Ксенон

химичен елемент с атомен номер 54

Ксенонът е химичен елемент от период 5, група 18 с атомен номер 54 и символ Xe. Природният ксенон е смес от девет устойчиви изотопа. Изкуствено са получени и радиоактивни изотопи. Инертен газ, без цвят и мирис, с температура на топене -111,5 °C и температура на кипене -107,1 °C. Открит е през 1898 година от английския физик и химик Уилям Рамзи. Името му идва от гръцкото ксенос (чужд). Първото ксеноново съединение е ксеноновия хексафлуороплатинат. Намира се в атмосферата – на 100 L въздух се съдържат 0,0087 mL ксенон. Ксенонът се получава чрез ректификация на течен въздух. Използва се в електровакуумната техника.

Ксенон
Ксенон – безцветен газ при нормални условия; поставен в силно електрическо поле, излъчва синя светлина
Безцветен газ при нормални условия; поставен в силно електрическо поле, излъчва синя светлина
Спектрални линии на ксенон
ЙодКсенонЦезий
Kr

Xe

Rn
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Ксенон, Xe, 54
Група, период, блок 185p
Химическа серия благороден газ
Електронна конфигурация [Kr] 4d10 5s2 5p6
e- на енергийно ниво 2, 8, 18, 18, 8
CAS номер 7440-63-3
Свойства на атома
Атомна маса 131,293 u
Ковалентен радиус 140±9 pm
Радиус на ван дер Ваалс 216 pm
Степен на окисление 8, 6, 4, 2, 1, 0
Оксид XeO2, XeO3 и XeO4 (слабо киселинни)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
2,6
Йонизационна енергия I: 1170,4 kJ/mol
II: 2046,4 kJ/mol
III: 3099,4 kJ/mol
Физични свойства
Агрегатно състояние газ
Кристална структура кубична стенноцентрирана
Плътност 5,894 kg/m3
Температура на топене 161,40 K (−111,6 °C)
Температура на кипене 165,051 K (−107,949 °C)
Моларен обем 0,0223 m3/mol
Тройна точка 161,405 K; 8,177×104 Pa [1]
Критична точка 289,733 K; 5,842×106 Pa [1]
Специф. топлина на топене 2,27 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 12,64 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 83 92 103 117 137 165
Скорост на звука газ: 178 m/s;
течност: 1090 m/s
Специф. топл. капацитет 158,32 J/(kg·K)
Топлопроводимост 5,65×10-3 W/(m·K)
Магнетизъм диамагнитен[2]
История
Наименуван от гръцкото ξένος – „чужд“
Откритие Уилям Рамзи и Морис Травърс (1898 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
124Xe 0,095 % стабилен
125Xe синт. 16,9 часа ε 125I
126Xe 0,089 % стабилен
127Xe синт. 36,345 дни ε 127I
128Xe 1,91 % стабилен
129Xe 26,401 % стабилен
130Xe 4,071 % стабилен
131Xe 21,232 % стабилен
132Xe 26,909 % стабилен
133Xe синт. 5,247 дни β- 133Cs
134Xe 10,436 % стабилен
135Xe синт. 9,14 часа β- 135Cs
136Xe 8,857 % 2,165×1021 г.[3] β-β-[4] 136Ba

ОткриванеРедактиране

Ксенонът е открит шест седмици след криптона, също от шотландския химик Уилям Рамзи и английския химик Морис Травърс чрез атомна спектроскопия. Това става на 12 юли 1898 г. в Англия, когато те получават по-малко от 1 см3 газообразен ксенон.[5] Те преработили повече от 100 тона втечнен въздух и чрез повтаряща се дестилация отделили всички останали газове, които се съдържали във въздуха.

Произход на наименованиетоРедактиране

Уилям Рамзи предложил полученият чрез повторна дестилация елемент да се нарича „ксенон“ от гръцкото „чужд“, тъй като в края на газовата смес останал ксенона и вече открития криптон.[5] Означил го с Хе.

Физични свойстваРедактиране

Ксенонът е едноатомен тежък инертен газ без цвят и мирис. Има атомно тегло 131,29.

ИзотопиРедактиране

Химични свойстваРедактиране

Ксенонът е член на 18-та група на периодичната система, затова се класифицира като благороден газ. Има електронна структура: K- L- и M- подобвивките са запълнени и следват 4s24p64d105s25p6.

Със своята запълнена външна електронна обвивка атомът на ксенона би трябвало да е инертен, т.е. неактивен към химични реакции. Поради отдалечеността на последната електронна обвивка на атома, силите на привличане са слаби, за което допринася и екранировката на останалите електрони. Като резултат се получава, че енергията на йонизация на ксенона е ниска, което позволява ксеноновите атоми да отдават електрони в реакции със силни окислители. Проявява степени на окисление 0, +2, +4, +6 и +8.

