Xenon

Eigenschaften
[Kr] 4d10 5s2 5p6 54 Xe Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Xenon, Xe, 54
Serie	Edelgase
Gruppe, Periode, Block	18, 5, p
Aussehen	farblos
CAS-Nummer	7440-63-3
ATC-Code	N01AX15 V09EX02 (127Xe) V09EX03 (133Xe)
Massenanteil an der Erdhülle	9 · 10−6 ppm[1]
Atomar [2]
Atommasse	131,293 u
Kovalenter Radius	140 pm
Van-der-Waals-Radius	216 pm
Elektronenkonfiguration	[Kr] 4d10 5s2 5p6
1. Ionisierungsenergie	1170,4 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	2046,4 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie	3099,4 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand	gasförmig
Kristallstruktur	kubisch flächenzentriert
Dichte	5,8982 kg · m−3[3] bei 273,15 K
Magnetismus	diamagnetisch (χm = −2,5 · 10−8)[4]
Schmelzpunkt	161,4 K (−111,7 °C)
Siedepunkt	165,1 K (−108,0 °C)
Molares Volumen	(fest) 35,92 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	12,64 kJ/mol
Schmelzwärme	2,30 kJ/mol
Dampfdruck	4,13· 106 Pa bei 273,15 K
Schallgeschwindigkeit	1090 m/s
Wärmeleitfähigkeit	0,00569 W/(m · K)
Chemisch [2]
Elektronegativität	2,6 [5][6] (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE (MeV) ZP 124Xe 0,1 % >4,8 · 1016 a εε 124Te 125Xe {syn.} 16,9 h ε 1,652 125I 126Xe 0,09 % Stabil 127Xe {syn.} 36,4 d ε 0,662 127I 128Xe 1,91 % Stabil 129Xe 26,4 % Stabil 130Xe 4,1 % Stabil 131Xe 21,29 % Stabil 132Xe 26,9 % Stabil 133Xe {syn.} 5,253 d β− 0,427 133Cs 134Xe 10,4 % Stabil 135Xe {syn.} 9,14 h β− 1,151 135Cs 136Xe 8,9 % >10 · 1021 a β−β− 136Ba
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Spin γ in rad·T−1·s−1 Er(1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 129Xe 1/2 −7,452 · 107 0,0057 27,81 131Xe 3/2 2,209 · 107 0,0006 8,24
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung [3] keine Gefahrensymbole R- und S-Sätze R: keine R-Sätze S: keine S-Sätze
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Xenon ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Xe und der Ordnungszahl 54. Im Periodensystem steht es in der 8. Hauptgruppe (Gruppe 18) und zählt daher zu den Edelgasen. Wie die anderen Edelgase ist es ein farbloses, äußerst reaktionsträges, einatomiges Gas. In vielen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkt oder Dichte steht es zwischen dem leichteren Krypton und dem schwereren Radon.

Xenon ist das seltenste nichtradioaktive Element auf der Erde und kommt in geringen Mengen in der Atmosphäre vor. Trotz seiner Seltenheit kann es vielfach eingesetzt werden, so als Füllgas von Xenon-Gasentladungslampen, die unter anderem in Autoscheinwerfern (Xenonlicht) eingesetzt werden, und als Inhalationsanästhetikum.

Das Edelgas wurde 1898 von William Ramsay und Morris William Travers durch fraktionierte Destillation von flüssiger Luft entdeckt. Xenon ist das Edelgas mit der umfangreichsten Chemie, es sind eine größere Anzahl Xenonverbindungen bekannt. Die stabilste ist dabei das Xenon(II)-fluorid, das als starkes Oxidations- und Fluorierungsmittel eingesetzt wird.

Geschichte

Sir William Ramsay

Nachdem Lord Rayleigh und William Ramsay 1894 das erste Edelgas Argon entdeckten und Ramsay 1895 das bislang nur aus dem Sonnenspektrum bekannte Helium aus Uranerzen isolierte, 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 Auflösen 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.^[7]

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. Nachdem sie Neon entdeckten, begannen Ramsay und Travers im September 1898, 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.^[7]

1939 entdeckte Albert R. Behnke die anästhetische Wirkung des Gases. 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.^[8]

Neil Bartlett entdeckte mit Xenonhexafluoroplatinat 1962 erstmals eine Xenonverbindung und damit die erste Edelgasverbindung überhaupt.^[9] Nur wenige Monate nach dieser Entdeckung konnten nahezu zeitgleich im August 1962 Xenon(II)-fluorid von Rudolf Hoppe und Xenon(IV)-fluorid von einer Gruppe um die amerikanischen Chemiker C. L. Chernick und H. H. Claassen synthetisiert werden.^[10]

Vorkommen

Während Xenon im Universum nicht selten vorkommt und in seiner Häufigkeit mit der von Barium, Rubidium und Nickel vergleichbar ist,^[11] 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 und daher ein Großteil des bei der Entstehung der Erde vorhandenen Xenons nicht mehr in der Atmosphäre ist.

