Xenon

Voor de televisieserie, zie Xenon (televisieserie)

Xenon
1 18 1 H 2 Periodiek systeem 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba ↓ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra ↓↓ Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og   Lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Xenon in een gasontladingslamp
Algemeen
Naam	Xenon
Symbool	Xe
Atoomnummer	54
Groep	Edelgassen
Periode	Periode 5
Blok	P-blok
Reeks	Edelgassen
Kleur	kleurloos
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u)	131,30
Elektronenconfiguratie	[Kr]4d10 5s2 5p6
Oxidatietoestanden	0
Elektronegativiteit (Pauling)	2,6
Atoomstraal (pm)	131
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	1170,36
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	2046,45
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	3099,42
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3)	5,88
Smeltpunt (K)	161,3
Kookpunt (K)	165
Aggregatietoestand	Gas
Smeltwarmte (kJ·mol−1)	2,3
Verdampingswarmte (kJ·mol−1)	12,63
Van der Waalse straal (pm)	216
Kristalstructuur	Kub
Molair volume (m3·mol−1)	37,3 · 10−6 (vloeibaar)
Geluidssnelheid (m·s−1)	1090 (vloeibaar)
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1)	158
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1)	0,0056
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt, tenzij anders aangegeven
Portaal    Scheikunde

Xenon is een scheikundig element met symbool Xe en atoomnummer 54. Het is een kleurloos edelgas.

Xenon is in 1898 ontdekt door William Ramsay en Morris Travers toen het als residu achterbleef tijdens het verdampen van vloeibare lucht.^[1]

De naam xenon komt van het Griekse ξενος (xenos) dat vreemdeling betekent.

Het gas xenon wordt gebruikt in diverse xenonlampen, zoals bacteriële lampen, elektronenbuizen, stroboscopen, elektronenflitsers, maar ook in robijnlasers.^[1] De isotoop ¹³³Xe is bruikbaar als radio-isotoop. In de ruimtevaart worden xenonionen gebruikt als aandrijfmiddel in ionenmotoren. Met xenon gevulde gasontladingslampen worden toegepast in de automobielindustrie, deze lampen geven een duidelijk beter zicht dan conventionele halogeenlampen.

Xenon wordt gebruikt in de anesthesie.^[2] Het gas is relatief veilig voor het hart. Het stimuleert de productie van erytropoëtine waardoor er meer rode bloedcellen worden gevormd. Dit effect is echter alleen in proefdieronderzoek aangetoond. Of het bij mensen werkelijk de prestatie verbetert is nog niet onderzocht. Na de Olympische Winterspelen van 2014 kwamen er berichten dat Rusland het middel al 10 jaar in de sport toepast.^[3] Het WADA besloot daarna de edelgassen xenon en argon op de lijst van verboden producten te plaatsen en per eind augustus 2014 het gebruik van deze edelgassen definitief te verbieden.^[4]

Xenon benadert goed het ideale anestheticum: het lost slechts weinig op in het bloed, waardoor de verdoving snel intreedt en ook snel ophoudt. Het wordt niet gemetaboliseerd en neemt waarschijnlijk niet deel aan enig biologisch proces in het lichaam. Het veroorzaakt geen beduidende verandering in hartritme of bloeddruk, zelfs bij patiënten met ernstige hartaandoeningen. Het enige nadeel en de belangrijkste rem op ruime verspreiding is de hoge productiekost van 10 dollar per liter, dat wil zeggen ongeveer 2000 keer zoveel als distikstofmonoxide. Xenon dat bij medisch gebruik in de atmosfeer vrijkomt, heeft in tegenstelling tot vele andere anesthetica geen nadelige milieueffecten.^[5]

In 1933 voorspelde Linus Pauling op basis van hun elektronegativiteit dat xenon en fluor in staat moesten zijn een verbinding te vormen. Neil Bartlett toonde dit in 1962 aan met een experiment waarbij hij gasvormig xenon met platinafluoride liet reageren tot een vaste verbinding van platina, xenon en fluor.^[6]

Xenon beschikt net als de andere edelgassen over een geheel gevulde buitenste elektronenschil. Desondanks zijn er omstandigheden waarbij xenon reacties kan aangaan met andere elementen. Naast fluorideverbindingen zoals xenondi-, -tetra- en -hexafluoride (XeF₂, XeF₄ en XeF₆)^[1] bestaan natriumperxenaat (Na₄XeO₆) en het zeer explosieve xenontrioxide (XeO₃)^[1] en xenontetraoxide (XeO₄). Hierbij kan xenon 2, 4, 6 of 8 elektronen opnemen.

In de aardatmosfeer komt xenon sporadisch voor (0,05 ppm).^[1] Op commerciële basis wordt het verkregen door extractie van vloeibare lucht. ¹³³Xe en ¹³⁵Xe kunnen in kernreactoren worden vervaardigd.

Naast de al genoemde samenstellingen zijn de volgende verbindingen gerapporteerd:

• Xenonhydraat (Xe(H₂O)_n), waarbij n = 5 of 6; dit clatraat heeft een smeltpunt van 24 °C.^[7]
• Xenonplatinumhexafluoride (XePtF₆)^[1]
• Xenonrodiumhexafluoride (XeRhF₆)^[1]

Zie Isotopen van xenon voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

In de natuur komen zeven stabiele isotopen en twee radioactieve isotopen met een extreem lange halveringstijd, die als stabiel kunnen worden beschouwd, voor. In kernreactoren kunnen nog minstens 20 andere instabiele isotopen worden gemaakt. ¹²⁹Xe is het vervalproduct van ¹²⁹I, na het uitstralen van een β-deeltje. ¹³¹Xe, ¹³²Xe, ¹³⁴Xe en ¹³⁶Xe zijn splijtingsproducten van zowel ²³⁸U als ²⁴⁴Pu. Omdat xenon een radioactieve tracer (achterhaler) is voor twee andere isotopen, zijn Xe-isotoopratio's in meteorieten zeer bruikbaar om onderzoek te doen naar het ontstaan van het heelal.

Xenon zelf is niet giftig, maar veel xenonverbindingen zijn dat wel als gevolg van de sterke oxiderende eigenschappen.

•  xenon - International Chemical Safety Card
• Lenntech.nl - xenon
• (en) EnvironmentalChemistry.com - xenon
• (en) WebElements.com - xenon

Zie de categorie Xenon van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.