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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.

Geschichte

Nach der Entdeckung des ersten Edelgases, Argon, durch Lord Rayleigh und William Ramsay 1894, sowie der Isolierung des bislang nur aus dem Sonnenspektrum bekannten Heliums aus Uranerzen 1895 durch Ramsay erkannte dieser aus den Gesetzen des Periodensystems, dass es noch weitere derartige Elemente geben müsste. Er untersuchte daher ab 1896 zunächst verschiedene Minerale und Meteoriten und die von diesen beim Erhitzen oder Lösen abgegebene Gase. Ramsay und sein Mitarbeiter Morris William Travers waren dabei jedoch nicht erfolgreich, es wurden Helium und seltener Argon gefunden. Auch die Untersuchung heißer Gase aus Cauterets in Frankreich und aus Island brachten keine Ergebnisse.^[6]

Schließlich begannen sie, 15 Liter Rohargon zu untersuchen und durch Verflüssigung und fraktionierte Destillation zu trennen. Als sie den Rückstand, der bei fast völligem Verdampfen des Rohargons übrigblieb, untersuchten, entdeckten sie das neue Element Krypton. Nach der Entdeckung des Neons begannen Ramsay und Travers im September 1898, das Krypton durch fraktionierte Destillation weiter zu untersuchen und entdeckten dabei ein weiteres Element mit einem höheren Siedepunkt als Krypton. Dieses nannten sie nach dem altgriechischen ξένος xénos „fremd“ Xenon.^[6]

1939 wurde erstmals von Albert R. Behnke die anästisistische Wirkung des Gases entdeckt. Er untersuchte die Wirkung verschiedener Gase und Gasmischungen auf Taucher und vermutete aus den Ergebnissen, dass Xenon auch bei Normaldruck eine narkotische Wirkung haben müsse. Er konnte dies jedoch aus Mangel an Gas nicht überprüfen. Erstmals bestätigt wurde diese Wirkung 1946 von J. H. Lawrence an Mäusen, die erste Operation unter Xenon-Narkose gelang 1951 Stuart C. Cullen.^[7]

Mit Xenonhexafluoroplatinat wurde 1962 durch Neil Bartlett erstmals eine Xenonverbindung und damit die erste Edelgasverbindung überhaupt entdeckt.^[8]

Vorkommen

Während Xenon im Universum nicht selten vorkommt und in seiner Häufigkeit mit der von Barium, Rubidium und Nickel vergleichbar ist^[9], zählt es auf der Erde zu den seltensten Elementen. Es ist das seltenste stabile Element, lediglich radioaktive Elemente, die überwiegend als kurzlebige Zwischenprodukte in Zerfallsreihen auftreten, sind seltener. Dies wird dadurch bedingt, dass Xenonatome wie andere Edelgase langsam aus der Atmosphäre in den Weltraum entweichen können und daher ein Großteil des bei der Entstehung der Erde vorhandene Xenon nicht mehr in der Atmosphäre ist.

Der größte Teil des Xenons ist in der Atmosphäre vorhanden, der Anteil beträgt etwa 0,09 ppm.^[10] Aber auch die Ozeane, manche Gesteine wie Granit und Erdgas-Quellen enthalten geringe Mengen Xenon. Entstanden ist dies -wie durch die vom atmosphärischen Xenon abweichende [Isotope]nzusammensetzung nachweisbar- unter anderem durch Spontanzerfall von Uran und Thorium.^[11]

Meteoriten enthalten Xenon, das entweder seit Entstehung des Sonnensystems in Gesteinen eingeschlossen ist oder durch verschiedene Sekundärprozesse entstanden ist. Zu diesen zählen der Zerfall des radioaktiven Iodisotops ¹²⁹I, Spallationsreaktionen und die Kernspaltung schwerer Isotope wie ²⁴⁴Pu. Auch auf der Erde lassen sich die Xenon-Produkte dieser Reaktionen nachweisen, was Rückschlüsse auf die Entstehung der Erde ermöglicht.^[12] Auf dem Mond wurde Xenon gefunden, dass durch den Sonnenwind dorthin gebracht wurde (im Mondstaub) sowie im Mondgestein solches, dass durch Spallationen oder Neutroneneinfang aus dem Bariumisotop ¹³⁰Ba entstanden ist.^[11]

