XENON, Xe (von griech 54, Atommasse 131,3 . Natürliches Xenon ist eine Mischung aus neun stabilen Isotopen, von denen die häufigsten 129 Xe, 131 Xe und 132 Xe sind. 1898 von den englischen Wissenschaftlern W. Ramsay und M. Travers entdeckt.
Xenon ist ein einatomiges Inertgas, farb- und geruchlos. Dichte 5851 kg/m 3, Schmelzpunkt -111,8°C, Siedepunkt -108,1°C. Im festen Zustand hat es ein kubisch-flächenzentriertes Gitter; Elementarzellenparameter a=0,625 nm (bei -185°C). Xenon weist die Oxidationsstufen +1, +2, +4, +6, +8 auf. Xenon interagiert direkt nur mit Fluor und bildet XeF 2, XeF 4, XeF 6. Am stabilsten ist XeF 4, aus dem in wässriger Lösung das instabile, nichtflüchtige und explosive Trioxid XeO 3 gewonnen wird; Auch Tetroxid XeO 4 ist bekannt. In wässrigen Lösungen entstehen Salze der Xenonsäure; auch Salze mit 8-wertigem Xenon – Perxenate – wurden erhalten. Es wurden Doppelsalze synthetisiert: XeF 2 .2SbF 5, XeF 6 .AsF 3 usw. Xenon bildet auch Clathrate (z. B. Xe.5.75H 2 O usw.).
Unter natürlichen Bedingungen sind Xenonverbindungen unbekannt. In den untersuchten Gesteinen jugendlichen Ursprungs variiert die Xenonkonzentration um mehr als das 1000-fache; Die wahrscheinlichste Konzentration von Xenon in Basalten, Kimberliten und Einschlüssen darin beträgt 7,10 -12 cm 3 /g. In Tonen beträgt die Xenonkonzentration 10 -10 bis 10 -8 cm 3 /g. In der Luft beträgt die volumetrische Konzentration von Xenon 8,77,10 -6 %. Die Gesamtmenge an Xenon in der Erdatmosphäre beträgt 3,5.10 17 cm 3. Im Erdmantel bis zu einer Tiefe von 200–400 km ist die Gesamtmenge an Xenon deutlich geringer als in der Atmosphäre. Die Isotopenzusammensetzung von Mantel-Xenon ist praktisch nicht von der Isotopenzusammensetzung von atmosphärischem Xenon zu unterscheiden. In der Atmosphäre von Mapca wurde eine große Anreicherung des 129 Uranhaltige Mineralien enthalten Xenon der spontanen Spaltung 238 U (Isotope 136 Xe, 134 Xe, 132 Xe, 131 Xe) und Xenon der Neutronenspaltung 235 U (die gleichen Isotope und 129 Xe). Isotope hängen von der chemischen Zusammensetzung des Minerals ab. Telluride, Tellurobismutite und andere Te-Minerale reichern das 130 Außerirdische Materie (Meteoriten, Mondboden) enthält neutronenarme Isotope 124 Xe, 126 Xe, 128 Xe, 129 Xe, 130 Xe, 131 der kosmischen Strahlung.
In der Industrie wird Xenon durch Tiefenkühlung und anschließende Rektifikation aus Luft gewonnen. Xenon wird zum Füllen von Glühlampen, Röntgenröhren und leistungsstarkem Gasentladungs- und Impulslicht verwendet. Radioaktive Isotope von Xenon werden als Strahlungsquellen in der Radiographie verwendet. Die Bestimmung der Konzentration von Xenon-Isotopen in Uranmineralien ermöglicht die Bestimmung ihres Alters.
Xenon(lat. xenonum), xe, chemisches Element der Gruppe VIII des Periodensystems von D. I. Mendeleev, gehört zu Inertgase; bei. N. 54, bei. m. 131,30. Auf der Erde kommt K hauptsächlich in der Atmosphäre vor. Atmosphärischer Kohlenstoff besteht aus 9 stabilen Isotopen, unter denen 129 xe, 131 xe und 132 xe vorherrschen. Entdeckt im Jahr 1898 von den englischen Forschern W. Ramsay und M. Travers, der flüssige Luft einer langsamen Verdampfung unterzog und ihre am schwersten flüchtigen Anteile mit der spektroskopischen Methode untersuchte. K. wurde als Beimischung zu entdeckt Krypton, mit womit ist sein Name verwandt (aus dem Griechischen x e nos – Außerirdischer). K. ist ein sehr seltenes Element. Unter normalen Bedingungen 1000 m 3 Luft enthält etwa 87 cm 3 ZU.
