Xenon

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE	ZP
¹²²Xe	{syn.}	20,1 h	ε	0,890	¹²²I
¹²³Xe	{syn.}	2,08 h	ε	2,676	¹²³I
¹²⁴Xe	0,1 %	1,1 · 10¹⁷ a	ε ε	-	¹²⁴Te
¹²⁵Xe	{syn.}	16,9 h	ε	1,652	¹²⁵I
¹²⁶Xe	0,09 %	Xe ist stabil mit 72 Neutronen
¹²⁷Xe	{syn.}	36,4 d	ε	0,662	¹²⁷I
¹²⁸Xe	1,91 %	Xe ist stabil mit 74 Neutronen
¹²⁹Xe	26,4 %	Xe ist stabil mit 75 Neutronen
¹³⁰Xe	4,1 %	Xe ist stabil mit 76 Neutronen
¹³¹Xe	21,29 %	Xe ist stabil mit 77 Neutronen
¹³²Xe	26,9 %	Xe ist stabil mit 78 Neutronen
¹³³Xe	{syn.}	5,253 d	β^-	0,427	¹³⁵Cs
¹³⁴Xe	10,4 %	Xe ist stabil mit 80 Neutronen
¹³⁵Xe	{syn.}	9,14 h	β^-	1,151	¹³⁵Cs
¹³⁶Xe	8,9 %	2,36 · 10²¹ a	β^-β^-	-	¹³⁶Ba
¹³⁷Xe	{syn.}	3,818	β^-	4,172	¹³⁷Cs
¹³⁸Xe	{syn.}	14,08 min	β^-	2,770	¹³⁸Cs

NMR-Eigenschaften

	¹²⁹Xe	¹³¹Xe
Kernspin	1/2	3/2
gamma / rad/T	7,399 · 10⁷	2,193 · 10⁷
Empfindlichkeit	0,0212	0,00276
Larmorfrequenz bei B = 4,7 T	55,3 M Hz	16,4 M Hz

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt,
gelten die angegebenen Daten bei Normbedingungen.

Xenon (griech.: ξένος „fremd“) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Xe und der Ordnungszahl 54. Das farb- und geruchlose Gas gehört zu den chemisch extrem reaktionsträgen Edelgasen. Xenon ist beispielsweise von seinem Einsatz im Autoscheinwerfer bekannt. Zur Funktionsweise im Autoscheinwerfer siehe Xenonlicht.

Eigenschaften

Xenon lässt sich zu einer farblosen Flüssigkeit kondensieren. Als Feststoff ist es kristallin. Unter Druck von mehreren hundert Kilobar lässt sich Xenon in eine metallische Struktur überführen. Die Löslichkeit in Wasser ist mit etwa 230 ml/l recht hoch. Auch Klathrate (Gaseinschlussverbindungen) können aus Wasser und Xenon hergestellt werden.

Als Füllung in Gasentladungsröhren erzeugt Xenon violettes Licht.

Als vollkommen inertes Gas kann Xenon nicht mehr gelten. Seit Anfang der 1960er ist es gelungen einige Halogen-, Sauerstoff-, Stickstoff- und Kohlenstoffverbindungen herzustellen. Nur die Fluoride sind thermodynamisch stabil. Die übrigen Derivate sind meist nur bei tiefen Temperaturen beständig, beim Erwärmen zersetzen sie sich, manche – wie beispielsweise XeO₃ und XeO₄ – auch explosiv.
In seinen Verbindungen liegt Xenon in den Oxidationsstufen +2, +4, +6 und +8 vor.

In Kernreaktoren wird ¹³⁵Xe als Zerfallsprodukt von radioaktivem Iod erzeugt und wirkt absorbierend für Neutronen; siehe Xenonvergiftung.