Gewinnung

Die Gewinnung von Xenon erfolgt ausschließlich im Rahmen des Linde-Verfahrens aus der Luft. Bei der Stickstoff-Sauerstoff-Trennung reichert es sich auf Grund der hohen Dichte zusammen mit Krypton im flüssigen Sauerstoff an, der sich im Sumpf der Kolonne befindet. Dieses Gemisch wird in eine Kolonne überführt, in der es auf etwa 0,3 % Krypton und Xenon angereichert wird.^[10] Dazu enthält das flüssige Krypton-Xenon-Konzentrat neben Sauerstoff noch eine größere Mengen Kohlenwasserstoffe wie Methan, fluorierte Verbindungen wie Schwefelhexafluorid oder Tetrafluormethan sowie Spuren an Kohlenstoffdioxid und Distickstoffmonoxid. Methan und Distickstoffmonoxid können über Verbrennung an Platin- oder Palladiumkatalysatoren bei 500 °C zu Kohlenstoffdioxid, Wasser und Stickstoff umgesetzt werden, die an Adsorption an Molekularsieben entfernt werden können.^[13] Fluorverbindungen können dagegen nicht auf diese Weise aus dem Gemisch entfernt werden. Um diese zu zerlegen und aus dem Gemisch zu entfernen, kann das Gas mit Mikrowellen bestrahlt werden, wobei die Element-Fluor-Bindungen aufbrechen und die entstehenden Fluoratome in Natronkalk aufgefangen werden können^[14], oder über einen Titandioxid-Zirconiumdioxid-Katalysator bei 750 °C geleitet werden. Dabei reagieren die Fluorverbindungen zu Kohlenstoffdioxid und Fluorwasserstoff und anderen Verbindungen, die abgetrennt werden können.^[13]

Anschließend werden Krypton und Xenon in einer weiteren Kolonne, die unten beheizt und oben gekühlt wird, getrennt. Während das Krypton und Sauerstoffreste am oberen Ende der Kolonne entweichen, sammelt sich Xenon am Boden und kann gesammelt werden. Auf Grund der Seltenheit bei gleichzeitig hoher Nachfrage ist Xenon das teuerste Edelgas. Die Gesamtproduktionsmenge 1998 wird auf 5000-7000 m³ geschätzt.^[10]

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Xenon ist ein bei Normalbedingungen ein einatomiges, farbloses und geruchloses Gas, das bei 165,1 K (−108 °C) kondensiert und bei 161,7 K (−111,76 °C) erstarrt. Wie die anderen Edelgase außer dem Helium kristallisiert Krypton in einer kubisch dichtesten Kugelpackung mit dem Gitterparameter a = 620 pm.^[15]

Wie alle Edelgase besitzt Krypton nur abgeschlossene Schalen (Edelgaskonfiguration). Dadurch lässt sich erklären, dass das Gas stets einatomig vorliegt und die Reaktivität gering ist. Jedoch ist die Ionisierungsenergie der äußersten Elektronen so niedrig, dass sie sich im Gegensatz zu den Valenzelektronen der leichteren Edelgase auch chemisch abspalten lassen und Xenonverbindungen möglich sind.

Mit einer Dichte von 5,8982 g/cm³ bei 0 °C und 1013 hPa ist Xenon deutlich schwerer als Luft. Im Phasendiagramm liegt der Tripelpunkt bei 161,37 K und 0,8165 bar^[16], der kritische Punkt bei 16,6 °C, 5,84 MPa sowie einer kritischen Dichte von 1,1 g/cm³.^[17]

Unter hohem Druck von 33 GPa und bei einer Temperatur von 32 K verhält sich Xenon wie ein Metall, es ist elektrisch leitfähig.^[17]

Chemische Eigenschaften

Wie alle Edelgase ist Xenon reaktionsträge und reagiert kaum mit anderen Elementen. Jedoch ist Xenon zusammen mit Radon das reaktivste Edelgas, es ist eine größere Zahl Xenonverbindungen bekannt. Die Anzahl dieser übertrifft sogar die des schwereren Radons, da dieses zwar eine geringere Ionisierungsenergie besitzt, jedoch die starke Radioaktivität und kurze Halbwertszeit der Radonisotope bei der Bildung von Verbindungen stört.