K. ist ein farb- und geruchloses einatomiges Gas; Dichte bei 0°C und 10 5 n/m 3(760 mmHg cm.) 5,851 g/l, t pl-111,8 °C, Siedetemperatur -108,1 °C. Im festen Zustand besitzt es ein kubisches Gitter mit dem Elementarzellenparameter a= 6,25 a (bei -185 °C). Die fünfte, äußere Elektronenhülle des Kohlenstoffatoms enthält 8 Elektronen und ist sehr stabil. Die Anziehung externer Elektronen zum Kern eines Kohlenstoffatoms wird jedoch durch eine große Anzahl dazwischenliegender Elektronenhüllen abgeschirmt, und das erste Ionisierungspotential des Kristalls ist zwar recht hoch (12, 13). ev), aber deutlich geringer als bei anderen stabilen Inertgasen. Daher war K. das erste Inertgas, aus dem eine chemische Verbindung gewonnen werden konnte – Xeptf 6 (kanadischer Chemiker N. Bartlett, 1961). Weitere Studien zeigten, dass K. die Valenzen i, ii, iv, vi und viii aufweisen kann. Die am besten untersuchten Verbindungen sind K. mit Fluor: xef 2, xef 4, xef 6, xef 8, die unter besonderen Bedingungen mit Nickelgeräten gewonnen werden. Somit kann xef 4 synthetisiert werden, indem einfach eine Mischung aus xe und f 2 durch ein erhitztes Nickelrohr geleitet wird. Die Synthese von xef 2 ist durch Bestrahlung einer Mischung aus xe und f 2 mit ultravioletter Strahlung möglich. Die Gewinnung der Fluoride xef 6 und xef 8 ist nur bei hohen Drücken (bis zu 20) möglich Mn/m 2, oder 200 bei) und erhöhte Temperatur (300-600°C). xef 4 ist am stabilsten (langzeitstabil bei Raumtemperatur), am wenigsten stabil ist xef 8 (stabil bei Temperaturen unter 77 K). Beim vorsichtigen Verdampfen einer Lösung von xef 4 in Wasser entsteht das äußerst instabile, nichtflüchtige Oxid xeo 3, ein starker Sprengstoff. Durch Behandlung von xef 6 mit einer Lösung von ba(oh) 2 kann Bariumxenonat ba 3 xeo 6 erhalten werden. Bekannt sind auch Salze mit achtwertigem Kalium – Perxenonate, zum Beispiel na 4 xeo 6 6h 2 o. Durch Behandlung mit Schwefelsäure erhält man das höhere Oxid xeo 4. Doppelsalze xef 2 2sbf 5, xef 6 asf 3 usw. sind bekannt, Perchlorat xecio 4 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel usw.
In der Industrie wird K. aus der Luft gewonnen. Aufgrund des sehr geringen Kohlenstoffgehalts in der Atmosphäre ist das Produktionsvolumen gering. Eine der wichtigsten Anwendungen von K. ist der Einsatz in Hochleistungsgasentladungslampen . Darüber hinaus wird K. für Forschungs- und medizinische Zwecke verwendet. Aufgrund der hohen Fähigkeit von K., Röntgenstrahlen zu absorbieren, wird es daher als Kontrastmittel in Gehirnstudien verwendet. Fluoride werden als starke Oxidationsmittel und Fluorierungsmittel verwendet. In Form von Fluoriden ist es äußerst aggressiv, praktisch zu lagern und zu transportieren Fluor.
Nach Abschluss der ersten vier Perioden des Periodensystems bestand kein Zweifel mehr daran, dass auch die fünfte und sechste Periode mit einem Inertgas enden sollten. Es war jedoch nicht möglich, sie sofort zu finden. Das ist nicht verwunderlich: In 1 m 3 Luft stecken 9,3 Liter Argon und nur 0,08 ml Xenon.