Der größte Teil des Xenons ist in der Atmosphäre vorhanden, der Anteil beträgt etwa 0,09 ppm.^[12] 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 Isotopenzusammensetzung nachweisbar – unter anderem durch Spontanzerfall von Uran und Thorium.^[13]

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.^[14] Auf dem Mond wurde Xenon gefunden, das durch den Sonnenwind dorthin gebracht wurde (im Mondstaub) sowie im Mondgestein solches, das durch Spallationen oder Neutroneneinfang aus dem Bariumisotop ¹³⁰Ba entstanden ist.^[13]

Gewinnung

Die Gewinnung von Xenon erfolgt ausschließlich durch das Linde-Verfahren aus 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.^[12] 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 durch Adsorption an Molekularsieben entfernt werden können.^[15] 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,^[16] 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.^[15]

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 m³ bis 7000 m³ geschätzt.^[12]

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

kubisch-dichteste Kugelpackung von festem Xenon, a = 620 pm

In Gasentladungsröhren leuchtet Xenon blau

sichtbares Spektrum von Xenon

Xenon ist 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 Xenon in einer kubisch dichtesten Kugelpackung mit dem Gitterparameter a = 620 pm.^[17]

Wie alle Edelgase besitzt Xenon 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 kg/m³ 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,^[18] der kritische Punkt bei 16,6 °C, 5,84 MPa sowie einer kritischen Dichte von 1,1 g/cm³.^[19]

Unter hohem Druck von 33 GPa und bei einer Temperatur von 32 K verhält sich Xenon wie ein Metall, es ist elektrisch leitfähig.^[19]

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.^[20]

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.^[21] Auch in Fullerenen können Xenonatome eingeschlossen sein, diese beeinflussen auch die Reaktivität des Fullerens, etwa bei der Reaktion mit 9,10-Dimethylanthracen.^[22]

Isotope

Es sind insgesamt 37 Isotope sowie zwölf weitere Kernisomere des Xenons bekannt. Von diesen sind sieben, die Isotope ¹²⁶Xe, ¹²⁸Xe, ¹²⁹Xe, ¹³⁰Xe, ¹³¹Xe, ¹³²Xe und ¹³⁴Xe stabil. Die beiden instabilen Isotope ¹²⁴Xe und ¹³⁶Xe haben so lange Halbwertszeiten, dass sie zusammen einen deutlichen Anteil des natürlichen Xenons ausmachen, ohne dass dieses deshalb nennenswert radioaktiv wäre. Alle anderen Isotope und Isomere haben dagegen nur kurze Halbwertszeiten zwischen 0,6  µs bei ¹¹⁰Xe und 36,4 Tagen bei ¹²⁷Xe. Xenon ist 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.^[23]

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 extrem langlebige ¹³⁶Xe bildet. Dieser Neutronen-Einfangprozess 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.^[24] Dies spielte eine Rolle beim Entstehen der Katastrophe von Tschernobyl.^[25]

¹³³Xe wird in der Nuklearmedizin eingesetzt und dient dort unter anderem zur Untersuchung der Durchblutung von Gehirn, Muskeln, Haut und anderen Organen.^{[19] 129}Xe wird als Sonde in der Kernspinresonanzspektroskopie zur Untersuchung von Oberflächeneigenschaften verschiedener Materialien^[26] und von Biomolekülen^[27] eingesetzt.

→ Liste der Xenonisotope

Verwendung

Xenon-Gasentladungslampe mit 15 kW aus einem IMAX-Filmprojektor

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.^[12] Auch in Autoscheinwerfern werden Xenon-Gasentladungslampen verwendet. Dieses sogenannte Xenonlicht ist etwa 2,5-mal so lichtstark wie eine Halogenlampe.^[28] Glühlampen können mit Xenon oder Xenon-Krypton-Mischungen gefüllt werden, wodurch eine höhere Temperatur des Glühfadens und damit eine bessere Lichtausbeute ermöglicht wird.^[19]

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^[29] 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.^[19]

