Tämä on lupaava artikkeli.

Ksenon

Wikipediasta
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Jodi ← Ksenon → Cesium
Kr
↑
Xe
↓
Rn  
 
 


Yleistä
Nimi Ksenon
Tunnus Xe
Järjestysluku 54
Luokka epämetalli
Lohko p
Ryhmä 18, jalokaasu
Jakso 5
Tiheys0,00588[1] · 103 kg/m3
Kovuus- (Mohsin asteikko)
Väriväritön
Löytövuosi, löytäjä 1898, Sir William Ramsay ja Morris Travers
Atomiominaisuudet
Atomipaino (Ar)131,293[2]
Atomisäde, mitattu (laskennallinen)(108)[3] pm
Kovalenttisäde130[3] pm
Van der Waalsin säde216[3] pm
Orbitaalirakenne[Kr] 4d10 5s2 5p6
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 18, 18, 8
Hapetusluvut0
Kiderakenneffc, pintakeskeinen kuutiollinen[1]
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto kaasu
Sulamispiste161,3[3] K (−111,8 °C)
Kiehumispiste165,1[3] K (−108 °C)
Höyrystymislämpö12,636[1] kJ/mol
Sulamislämpö2,297[1] kJ/mol
Äänen nopeus1 090[3] m/s nesteessä, 293 K:ssa
Muuta
Elektronegatiivisuus2,6[1] (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,158 kJ/(kg K)
Lämmönjohtavuus(300 K) 0,00565[1] W/(m·K)
CAS-numero7440-63-3
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa

Ksenon on kemiallinen alkuaine, jonka kemiallinen merkki on Xe (lat. xenon), järjestysluku 54 ja CAS-numero 7440-63-3. Ksenon on väritön, hajuton, hyvin raskas jalokaasu. Ksenonia on 90 miljardisosaa ilmakehän ilmasta, josta sitä voidaan jakotislata. Ksenonille on tuotettu useita happea ja fluoria sisältäviä yhdisteitä.

Ominaisuudet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fysikaaliset ominaisuudet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ksenon on hajuton, väritön ja mauton kaasu. Sen sulamispiste on 161,3 Kelviniä ja kiehumispiste 165,1 Kelviniä. Tiheys on 5,88 g/l, ja se on neljä kertaa raskaampaa kuin ilma. Ksenonin lämmönjohtavuus on hyvin huono ja sen höyrystymisen entalpia matala.[4][5]

Isotoopit

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ksenonilta tunnetaan kahdeksan stabiilia isotooppia sekä 30 muuta isotooppia.[6]

Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
110Xe 0,60 μs EC, β+
111Xe 0,74 s EC, β+
112Xe 2,7 s EC, β+
113Xe 2,74 s EC, β+
114Xe 10,0 s EC, β+
115Xe 18 s EC, β+
116Xe 59 s EC, β+
117Xe 61 s EC, β+
118Xe 3,8 min EC, β+
119Xe 5,8 min EC, β+
120Xe 40 min EC, β+
121Xe 40,1 min EC, β+
122Xe 20,1 h EC
123Xe 2,08 min EC, β+
124Xe 1,6 * 1014 a EC (0,101 %)
125Xe 16,9 h EC, β+
125mXe 57 s IT
126Xe stabiili 0,091 %
127Xe 36,4 d EC
127mXe 69,2 s IT
128Xe stabiili 1,913 %
129Xe stabiili 26,46 %
129mXe 8,88 d IT
 
Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
130Xe stabiili 4,11 %
131Xe stabiili 21,24 %
131mXe 11,84 d IT
132Xe stabiili 26,95 %
132mXe 8,39 ms IT
133Xe 5,243 d β-
133mXe 2,19 d IT
134Xe stabiili 10,42 %
134mXe 290 ms IT
135Xe 9,14 h β-
135mXe 15,29 min IT, β-
136Xe 2,36 * 1021 a (8,91 %)
137Xe 3,818 min β-
138Xe 14,08 min β-
139Xe 39,68 s β-
140Xe 13,60 s β-
141Xe 1,73 s β-
142Xe 1,22 s β-
143Xe 0,30 s β-
144Xe 1,15 s β-
145Xe 0,9 s β-

1 = Osuus kaikesta luonnossa esiintyvästä ksenonista.
Ilmoitetaan stabiileille ja erittäin pitkäikäisille isotoopeille.
Lähde:[7]

Kemialliset ominaisuudet ja yhdisteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Ksenontetrafluoridikiteitä