Doch zu diesem Zeitpunkt war es dank der Bemühungen von Wissenschaftlern, vor allem des Engländers Travers, möglich, erhebliche Mengen flüssiger Luft zu gewinnen. Sogar flüssiger Wasserstoff wurde verfügbar. Dadurch konnte Ramsay zusammen mit Travers den am schwersten flüchtigen Luftanteil untersuchen, der nach der Destillation von Helium, Wasserstoff, Neon, Sauerstoff, Stickstoff und Argon entsteht. Der Rest enthielt rohes (d. h. unraffiniertes) Krypton. Nach dem Abpumpen verblieb jedoch stets eine Gasblase im Gefäß. Dieses Gas leuchtete in einer elektrischen Entladung bläulich und ergab ein eigenartiges Spektrum mit Linien im Bereich von Orange bis Violett.
Charakteristische Spektrallinien sind das Kennzeichen eines Elements. Ramsay und Travers hatten allen Grund zu der Annahme, dass ein neues Edelgas entdeckt worden war. Sie nannten es Xenon, was auf Griechisch „Alien“ bedeutet: Im Krypton-Anteil der Luft sah es tatsächlich wie ein Außerirdischer aus.
Auf der Suche nach einem neuen Element und zur Untersuchung seiner Eigenschaften verarbeiteten Ramsay und Travers etwa 100 Tonnen flüssige Luft; Sie stellten fest, dass Xenon ein neues chemisches Element ist, indem sie mit nur 0,2 cm 3 dieses Gases arbeiteten. Die Subtilität des Experiments war für die damalige Zeit ungewöhnlich!
Obwohl der Xenongehalt in der Atmosphäre äußerst gering ist, ist Luft praktisch die einzige und unerschöpfliche Xenonquelle. Unerschöpflich – weil Fast das gesamte Xenon gelangt wieder in die Atmosphäre.
Der Prozess der Freisetzung von Edelgasen aus der Luft wurde vielfach beschrieben. Die zuvor von Kohlendioxid und Feuchtigkeit gereinigte Luft wird verflüssigt und beginnt dann zu verdunsten. Leichtere Gase „fliegen“ zuerst. Nachdem der Großteil der Luft verdampft ist, werden die verbleibenden schweren Inertgase aussortiert.
Das ist aus der Sicht eines Chemikers merkwürdig Xenon tatsächlich als „Fremder“ unter den Edelgasen entpuppte. Er war der Erste, der eine chemische Reaktion einging, der Erste, der eine stabile Verbindung bildete. Und deshalb wurde der Begriff „Inertgase“ selbst unangemessen.
Xenon reagiert
Es war einmal, als die Wortkombination „Xenon-Chemie“ absurd erschien. Und doch kam vielen Wissenschaftlern die gewagte Idee, dass Xenon mit Halogenen stabile Verbindungen bilden könnte. So wurde bereits 1924 die Idee geäußert, dass einige Verbindungen schwerer Inertgase (insbesondere Xenonfluoride und -chloride) thermodynamisch recht stabil sind und unter normalen Bedingungen existieren können. Neun Jahre später wurde diese Idee von berühmten Theoretikern – Polypgus und Oddo – unterstützt und weiterentwickelt.
Die Untersuchung der elektronischen Struktur der Hüllen von Krypton und Xenon aus quantenmechanischer Sicht führte zu dem Schluss, dass diese Gase in der Lage sind, mit Fluor stabile Verbindungen einzugehen. Es gab auch Experimentatoren, die beschlossen, die Hypothese zu testen, aber die Zeit verging, es wurden Experimente durchgeführt und es wurde kein Xenonfluorid gewonnen. Infolgedessen wurden fast alle Arbeiten in diesem Bereich eingestellt und die Meinung über die absolute Inertheit von Edelgasen wurde endgültig etabliert.
Doch im Jahr 1961 stellte Bartlett, ein Mitarbeiter einer der Universitäten in Kanada, bei der Untersuchung der Eigenschaften von Platinhexafluorid, einer Verbindung, die aktiver als Fluor selbst ist, fest, dass das Ionisierungspotential von Xenon niedriger ist als das von Sauerstoff (12,13 und 12,20 eV). , jeweils). Währenddessen bildete Sauerstoff eine Verbindung mit der Zusammensetzung O 2 PtF 6 mit Platinhexafluorid... Bartlett führte ein Experiment durch und erhielt bei Raumtemperatur aus gasförmigem Platinhexafluorid und gasförmigem Xenon eine feste orange-gelbe Substanz – Xenonhexafluorplatinat XePtF6, das Verhalten davon unterscheidet sich nicht vom Verhalten herkömmlicher chemischer Verbindungen. Beim Erhitzen im Vakuum sublimiert XePtF 6 ohne Zersetzung; in Wasser hydrolysiert es unter Freisetzung von Xenon:
2XePtFe + 6H 2 O → 2Xe + O 2 + 2PtO 2 + 12HF.