Xenon wirkt narkotisierend und kann als Inhalationsanästhetikum verwendet werden. Es ist seit 2005 für den Einsatz bei ASA I und II-Patienten zugelassen. Aufgrund der hohen Kosten gibt es zur Zeit (März 2010) noch nicht viel Erfahrungen mit diesem Narkosegas. Aufgrund seines sehr niedrigen Blut-Gas-Verteilungskoeffizienten flutet es sehr schnell an und ab. Beim Abfluten kann wie beim Distickstoffmonoxid eine Diffusionshypoxie entstehen, es muss also mit reinem Sauerstoff ausgewaschen 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 anderen volatilen Anästhetika, d.h. es kommt nicht zum Blutdruckabfall, die Herzfrequenz steigt eher etwas an. Ein Nachteil ist, dass aufgrund des MAC-Wertes im Bereich von 60 % bis 70 % nur bis zu 40 % Sauerstoff im Atemgasgemisch gegeben werden können. Der größte Nachteil des Xenons ist sein hoher Preis und die geringe Verfügbarkeit des Gases.^[8]

Testlauf eines mit Xenon betriebenen Ionentriebwerks

Xenon wird in Ionenantrieben oft als Antriebsmittel verwendet. Die nur geringe Schubkräfte erzeugenden Ionentriebwerke sind durch ihren hohen spezifischen Impuls wesentlich effizienter als konventionelle chemische Triebwerke und werden deshalb in manchen Satelliten für Korrekturtriebwerke oder als Hauptantrieb einiger Raumsonden verwendet, die so Ziele erreichen können, die für sie sonst nicht erreichbar wären. Xenon wird verwendet, da es als Edelgas leichter handhabbar und umweltfreundlicher ist als das ebenfalls mögliche Caesium oder Quecksilber.^[30]

Biologische Bedeutung

Wie die anderen Edelgase hat Xenon auf Grund der Reaktionsträgheit keine biologische Bedeutung und ist auch nicht toxisch. In höheren Konzentrationen wirkt es durch Verdrängung des Sauerstoffs erstickend.^[31]

Verbindungen

Xenon(IV)-fluorid

Eine größere Zahl von Verbindungen des Xenons in den Oxidationsstufen +2 bis +8 ist bekannt. Am stabilsten sind Xenon-Fluor-Verbindungen, es sind aber auch Verbindungen mit Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoff und manchen Metallen wie Gold bekannt.

Fluorverbindungen

Drei Verbindungen des Xenons mit Fluor sind bekannt: Xenon(II)-fluorid, Xenon(IV)-fluorid und Xenon(VI)-fluorid. Die stabilste hiervon und gleichzeitig die stabilste Xenonverbindung ist das linear aufgebaute Xenon(II)-fluorid. Es wird als einzige Xenonverbindung in geringen Mengen auch technisch genutzt. In Laborsynthesen dient es als starkes Oxidations- und Fluorierungsmittel, etwa zur direkten Fluorierung aromatischer Verbindungen.^[32]

Während Xenon(II)-fluorid sich ohne Zersetzung in Wasser und Säuren löst und nur langsam hydrolysiert, hydrolysieren das quadratisch-planar aufgebaute Xenon(IV)-fluorid und das oktaedrische Xenon(VI)-fluorid schnell. Sie sind sehr reaktiv, so reagiert Xenon(VI)-fluorid mit Siliciumdioxid und kann nicht in Glasgefäßen aufbewahrt werden.^[20]

Sauerstoffverbindungen und Oxidfluoride

Mit Sauerstoff erreicht Xenon die höchstmögliche Oxidationsstufe +8 im Xenon(VIII)-oxid und dem Oxifluorid Xenondifluoriddioxid XeO₃F₂ sowie in Perxenaten der Form XeO₄⁻. Weiterhin sind Xenon(VI)-oxid und die Oxifluoride XeO₂F₂ und XeOF₄ in der Oxidationsstufe +6 sowie Xenon(IV)-oxid^[33] und das Oxifluorid XeOF₂ mit vierwertigem Xenon bekannt. Alle Xenonoxide und -oxifluoride sind instabil und vielfach explosiv.

Weitere Xenonverbindungen

Als weitere Xenon-Halogenverbindung ist Xenon(II)-chlorid bekannt, diese ist aber sehr instabil und nur bei tiefen Temperaturen spektrokopisch nachweisbar. Ähnlich konnten auch gemischte Wasserstoff-Halogen-Xenon-Verbindungen und die Wasserstoff-Sauerstoff-Xenonverbindung HXeOXeH durch Photolyse in der Edelgasmatrix hergestellt und spektroskopisch nachgewiesen werden.^[34]

Organische Xenonverbindungen sind mit verschiedenen Liganden bekannt, etwa mit fluoriertem Aromaten oder Alkinen. Ein Beispiel für eine Stickstoff-Fluor-Verbindung ist FXeN(SO₂F)₂.

