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Neon

chemisches Element mit dem Symbol Ne und der Ordnungszahl 10

Neon (griechisch νέος néos, deutsch ‚neu‘) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Ne und der Ordnungszahl 10.

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Neon, Ne, 10
Elementkategorie Edelgase
Gruppe, Periode, Block 18, 2, p
Aussehen Farbloses Gas
CAS-Nummer

7440-01-9

EG-Nummer 231-110-9
ECHA-InfoCard 100.028.282
Massenanteil an der Erdhülle 0,005 ppm[1]
Atomar[2]
Atommasse 20,1797(6)[3][4] u
Kovalenter Radius 58 pm
Van-der-Waals-Radius 154 pm
Elektronenkonfiguration [He] 2s2 2p6
1. Ionisierungsenergie 21.564540(7) eV[5] ≈ 2080.66 kJ/mol[6]
2. Ionisierungsenergie 40.96297(4) eV[5] ≈ 3952.32 kJ/mol[6]
3. Ionisierungsenergie 63.4233(3) eV[5] ≈ 6119.42 kJ/mol[6]
4. Ionisierungsenergie 97.1900(25) eV[5] ≈ 9377.41 kJ/mol[6]
5. Ionisierungsenergie 126.247(12) eV[5] ≈ 12181 kJ/mol[6]
Physikalisch[2]
Aggregatzustand gasförmig
Kristallstruktur kubisch flächenzentriert
Dichte 0,900 kg · m−3[7] bei 273 K
Magnetismus diamagnetisch (χm = −3,8 · 10−9)[8]
Schmelzpunkt 24,56 K (−248,59 °C)
Siedepunkt 27,15 K[9] (−246 °C)
Molares Volumen (fest) 13,23 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie 1,9 kJ/mol[9]
Schmelzenthalpie 0,34 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit 435[10] m·s−1
Spezifische Wärmekapazität 1030,4 J·kg−1·K−1
Wärmeleitfähigkeit 0,0491 W·m−1·K−1
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
18Ne {syn.} 1,67 s ε 4,446 18F
19Ne {syn.} 17,34 ms ε 3,238 19F
20Ne 90,48 % Stabil
21Ne 0,27 % Stabil
22Ne 9,25 % Stabil
23Ne {syn.} 34,24 s β− 4,376 23Na
24Ne {syn.} 3,38 min β− 2,470 24Na
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Spin-
Quanten-
zahl I 		γ in
rad·T−1·s−1 		Er (1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
21Ne 3/2 −2,112 · 107 0,0025 15,8
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[7]
Gefahrensymbol

Achtung

H- und P-Sätze H: 280
P: 403[7]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Im Periodensystem steht es in der 8. Hauptgruppe, bzw. der 18. IUPAC-Gruppe und zählt daher zu den Edelgasen. Wie die anderen Edelgase ist es ein farbloses, äußerst reaktionsträges, einatomiges Gas. In vielen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkt oder Dichte steht es zwischen dem leichteren Helium und dem schwereren Argon.

Im Universum gehört Neon zu den häufigsten Elementen, auf der Erde ist es dagegen relativ selten, da wie bei Helium ein großer Teil des Gases in das Weltall entwichen ist. Vorwiegend ist es in der Erdatmosphäre zu finden, nur geringe Mengen sind in Gesteinen eingeschlossen.

Wie Krypton und Xenon wurde auch Neon 1898 von William Ramsay und Morris William Travers durch fraktionierte Destillation von flüssiger Luft entdeckt. Die bekannteste Anwendung sind die Leuchtröhren mit Neonfüllung (Neonlampen), in denen Neon durch Gasentladungen in einer typischen orangeroten Farbe zum Leuchten angeregt wird.

Geschichte

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William Ramsay

1894 war von Lord Rayleigh und William Ramsay als erstes Edelgas das Argon entdeckt worden. Ramsay isolierte 1895 auch das zuvor nur aus dem Sonnenspektrum bekannte Helium aus Uranerzen. Aus den Gesetzen des Periodensystems erkannte er, dass es zwischen Helium und Argon ein weiteres Element mit einer Atommasse von etwa 20 u geben müsste.