Nachfolgende Arbeiten von Bartlett ermöglichten den Nachweis, dass Xenon je nach Reaktionsbedingungen mit Platinhexafluorid zwei Verbindungen bildet: XePtF 6 und Xe(PtF 6) 2 ;. Bei der Hydrolyse werden die gleichen Endprodukte erhalten.
Überzeugt davon, dass er tatsächlich mit Platinhexafluorid reagiert hatte, hielt Bartlett einen Vortrag und veröffentlichte 1962 in der Zeitschrift Proceedings of the Chemical Society einen Artikel über seine Entdeckung. Der Artikel stieß auf großes Interesse, obwohl ihn viele Chemiker mit unverhohlenem Misstrauen behandelten. Doch drei Wochen später wurde Bartletts Experiment von einer Gruppe amerikanischer Forscher unter der Leitung von Chernik am Argonne National Laboratory wiederholt. Darüber hinaus waren sie die ersten, die ähnliche Xenonverbindungen mit Ruthenium-, Rhodium- und Plutoniumhexafluoriden synthetisierten. So wurden die ersten fünf Xenonverbindungen entdeckt: XePtF 6, Xe(PtFe) 2, XeRuFe,
Xenonfluoride
Es ist an der Zeit, die Richtigkeit der Hypothese über die Möglichkeit einer direkten Wechselwirkung von Xenon mit Fluor zu testen.
Eine Gasmischung (1 Teil Xenon und 5 Teile Fluor) wurde in ein Gefäß aus Nickel gegeben (da Nickel am beständigsten gegen Fluor ist) und unter relativ niedrigem Druck erhitzt. Nach einer Stunde wurde das Gefäß schnell abgekühlt und das restliche Gas darin abgepumpt und analysiert. Es war Fluorid. Das ganze Gas hat reagiert! Sie öffneten das Gefäß und fanden darin farblose XeF-Kristalle.
Es stellte sich heraus, dass Xe-Tetrafluorid eine völlig stabile Verbindung ist; sein Molekül hat die Form eines Quadrats mit Fluorionen in den Ecken und Xenon in der Mitte. Xe-Tetrafluorid ist fluoriert:
XeF 4 + 2Hg → Xe + 2HgF 2 .
Mit diesem Stoff wird auch Platin fluoriert, allerdings nur gelöst in Fluorwasserstoff.
Das Interessante an der Xenonchemie ist, dass durch Änderung der Reaktionsbedingungen nicht nur XeF 4, sondern auch andere Fluoride – XeF 2, XeF 6 – erhalten werden können.
Die sowjetischen Chemiker V.M. Khutoretsky und V.A. Shpansky zeigten, dass für die Synthese von Xenon-DP-Fluorid überhaupt keine harten Bedingungen erforderlich sind. Gemäß der von ihnen vorgeschlagenen Methode wird eine Mischung aus Xenon und Fluor (im Molekularverhältnis 1:1) in ein Gefäß aus Nickel oder Edelstahl eingespeist, und wenn der Druck auf 35 atm ansteigt, beginnt eine spontane Reaktion.
Xenondifluorid XeF 2 kann ohne Verwendung von elementarem Fluor gewonnen werden. Es entsteht durch die Einwirkung einer elektrischen Entladung auf eine Mischung aus Xenon und Tetrafluorid. Selbstverständlich ist auch eine direkte Synthese möglich. Sehr reines XeF 2 wird erhalten, wenn eine Mischung aus Xenon und Fluor mit ultraviolettem Licht bestrahlt wird. Die Löslichkeit von Difluorid in Wasser ist gering, seine Lösung ist jedoch ein starkes Oxidationsmittel. Allmählich zerfällt es selbst in Xenon, Sauerstoff und Fluorwasserstoff; Im alkalischen Milieu erfolgt die Zersetzung besonders schnell. Difluorid hat einen scharfen, spezifischen Geruch.
Von großem theoretischen Interesse ist die Methode zur Synthese von Xenondifluorid, die auf der Einwirkung von ultravioletter Strahlung (Wellenlänge in der Größenordnung von 2500–3500 A) auf ein Gasgemisch basiert. Strahlung führt zur Spaltung von Fluor-F2-Molekülen in freie Atome. Dies ist der Grund für die Bildung von Difluorid: Atomares Fluor ist ungewöhnlich aktiv.
