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
Ksenonilta tunnetaan kahdeksan stabiilia isotooppia sekä 30 muuta isotooppia.[6]
1 = Osuus kaikesta luonnossa esiintyvästä ksenonista. Ilmoitetaan stabiileille ja erittäin pitkäikäisille isotoopeille.
Lähde:[7]
Kemialliset ominaisuudet ja yhdisteet
Ksenon on normaalioloissa inerttijalokaasu, 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]
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
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
Greenwood, N. N. & Earnshaw, A.: Chemistry of the Elements. (2. painos) Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9(englanniksi)
↑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)
↑ abRayner-Canham, Geoff & Overton, Tina: Descriptive Inorganic Chemistry, s. 495. (5. painos) W. H. Freeman and Company, 2006. ISBN 978-1-4292-2434-5(englanniksi)