Er untersuchte daher ab 1896 zunächst verschiedene Minerale und Meteoriten und die von diesen beim Erhitzen oder Lösen abgegebenen Gase. Ramsay und sein Mitarbeiter Morris William Travers waren dabei jedoch nicht erfolgreich, es wurden Helium und seltener Argon gefunden. Auch die Untersuchung heißer Gase aus Cauterets in Frankreich und aus Island brachten keine Ergebnisse.[11]

Schließlich begannen sie, 15 Liter Rohargon, das aus flüssiger Luft isoliert wurde, zu untersuchen und durch Verflüssigen und fraktionierte Destillation zu trennen. Das erste dadurch abgetrennte und am Flammenspektrum nachgewiesene Element war dabei das Krypton, am 13. Juni 1898 gelang schließlich die Isolierung eines leichteren Elementes aus der niedriger siedenden Fraktion des Rohargons. Dieses nannten Ramsay und Travers Neon, nach dem griechischen νέος néos, deutsch ‚neu‘. Kurze Zeit später konnten sie aus der Krypton enthaltenden Fraktion ein weiteres Element, das Xenon gewinnen.[11]

Die erste Anwendung des neu entdeckten Gases war die 1910 von dem Franzosen Georges Claude entwickelte Neonlampe: In eine Glasröhre gefülltes Neon wird durch hohe Spannungen zum Leuchten angeregt.[12]

Nukleosynthese

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Neon, vor allem das Isotop 20Ne, ist ein wichtiges Zwischenprodukt in der Nukleosynthese in Sternen, entsteht aber erst beim Kohlenstoffbrennen. Während des Heliumbrennens bei etwa 200 · 106 K entsteht 20Ne auf Grund des geringen Einfangquerschnitts von 16O für α-Teilchen nicht, lediglich die Isotope 21Ne und 22Ne können aus dem schwereren 18O entstehen. Steigen die Temperatur und die Dichte eines Sterns nach Verbrauch des Heliums deutlich an, so kommt es zum Kohlenstoffbrennen, bei dem zwei Kohlenstoffatome zu einem angeregten Magnesiumisotop 24Mg* fusionieren. Aus diesem bildet sich durch α-Zerfall 20Ne.

 

Bei weiterem Temperatur- und Druckanstieg kommt es zum Neonbrennen, bei dem 20Ne durch Photodesintegration zu 16O wird beziehungsweise mit den entstandenen Heliumkernen zu 24Mg fusioniert.

 
 

Dieses findet auf Grund der höheren Empfindlichkeit von 20Ne im Vergleich zu 16O gegenüber Gammastrahlung vor den eigentlich zu erwartenden Reaktionen des leichteren Sauerstoffkerns statt. Erst nach Ende des Neonbrennens findet das Sauerstoffbrennen statt, bei dem aus 16O schwerere Elemente wie Silicium, Phosphor und Schwefel gebildet werden.[13][14]

Vorkommen

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Neon zählt im Universum zu den häufigsten Elementen, lediglich Wasserstoff, Helium, Sauerstoff, Kohlenstoff und Stickstoff sind häufiger. Auf der Erde ist es dagegen – wie Helium – relativ selten, der Gesamtanteil an der Erdhülle beträgt etwa 0,005 ppm.[1] Der Großteil des Neons befindet sich dabei in der Atmosphäre, mit einem durchschnittlichen Gehalt von 18,18 ppm ist es nach Argon das häufigste Edelgas.[15] Aus der unterschiedlichen Verteilung der leichten und schweren Isotope des Neons auf der Erde und Sonne kann geschlossen werden, dass seit Entstehung der Erde ein Großteil des Neons aus der Atmosphäre entwichen ist und bevorzugt die schwereren Isotope 21Ne und 22Ne zurückgeblieben sind.