Um XeFe zu erhalten, sind strengere Bedingungen erforderlich: 700 °C und 200 atm. Unter solchen Bedingungen wird in einer Mischung aus Xe und Fluor (Verhältnis 1:4 bis 1:20) fast das gesamte Xenon in XeF 6 umgewandelt.
Xenonhexafluorid ist äußerst aktiv und zersetzt sich explosionsartig. Es reagiert leicht mit Alkalimetallfluoriden (außer LiF): XeF 6 + RbF = RbXeF 7, aber bei 50 °C zersetzt sich dieses Salz: 2RbXeF 7 = XeF 6 + Rb 2 XeF 8.
Berichte über die Synthese von XeFs mit höherem Fluoridgehalt, die nur bei Temperaturen unter 77 °K stabil sind, wurden nicht bestätigt.
Die Synthese der ersten Xe-Verbindungen warf für Chemiker die Frage nach der Stellung von Edelgasen im Periodensystem der Elemente auf. Zuvor wurden die Edelgase einer eigenen Nullgruppe zugeordnet, was der Vorstellung ihrer Wertigkeit voll und ganz entsprach. Aber als Xenon eine chemische Reaktion einging, als sein höheres Oxid XeO 4 und Oxyfluoride bekannt wurden, bei denen die Wertigkeit von Xenon 8 beträgt (und dies stimmt durchaus mit der Struktur seiner elektronischen Hülle überein), beschlossen sie, das Inerte zu übertragen Gase der Gruppe VIII. Die Nullgruppe hörte auf zu existieren.
Es ist bisher nicht gelungen, Xenon ohne die Beteiligung von Fluor (oder einigen seiner Verbindungen) zur Reaktion zu zwingen. Aus seinen Fluoriden werden alle derzeit bekannten Xenonverbindungen gewonnen. Diese Stoffe weisen eine erhöhte Reaktivität auf. Am besten untersucht wurde die Wechselwirkung von Xenonfluoriden mit Wasser.
Die Hydrolyse von XeF 4 in einer sauren Umgebung führt zur Bildung von Xenonoxid XeO 3 – farblosen Kristallen, die in der Luft diffundieren. Das XeO 3 -Molekül hat die Struktur einer abgeflachten dreieckigen Pyramide mit einem Xenonatom an der Spitze. Diese Verbindung ist äußerst instabil; Wenn es sich zersetzt, nähert sich die Kraft der Explosion der Kraft einer TNT-Explosion an. Ein paar hundert Milligramm XeO 3 reichen aus, um den Exsikkator in Stücke zu blasen. Es ist möglich, dass Xenontrioxid im Laufe der Zeit als Sprengsprengstoff verwendet wird. Solche Sprengstoffe wären sehr praktisch, da alle Produkte einer Explosionsreaktion Gase sind.
Mittlerweile ist die Verwendung von Xenontrioxid für diesen Zweck zu teuer – schließlich ist in der Atmosphäre weniger Xenon enthalten als Gold im Meerwasser, und die Isolierung ist zu aufwändig. Erinnern wir uns daran, dass zur Gewinnung von 1 m 3 Xenon 11 Millionen m 3 Luft verarbeitet werden müssen.
Die dem Trioxid entsprechende instabile Säure des sechswertigen Xenons H 2 XeO 4 entsteht durch die Hydrolyse von XeF 6 bei 0 °C:
XeF 6 + 4H 20 → 6HF + H2XeO 4 .
Wenn den Produkten dieser Reaktion schnell Ba(OH) 2 zugesetzt wird, fällt ein weißer amorpher Niederschlag von BaXeO 4 aus. Bei 125°C zerfällt es in
Nach der Entdeckung von Helium, Neon, Argon und Krypton, die die ersten vier Perioden des Periodensystems vervollständigten, bestand kein Zweifel mehr daran, dass auch die fünfte und sechste Periode mit einem Edelgas enden sollten. Es war jedoch nicht möglich, sie sofort zu finden. Das ist nicht verwunderlich: In 1 m 3 Luft sind nur 0,08 ml Xenon enthalten. Ramsay und Travers verarbeiteten etwa 100 Tonnen flüssige Luft und erhielten 0,2 ml Gas, das in einer elektrischen Entladung bläulich leuchtete und ein eigenartiges Spektrum mit charakteristischen Spektrallinien von Orange bis Violett ergab. So wurde ein neues Edelgas entdeckt. Sie nannten es Xenon, was auf Griechisch „Alien“ bedeutet.
