Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE MeV	ZP
¹²²Xe	{syn.}	20,1 h	ε	0,890	¹²²I
¹²³Xe	{syn.}	2,08 h	ε	2,676	¹²³I
¹²⁴Xe	0,1 %	>4,8 · 10¹⁶ a	εε		¹²⁴Te
¹²⁵Xe	{syn.}	16,9 h	ε	1,652	¹²⁵I
¹²⁶Xe	0,09 %	Stabil
¹²⁷Xe	{syn.}	36,4 d	ε	0,662	¹²⁷I
¹²⁸Xe	1,91 %	Stabil
¹²⁹Xe	26,4 %	Stabil
¹³⁰Xe	4,1 %	Stabil
¹³¹Xe	21,29 %	Stabil
¹³²Xe	26,9 %	Stabil
¹³³Xe	{syn.}	5,253 d	β⁻	0,427	¹³³Cs
¹³⁴Xe	10,4 %	Stabil
¹³⁵Xe	{syn.}	9,14 h	β⁻	1,151	¹³⁵Cs
¹³⁶Xe	8,9 %	>10 · 10²¹ a	β⁻β⁻		¹³⁶Ba
¹³⁷Xe	{syn.}	3,818 min	β⁻	4,172	¹³⁷Cs
¹³⁸Xe	{syn.}	14,08 min	β⁻	2,770	¹³⁸Cs

NMR-Eigenschaften

	Spin	γ in rad·T⁻¹·s⁻¹	E	f_L bei B = 4,7 T in MHz
¹²⁹Xe	1/2	7,399 · 10⁷	0,0212	55,3
¹³¹Xe	3/2	2,193 · 10⁷	0,00276	16,4

Sicherheitshinweise

Gefahrstoffkennzeichnung ^[3]

keine Gefahrensymbole

R- und S-Sätze

R: keine R-Sätze

S: keine S-Sätze

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

Xenon (von altgriechisch ξένος xénos „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 für seinen Einsatz in Autoscheinwerfern und Ionenantrieben bekannt. Zur Funktionsweise im Autoscheinwerfer siehe Xenonlicht.

[Bearbeiten] Eigenschaften

Xenon lässt sich zu einer farblosen Flüssigkeit kondensieren. Als Feststoff ist es kristallin. Die kritischen Daten lauten: Druck 58,4 bar, Temperatur 16,4 °C (289,5 K), Dichte 1,11 g/ml. ^[4]. 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 je nach dem inneren Gasdruck unterschiedliche Farben: violett, blau, himmelblau und olivgrün.

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.

Xenon wirkt in bestimmten Konzentrationsbereichen narkotisch und ist als Narkosegas verwendbar.

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

[Bearbeiten] 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:

Testlauf eines mit Xenon betriebenen Ionentriebwerks

Füllung von Thyratron-Röhren
Narkosegas
Blasenkammern
Ionenantrieb
Plasmafernseher
Kryogene Wärmeröhre (Heatpipes)
die radioaktiven Xenon-Isotope ¹²⁷Xenon und ¹³³Xenon werden in der Nuklearmedizin zur Lungenszintigrafie verwendet
Herstellung von ¹²³Iod mittels Protonenbeschusses (Zyklotron)
Xenon-Isotope entstehen bei Atombombenexplosionen und dienen so als deren Nachweis. So lassen sich selbst unterirdische Atomexplosionen an den durch die Erdschichten diffundierenden Xenonspuren erkennen.

[Bearbeiten] Geschichte

Xenon wurde am 12. Juli 1898 durch William Ramsay und Morris William Travers aus Rohkrypton abgetrennt.

[Bearbeiten] Vorkommen

1 m³ Luft enthält etwa 0,08 ml Xenon. Xenon ist mit 0,03 ppb in der kontinentalen Erdkruste vertreten^[5]. Es steht hinter Rhenium und Krypton an der 83 Stelle der Elementhäufigkeit. Es ist somit das seltenste nicht radioaktive Element.

[Bearbeiten] Herstellung

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

[Bearbeiten] Isotope

Xenon hat 36 Isotope und 8 instabile Isomere. Von den neun natürlichen Isotopen sind sieben stabil. Die beiden instabilen Isotope ¹²⁴Xe und ¹³⁶Xe haben durch den Doppelten Elektroneneinfang bzw. Doppelten Betazerfall mit über 48 Billiarden und über 10 Trilliarden Jahren so lange Halbwertszeiten, dass sie einen deutlichen Anteil des natürlichen Xenons ausmachen, ohne dass dieses deshalb nennenswert radioaktiv wäre. Alle anderen Isotope und Isomere haben dagegen nur kurze Halbwertszeiten zwischen 0,6 µs bei ¹¹⁰Xe und 36,4 Tagen bei ¹²⁷Xe.

→ Liste der Xenonisotope

[Bearbeiten] 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, von denen die meisten allerdings nur in der Nähe des absoluten Nullpunktes existieren. Beispiele sind:

Dixenondihydrogenoxid Xe₂H₂O ^[6]
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.

[Bearbeiten] Vorsichtsmaßnahmen

Xenon ist nicht giftig und gilt nicht als kanzerogen. In bestimmten Konzentrationsbereichen wirkt es narkotisch und bei höheren Konzentrationen (ca. 33% im Luft-Gasgemisch^[7]) erstickend.

Xenonverbindungen sind starke Oxidationsmittel. Einige Verbindungen, insbesondere die sauerstoffhaltigen, sind explosiv.

[Bearbeiten] Sonstiges

Xenon weist eine sehr niedrige Schallgeschwindigkeit auf, so dass die menschliche Stimme ihre Frequenz in den Bass verschiebt. (Entgegengesetzt zu dem bei Helium auftretenden Effekt.)

[Bearbeiten] Einzelnachweise

↑ L. C. Allen, J. E. Huheey: The definition of electronegativity and the chemistry of the noble gases. In: Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 42, 1980, S. 1523-1524 (doi:10.1016/0022-1902(80)80132-1).
↑ T. L. Meek: Electronegativities of the Noble Gases. In: Journal of chemical education. 72, Nr. 1, 1995, S. 17-18.
↑ Eintrag zu Xenon in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 27.4.2008 (JavaScript erforderlich)
↑ Römpps Chemielexikon achte Auflage 1988
↑ David R. Lide (ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2005. Section 14, Geophysics, Astronomy, and Acoustics; Abundance of Elements in the Earth's Crust and in the Sea.
↑ http://www.wissenschaft.de/wissenschaft/news/291721
↑ Gesundheitliche Auswirkungen von Xenon in: [1]

[Bearbeiten] 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)

[Bearbeiten] Weblinks

Wiktionary: Xenon – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen und Grammatik

Commons: Xenon – Bilder, Videos und Audiodateien

Los Alamos National Laboratory – Xenon (englisch)
WebElements.com – Xenon (englisch)
EnvironmentalChemistry.com – Xenon (englisch)
TSB Technologiestiftung Berlin – Edelgas Xenon rettet Hirnzellen

Periodensystem der Elemente

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