Ksenon fakty i zastosowania – liczba atomowa 54 Symbol pierwiastka Xe
Xenon to pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 54 i symbolu pierwiastka Xe. Pierwiastek ten jest gazem szlachetnym, a więc jest obojętny, bezbarwny, bezwonny, bez smaku i nietoksyczny. Ksenon jest najbardziej znany z zastosowania w lampach dużej mocy. Oto zbiór interesujących faktów na temat ksenonu, wraz z historią jego odkrycia, zastosowań i źródeł.
Fakty o pierwiastku ksenon
Nazwa: Ksenon
Liczba atomowa: 54
Symbol pierwiastka: Xe
Wygląd: Bezbarwny gaz
Grupa: Grupa 18 (gaz szlachetny)
Period: Okres 5
Blok: p-blok
Rodzina pierwiastków: Gaz szlachetny
Masa atomowa: 131,293(6)
Konfiguracja elektronowa: 4d10 5s2 5p6
Elektrony na powłokę: 2, 8, 18, 18, 8
Odkrycie: William Ramsay i Morris Travers (1898)
Pochodzenie nazwy: Greckie xenos, co oznacza obcy
Historia odkrycia
Szkocki chemik William Ramsay i angielski chemik Morris Travers wyizolowali i odkryli ksenon we wrześniu 1898 roku. Wcześniej odkryli oni gazy szlachetne krypton i neon, używając maszyny do produkcji ciekłego powietrza podarowanej im przez przemysłowca Ludwiga Monda. Otrzymali ksenon poprzez odparowanie skroplonego powietrza i zbadanie pozostałości. Kiedy umieścili gaz w rurze próżniowej, zaobserwowali jego olśniewającą niebieską poświatę. Ramsay zaproponował nazwę nowego pierwiastka, pochodzącą od greckiego słowa „xenos”, oznaczającego „dziwny”. Ramsay opisał ksenon jako obcy w próbce skroplonego powietrza.
Izotopy ksenonu
Naturalny ksenon składa się z siedmiu stabilnych izotopów: Xe-126, Xe-128, Xe-129, Xe-130, Xe-131, Xe-132 i Xe-134. Chociaż Xe-126 i Xe-134 teoretycznie ulegają podwójnemu rozpadowi beta, nigdy tego nie zaobserwowano. Opisano ponad 40 izotopów promieniotwórczych. Najdłużej żyjącym radioizotopem jest Xe-124, którego okres półtrwania wynosi 1.8 × 1022 r.
Rola biologiczna i toksyczność
Elementowy ksenon jest nietoksyczny i nie pełni żadnej roli biologicznej. Jednakże, ksenon jest rozpuszczalny we krwi i przekracza barierę krew-mózg, działając jako środek znieczulający. Możliwe jest uduszenie się ksenonem, ponieważ jest on cięższy od tlenu, chociaż możliwe jest wdychanie mieszaniny ksenonu i tlenu. Związki ksenonu, zwłaszcza związki tlenu z ksenonem, mogą być toksyczne i wybuchowe.
Źródła ksenonu
Ksenon jest rzadkim gazem w atmosferze ziemskiej, obecnym w stężeniu około 1 części na 11,5 miliona (0,087 części na milion). Chociaż jest rzadki, najlepszym źródłem tego pierwiastka jest ekstrakcja z ciekłego powietrza. Ksenon występuje również w atmosferze marsjańskiej w mniej więcej takim samym stężeniu. Pierwiastek ten został znaleziony na Słońcu, meteorytach i Jowiszu. Przez długi czas naukowcy sądzili, że atmosfera jest jedynym źródłem ksenonu na Ziemi, ale stężenie w powietrzu nie zgadzało się z ilością przewidywaną dla naszej planety. Naukowcy odkryli, że gaz ten jest emitowany przez niektóre źródła mineralne, więc ksenon istnieje również wewnątrz Ziemi. Być może tak zwany „brakujący ksenon” można znaleźć w jądrze Ziemi, prawdopodobnie związany z żelazem i niklem.
