Xenon

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Nuvola single chevron right.svg Voor de televisieserie, zie Xenon (televisieserie)
Xenon
Periodiek systeem
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Xenon in een gasontladingslamp
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  Portaalicoon   Scheikunde

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

Ontdekking[bewerken]

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 ξενоς (xenos) dat vreemdeling betekent.

Toepassingen[bewerken]

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[bewerken]

Xenon wordt gebruikt in de anesthesie.[2] Het gas is relatief veilig voor het hart. Het stimuleert de aanmaak van erytropoëtine waardoor er meer rode bloedlichaampjes aangemaakt worden. 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]

Opmerkelijke eigenschappen[bewerken]

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.[5]

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[bewerken]

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[bewerken]

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.[6]
  • Xenonplatinumhexafluoride (XePtF6) [1]
  • Xenonrhodiumhexafluoride (XeRhF6) [1]

Isotopen[bewerken]

Nuvola single chevron right.svg Zie Isotopen van xenon voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Meest stabiele 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[bewerken]

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

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. a b c d e f g (en) , CRC Handbook of Chemistry and Physics, 56, CRC Press, p. B-40
  2. Nederlandse Vereniging voor Anesthesiologie
  3. 'Russen gebruiken al tien jaar xenongas als dopingmiddel', nu.nl, 25 februari 2014
  4. 'WADA zet edelgassen xenon en argon op dopinglijst', Volkskrant, 19 mei 2014
  5. (en) Bartlett, N. (1962). Xenon hexafluoroplatinate Xe+[PtF6]. Proceedings of the Chemical Society of London (6): 218 . DOI:10.1039/PS9620000197.
  6. (en) Henderson, W., Main group chemistry, Royal Society of Chemistry, 2000, p. 148 ISBN 0854046178.
Zoek dit woord op in WikiWoordenboek