In kleinen Mengen kommt Neon auch in Gesteinen der Erde vor. Nachgewiesen wurde es in Granit, Basaltgesteinen, Diamanten und vulkanischen Gasen. Auf Grund verschiedener Isotopenzusammensetzungen wird vermutet, dass dieses Neon drei verschiedene Ursprünge hat: Primordiales Neon, dessen Zusammensetzung derjenigen der Sonne entspricht und das ohne Kontakt zur Atmosphäre in Diamanten oder im Erdmantel eingeschlossen ist; atmosphärisches Neon und durch Spallationsreaktionen mit kosmischer Strahlung entstandenes Neon.[16]

Auf Gasplaneten wie Jupiter kann auf Grund der hohen Gravitation das Neon nicht entweichen, die Isotopenzusammensetzung entspricht daher derjenigen bei der Bildung des Planeten. Wie von der Raumsonde Galileo festgestellt, entspricht das Verhältnis von 20Ne zu 22Ne demjenigen der Sonne, was Rückschlüsse auf die Entstehungsbedingungen, etwa die Temperatur, bei der Bildung der Gasplaneten zulässt.[17]

Gewinnung und Darstellung

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Neon lässt sich als Nebenprodukt bei der Luftzerlegung nach dem Linde-Verfahren gewinnen. Nach Abtrennung von Wasser, Kohlenstoffdioxid, Sauerstoff, den bei höheren Temperaturen siedenden Edelgasen und dem Großteil an Stickstoff bleibt ein Gasgemisch zurück, das zu 35 % aus Neon, daneben aus Helium, Wasserstoff und etwa 50 % Stickstoff besteht (jeweils Stoffmengenanteile). Dieses kann auf verschiedene Weisen getrennt werden, so dass am Ende die reinen Gase Neon und Helium gewonnen werden. Eine Möglichkeit ist es, die Gase über Kondensation bei unterschiedlichen Siedepunkten und die Ausnutzung des Joule-Thomson-Effektes zu trennen. Nach Abtrennung des Wasserstoffes über katalytische Reaktion mit zugegebenem Sauerstoff und Entfernung des Wassers wird dabei zunächst bei 30 bar und 66 K der Stickstoff verflüssigt und abgetrennt. Nach der Entfernung des restlichen Stickstoffes durch Adsorption an Silicagel bleibt ein Gasgemisch von etwa 76 % Neon und 24 % Helium zurück. Dieses wird bei Raumtemperatur zunächst auf 180 bar verdichtet und stufenweise auf 50 K abgekühlt. Bei der Expansion auf 25 bar und anschließend auf 1,5 bar kondensiert das Neon, während Helium gasförmig bleibt. Eine Feintrennung erfolgt danach durch Rektifikation.[18]

Eine Alternative ist die Adsorption. Dazu wird nach der Abtrennung des Stickstoffes das Neon bei 5 bar und 67 K an ein Trägermaterial adsorbiert. Dieses gibt bei 3 bar das Neon wieder ab, so dass es vom Helium getrennt werden kann. Um eine größere Reinheit zu erreichen, wird das Neon zweimal nacheinander adsorbiert.[18]

Bis zum Einmarsch russischer Truppen 2022 in die Ukraine wurden dort etwa 70 % der Weltproduktion an Neon erzeugt. Da Neon ein essentieller Faktor bei der Herstellung von Halbleiterprodukten ist, kann dieser Ausfall zu ernsten Problemen in diesem Bereich führen.[19]

Eigenschaften

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Physikalische Eigenschaften

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Kubisch-dichteste Kugelpackung von festem Neon, a = 443 pm
 
Linienspektrum einer Gasentladung in Neon

Neon ist ein bei Normalbedingungen einatomiges, farbloses und geruchloses Gas, das bei 27 K (−246 °C) kondensiert und bei 24,57 K (−248,59 °C) erstarrt. Es besitzt damit den kleinsten Temperaturbereich aller Elemente, in dem es flüssig ist. Wie die anderen Edelgase außer dem Helium kristallisiert Neon in einer kubisch dichtesten Kugelpackung mit dem Gitterparameter a = 443 pm.[20]

Wie alle Edelgase besitzt Neon nur abgeschlossene Elektronenschalen (Edelgaskonfiguration). Dadurch lässt sich erklären, dass das Gas stets einatomig vorliegt und die Reaktivität gering ist.