Użycia ksenonu
Ksenon jest używany w lampach wyładowczych, w tym w lampach błyskowych do fotografii, reflektorach samochodowych, stroboskopach i lampach bakteriobójczych (ponieważ jego widmo zawiera silny składnik ultrafioletowy). Jest używany w filmowych lampach projektowych i wysokiej klasy latarkach, ponieważ jego widmo jest zbliżone do widma naturalnego światła słonecznego. Jest stosowany w noktowizorach ze względu na emisję w bliskiej podczerwieni. Mieszanina ksenonu i neonu jest składnikiem wyświetlaczy plazmowych.
Pierwszy laser ekscymerowy wykorzystywał dimer ksenonu (Xe2). Ksenon jest popularnym pierwiastkiem dla kilku typów laserów.
W medycynie ksenon jest środkiem znieczulającym, neuroprotekcyjnym i kardioprotekcyjnym. Jest stosowany w dopingu sportowym w celu zwiększenia produkcji czerwonych krwinek i wydajności. Izotop Xe-133 jest stosowany w tomografii komputerowej z emisją pojedynczego fotonu, a Xe-129 jako środek kontrastowy w obrazowaniu rezonansu magnetycznego (MRI). Lasery ekscymerowe na chlorku ksenonu są wykorzystywane w niektórych procedurach dermatologicznych.
Ksenon jest również wykorzystywany w magnetycznym rezonansie jądrowym (NMR) do wspomagania charakteryzacji powierzchni. Jest używany w komorach pęcherzykowych, kalorymetrach i jako paliwo napędowe do napędu jonowego.
Związki ksenonu
Gaz szlachetny jest stosunkowo obojętny, ale tworzy pewne związki. Heksafluoroplatynat ksenonu był pierwszym związkiem gazu szlachetnego, jaki kiedykolwiek zsyntetyzowano. Znanych jest ponad 80 związków ksenonu, w tym chlorki, fluorki, tlenki, azotany i kompleksy metali.
Dane fizyczne
Gęstość (w STP): 5.894 g/L
Kolejność topnienia: 161.40 K (-111.75 °C, -169.15 °F)
Punkt wrzenia: 165.051 K (-108.099 °C, -162.578 °F)
Punkt potrójny: 161.405 K, 81.77 kPa
Punkt krytyczny: 289.733 K, 5.842 MPa
Stan w 20ºC: gaz
Ciepło topnienia: 2.27 kJ/mol
Ciepło parowania: 12.64 kJ/mol
Molarna pojemność cieplna: 21.01 J/(mol-K)
Przewodnictwo cieplne: 5.65×10-3 W/(m-K)
Struktura kryształu: face-centered cubic (fcc)
Porządek magnetyczny: diamagnetyczny
Dane atomowe
Promień kowalencyjny: 140±9 pm
Promień van der Waalsa: 216 pm
Elektronegatywność: Skala Paulinga: 2,6
1. energia jonizacji: 1170,4 kJ/mol
2. energia jonizacji: 046,4 kJ/mol
3. energia jonizacji: 3099,4 kJ/mol
Wspólne stany utlenienia: Zazwyczaj 0, ale może być +1, +2, +4, +6, +8
Fun Xenon Facts
- Ponieważ ksenon jest bardziej gęsty niż powietrze, może być użyty do produkcji głęboko brzmiącego głosu (przeciwieństwo helu). Jednak nie jest on często używany do tego celu, ponieważ ksenon jest środkiem znieczulającym.
- Podobnie, jeśli napełnisz balon gazem ksenonowym, opadnie on na podłogę.
- Podczas gdy ksenon w postaci gazowej, ciekłej i stałej jest bezbarwny, istnieje metaliczny stan stały tego pierwiastka, który jest błękitny.
- Rozszczepienie jądra atomowego (jak z reaktora w Fukushimie) może wytworzyć radioizotop jod-135. Jod-135 ulega rozpadowi beta w celu wytworzenia radioizotopu ksenonu-135.
- Bartlett, Neil (2003). „The Noble Gases.” Chemical & Engineering News. American Chemical Society. 81 (36): 32-34. doi:10.1021/cen-v081n036.p032
- Brock, David S.; Schrobilgen (2011). „Synthesis of the Missing Oxide of Xenon, XeO2, and Its Implications for Earth’s Missing Xenon.” J. Am. Chem. Soc. 2011, 133, 16, 6265-6269. doi:10.1021/ja110618g
- Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemia pierwiastków (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9.
- Meija, J.; et al. (2016). „Atomic Weights of the Elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265-91. doi:10.1515/pac-2015-0305
.