Xenon

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.

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Eigenschaften

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 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.

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:  

• Füllung von Thyratron-Röhren
• Narkosegas
• Blasenkammern
• Ionenantrieb
• Kryogene Wärmeröhre (Heatpipes)
• Diagnostisches Hilfsmittel zur Darstellung von Durchblutungsstörungen
• Herstellung von Jod123 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.

Geschichte

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

Quellen

1m³ Luft enthält etwa 0,08 ml Xenon.

Herstellung

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

Isotope

Xenon hat 36 Isotope und 8 Instabile Kernisomere. Von den Isotopen sind acht 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 das dieses deshalb nennenswert radioaktiv wäre. Alle anderen Isotope und Kernisomere haben dagegen nur kurze Halbwertszeiten zwischen 0,6 µs und 11,84 Tagen.

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 geworden:

• 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.

Vorsichtsmaßnahmen

Xenon ist nicht giftig und gilt nicht als kanzerogen. In bestimmten Konzentrationsbereichen wikt es narkotisch und bei höheren Konzentrationen (ca. 33% im Luft-Gasgemisch^[1]) erstickend.

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

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.)

Einzelnachweise

1. ↑ Gesundheitliche Auswirkungen von Xenon in: [1]

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)