Mit einer Dichte von 0,9 kg/m3 bei 0 °C und 1013 hPa ist Neon etwas leichter als Luft, steigt also auf. Im Phasendiagramm liegt der Tripelpunkt bei 24,56 K und 43,37 kPa,[21] die kritische Temperatur bei 44,4 K, der kritische Druck bei 265,4 kPa und die kritische Dichte bei 0,483 g/cm3.[22]

In Wasser ist Neon schlecht löslich, in einem Liter Wasser können sich bei 20 °C maximal 10,5 ml Neon lösen.[22]

Wie andere Edelgase zeigt Neon bei Gasentladungen ein charakteristisches Linienspektrum. Da die Linien im sichtbaren Spektralbereich vorwiegend im roten bis gelben Bereich sind, erscheint das Gas bei einer Entladung in einer typischen roten Farbe.

Chemische Eigenschaften

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Als typisches Edelgas ist Neon äußerst reaktionsträge, es sind wie beim Helium bislang keine Verbindungen des Elementes bekannt. Sogar Clathrate, bei denen andere Edelgase in anderen Verbindungen physikalisch eingeschlossen sind, sind unbekannt. Nach theoretischen Berechnungen ist Neon das am wenigsten reaktive Element. So ist die berechnete Dissoziationsenthalpie für Verbindungen des Typs NgBeO (Ng: Edelgas) bei der Neonverbindung am geringsten. Es zeigte sich, dass selbst das Neonanalogon der einzig bekannten, nach Rechnungen stabilen Heliumverbindung HHeF nicht stabil sein sollte. Mögliche Erklärungen für diese Ergebnisse sind die größeren Fluor-Wasserstoff-Abstände und damit schwächere Anziehungskräfte im HNe+-Ion im Vergleich zur Helium-Spezies oder abstoßende p-π-Wechselwirkungen in Neon-Kationen.[23]

Es sind lediglich aus massenspektrometrischen Untersuchungen einige Ionen bekannt, in denen Neon beteiligt ist. Zu diesen zählen das Ne+-Ion und einige Element-Neon-Ionen wie ArNe+, HeNe+ und HNe+.[24]

Isotope

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Es sind insgesamt 19 Isotope des Neons zwischen 15Ne und 34Ne bekannt. Von diesen sind drei, 20Ne, 21Ne und 22Ne stabil und kommen auch in der Natur vor. 20Ne kommt mit 90,48 % Anteil mit Abstand am häufigsten vor. 21Ne ist mit 0,27 % Anteil auf der Erde am seltensten und 22Ne kommt mit einer Häufigkeit von 9,25 % in der natürlichen Isotopenverteilung auf der Erde vor. Alle anderen Isotope haben kurze Halbwertszeiten von maximal 3,38 Minuten bei 24Ne.[25]

Bedingt durch den Verlust von Neon in das Weltall und die Bildung in Kernreaktionen ist das Verhältnis von 20Ne/22Ne und 21Ne/22Ne von Neon, das in Gesteinen eingeschlossen ist und keinen Kontakt zur Atmosphäre besitzt, nicht immer gleich. Daher lassen sich aus den Isotopenverhältnissen Rückschlüsse auf die Entstehung schließen. So ist in Gesteinen, in denen Neon durch Spallationsreaktionen entstanden ist, der Gehalt an 21Ne erhöht. Primordiales Neon, das vor dem Verlust eines großen Teils des Neons in Gesteinen und Diamanten eingeschlossen wurde, besitzt dagegen einen höheren Anteil an 20Ne.[16]

