Nemesgázvegyületek – Wikipédia

A nemesgázvegyületek olyan vegyületek, melyek egyik alkotója nemesgáz – a periódusos rendszer 18. csoportjában (régebbi jelöléssel VIII. főcsoport[1]) 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.[2][3]

Előzmények

[szerkesztés]

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.[4][5] Ezek a jóslatok meglehetősen pontosnak bizonyultak, bár későbbi előrejelzések szerint az XeF8 nemcsak termodinamikailag, hanem kinetikailag is instabil.[6] 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.[7] 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.[5][8] Később kimutatták, hogy a kapott termék valójában összetettebb, van benne XeFPtF5 és XeFPt2F11 is.[9] 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.[10] Más csoportok mellett Rudolf Hoppe az elemek reakciójával xenon-difluoridot (XeF2) szintetizált.[11]

Az első xenonvegyületek sikeres előállítását követően 1963-ban számoltak be a kripton-difluorid szintéziséről.[12]

Valódi nemesgázvegyületek

[szerkesztés]

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.

Xenonvegyületek

[szerkesztés]

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).[13] Beszámoltak arról is, hogy az excimerlézerek működése közben azokban rövid élettartamú Xe2 excimerek keletkeznek.[forrás?]

Kriptonvegyületek

[szerkesztés]

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.[12] 1963-ban Grosse beszámolt a KrF4 Claasen-módszerrel történő előállításáról, de a későbbiekben kimutatták, hogy tévesen azonosították a vegyületet.[14]

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.[15]

Argonvegyületek

[szerkesztés]

Az HArF felfedezését 2000-ben jelentették be.[16][17] Ez a vegyület kísérletileg kis hőmérsékletű argonmátrixban állítható elő, de számítógépes módszerekkel is vizsgálták.[17] Az argon-hidrid-iont (ArH+) az 1970-es években állították elő.[18] Ezt a molekulaiont – fénykibocsátásának frekvenciái alapján – a Rák-ködben is azonosították.[19]

Lehetséges, hogy a ArF+ -nak SbF−6 vagy AuF−6 anionnal alkotott szilárd sója is előállítható.[20][21]

Neon- és héliumvegyületek

[szerkesztés]

A Ne+, NeAr+, NeH+ és HeNe+ ionokat optikai és tömegspektrometriás vizsgálatok eredményei alapján ismerjük. A neon instabil hidrátot is képez.[22] 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,[23] 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.[24]

Radon- és oganeszonvegyületek

[szerkesztés]

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.[25]

Az oganeszon izotópjai még rövidebb – ezredmásodperces – élettartamúak, vegyületei egyelőre nem ismertek,[26] bár egyes vegyületek létezését elméleti előrejelzések mutatják.

Beszámolók a xenon-hexafluoroplatinát és xenon-tetrafluorid felfedezése előttről

[szerkesztés]

Klatrátok

[szerkesztés]
Gyémántsatuban képződött szilárd Kr(H2)4 és H2. A rubint a nyomás méréséhez használják[27]
A Kr(H2)4 szerkezete. A kripton oktaédereket (zöld) véletlenszerű orientációjú hidrogénmolekulák veszik körül[27]

1962 előtt a nemesgázok izolált vegyületei a klatrátokra (a klatrát hidrátokat is ideértve) korlátozódtak, más vegyületeket, például koordinációs vegyületeket csak spektroszkópiai módszerekkel mutattak ki.[5] 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 β-hidrokinonnal, a He és Ne azonban túlságosan kis méretűek, így nem maradnak meg az üregbe zárva.[28] Hasonlóképpen a Kr és Xe beépülhet a melanoflogit rácsába.[forrás?]

Gyémántsatuban, mintegy 10 GPa nyomáson hélium-nitrogén (He(N2)11) kristályokat növesztettek szobahőmérsékleten.[29] 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.[27]

Koordinációs vegyületek

[szerkesztés]

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?]

Hidrátok

[szerkesztés]

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,[30] olvadáspontja 24 °C.[31] Ennek a hidrátnak a deuterált változatát is előállították.[32]

Fullerén adduktumok

[szerkesztés]
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.[33] 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.[34]

Felhasználásuk

[szerkesztés]

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.[5] A perxenátok még erélyesebb oxidálószerek.[forrás?] A xenonalapú oxidálószereket felhasználják szobahőmérsékleten stabil karbokationok SO2ClF oldatában történő szintéziséhez.[35]

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.[36][37]

A xenon-fluoridok mindegyike jó fluorozó- és erős oxidálószer.[38]

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.[5]) 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?]

