- 氙
氙
研究简史
氙于1898年7月由拉姆齐（William Ramsay）和特拉维斯（Morris W.Travers）在伦敦大学学院发现。在此之前，他们从液态空气中提取了氖，氩和氪，并且疑惑它是否包含其它气体。工业家Ludwig Mond给了他们一台新的液态空气机，他们用它提取了更多的稀有气体氪。经过多次蒸馏，他们终于分离出了一种更重的气体，在真空管中它发出漂亮的蓝色光芒。他们意识到它是气体元素“惰性”组的又一个成员，因为其在化学上是惰性的。他选择“ξένος(xenos)”这个希腊文命名氙，意为“陌生的”[4]。
在“惰性气体”中，氙的化合物（含有化学键的）是最先被发现的。巴特列（Neil Bartlett）于1962年将PtF₆蒸汽与Xe混合，得到了橙黄色的XePtF₆晶体，打破了化学界中持续60年之久的“稀有气体对化学反应完全惰性”的神话。[1][4]21世纪，超过100种氙的化合物已经被制造出来。[1][5]
理化性质
物理性质
氙的原子光谱氙在常温常压下为无色无臭无毒的惰性气体，在放电管中为蓝色至绿色的气体。[6]
原子半径：4.05Å；[6]
共价半径：209pm[1]；1.31Å[7]；
沸点：-108.10℃（101.325kpa）；[6]
三相点：16.130K；[6]
气体密度：5.89kg·m⁻³(273.15K,101.325kpa)[2]；
液体密度：3057kg·m⁻³(-108.10℃，101.325kpa)；[6]
气液体积比：518.9；[6]
介电常数：1.001238（298K，101.325kpa）；[6]
磁化率：-43×10⁻¹cgs·mol⁻¹（298K，101.325kpa）；[6]
折射率：1.000702(g,273K,101.325KPa,5893A)；[6]
比容：0.180m³·kg⁻¹(294.3K,101.325kPa)；
临界温度：289.74K；[6]
临界压力：5764kPa；[6]
临界密度：1100.0kg·m⁻³；[6]
熔化热：17.49kJ·kg⁻¹(161.4K，81.6kPa)；
气化热：96.30KJ·kg⁻¹(165.1K,101.325kpa)；
比热容：Cp=160.03J/(kg·K)(g,298K,101.325kpa)；Cv=96.41J/(kg·K)(g，298K,101.325kpa)；
比热比：Cp/Cv=1.67(g,298K,101.325kpa)[1]；
蒸气压：2634kPa(253K)；4175kPa(273K)；5147kPa(283K)；
粘度：0.02110mPa·S(g，273K,101.325kPa)；0.528mPa·S(l，289.74k)；
表面张力：18.7mN·m⁻¹(163K)；
导热系数：0.005192W·m⁻¹·K⁻¹(273K,101.325kPa)；165.014kh0.07322W·m⁻¹·K⁻¹(l)；
化学性质
数据
氙的电子排布电子排布：[Kr]5s²5p⁶；
电负性：2.60（泡林标度）[8]；
化学键能：Xe-O：84kJ ·mol⁻¹；
氧化态：Xe(0)， Xe(II)， Xe(IV)， Xe(VI)， Xe(VIII)[1]；
晶体结构：面心立方晶胞；a = 620.23 pm；
电离能(kJ /mol)：I₁：1170.4；I₂： 2046；I₃： 3097；I₄： 4300；
I₅： 5500；I₆： 6600；I₇： 9300；I₈： 10600；I₉： 19800；I₁₀： 23000。
氙的电子构型非常稳定，且它的电离能相对较大，因此在化学上显惰性，只与强的氧化剂反应。
氟化反应与氟化氙
氙气与氟气直接混合，可以得到无色的XeF₂,XeF₄与XeF₆晶体[4]，氙与氟的比例不同，得到的主产物不同[4]：
Xe:F₂=2:1，1273K,1.03×10⁵Pa[9]或298K,紫外线光照[4]：
；
Xe:F₂=1:5，873K,6.18×10⁵Pa：
；
Xe:F₂=1:20，573K,6.18×10⁵Pa：
；
若使用镍、钴和钙的氟化物作为催化剂能显著提高上述反应速率，使用Ag₂O或Ni₂O₃则可以在零度时引起氟和氙的爆炸反应。一些氟化物则对反应催化具有选择性，例如在Xe：F₂=1:10，温度为120℃时，使用氟化镁作为催化剂，产物只有XeF₂，若使用二氟化镍作为催化剂，产物则只有XeF₆。[6]
氙的三种氟化物在室温下都能稳定存在。
