Ксенон

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
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

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.

Откриване[редактиране | редактиране на кода]

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 наименованието[редактиране | редактиране на кода]

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 свойства[редактиране | редактиране на кода]

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

Изотопи[редактиране | редактиране на кода]

Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]

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.

Халиди[редактиране | редактиране на кода]

Ксенонов дифлуорид (XeF2)[редактиране | редактиране на кода]

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 | редактиране на кода]

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 | редактиране на кода]

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 | редактиране на кода]

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 производство[редактиране | редактиране на кода]

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]

Приложения[редактиране | редактиране на кода]

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

Техника на безопасност[редактиране | редактиране на кода]

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]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  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 също[редактиране | редактиране на кода]