Quittung:
Erhalten durch Rektifikation flüssiger Luft. Obwohl der Xenongehalt in der Atmosphäre äußerst gering ist, ist Luft praktisch die einzige und unerschöpfliche Xenonquelle. Unerschöpflich – denn fast das gesamte Xenon gelangt wieder in die Atmosphäre.
Physikalische Eigenschaften:
Xenon ist ein schweres, seltenes und passives Gas, das bei starker Abkühlung in einen flüssigen und festen Zustand umgewandelt werden kann. Wie alle Edelgase ist es farb- und geruchlos. Bei hohem Druck ist es in der Lage, kristalline Hydrate zu bilden. Löst sich in Wasser und organischen Lösungsmitteln. Xenon hat eine relativ gute elektrische Leitfähigkeit.
Chemische Eigenschaften:
Aus Sicht eines Chemikers erwies sich Xenon tatsächlich als „Fremder“ unter den Edelgasen. Er war der Erste, der eine chemische Reaktion einging, der Erste, der eine stabile Verbindung bildete. Und deshalb wurde der Begriff „Inertgase“ selbst unangemessen.
Die Idee, dass Xenon mit Halogenen stabile Verbindungen bilden kann, ist vielen Wissenschaftlern in den Sinn gekommen. So wurde bereits 1924 die Idee geäußert, dass Xenonfluoride und -chloride thermodynamisch recht stabil sind und unter normalen Bedingungen existieren können. Neun Jahre später wurde diese Idee von berühmten Theoretikern – Pauling und Oddo – unterstützt und weiterentwickelt. Die Untersuchung der elektronischen Struktur von Xenon aus quantenmechanischer Sicht führte zu dem Schluss, dass es mit Fluor stabile Verbindungen bilden sollte.
Allerdings erhielt Bartlett erst 1961 die erste chemische Verbindung von Xenon, Xenonhexafluorplatinat XePtF 6, aus gasförmigem Platinhexafluorid und gasförmigem Xenon.
Es ist bisher nicht gelungen, Xenon ohne Beteiligung von Fluor (oder einigen seiner Verbindungen) zur Reaktion zu zwingen. Aus seinen Fluoriden werden alle derzeit bekannten Xenonverbindungen gewonnen.
Sowjetische Chemiker leisteten einen großen Beitrag zur Synthese und Erforschung von Xenonverbindungen (V. A. Legasov). In Verbindungen weist es die Oxidationsstufen +2, +4, +6, +7 auf.
Die wichtigsten Verbindungen:
Xenondifluorid XeF 2, flüchtige Kristalle, hat einen scharfen spezifischen Geruch. Es entsteht durch die Einwirkung einer elektrischen Entladung auf eine Mischung aus Xenon und Tetrafluorid. Sehr reines XeF 2 wird erhalten, wenn eine Mischung aus Xenon und Fluor mit ultraviolettem Licht bestrahlt wird. Die Löslichkeit von Difluorid in Wasser ist gering, seine Lösung ist jedoch ein starkes Oxidationsmittel. Nach und nach oxidiert Wasser unter Bildung von Xenon, Sauerstoff und Fluorwasserstoff; Besonders schnell erfolgt die Reaktion im alkalischen Milieu. Xenontetrafluorid XeF 4, eine völlig stabile Verbindung, ihr Molekül hat die Form eines Quadrats mit Fluorionen in den Ecken und Xenon in der Mitte. Kristalline Substanz, in feuchter Luft explosiv. Hydrolysiert in Wasser zu Xenonoxid XeO 3 . Xenontetrafluorid fluoridiert Quecksilber:
XeF 4 + 2Hg = Xe + 2HgF 2.
Mit diesem Stoff wird auch Platin fluoriert, allerdings nur gelöst in Fluorwasserstoff.