若将XeF₂溶于水中，则与水缓慢反应，又得到氙气：
XeF₄与水反应时，一半发生反应
，另一半则歧化为Xe(0)与Xe(VI)：
，反应过程中有疑似XeOF₂的黄色中间产物[4]。
XeF₆与水发生的是水解反应：
，生成的XeOF₄则进一步与水反应，直到完全水解：
。生成的XeO₃可以溶解于水并稳定存在，不会进一步氧化水。碱性时，XeF₆会歧化为不溶解的高氙酸盐与氙气。[4]
氙的氟化物都是强的氧化剂与氟化剂，在工业生产上有实际用途，例如一些有机物的氟化，使用的就是XeF₂。[4]
含氧化合物
氙的氧化物有XeO₃与XeO₄，对应的酸根为氙酸根(HXeO₄⁻)与高氙酸根(XeO₆⁴⁻)[4]。
XeO₃可用XeF₄或XeF₆与水反应制得[4]，XeO₃在酸性与中性溶液中稳定，在碱性溶液中以HXeO₄⁻形式存在，并且不稳定，易分解或歧化[4]。
XeO₄可由高氙酸钡与硫酸复分解制得[4]：
，XeO₄是一种稳定性差，易爆炸的黄色固体，氧化性极强[4]。
除上边所述的XeF₆歧化制法，高氙酸盐亦可通过XeO₃的碱溶液与臭氧反应制得。[1]
复合氟化物
六氟化铂（左）与六氟合铂酸氙（右）在氙的化合物的发现史上，复合氟化物占有重要的地位。氙的第一个真正意义上的化合物正是复合氟化物氟铂酸氙（Xe⁺PtF₆⁻)，它是用Xe与强氧化剂PtF₆混合产生的：
。随着Xe与PtF₆的用量的不同，氟铂酸氙的组成可以在Xe⁺：PtF₆⁻=0.5:1之间变化。氟铂酸氙是一种发粘的橙黄色固体，在室温下稳定，遇水分解出氙，氧气，氟化氢和二氧化铂(IV)。其他一些金属的六氟化物也可以与氙反应生成形如XeMF₆的化合物。[6]
将氙、氟和固态PF₅混合并辉光放电，可以生成不稳定的XePF₆，同时氙、氟和玻璃仪器反应产生Xe₂SiF₆。将二氟化氙和一些金属的五氟化物反应也可以生成XeMF₆型的化合物。[6]
其它化合物
含有Xe-N键与Xe-C的化合物均被发现，典型代表是FXeN(SO₂F)₂与[Xe(C₆F₅)]·[C₆F₅BF₃][1]。
氙还有氢醌包合物形式的化合物，其中氙被捕集至氢醌的晶格之中。[1]
工业制备
氙在空气中的储量达到19.5亿吨，因此通过分馏液态空气是制取氙的良好途径。氙是空分工业的副产物。[6]首先液化空气，分馏出液氧，稀有气体即富集于其中，通过进一步分馏，提纯可分离出稀有气体的混合液。173K时使用活性炭吸附，Ar，Kr与Xe被吸附，通过改变温度及其他条件，可以获得氙。[1]
工业领域
高压氙气灯的白色氙广泛用于电子、光电源工业，还用于气体激光器和等离子流中。用氙气充的灯泡与相同功率的充氩灯泡相比具有发光率高、体积小、寿命长、省电等优点。氙气灯有极高的发光强度，一盏六万瓦的氙灯的亮度，相当于九百只一百瓦的普通灯泡。由于氙具有几乎连续的光谱，因此可以在高压电弧放电作用下产生类似日光的明亮白光[4]，这种长弧氙灯俗称“人造小太阳”[1]，由于透雾能力特别强，可用作有雾导航灯。氙闪光灯的色彩好，用于拍摄彩色电影。
氙灯可以放出紫外线，医疗上对此有所应用[9]。氙的同位素被用于测量脑血流量与研究肺功能、计算胰岛素分泌量等[4][9]。
氙灯凹面聚光后可生成2500℃高温，可用于焊接或切割难熔金属，如钛、钼等。
氙还是一种没有副作用的深度麻醉剂[2][4]，它能溶于细胞质的油脂中，引起细胞的膨胀和麻醉，从而使神经末梢的作用暂时停止。人们曾试用4/5的氙气和1/5的氧气组成混合气体，作为麻醉剂，效果很好。只是由于氙气很少，所以这种方法不能广泛应用。
由于可以吸收X射线，氙也被用作X射线的屏蔽。[2]
此外，氙在原子核反应堆和高能物理方面也有很多用途。
健康危害
氙为非腐蚀性气体，且本身无毒，人吸入后以原形排出，但在高浓度时有窒息作用。氙有麻醉性，它和氧的混合物是对人体的一种麻醉剂[4]。
同位素
氙的同位素中，¹¹⁰Xe至¹⁴⁷Xe均被实验室制得，其中能稳定存在的是¹²⁴Xe,¹²⁶Xe,¹²⁸Xe~¹³²Xe,¹³⁴Xe与¹³⁶Xe，自然界中丰度最大的是¹³²Xe。[2][10]
元素分布
空气中含量：约90ppm；
地壳中含量：2×10⁻⁶ppm[7]；
元素在海水中的含量：1×10⁻⁴ppm[7]；
大气中的Xe主要来自原始生成，岩石圈、小行星、陨石通过风化作用释放出其中的稀有气体。宇宙射线和其他高能粒子的核反应也能产生少量Xe。[6]
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