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.

Inhoud

Ontdekking


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.

Toepassingen


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.

Medisch gebruik en doping

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]

Opmerkelijke eigenschappen


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.

Verschijning


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.

Samenstellingen met xenon


Naast de al genoemde samenstellingen zijn de volgende verbindingen gerapporteerd:

Isotopen


Zie Isotopen van xenon voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Stabielste isotopen
Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP
124Xe 0,10 1,1×1017 j 2EV 8,790 124Te
125Xe syn 16,9 h EV 1,652 125I
126Xe 0,09 stabiel met 72 neutronen
127Xe syn 36,4 d EV 0,662 127I
128Xe 1,91 stabiel met 74 neutronen
129Xe 26,4 stabiel met 75 neutronen
130Xe 4,1 stabiel met 76 neutronen
131Xe 21,2 stabiel met 77 neutronen
132Xe 26,9 stabiel met 78 neutronen
133Xe syn 5,253 d β 0,427 133Cs
134Xe 10,4 stabiel met 80 neutronen
135Xe syn 9,14 h β 1,151 135Cs
136Xe 8,9 9,3·1019 j 2β 7,570 136Ba

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.

Toxicologie en veiligheid


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

Externe links


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









Categorieën: Xenon | Elementenlijst




Staat van informatie: 13.05.2022 06:20:48 CEST

oorsprong: Wikipedia (Auteurs [Geschiedenis])    Licentie: CC-BY-SA-3.0

Veranderingen: Alle afbeeldingen en de meeste ontwerpelementen die daarmee verband houden, zijn verwijderd. Sommige pictogrammen werden vervangen door FontAwesome-Icons. Sommige sjablonen zijn verwijderd (zoals 'artikel heeft uitbreiding nodig') of toegewezen (zoals 'hatnotes'). CSS-klassen zijn verwijderd of geharmoniseerd.
Specifieke Wikipedia-links die niet naar een artikel of categorie leiden (zoals 'Redlinks', 'links naar de bewerkpagina', 'links naar portals') zijn verwijderd. Elke externe link heeft een extra FontAwesome-Icon. Naast enkele kleine wijzigingen in het ontwerp, werden mediacontainer, kaarten, navigatiedozen, gesproken versies en Geo-microformats verwijderd.

Belangrijke opmerking Omdat de gegeven inhoud op het gegeven moment automatisch van Wikipedia wordt gehaald, was en is een handmatige verificatie niet mogelijk. Daarom garandeert LinkFang.org niet de juistheid en actualiteit van de verkregen inhoud. Als er informatie is die momenteel verkeerd is of een onjuiste weergave heeft, aarzel dan niet om Neem contact op: E-mail.
Zie ook: Afdruk & Privacy policy.