Jegyzetek

[szerkesztés]
  1. ↑ Kémia 9. (NAT2020) - I. MILYEN RÉSZECSKÉKBŐL ÁLLNAK AZ ANYAGOK? - 5. A periódusos rendszer (nkp.hu)
  2. ↑ (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. 
  3. ↑ (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. 
  4. ↑ 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. 
  5. ↑ a b c d e Holloway, John H.. Noble-Gas Chemistry. London: Methuen (1968). ISBN 0-416-03270-2 
  6. ↑ 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. 
  7. ↑ Miessler, Gary L.. Inorganic Chemistry, 2nd, Prentice Hall, 272. o. (1999). ISBN 0-13-841891-8 
  8. ↑ Bartlett, N. (1962). „Xenon hexafluoroplatinate Xe+[PtF6]−”. Proceedings of the Chemical Society of London (6), 218. o. DOI:10.1039/PS9620000197. 
  9. ↑ Graham, L. (2000). „Concerning the nature of XePtF6”. Coordination Chemistry Reviews 197, 321–334. o. DOI:10.1016/S0010-8545(99)00190-3. 
  10. ↑ (1962) „Xenon Tetrafluoride”. J. Am. Chem. Soc. 84 (18), 3593. o. DOI:10.1021/ja00877a042. 
  11. ↑ (1962. november 1.) „FLUORINATION OF XENON”. Angew. Chem. Int. Ed. Engl. 1 (11), 599. o. DOI:10.1002/anie.196205992. 
  12. ↑ a b (2002) „The chemistry of krypton”. Coordination Chemistry Reviews 233–234, 1–39. o. DOI:10.1016/S0010-8545(02)00202-3. 
  13. ↑ (1997) „The Xe2+ Ion—Preparation and Structure”. Angewandte Chemie International Edition 36, 273–274. o. DOI:10.1002/anie.199702731. 
  14. ↑ (1971) „Krypton difluoride”. Soviet Atomic Energy 31 (3), 990–999. o. DOI:10.1007/BF01375764. 
  15. ↑ John H. Holloway.szerk.: A. G. Sykes: Advances in Inorganic Chemistry. Academic Press, 57. o. (1998. november 4.). ISBN 0-12-023646-X 
  16. ↑ 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. 
  17. ↑ 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. 
  18. ↑ (1975. november 4.) „Chemical accelerator studies of reaction dynamics: Ar+ + CH4 → ArH+ + CH3”. The Journal of Chemical Physics 62 (7), 2555. o. DOI:10.1063/1.430836. 
  19. ↑ (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. 
  20. ↑ (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. 
  21. ↑ 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 
  22. ↑ Periodic Table of Elements: Los Alamos National Laboratory. periodic.lanl.gov . (Hozzáférés: 2019. december 13.)
  23. ↑ 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: 2013. december 15.) 
  24. ↑ Crew, Bec: Forget What You've Learned - Scientists Just Created a Stable Helium Compound (brit angol nyelven). ScienceAlert . (Hozzáférés: 2019. december 13.)
  25. ↑ Kenneth S. Pitzer (1975). „Fluorides of radon and element 118”. J. Chem. Soc., Chem. Commun. (18), 760b – 761. o. DOI:10.1039/C3975000760b. 
  26. ↑ Synthesis of Superheavy Elements, The Chemistry of Superheavy Elements, 2nd, Springer Science & Business Media, 24–8. o. (2013. november 30.). ISBN 9783642374661 
  27. ↑ 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. 
  28. ↑ K.M. Mackay, R.A. Mackay, W. Henderson. Introduction to Modern Inorganic Chemistry, 6th edition, 495. o. (2002). ISBN 0-7487-6420-8 
  29. ↑ (1992) „A high-pressure van der Waals compound in solid nitrogen-helium mixtures”. Nature 358 (6381), 46–48. o. DOI:10.1038/358046a0. 
  30. ↑ Pauling, L. (1961. november 4.). „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. november 4.). ISBN 981-02-2940-2 
  31. ↑ Henderson, W.. Main group chemistry. Great Britain: Royal Society of Chemistry, 148. o. (2000. november 4.). ISBN 0-85404-617-8 
  32. ↑ 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. 
  33. ↑ (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. 
  34. ↑ (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. 
  35. ↑ (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. 
  36. ↑ (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. 
  37. ↑ Karl O. Christe, William W. Wilson. Perfluoroammonium salt of heptafluoroxenon anion. U.S. Patent 4428913PDF-hivatkozás, June 24, 1982
  38. ↑ K.M. Mackay, R.A. Mackay, W. Henderson. Introduction to Modern Inorganic Chemistry, 6th edition, 497. o. (2002). ISBN 0-7487-6420-8 

Fordítás

[szerkesztés]

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 és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

Források

[szerkesztés]

A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/w/index.php?title=Nemesgázvegyületek&oldid=25634171”