Xenon reagiert direkt nur mit dem Fluor. Je nach Verhältnis von Xenon und Fluor entstehen dabei unter exothermer Reaktion bei erhöhten Temperaturen Xenon(II)-fluorid, Xenon(IV)-fluorid oder Xenon(VI)-fluorid. Verbindungen mit einigen anderen Elementen wie Sauerstoff oder Stickstoff sind ebenfalls bekannt. Sie sind aber instabil und können nur durch Reaktionen von Xenonfluoriden oder wie Xenon(II)-chlorid bei tiefen Temperaturen durch elektrische Entladungen dargestellt werden.^[18]

Xenon bildet Clathrate, bei denen das Atom nur physikalisch gebunden und in einen Hohlraum des umgebenden Kristalls eingeschlossen ist. Ein Beispiel hierfür ist das Xenon-Hydrat, bei dem das Gas in Eis eingeschlossen ist. Es ist zwischen 195 und 233 K stabil.^[19] Auch in Fullerenen können Xenonatome eingeschossen sein, diese beeinflussen auch die Reaktivität des Fullerens, etwa bei der Reaktion mit 9,10-Dimethylanthracen.^[20]

Isotope

Es sind insgesamt 37 Isotope sowie zwölf weiteres Kernisomere des Xenons bekannt. Von diesen sind sieben, die Isotope ¹²⁴Xe, ¹²⁶Xe, ¹²⁸Xe, ¹²⁹Xe, ¹³⁰Xe, ¹³¹Xe, ¹³²Xe, ¹³⁴Xe und ¹³⁶Xe stabil oder besitzen eine äußerst lange Halbwertszeit. Es damit nach Zinn das Element mit den meisten stabilen Isotopen. Im natürlichen Isotopengemisch besitzen ¹³²Xe mit 26,9 %, ¹²⁹Xe mit 26,4 % und ¹³¹Xe mit 21,2 % den größten Anteil. Es folgen ¹³⁴Xe mit 10,4 % und ¹³⁶Xe mit 8,9 %, die übrigen besitzen nur geringe Anteile. ^[21]

Xenonisotope entstehen bei der Kernspaltung in Kernkraftwerken. Besonders wichtig ist hierbei das kurzlebige ¹³⁵Xe, das in größeren Mengen direkt als Spaltprodukt oder aus dem bei der Spaltung entstehenden ¹³⁵Te über ¹³⁵I gebildet wird. ¹³⁵Xe besitzt einen sehr großen Einfangquerschnitt für thermische Neutronen von 2,9 · 10⁶ Barn, wobei sich das stabile ¹³⁶Xe bildet. Dies vermindert die Leistung des Reaktors, da die Neutronen nun nicht mehr für Kernspaltungen zur Verfügung stehen. Während des laufenden Betriebes eines Kernkraftwerkes bildet sich ein Gleichgewicht von Bildung und Zerfall von ¹³⁵Xe, wird der Reaktor dagegen abgeschaltet, bildet sich aus den schon vorhandenen Spaltprodukten weiterhin ¹³⁵Xe, während der Abbau durch die fehlenden Neutronen verlangsamt abläuft. Man spricht hierbei von einer Xenonvergiftung, diese verhindert auch das direkte Wiederanfahren eines abgeschalteten Kernreaktors.^[22] Dies spielte eine Rolle beim Entstehen der Katastrophe von Tschernobyl.^[23]

¹³³Xe wird in der Nuklearmedizin eingesetzt und dient dort unter anderem zur Untersuchung der Durchblutung von Gehirn, Muskeln, Haut und anderen Organen.^[17]

