chemical Physics 62 (7), 2555. o. DOI:10.1063/1.430836.
↑  (2013. december 12.) „Detection of a Noble Gas Molecular Ion, 36ArH+, in the Crab Nebula”. Science 342 (6164), 1343–1345. o. DOI:10.1126/science.1243582. PMID 24337290.
↑  (1989. január 1.) „The ArF+ cation. Is it stable enough to be isolated in a salt?”. Journal of the American Chemical Society 111 (1), 31–33. o. DOI:10.1021/ja00183a005.
↑ Cationic and anionic complexes of the noble gases, Topics in Current Chemistry, 33–90. o.. DOI: 10.1007/3-540-13534-0_2 (2005. május 27.). ISBN 978-3-540-13534-0
↑ Periodic Table of Elements: Los Alamos National Laboratory. periodic.lanl.gov . (Hozzáférés: 2019. december 13.)
↑ Hogness, T.R. (1925). „The Ionization of Hydrogen by Electron Impact as Interpreted by Positive Ray Analysis”. Phys. Rev. Lett. 26 (1), 44–55. o, Kiadó: The American Physical Society. DOI:10.1103/PhysRev.26.44. (Hozzáférés ideje: 2013. december 15.)
↑ Crew, Bec: Forget What You've Learned - Scientists Just Created a Stable Helium Compound (brit angol nyelven). ScienceAlert . (Hozzáférés: 2019. december 13.)
↑ Kenneth S. Pitzer (1975). „Fluorides of radon and element 118”. J. Chem. Soc., Chem. Commun. (18), 760b – 761. o. DOI:10.1039/C3975000760b.
↑  Synthesis of Superheavy Elements, The Chemistry of Superheavy Elements, 2nd, Springer Science & Business Media, 24–8. o. (2013. november 30.). ISBN 9783642374661
↑ a b c  (2014) „New high-pressure van der Waals compound Kr(H2)4 discovered in the krypton-hydrogen binary system”. Scientific Reports 4. DOI:10.1038/srep04989.
↑ K.M. Mackay, R.A. Mackay, W. Henderson. Introduction to Modern Inorganic Chemistry, 6th edition, 495. o. (2002). ISBN 0-7487-6420-8
↑  (1992) „A high-pressure van der Waals compound in solid nitrogen-helium mixtures”. Nature 358 (6381), 46–48. o. DOI:10.1038/358046a0.
↑ Pauling, L. (1961. október 1.). „A molecular theory of general anesthesia”. Science 134 (3471), 15–21. o. DOI:10.1126/science.134.3471.15. PMID 13733483.   Reprinted as szerk.: Pauling, Linus: Linus Pauling: Selected Scientific Papers. World Scientific, 1328–1334. o. (2001. október 1.). ISBN 981-02-2940-2
↑ Henderson, W.. Main group chemistry. Great Britain: Royal Society of Chemistry, 148. o. (2000. október 1.). ISBN 0-85404-617-8
↑ Ikeda, Tomoko (2000. november 23.). „Distortion of Host Lattice in Clathrate Hydrate as a Function of Guest Molecule and Temperature”. Journal of Physical Chemistry A 104 (46), 10623–10630. o. DOI:10.1021/jp001313j.
↑  (1993) „Stable compounds of helium and neon. He@C60 and Ne@C60”. Science 259 (5100), 1428–1430. o. DOI:10.1126/science.259.5100.1428. PMID 17801275.
↑  (1994) „Incorporation of helium, neon, argon, krypton, and xenon into fullerenes using high pressure”. J. Am. Chem. Soc. 116 (5), 2193–2194. o. DOI:10.1021/ja00084a089.
↑  (2004) „The Syntheses of Carbocations by Use of the Noble-Gas Oxidant, [XeOTeF5][Sb(OTeF5)6]: The Syntheses and Characterization of the CX+3 (X = Cl, Br, OTeF5) and CBr(OTeF5)+2 Cations and Theoretical Studies of CX+3 and BX3 (X = F, Cl, Br, I, OTeF5)”. J. Am. Chem. Soc. 126 (17), 5533–5548. o. DOI:10.1021/ja030649e. PMID 15113225.
↑  (1982. december 1.) „Perfluoroammonium and alkali-metal salts of the heptafluoroxenate(VI) and octafluoroxenate(VI) anions”. Inorganic Chemistry 21 (12), 4113–4117. o. DOI:10.1021/ic00142a001.
↑ Karl O. Christe, William W. Wilson. Perfluoroammonium salt of heptafluoroxenon anion. Sablon:US Patent, June 24, 1982
↑ K.M. Mackay, R.A. Mackay, W. Henderson. Introduction to Modern Inorganic Chemistry, 6th edition, 497. o. (2002). ISBN 0-7487-6420-8
Ez a szócikk részben vagy egészben a Noble gas compound című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.
(2009) „Noble-Gas Hydrides: New Chemistry at Low Temperatures”. Accounts of Chemical Research 42 (1), 183–91. o. DOI:10.1021/ar800110q. PMID 18720951.
Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap
A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/w/index.php?title=Nemesgázvegyületek&oldid=24705126”
Kevés forrással rendelkező lapok
Hivatkozás erre a változatra
Hogyan hivatkozz erre a lapra?
A lap utolsó módosítása: 2022. február 21., 23:54
A lap szövege Creative Commons Nevezd meg! – Így add tovább! 3.0 licenc alatt van; egyes esetekben más módon is felhasználható. Részletekért lásd a felhasználási feltételeket.