Anwendungen

Wegen seines hohen Preises wird Xenon nur dann verwendet, wenn die leichteren Edelgase nicht „gut genug“ sind. Der größte Teil wird als Gasfüllung in lichterzeugenden Lampen verwendet, wenn ein helles weißes Licht benötigt wird:

Stroboskoplampen
Blitzlichtlampen
Halogenlampen
Gasentladungslampen
Xenon-Hochdrucklampen für Filmprojektoren, Flutlichtanlagen, Lichtquelle in Fotokopierern und zur Lichtkoagulation in der Augenheilkunde
Xenonlicht in Autoscheinwerfern

Andere Anwendungen:

Füllung von Thyratron-Röhren
Narkosegas
Blasenkammern
Ionenantrieb
Cryogene Wärmerohre (Heatpipes)
Diagnostisches Hilfsmittel zur Darstellung von Durchblutungsstörungen
Herstellung von Jod123 mittels Protonenbeschusses (Zyklotron)

Geschichte

Xenon (griechisch xenos für fremd) wurde am 12. Juli 1898 durch William Ramsay und Morris William Travers aus Rohkrypton abgetrennt.

Quellen

Ein Kubikmeter Luft enthält etwa 0,08 ml Xenon.

Herstellung

Die Gewinnung erfolgt durch wiederholte Destillation aus der höhersiedenden Sauerstofffraktion beim Linde-Verfahren.

Verbindungen

Vor 1962 galten alle Edelgase als inert, als chemische Stoffe, die keine Verbindungen eingehen. Auch diatomare Elementverbindungen, wie sie von den gasförmigen Nichtmetallen Sauerstoff, Chlor oder Stickstoff bekannt sind, gehen die Edelgase nicht ein und die niedrigen Siede- und Schmelzpunkte weisen auf Einzelatome hin.

Anfang 1962 versuchte Neil Bartlett Xenon mit dem stärksten damals bekannten Oxidationsmittel Platinhexafluorid PtF₆ zu oxidieren. Es bildete sich eine gelbe bis rote Substanz in nicht stöchiometrischer Zusammensetzung (keine definierte chemische Verbindung). Seine Motivation war wie folgt begründet: er kannte die klassische Redoxreaktion PtF₆+ O₂ → O₂PtF₆. Da Sauerstoff und Xenon etwa die gleiche Ionisierungsenergie besitzen, schloss er, dass diese Reaktion auch mit Xenon möglich sein sollte und sagte das Reaktionsprodukt XePtF₆ voraus. Im gleichen Jahr führte Rudolf Hoppe in Münster die Synthese von Xenon(II)-fluorid durch Umsetzung der Elemente unter Kühlung in einer elektrischen Entladung durch.

Zwischenzeitlich sind viele weitere Verbindungen bekannt geworden:

Xenon(II)-chlorid (Xenondichlorid) XeCl₂
Xenon(IV)-chlorid (Xenontetrachlorid) XeCl₄
Xenon(II)-fluorid (Xenondifluorid) XeF₂
Xenon(IV)-fluorid (Xenontetrafluorid) XeF₄
Xenon(VI)-fluorid (Xenonhexafluorid) XeF₆
Xenonfluoridoxide
Xenon(VI)-oxid (Xenontrioxid) XeO₃
Xenon(VIII)-oxid (Xenontetroxid) XeO₄
Natriumperxenat Na₄XeO₆

Kompliziertere Verbindungen sind bekannt, in denen Xenon mit den Elementen Stickstoff und Kohlenstoff und sogar mit Gold direkte Bindungen eingeht, letzteres jedoch nur im supersauren Medium.

Vorsichtsmaßnahmen

Xenon ist nicht giftig, es wirkt in bestimmten Konzentrationsbereichen narkotisch und bei höheren Konzentrationen erstickend.

Xenonverbindungen sind starke Oxidationsmittel! Einige Verbindungen, besonders die sauerstoffhaltigen, sind explosiv.

Weblinks

Wiktionary: Xenon – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Xenon – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Literatur

Thermophysical properties of neon, argon, krypton, and xenon / V. A. Rabinovich ... Theodore B. Selover, English-language edition ed.

Washington [u. a.] Hemisphere Publ. Corp. [u. a.], 1988. – XVIII (National standard reference data service of the USSR; 10)