→ Liste der Xenonisotope

Verwendung

Xenon wird vor allem als Füllgas von Lampen eingesetzt. Dazu zählt die Xenon-Gasentladungslampe, bei der Xenon in einem Lichtbogen gezündet und auf etwa 6000 K erhitzt wird. Dabei gibt das ionisierte Gas eine Strahlung ab, die dem Tageslicht vergleichbar ist. Diese Lampen werden beispielsweise in Filmprojektoren, Blitzlichtern und für die Befeuerung von Start- und Landebahnen auf Flughäfen eingesetzt.^[10] Auch in Autoscheinwerfern werden Xenon-Gasentladungslampen verwendet. Dieses sogenannte Xenonlicht ist etwa 2,5 mal so lichtstark wie eine Halogenlampe.^[24] Glühlampen können mit Xenon oder Xenon-Krypton-Mischungen gefüllt werden, wodurch eine höhere Temperatur des Glühfadens und damit eine bessere Lichtausbeute ermöglicht wird.^[17]

Xenon ist ein Lasermedium in Excimerlasern. Dabei bildet sich ein instabiles Xe₂-Dimer, das unter Aussendung von Strahlung bei einer typischen Wellenlänge von 172 nm^[25] im ultravioletten Spektralbereich zerfällt. Auch Laser, bei denen Xenon mit verschiedenen Halogenen gemischt wird und sich Xe-Halogen-Dimere bilden, sind bekannt. Diese besitzen andere ausgestrahlte Wellenlängen, so strahlt der Xe-F-Laser Licht einer Wellenlänge von 354 nm ab.^[17]

Xenon wirkt narkotisierend und kann als Inhalationsanästhetikum verwendet werden. Gegenüber dem häufig verwendeten Distickstoffmonoxid besitzt es einige Vorteile, so ist es ungefährlich im Umgang und kein Treibhausgas. Auch die Hämodynamik ist bei Xenon besser als bei Distickstoffmonoxid. Der größte Nachteil des Xenons ist sein hoher Preis und die geringe Verfügbarkeit des Gases.^[7]

Ionenantriebe, die in der Raumfahrt als Alternative zu chemischen Antrieben auf einem ausgestoßenen Ionenstrahl basieren und in manchen Raumsonden verwendet werden, benutzen meist Xenon als Antriebsmittel. Dieses ist als Edelgas leichter handhabbar und umweltfreundlicher als die ebenfalls möglichen Caesium oder Quecksilber.^[26]

Vorsichtsmaßnahmen

Xenon ist nicht giftig und gilt nicht als kanzerogen. In bestimmten Konzentrationsbereichen wirkt es narkotisch und bei höheren Konzentrationen (ca. 33 % im Luft-Gasgemisch^[27]) erstickend.

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

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, von denen die meisten allerdings nur in der Nähe des absoluten Nullpunktes existieren. Beispiele sind:

• Dixenondihydrogenoxid Xe₂H₂O ^[28]
• 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.