До 1962 г. ксенонът е бил смятан за напълно инертен газ. Тогава преподавателят от Университета в Британска Колумбия в Канада Нейл Барлет открил, че газът платинов хексафлуорид PtF6, е силен оксилител, тъй като окислил кислорода до дикислороден хексафлуороплатинат, O2PtF6.[5] Тъй като кислородът има почти еднакъв йонизационен потенциал като ксенона, Бартлет предположил, че PtF6 може да окисли и ксенона. Смесвайки двата газа при стайна температура, той получил XePtF6 на 23 март 1962 г. Променяйки условията на реакцията, той получил също XePtF4 и Xe(PtF6)2.[5] Публикацията на тези негови съединения на ксенона предизвикала голям интерес. Скоро други учени потвърдили нови съединения на ксенона – XeRuF6, XeRhF6 и XePuF6.[5] При съответните температура и нагряване е възможно смесване на ксенон и флуор до XeF4. XeF2 се получава от ксенон-флуорова смес под действието на UV светлина. Синтез на XeF6 е възможен при 700°С и 200 атмосфери.

Осма валентност ксенонът проявява при XeO4, който се получава при взаимодействието на NaXeO6 с охладена безводна сярна киселина.[5] Разлагането на XeO4, както и на много други ксенонови съединения, е съпроводено с взрив.

Има съобщения за синтезирането на ксенонов дихидирид – H2Xe, ксенонов хидрид хидроксид – HXeOH и хирдоксенонацитилен – HXeCCH. Получени са над 80 съединения на ксенона, като повечето съдържат флуор, а по-малък брой от тях – кислород.[5]

Нулевата степен на окисление ксенонът проявява в клатрати. Това са химични съединения с включвания без химична връзка в свободното място на молекулата в кристалната решетка на веществото. Клатратите се образуват при определени условия, например повишено налягане. Клатрати са например Xe•2H2O и Xe•3C6H5OH.

ХалидиРедактиране

Ксенонов дифлуорид (XeF2)Редактиране

Известни са три флуорида на ксенона: ксенонов дифлуорид (XeF2), ксенонов тетрафлуорид (XeF4) и ксенонов хексафлуорид (XeF6). За ксеноновия флуорид (XeF) се предполага, че би бил нестабилен.[6] Трите флуорида са отправна точка при синтеза на почти всички ксенонови съединения.

Един от начините за получаване на ксенонов дифлуорид (XeF2) е чрез облъчване на смес от ксенон и флуор в запоена тръба с ултравиолетова светлина. При стайна температура се получава смес от XeF2 и XeF4,[7] а при 35 °C реакцията протича само до XeF2. Тази фотохимична синтеза не дава високи добиви. В по-големи количества ксенонов дифлуорид се получава по електро-разрядния метод на смес от Xe и F2 в отношение 1:1. Този метод се използва и за синтезата на други ксенонови съединения.[8]

Ксеноновият дифлуорид е твърдо вещество, формиращо бели кристали с паралелно-линейна структура. Топи се при ≈129 °C.

Ксенонов тетрафлуорид (XeF4)Редактиране

Получава се най-лесно от всички ксенонови флуориди. Един от начините за получаването му е като се смесят 1 обемна част ксенон (Xe) и 5 обемни части флуор (F2) в никелов съд и сместа се загрее при 400 °C и налягане 600 kPa (6 атмосфери) в продължение на няколко часа. Получава се още чрез електричен разряд при напрежение от 1100 до 2800 V и температура –78 °C. Той кристализира в моноклинна сингония, като кристалите се стапят при 117 °C без разлагане. Съхранява се в никелови или тефлонови съдове. Важно условие при съхраняването му е отсъствието на влага, защото лесно хидролизира: 3XeF4 + 6H2O → 2XeO3 + Xe + 12HF.[8]

Ксенонов хексафлуорид (XeF6)Редактиране

Получава се аналогично на ксеноновия тетрафлуорид, но в голям излишък от флуор – Xe:F2 – 1:20. Синтезата се извършва при 250 – 300 °C и налягане 5 – 6 MPa. След реакцията сместа трябва бързо да се охлади до стайна температура. Ксеноновият хексафлуорид е също екзотермично съединение. Енергията на връзката Xe–F обаче се изменя както следва: 133, 131, 126 kJ/mol съответно да XeF2, XeF4, XeF6, което определя флуориращата дейност на тези съединения в реда: XeF6 > XeF4 > XeF2, независимо от термодинамичната стабилизация.[8]

Ксеноновият хексафлуорид е безцветно кристално вещество. Кристалната му структура не е установена. При 43 °C започва да пожълтява и при 49,5 °C се стапя във вид на жълта течност. Парите му също имат жълт цвят. Ксеноновият хексафлуорид е по-реакционноспособен от другите флуориди. Той дава комплекси с алкалните флуориди в ролята на Люисова киселина:[8]

XeF6 + MF → M[XeF7], M е Na, K, Rb, Cs;
XeF6 + 2MF → M2[XeF8], M е Rb, Cs.

