Xenon

Xenon (von altgriech. 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.

Eigenschaften und Verhalten

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 ca. 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- und Stickstoffverbindungen herzustellen. Teilweise sind sie nur bei tiefen Temperaturen beständig, beim Erwärmen zersetzen sie sich, manche auch explosiv.
In seinen Verbindungen liegt Xenon in den Oxidationsstufen +2, +4, +6 und +8 vor.

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:

• bactericidal lamps?
• Stroboskob-Lampen
• Blitzlampen
• Halogenlampen
• Gasentladungslampen
• Xenon-Hochdrucklampen für Filmprojektoren, Flutlichtanlagen, Lichtquelle in Fotokopierern

Andere Anwendungen:

• Füllung von Thyratron-Röhren
• Narkosegas
• Blasenkammern
• Ionenantrieb
• Diagnostisches Hilfsmittel zur Darstellung von Durchblutungsstörungen

Geschichte

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

Quellen

Ein m³ Luft enthält ca. 0,08 ml Xenon.

Herstellung

Die Gewinnung erfolgt als Nebenprodukt der Luftzerlegung aus der höhersiedenden Sauerstofffraktion.

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. Ebenfalls weisen die niedrigen Siede- und Schmelzpunkte auf Einzelatome hin.

Anfang 1962 versuchte N. 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).
Im gleichen Jahr gelang R. Hoppe in Münster die Synthese von Xenon(II)-fluorid durch Umsetzung der Elemente unter Kühlung in einer elektrischen Entladung.

Zwischzeitlich sind viele weitere Verbindungen bekannt geworden :

• Xenon(II)-chlorid
• Xenon(IV)-chlorid
• Xenon(II)-fluorid (Xenondifluorid) XeF₂
• Xenon(IV)-fluorid (Xenontetrafluorid) XeF₄
• Xenon(VI)-fluorid (Xenonhexafluorid) XeF₆
• Xenonfluoridoxide
• Xenon(VI)-oxid (Xenontrioxid) XeO₃

Isotope

Vorsichtsmaßnahmen

Xenon ist nicht giftig. Xenonverbindungen sind starke Oxidationsmittel! Einige Verbindungen, besonders die sauerstoffhaltigen, sind explosiv.

Weblinks

• Los Alamos National Laboratory - Xenon
• WebElements.com - Xenon
• EnvironmentalChemistry.com - Xenon