Einzelnachweise

1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Xenon) entnommen.
3. ↑ ^{a b} Eintrag zu Xenon in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 27. April 2008 (JavaScript erforderlich).
4. ↑ L. C. Allen, J. E. Huheey: The definition of electronegativity and the chemistry of the noble gases. In: Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 1980, 42, S. 1523–1524, doi:10.1016/0022-1902(80)80132-1.
5. ↑ T. L. Meek: Electronegativities of the Noble Gases. In: Journal of chemical education. 1995, 72, S. 17–18.
6. ↑ ^{a b} William Ramsay: The Rare Gases of the Atmosphere. Nobelpreisrede, 12. Dezember 1904.
7. ↑ ^{a b} T. Marx, M. Schmidt, U. Schirmer, H. Reinelt: Xenon anaesthesia. In: Journal of the Royal Society of Medicine. 2000, 93, 10, S. 513–517 (PDF).
8. ↑ Neil Bartlett: Xenon Hexafluoroplatinate(V) Xe⁺[PtF]^-. In: Proceedings of the Chemical Society. 1962, S. 218, doi:10.1039/PS9620000197.
9. ↑ A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system. In: Space Science Reviews, 1970, 15, S. 121–146; PDF.
10. ↑ ^{a b c d} P. Häussinger, R. Glatthaar, W. Rhode, H. Kick, C. Benkmann, J. Weber, H.-J. Wunschel, V. Stenke, E. Leicht, H. Stenger: Noble Gases. In: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2006, doi:10.1002/14356007.a17 485.
11. ↑ ^{a b} H. Hintenberger: Xenon in irdischer und in extraterrestrischer Materie (Xenologie). In: Naturwissenschaften. 1972, 59, 7, S. 285–291, doi:10.1007/BF00593352.
12. ↑ Ichiro Kaneoka: Xenon’s Inside Story. In: Science. 1998, 280, S. 851–852, doi:10.1126/science.280.5365.851b.
13. ↑ ^{a b} Patent EP1752417: Process and apparatus for the production of krypton and/or xenon. Angemeldet am 20. September 2005, veröffentlicht am 14. Februar 2007, Anmelder: Linde AG, Erfinder: Matthias Meilinger.
14. ↑ Jean-Christophe Rostaing, Francis Bryselbout, Michel Moisan, Jean-Claude Parenta: Méthode d’épuration des gaz rares au moyen de décharges électriques de haute fréquence. In: Comptes Rendus de l’Académie des Sciences - Series IV - Physics. 2000, 1, 1, S. 99–105, doi:10.1016/S1296-2147(00)70012-6.
15. ↑ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 1974, 30, S. 193–204.
16. ↑ W.T. Ziegler, J.C. Mullins, A.R. Berqist: Calculation of the Vapor Pressure and Heats of Vaporization and Sublimation of Liquids and Solids below One Atmosphere Pressure. VIII. Xenon. In: Ga. Inst. Technol., Eng. Exp. Stn., Proj. A-764, Tech. Rep. No. 1, 1966 (NIST webbook).
17. ↑ ^{a b c d e} Xenon. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand März 2002.
18. ↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 417–429.
19. ↑ T. Pietrass, H. C. Gaede, A. Bifone, A. Pines, J. A. Ripmeester: Monitoring Xenon Clathrate Hydrate Formation on Ice Surfaces with Optically Enhanced ¹²⁹Xe NMR. In: J. Am. Chem. Soc. 1995, 117, 28, S. 7520–7525, doi:10.1021/ja00133a025.
20. ↑ Michael Frunzi, R. James Cross, Martin Saunders: Effect of Xenon on Fullerene Reactions. In: J. Am. Chem. Soc. 2007, 129, 43, S. 13343–13346, doi:10.1021/ja075568n.
21. ↑ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. In: Nuclear Physics. 2003, Bd. A 729, S. 3–128.
22. ↑ Wolfgang Demtrader: Experimentalphysik 4: Kern-, Teilchen- und Astrophysik. 3. Auflage, Springer Verlag, 2009, ISBN 978-3-6420-1597-7, S. 232–233.
23. ↑ Jeremy I. Pfeffer, Shlomo Nir: Modern physics: an introductory text. Imperial College Press, 2000, ISBN 978-1-8609-4250-1, S. 421–422.
24. ↑ Hans-Hermann Braess, Ulrich Seiffert: Vieweg Handbuch Kraftfahrzeugtechnik. 5. Auflage, Vieweg+Teubner Verlag, 2007, ISBN 978-3-8348-0222-4, S. 674-676.
25. ↑ G. Ribitzki, A. Ulrich, B. Busch, W. Krötz, J. Wieser, D. E. Murnick: Electron densities and temperatures in a xenon afterglow with heavy-ion excitation. In: Phys. Rev. E. 1994, 50, S. 3973–3979, doi:10.1103/PhysRevE.50.3973.
26. ↑ European Space Agency: Ionentriebwerke: Der Ritt auf geladenen Teilchen. Stand September 2003, abgerufen am 26. September 2009.
27. ↑ Gesundheitliche Auswirkungen von Xenon in: www.lenntech.com
28. ↑ http://www.wissenschaft.de/wissenschaft/news/291721

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)
• [1] Liste der medizinischen Veröffentlichungen zur Anwendung von Xenon in der Anästhesie

 Wiktionary: Xenon – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen und Grammatik