Xenon

český názevXenon
latinský názevXenon
anglický názevXenon
chemická značkaXe
protonové číslo54
relativní atomová hmotnost131,29
perioda5
skupinaVIII.A
zařazenívzácné plyny
rok objevu1898
objeviteléRamsay, Travers
teplota tání [°C]-111,9
teplota varu [°C]-107,1
kritická teplota [°C]16,62
kritický tlak [MPa]5,841
hustota [g cm-3]0,00588
elektronegativita2,6
oxidační stavyII, IV, VI, VIII
elektronová konfigurace[Kr]4d10 5s2 5p6
atomový poloměr [pm]108
kovalentní poloměr [pm]130
specifické teplo [J g-1K-1]0,158
slučovací teplo [kJ mol-1]2,297
tepelná vodivost [W m-1 K-1]0,00565
1. ionizační potenciál [eV]12,1299
2. ionizační potenciál [eV]21,21
3. ionizační potenciál [eV]32,1
skupenství za norm. podmínekg

Chemické vlastnosti a reakce

Chemický prvek xenon je bezbarvý, jednoatomový plyn, těžší než vzduch.

Xenon se vyznačuje značnou chemickou netečností, známé jsou pouze jeho sloučeniny s fluorem, chlorem a kyslíkem. Xenon ochotně reaguje s peroxofluoridem O2F2 se kterým se slučuje již za teploty -60°C:

Xe + O2F2 → XeF2 + O2

Za laboratorní teploty reaguje také s difluoridem kyslíku OF2 a difluoridem kryptonu KrF2:

2Xe + 2OF2 → 2XeF2 + O2
Xe + 3KrF2 → XeF6 + 3Kr

S chlorem reaguje xenon za vzniku chloridu xenonatého XeCl2, reakce probíhá v elektrickém výboji již za velmi nízkých teplot:

Xe + Cl2 → XeCl2

Ve sloučeninách, kterých je v současnosti známo více než 80, vystupuje xenon v oxidačních stavech II, IV, VI a VIII. Naprostá většina sloučenin xenonu je barevná.

Sloučeniny xenonu

První sloučeninou xenonu, kterou se podařilo připravit teprve v roce 1962, byl hexafluoroplatičnan xenonný XePtF6, při jeho přípravě bylo využito mimořádně silných oxidačních vlastností fluoridu platinového. Reakce probíhá při teplotě mezi 20-60°C v atmosféře hexafluoridu síry SF6:

Xe + PtF6 → Xe[PtF6]

Pokud je reakce xenonu s fluoridem platinovým vedena za teploty okolo 160°C probíhá následovně:

2Xe + 4PtF6 → Xe[PtF6]2 + Xe[Pt2F10] + F2

Obdobným způsobem byla v roce 1963 připravena další sloučenina xenonu - hexafluororheničnan xenonný XeRhF6.

Všechny sloučeniny xenonu jsou stálé pouze za velmi nízkých teplot. Nejstabilnější sloučeninou xenonu je fluorid xenonatý XeF2, který je možné připravit reakcí xenonu s fluorem za katalytického účinku UV záření. Fluorid xenonový XeF6 se připravuje zahříváním XeF2 v přítomnosti fluoridu nikelnatého NiF2. Fluorid xenoničitý XeF4 se získává tepelným rozkladem XeF6 za přítomnosti fluoridu sodného NaF.

Při přípravě dalších sloučenin xenonu se dnes obvykle vychází z fluoridu xenonového XeF6, který snadno hydrolyzuje za vzniku řady dalších sloučenin xenonu, např. XeOF3, XeOF4, XeO2F2 a mimořádně silně explozivního a toxického oxidu xenonového XeO3.

V oxidačním stavu VI tvoří xenon xenonany, relativně stabilní jsou fluoroxenonany těžších alkalických kovů, např. Cs[XeF7] nebo Rb2[XeF8]. V oxidačním stavu VIII se xenon vyskytuje v xenoničelanech [XeO6]-4. Nejstálejší jsou xenoničelany alkalických kovů a kovů alkalických zemin K4XeO6·6H2O nebo Ba2XeO6·1,5H2O. Reakcí xenonu s fluoridy ruthenia a rhenia vznikají nestechiometrické sloučeniny Xe(RuF6)2 a Xe(RhF6)2 ve kterých se xenon vyskytuje s formálním oxidačním číslem I.

Výskyt a využití

V přírodě se xenon nachází jako nepatrná součást vzduchu, průměrný obsah xenonu ve vzduchu činí 0,09 ppm. Přírodní xenon je směsí devíti stabilních izotopů. Uměle bylo připraveno dalších 41 nestabilních izotopů xenonu. Výroba xenonu se provádí frakční destilací surového argonu.

Praktické uplatnění nalézá xenon jako náplň žárovek a výbojek. Xenoničelan sodný Na4XeO6 se používá jako extrémně silné oxidační činidlo, fluorid xenonatý XeF2 se využívá k leptání křemíku při výrobě polovodičů, fluorid xenoničitý XeF4 slouží jako fluorační činidlo.

Zajímavé fyzikální vlastnosti má izotop 135Xe (T1/2 = 9,2 hod.), který vzniká jako produkt rozpadu izotopu jodu 135I v jaderných reaktorech. Tento izotop má neobvykle velký účinný průřez pro absorpci neutronů a podílí se na tzv. xenonových otravách jaderných reaktorů.

Zdroje

jod ← xenon → cesium

TOPlist