→ Liste der Neon-Isotope

Biologische Bedeutung

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Wie die anderen Edelgase hat Neon auf Grund der Reaktionsträgheit keine biologische Bedeutung und ist auch nicht toxisch. In höheren Konzentrationen wirkt es durch Verdrängung des Sauerstoffs erstickend.[26] Bei Drücken von mehr als 110 bar wirkt es narkotisierend.[27]

Verwendung

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Helium-Neon-Laser im Betrieb

Auf Grund der Seltenheit und komplizierten Herstellung und des damit einhergehenden höheren Preises im Vergleich zum ähnlichen Argon wird Neon weniger verwendet: Die weltweite Produktion betrug 2020 etwa zwischen 720.000 und 760.000 m³[28].

Neon ist Füllgas von Leuchtröhren und Glimmlampen, in denen es durch Gasentladung zum Leuchten in einer typischen orangeroten Farbe angeregt wird. Auch in Blitz- und Stroboskoplampen wird Neon als Füllgas genutzt.[22]

In Helium-Neon-Laser wird ein Gemisch an Helium und Neon eingesetzt. Die notwendige Besetzungsinversion des Lasermediums Neon wird dabei durch die Anregung des Heliums (Gasentladung) und den strahlungslosen Übergang von Elektronen zum Neon erreicht. Die stimulierte Emission erfolgt bei Wellenlängen von 632,8 nm (Rot), wenn die Resonatorspiegel diese Wellenlänge bevorzugt reflektieren. Weitere erzeugbare Wellenlängen sind 1152,3 nm, 3391 nm (Infrarot), sowie 543,3 nm (Grün).[29]

Excimerlaser verwenden Neon als Puffergas, daher ist die Ultraviolett-Fotolithografie in der Halbleiterfertigung ein großer Verbraucher von Neon.[30] Die Halbleiterfertigung ist Haupt-Einsatzgebiet der Excimerlaser und verbraucht in 2020 etwa 80 bis 90 % des erzeugten Neons.[28]

Flüssiges Neon kann als Kältemittel eingesetzt werden. Es hat eine 40-mal höhere Kühlleistung als flüssiges Helium und eine dreimal höhere als Wasserstoff.[18] Dadurch, durch die tiefere Temperatur als Flüssigstickstoff sowie wegen geringerer Diffusionsrate als Helium ist es in einigen wenigen, nicht preissensitiven Anwendungen, wie der Vorrats-Verdampfungskühlung von Sensoren in der Raumfahrt, überlegen.

Neon kann im Gemisch mit Sauerstoff als Atemgas für das Tauchen in großer Tiefe genutzt werden. Es wird jedoch nur selten eingesetzt, da es im Vergleich zum ähnlich verwendbaren Helium einen höheren Preis besitzt und auch einen größeren Atemwiderstand aufweist.[31][32]

Neon -Gasentladungsröhren verschiedener Bauformen

Literatur

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Wiktionary: Neon – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Commons: Neon – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
Wikibooks: Wikijunior Die Elemente/ Elemente/ Neon – Lern- und Lehrmaterialien