Ксенонови оксофлуориди (XeOF2, XeOF4, XeO2F2)Редактиране

Ксеноновият оксофлуорид (XeOF2) се получава, като през смес от Xe и OF2, в равни молни съотношения, се прекара електрически разряд. Той представлява безцветно кристално вещество, стабилно при обикновена температура.[8]

Ксеноновият оксотетрафлуорид XeOF4 се получава, като се стопи XeF6 в кварцова ампула при 50 °C. Ксеноновият хексафлуорид реагира със силициевия диоксид:[8]

2XeF6 + SiO2 → 2XeOF4 + SiF4.

Той може да се получи и при контролирана хидролиза на XeF6:[8]

XeF6 + H2O → XeOF4 + 2HF.

Ксеноновият оксотетрафлуорид представлява безцветна прозрачна течност с температура на кристализация –28 °C. Той е сравнително устойчив при обикновени температури. Спектралният анализ показва, че структурата на това съединение е квадратна пирамида, на върха на която стои кислородният атом; ксеноновият атом се намира малко под основата на пирамидата, изградена от флуорни атоми.[8]

При продължителен престой на XeOF4 в кварцова ампула реакцията продължава до получаване на XeO3:

2XeOF4 + SiO2 → 2XeO2F2 + SiF4;
2XeO2F2 + SiO2 → 2XeO3 + SiF4.

Тези процеси трудно се контролират и за да се получи само ксеноновият диоксофлуорид, се използва реакцията:[8]

XeO3 + XeOF4 → 2XeO2F2.

Той е твърдо кристално вещество с температура на топене 30,8 °C, взривоопасен е, но е по-стабилен от XeO3.[8]

Наличие и производствоРедактиране

Ксенонът се среща на Земята в следови количества. В атмосферата заема 8,7.10-6% по обем и 4.10-3% по маса. Намира се повече в газове, изпускани от минерални водни разтвори и газодобивни кладенци.[5]

Ксенонът се получава индустриално като страничен продукт при разеляенто на втечнен въздух за получаването на кислород и азот за металургичните заводи.[5] За събирането на 1м3 ксенон са необходими поне 11.106м3 въздух.[5]

ПриложенияРедактиране

Ксенонът и криптонът задържат рентгеновите лъчи, затова при рентгенови снимки на дихателните пътища се използва въздух, примесен с тези газове.[8]

Техника на безопасностРедактиране

При работа с ксенон, както и с другите благородни газове, трябва да се знае, че те лесно проникват (дифузират) през различни материали, особено хелият. Най-удобни за работа с ксенон са тръби и съдове от профилирани монокристали като сапфир, литиев ниобат и други.[8]

ИзточнициРедактиране

  1. а б Haynes 2011.
  2. Lide 2005.
  3. Albert 2014.
  4. Redshaw 2007.
  5. а б в г д е ж з и к Лефтеров, Димитър. Химичните елменти и техните изотопи. Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 362-364.
  6. Liskow 1973.
  7. Weeks 1962.
  8. а б в г д е ж з и к л м Киркова 2013.
Използвана литература
  • Lide, D. R.. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds. // CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th. Boca Raton (FL), CRC Press, 2005. ISBN 0-8493-0486-5. (на английски)
  • Albert, J. B. et al. Improved measurement of the 2νββ half-life of 136Xe with the EXO-200 detector. // Physical Review C 89. 2014. DOI:10.1103/PhysRevC.89.015502. (на английски)
  • Redshaw, M. et al. Mass and Double-Beta-Decay Q Value of 136Xe. // Physical Review Letters 98 (5). 2007. DOI:10.1103/PhysRevLett.98.053003. p. 53003. (на английски)
  • Haynes, William M.. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 92nd. Boca Raton, FL, CRC Press, 2011. ISBN 1439855110. p. 4123. (на английски)
  • Liskow, Dean H.. Probable nonexistence of xenon monofluoride as a chemically bound species in the gas phase. // J Am Chem Soc 95 (12). 1973. DOI:10.1021/ja00793a042. с. 4056 – 4057.
  • Weeks, James L. и др. Photochemical Preparation of Xenon Difluoride. // Journal of the American Chemical Society 84 (23). 1962. DOI:10.1021/ja00882a063. с. 4612 – 4613.
  • Киркова, Елена. „Химия на елементите и техните съединения“. София, Унив. изд. „Св. Климент Охридски“, 2013. с. 450, 451, 452, 453.

Вижте същоРедактиране