Xenonhexafluorid XeF 6, Christus. Die Substanz ist äußerst aktiv und zersetzt sich explosionsartig. Hydrolysiert zu Oxofluoriden und Xenon(VI)-oxid; mit alkalischen Lösungen disproportioniert es und bildet Perxenate. Es reagiert leicht mit Alkalimetallfluoriden (außer LiF) und bildet Verbindungen wie CsF*XeF 6
Xenonhexafluorplatinat XePtF 6 ist ein orange-gelber Feststoff. Beim Erhitzen im Vakuum sublimiert XePtF 6 ohne Zersetzung; in Wasser hydrolysiert es unter Freisetzung von Xenon:
2XePtF 6 +6H 2 O = 2Xe+PtO 3 + 12HF
Es gibt auch eine Verbindung Xe 2. Xenon bildet ähnliche Verbindungen mit Ruthenium-, Rhodium- und Plutoniumhexafluoriden.
Xenon(VI)-Oxid, farblose Kristalle, die in der Luft diffundieren. Das XeO 3 -Molekül hat die Struktur einer abgeflachten dreieckigen Pyramide mit einem Xenonatom an der Spitze. Diese Verbindung ist äußerst instabil; Wenn es sich zersetzt, nähert sich die Kraft der Explosion der Kraft einer TNT-Explosion an. Lösliches, starkes Oxidationsmittel.
Xenates Salze der Xenonsäure - H 2 XeO 4, sind löslich, in einer alkalischen Umgebung zerfallen sie in Xenon und Perxenate. Oxidationsmittel sind explosiv.
Xenon(VIII)-oxid Das XeO 4 -Molekül ist in Form eines Tetraeders mit einem Xenonatom im Zentrum aufgebaut. Dieser Stoff ist instabil; bei Temperaturen über 0°C zerfällt er in Sauerstoff und Xenon. Manchmal erfolgt die Zersetzung in Form einer Explosion.
Perxeniert Salze der Perxenonsäure - H 4 XeO 6, kristallin, stabil bis 300°C, unlöslich. Die stärksten bekannten Oxidationsmittel.
Anwendung:
In der Lichttechnik haben sich Hochdruck-Xenonlampen durchgesetzt. In solchen Lampen strahlt eine Bogenentladung in Xenon, das unter einem Druck von mehreren zehn Atmosphären steht. Das Licht in Xenonlampen erscheint unmittelbar nach dem Einschalten, ist hell und hat ein kontinuierliches Spektrum – von Ultraviolett bis zum nahen Infrarot. Xenonlampen werden überall dort eingesetzt, wo es auf eine korrekte Farbwiedergabe ankommt: bei Dreharbeiten und Filmvorführungen, bei der Bühnen- und Fernsehstudiobeleuchtung, in der Textil- und Farben- und Lackindustrie.
Xenon wird von Ärzten auch für Durchleuchtungsuntersuchungen des Gehirns eingesetzt. Wie Barytbrei, der zur Darmdurchleuchtung verwendet wird, absorbiert Xenon stark Röntgenstrahlen und hilft, Läsionen zu finden. Es ist jedoch völlig harmlos.
Das radioaktive Isotop des Elements Nr. 54, Xenon-133, wird zur Untersuchung der funktionellen Aktivität von Lunge und Herz verwendet.
In Form von Xenonfluoriden ist es praktisch, sowohl knappes Xenon als auch alles zerstörende Fluor zu lagern und zu transportieren. Xenonverbindungen werden auch als starke Oxidationsmittel und Fluorierungsmittel verwendet.
Samovolova O.
Siehe auch:
Belov D.V. Nicht inertes Edel-Xenon. Chemie in der Schule, 2008, Nr. 6, S. 10
Trifonov D.N., Jahrhundert der Nullgruppe. Chemie (Nachtrag zur Zeitung „1. September“), Nr. 5, 2000.