Einzelnachweise

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  1. ↑ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Neon) entnommen.
  3. ↑ Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements (IUPAC Technical Report). In: Pure and Applied Chemistry. Band 83, Nr. 2, 2011, S. 359–396, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14 (freier Volltext).
  4. ↑ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.
  5. ↑ a b c d e Eintrag zu neon in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: NIST, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.
  6. ↑ a b c d e Eintrag zu neon bei WebElements, www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.
  7. ↑ a b c Eintrag zu Neon in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 25. April 2017. (JavaScript erforderlich)
  8. ↑ Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  9. ↑ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337; doi:10.1021/je1011086.
  10. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Geophysics, Astronomy, and Acoustics, S. 14-49. bei 0 °C.
  11. ↑ a b William Ramsay: The Rare Gases of the Atmosphere. Nobelpreisrede, 12. Dezember 1904.
  12. ↑ Patent US1125476A: System of illuminating by luminescent tubes. Angemeldet am 9. November 1911, veröffentlicht am 19. Januar 1915, Erfinder: Georges Claude.‌
  13. ↑ L. R. Buchmann, C. A. Barnes: Nuclear reactions in stellar helium burning and later hydrostatic burning stages. In: Nuclear Physics A. 777, 2006, S. 254–290; doi:10.1016/j.nuclphysa.2005.01.005.
  14. ↑ S. E. Woosley, A. Heger: The evolution and explosion of massive stars. In: Rev. Mod. Phys. Band 74, 2002, S. 1015–1071, doi:10.1103/RevModPhys.74.1015.
  15. ↑ David R. Williams: Earth Fact Sheet. NASA, Greenbelt, Stand 20. Mai 2009.
  16. ↑ a b Alan P. Dickin: Radiogenic isotope geology. 2. Auflage. Cambridge University Press, 2005, ISBN 0-521-82316-1, S. 303–307.
  17. ↑ P. R. Mahaffy, H. B. Niemann, A. Alpert, S. K. Atreya, J. Demick, T. M. Donahue, D. N. Harpold, T. C. Owen: Noble gas abundance and isotope ratios in the atmosphere of Jupiter from the Galileo Probe Mass Spectrometer. In: J. Geophys. Res. Band 105, 2000, S. 15061–15071, doi:10.1029/1999JE001224.
  18. ↑ a b c P. Häussinger, R. Glatthaar, W. Rhode, H. Kick, C. Benkmann, J. Weber, H.-J. Wunschel, V. Stenke, E. Leicht, H. Stenger: Noble Gases. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2006, doi:10.1002/14356007.a17_485.
  19. ↑ Explained: Why the Russia-Ukraine crisis may lead to a shortage in semiconductors Pranav Mukul in The Indian Express vom 13. März 2022, abgerufen am 29. März 2022
  20. ↑ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 30, 1974, S. 193–204; doi:10.1107/S0567740874002469.
  21. ↑ Eintrag zu Neon (Phase change data). In: P. J. Linstrom, W. G. Mallard (Hrsg.): NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD, abgerufen am 17. November 2019.
  22. ↑ a b c Eintrag zu Neon. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 19. Juni 2014.
  23. ↑ Errol G. Lewars: Modeling Marvels: Computational Anticipation of Novel Molecules. Springer Verlag, 2008, ISBN 978-1-4020-6972-7, S. 69–80.
  24. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-23.
  25. ↑ G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W. J. Huang, S. Naimi: The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties. In: Chinese Physics C. Band 41, 2017, S. 030001, doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001 (Volltext).
  26. ↑ Neon 4.5. (PDF; 304 kB) Linde AG, 2. Mai 2011, abgerufen am 16. Juni 2018.
  27. ↑ Walter J. Moore, Dieter O. Hummel: Physikalische Chemie. 4. Auflage. de Gruyter, 1986, ISBN 3-11-010979-4, S. 284 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  28. ↑ a b Thomas Metschl: Rohstoff Neon: Mehr als leuchtende Farben, verlag moderne industrie GmbH, 27. Feb. 2020, abgerufen am 26. Jan. 2023.
  29. ↑ Eintrag zu Helium-Neon-Laser. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 19. Juni 2014.
  30. ↑ Yosuke Sakai et al.: High-repetition-rate (6 kHz) and long-pulse-duration (50 ns) ArF excimer laser for sub-65 nm lithography, in Review of Scientific Instruments, März 2006, in The Review of scientific instruments 77(3), DOI:10.1063/1.2182744, abgerufen am 26. Jan. 2023
  31. ↑ Alfred A. Bove, Jefferson Carroll Davis: Bove and Davis' diving medicine. 4. Auflage. Elsevier, 2004, ISBN 0-7216-9424-1, S. 121.
  32. ↑ Patent US3815591: Diving gas mixtures and methods of deep diving. Veröffentlicht am 28. April 1972, Anmelder: Union Carbide Co., Erfinder: Heinz Schreiner, Robert Hamilton, Arthur Francis.‌
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