Ksenon on normaalioloissa inertti jalokaasu, mutta tarpeeksi voimakkaiden reagenssien kanssa se reagoi. Linus Pauling ennusti vuonna 1933, että XeF6 olisi syntetisoitavissa. Ensimmäinen ksenonyhdiste tehtiin 1962, kun englantilainen Neil Bartlett valmisti ksenonheksafluoroplatinaattia. Myöhemmin on luotu muitakin ksenonfluoridiyhdisteitä esimerkiksi di-, tetra- ja heksafluoridit[8]. Siltä tunnetaan myös oksidit XeO3 ja XeO4, jotka ovat räjähtäviä. Ksenonille tunnetaan yli 80 yhdistettä, jossa kaikissa on osallisena happea tai fluoria. Helsingin yliopistossa on tehty HXeH, HXeOH ja HXeCCH, jotka ovat stabiileja 40 °C:seen saakka.[1][4][6] Tunnetaan myös erittäin vahvasti hapettavia perksenaattisuoloja, jotka sisältävät perksenaattianionin (XeO64-), jossa ksenonin muodollinen hapetusluku on +VIII. Ne ovat kuitenkin melko stabiileja.[8][9]

Ksenon on myrkytön, mutta monet sen yhdisteet ovat myrkyllisiä niiden hapettavien ominaisuuksien takia. Suurina pitoisuuksina se voi syrjäyttää ilmasta hapen.[1][4][10]

Historia

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Vuonna 1898 William Ramsay ja Morris Travers nesteyttivät ilmaa ja tutkivat sitä spektrofotometrisin keinoin. He olivat onnistuneet eristämään ilmasta neonin, argonin ja kryptonin ja onnistuivat lopulta eristämään myös ksenonin. Sana xenon on kreikan kielen sana ja tarkoittaa vierasta.[11]

Esiintyminen ja eristäminen

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ksenonia on 90 miljardisosa ilmakehän ilmasta. Tämä on myös ainut kaupallinen lähde ksenonille, ja sitä tuotetaan vuosittain noin tonni. Ksenon erotetaan ilmasta jakotislauksen avulla. Ksenonia on myös 30 ppt maankuoressa. 100 grammaa ksenonia maksaa noin 90 euroa.[1][4][11]

Käyttö

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Ksenonin sininen väri purkauslampussa.

Ksenonilla on hyvin vähän kaupallista merkitystä. Sitä käytetään jonkin verran valaistuksessa, sillä se tuottaa sinertävää valoa. Ksenonia käytetään solariumlampuissa ja ajovaloissa. Ksenonvalo on hyvin kirkas, jolloin sitä voidaan hyödyntää valokuvauksessa. Ksenonia käytetään kaarilampuissa tuottamaan ultraviolettivaloa.[1][11]

Ksenonia käytetään myös radioaktiivisuuden havainnoinnissa. Ksenonin isotooppia 135Xe käytetään neutronien absorboimiseen, jolloin ydinreaktiot pysähtyvät.[1][6]

Ksenonia voidaan käyttää lasereissa, joita voidaan hyödyntää dermatologiassa.[6] Ksenonin isotoopeilla 127Xe ja 133Xe on lääketieteellinen sovellus. Näitä kahta isotooppia käytetään tutkimaan verenvirtausta sekä ilman virtausta keuhkoissa.[4]

Ksenonin yksi käyttökohde on polttoaineena satelliittien ionimoottoreissa. Ksenon on hyvä aine tähän tarkoitukseen, sillä se ei ole reaktiivinen.[1][11]

Lähteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
  • Greenwood, N. N. & Earnshaw, A.: Chemistry of the Elements. (2. painos) Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9 (englanniksi)

Viitteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
  1. ↑ a b c d e f g h i j k l Xenon chemicool.com. Viitattu 12.2.2012. (englanniksi)
  2. ↑ Wieser, Michael T. & Coplen, Tyler B.: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio. (PDF) Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  3. ↑ a b c d e f Technical data for Xenon periodictable.com. Viitattu 12.2.2012. (englanniksi)
  4. ↑ a b c d e Xenon chemistryexplained.com. Viitattu 12.2.2012. (englanniksi)
  5. ↑ Greenwood & Earnshaw, s. 891
  6. ↑ a b c d Xenon 3rd1000.com. Viitattu 12.2.2012. (englanniksi)
  7. ↑ Isotopes of Xenon (Z=54) The Isotopes Project Home Page. Viitattu 12.2.2012. (englanniksi)
  8. ↑ a b Rayner-Canham, Geoff & Overton, Tina: Descriptive Inorganic Chemistry, s. 495. (5. painos) W. H. Freeman and Company, 2006. ISBN 978-1-4292-2434-5 (englanniksi)
  9. ↑ Greenwood & Earnshaw, s. 892
  10. ↑ Ksenonn kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 12.2.2012
  11. ↑ a b c d Hamilo, Marko: Ksenonyhdisteitä yli sata Helsingin Sanomat. 18.7.2006. Arkistoitu Viitattu 12.2.2012.

Aiheesta muualla

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Ksenon.
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/w/index.php?title=Ksenon&oldid=22625834”