| Xenon | |
|---|---|
| Ordnungszahl | 54 |
| Aussehen einer einfachen Substanz | ein Inertgas ohne Farbe, Geschmack oder Geruch |
| Eigenschaften des Atoms | |
| Atommasse (Molmasse) |
131,29 a. e.m. (/mol) |
| Atomradius | ? (108) Uhr |
| Ionisierungsenergie (erstes Elektron) |
1.170,0 (12,13) kJ/mol (eV) |
| Elektronische Konfiguration | 4d 10 5s 2 5p 6 |
| Chemische Eigenschaften | |
| Kovalenter Radius | 140 Uhr |
| Ionenradius | 190 Uhr |
| Elektronegativität (nach Pauling) |
2,6 |
| Elektrodenpotential | 0 |
| Oxidationsstufen | 0, +1, +2, +4, +6, +8 |
| Thermodynamische Eigenschaften einer einfachen Substanz | |
| Dichte | 3,52 (bei −109 °C) /cm³ |
| Molare Wärmekapazität | 20,79 J/(mol) |
| Wärmeleitfähigkeit | 0,0057 W/(·) |
| Schmelzpunkt | 161,3 |
| Schmelzhitze | 2,27 kJ/mol |
| Siedepunkt | 166,1 |
| Verdampfungswärme | 12,65 kJ/mol |
| Molares Volumen | 42,9 cm³/mol |
| Kristallgitter einer einfachen Substanz | |
| Gitterstruktur | kubisch gesichtszentriert |
| Gitterparameter | 6,200 |
| c/a-Verhältnis | — |
| Debye-Temperatur | n / A |
| Xe | 54 |
| 131,29 | |
| 4d 10 5s 2 5p 6 | |
| Xenon | |
Xenon- ein Element der Hauptuntergruppe der achten Gruppe, der fünften Periode des Periodensystems der chemischen Elemente, mit der Ordnungszahl 54. Gekennzeichnet durch das Symbol Xe (Xenon). Der einfache Stoff Xenon (CAS-Nummer: 7440-63-3) ist ein inertes einatomiges Gas ohne Farbe, Geschmack oder Geruch. 1898 von den englischen Wissenschaftlern W. Ramsay und W. Rayleigh als kleine Beimischung von Krypton entdeckt.
Herkunft des Namens
ξένος - Fremder.
Prävalenz
Xenon kommt in der Sonnenatmosphäre, auf der Erde sowie in Asteroiden und Kometen relativ selten vor. Die Konzentration von Xenon in der Atmosphäre des Mars ähnelt der auf der Erde: 0,08 ppm, obwohl der Gehalt an 129 Xe auf dem Mars höher ist als auf der Erde oder der Sonne. Da dieses Isotop durch radioaktiven Zerfall entsteht, könnten die Ergebnisse darauf hindeuten, dass der Mars seine Primäratmosphäre möglicherweise innerhalb der ersten 100 Millionen Jahre nach der Entstehung des Planeten verloren hat. Im Gegensatz dazu weist Jupiter eine ungewöhnlich hohe Konzentration an Xenon in seiner Atmosphäre auf – fast doppelt so hoch wie die der Sonne.
Erdkruste
Xenon kommt in der Erdatmosphäre in extrem geringen Mengen vor, 0,087 ± 0,001 Teile pro Million (μL/L), und kommt auch in den Gasen einiger Mineralquellen vor. Einige radioaktive Xenonisotope wie 133 Xe und 135 Xe werden durch Neutronenbestrahlung von Kernbrennstoffen in Reaktoren erzeugt.
Definition
Der qualitative Nachweis von Xenon erfolgt mittels Emissionsspektroskopie (Kennlinien 467,13 nm und 462,43 nm). Die quantitative Bestimmung erfolgt durch Massenspektrometrie, Chromatographie und auch durch Absorptionsanalysemethoden.
Physikalische Eigenschaften
Schmelzpunkt −112 °C, Siedepunkt −108 °C, violetter Schimmer in der Entladung.
Chemische Eigenschaften
Das erste Inertgas, aus dem echte chemische Verbindungen gewonnen wurden. Beispiele für Verbindungen sind Xenondifluorid, Xenontetrafluorid, Xenonhexafluorid und Xenontrioxid.
Isotope von Xenon
Quittung
Xenon entsteht als Nebenprodukt bei der Herstellung von flüssigem Sauerstoff in metallurgischen Anlagen.
In der Industrie entsteht Xenon als Nebenprodukt bei der Zerlegung von Luft in Sauerstoff und Stickstoff. Nach dieser Trennung, die üblicherweise durch Rektifikation erfolgt, enthält der resultierende flüssige Sauerstoff geringe Mengen Krypton und Xenon. Durch weitere Rektifikation wird flüssiger Sauerstoff auf einen Gehalt von 0,1–0,2 % Krypton-Xenon-Gemisch angereichert, das durch Adsorption an Kieselgel oder Destillation abgetrennt wird. Abschließend kann das Xenon-Krypton-Konzentrat durch Destillation in Krypton und Xenon getrennt werden. Aufgrund seiner geringen Verbreitung ist Xenon deutlich teurer als leichtere Inertgase.