Xenon ist in der Lage, unter supersauren Bedingungen mit Metallen wie Gold oder Quecksilber Komplexe zu bilden. Das Gold kommt dabei vorwiegend in der Oxidationsstufe +2 vor, auch Gold(I) und Gold(III)-Komplexe sind bekannt.^[35]

Einen Überblick über Xenonverbindungen gibt die Kategorie:Xenonverbindung.

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. ↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
5. ↑ 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.
6. ↑ T. L. Meek: Electronegativities of the Noble Gases. In: Journal of chemical education. 1995, 72, S. 17–18.
7. ↑ ^{a b} William Ramsay: The Rare Gases of the Atmosphere. Nobelpreisrede, 12. Dezember 1904.
8. ↑ ^{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).
9. ↑ Neil Bartlett: Xenon Hexafluoroplatinate(V) Xe⁺[PtF]⁻. In: Proceedings of the Chemical Society. 1962, S. 218, doi:10.1039/PS9620000197.
10. ↑ R. Hoppe: Die Valenzverbindungen der Edelgase. In: Angewandte Chemie. 1964, 76, 11, S. 455–463, doi:10.1002/ange.19640761103.
11. ↑ A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system. In: Space Science Reviews, 1970, 15, S. 121–146; PDF.
12. ↑ ^{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.
13. ↑ ^{a b} H. Hintenberger: Xenon in irdischer und in extraterrestrischer Materie (Xenologie). In: Naturwissenschaften. 1972, 59, 7, S. 285–291, doi:10.1007/BF00593352.
14. ↑ Ichiro Kaneoka: Xenon's Inside Story. In: Science. 1998, 280, S. 851–852, doi:10.1126/science.280.5365.851b.
15. ↑ ^{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.
16. ↑ 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.
17. ↑ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 1974, 30, S. 193–204.
18. ↑ 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).
19. ↑ ^{a b c d e} Xenon. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand März 2002.
20. ↑ ^{a b} Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 417–429.
21. ↑ 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.
22. ↑ 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.
23. ↑ 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.
24. ↑ Wolfgang Demtrader: Experimentalphysik 4: Kern-, Teilchen- und Astrophysik. 3. Auflage, Springer Verlag, 2009, ISBN 978-3-642-01597-7, S. 232–233.
25. ↑ Jeremy I. Pfeffer, Shlomo Nir: Modern physics: an introductory text. Imperial College Press, 2000, ISBN 978-1-86094-250-1, S. 421–422.
26. ↑ Christopher I. Ratcliffe: Xenon Nmr. In: Annual Reports on NMR Spectroscopy, 1998, 36, S. 123–221.
27. ↑ Thomas J. Lowery, Seth M. Rubin, E. Janette Ruiz, Megan M. Spence, Nicolas Winssinger, Peter G. Schultz, Alexander Pines, David E. Wemmer: Applications of laser-polarized ¹²⁹xe to biomolecular assays. In: Magnetic Resonance Imaging, 2003, 21, S. 1235–1239.
28. ↑ Hans-Hermann Braess, Ulrich Seiffert: Vieweg Handbuch Kraftfahrzeugtechnik. 5. Auflage, Vieweg+Teubner Verlag, 2007, ISBN 978-3-8348-0222-4, S. 674–676.
29. ↑ 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.
30. ↑ Europäische Weltraumorganisation: Ionentriebwerke: Der Ritt auf geladenen Teilchen. Stand September 2003, abgerufen am 26. September 2009.
31. ↑ Sicherheitsdatenblatt (Xenon), Linde AG, Stand 4. August 2006.
32. ↑ Helmut Sitzmann: Xenon-Verbindungen. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand Mai 2005.
33. ↑ David S. Brock, Gary J. Schrobilgen: Synthesis of the Missing Oxide of Xenon, XeO₂, and Its Implications for Earth’s Missing Xenon In: J. Am. Chem. Soc. 2011, 133, 16, S. 6265–6269, doi:10.1021/ja110618g.
34. ↑ Leonid Khriachtchev, Karoliina Isokoski, Arik Cohen, Markku Räsänen, R. Benny Gerber: A Small Neutral Molecule with Two Noble-Gas Atoms: HXeOXeH. In: J. Am. Chem. Soc. 2008, 130, 19, S. 6114–6118, doi:10.1021/ja077835v.
35. ↑ In-Chul Hwang, Stefan Seidel, Konrad Seppelt: Gold(I)- und Quecksilber(II)-Xenon-Komplexe. In: Angewandte Chemie. 2003, 115, S. 4528–4531, doi:10.1002/ange.200351208.

Literatur

• 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).
• Xenon. In: Römpp Chemie Lexikon. Thieme Verlag, Stand März 2002.
• Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 417–429.

Weblinks

 Wiktionary: Xenon – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

 Commons: Xenon – Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien

• EnvironmentalChemistry.com – Xenon (englisch)

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