Xe, atomnr. 54, molvekt 131,29 g, elektronkonfigurasjon: (Kr)+4d10-5s2-5p6, smeltepunkt -111,79 °C, kokepunkt -108,12 °C, tetthet 5,8971 g/l (ved 0 °C), 3,52 g/cm³ flytende ved -109 °C. Xenon er forholdsvis sterkt diamagnetisk med en magnetiserbarhet på -43,9 cgs-enheter. Det har en varmeledningsevne på 0,0569 mW/cm/K ved 27 °C, dårligere enn noe annet grunnstoff unntatt radon ved normaltilstand, men bromdamp leder også varme dårligere. Xenonspekteret er ganske komplisert og har så mange linjer i det blå, indigo og fiolette området at spekteret blir nesten kontinuerlig. De sterkeste synlige spektrallinjene er imidlertid de grønne på 5292, 5339 og 5419 Å, de oransje på 5976 og 6051 og den røde på 6991, men det er to langt sterkere i infrarødt ved 8232 og 8280 Å.

Xenon hører til gruppe 18 i det periodiske systemet (også benevnt 8a eller VIII eller 0 eller hovedgruppe 8 og kjent som edelgassene), og har (1981) hele 43 kjente isotoper og isomerer (bare sølv, indium, cesium, iridium og thallium har flere) hvorav faktisk 9 er stabile og forekommer i naturen, en prestasjon som overgås bare av tinn. De ni er 124, 126, 128, 129, 130, 131, 132, 134 og 136. Med så mange stabile er det ikke overraskende at det ikke er en eneste radioaktiv isotop med noenlunde lang halveringstid. De eneste som har mer enn en dag i grunntilstanden er Xe 127 med 36,4 dager og Xe 133 med 5,25, men det er tre som har isomerer (nuklider med samme sammensetning som grunntilstanden men som befinner seg i en høyere energitilstand, og avgir energien, fortrinnsvis ved å sende ut en gammakvant med en viss halveringstid) med halveringstid på noen dager, nemlig Xe 129m (8,89 d), Xe 131m (11,9 d) og Xe 133m (2,19 d). Både Xe 133 og den 9,10-timers Xe 135 produseres i store mengder ved uran- og plutoniumfisjon og er farlige avfallsprodukter bl.a. fra atomsprengninger. Xe 135 byr på problemer for kjernekraftproduksjonen fordi den har en ekstrem evne til å absorbere nøytroner, målt til 2650000 b, som er verdensrekord i sitt slag, mer enn ti ganger så mye som noen annen kjent nuklide. Den er et av de hyppigste fisjonsproduktene, og fordi nøytronene er selve drivkraften i reaktorer, er Xe 135 en slags "reaktor-gift". For reaktorer som ikke er luftkjølt slik at xenongassen luftes ut av brenselelementene løses problemet ved at elementene stundom får hvile et par-tre dager slik at Xe 135 naturlig omdannes til det mindre "giftige" Cs 135.

HISTORIE
Edelgassenes historie er uløselig knyttet til to personer, William Ramsay, født i Glasgow 2. oktober 1852, og Morris William Travers, født i London 24. januar 20 år senere. Aldri før eller siden har en enkelt gruppe grunnstoffer blitt så til de grader dominert av et enkelt par forskere som i de siste begivenhetsrike årene av det forrige århundret avdekket edelgassenes historie nesten alene.

Året er 1898, og i Londons netter siver strimer av grå, skitten tåke gjennom de dunkle smugene, de samme smugene og den samme sotmørke aerosolgrøten som skjulte Jack the Ripper og hans verk få år tidligere. De slamrende støvelskrittene av konstabelen på patrulje gir ekko mellom de svertede teglveggene, lenge høres de i det fjerne. Bak skodder som noen få strimer av blafrende lys skinner ut gjennom leser en redd unggutt oppslukt de siste beretningene om bedriftene til Sherlock Holmes i søndagsbilaget til avisen. Håpet om kløktige menn i gavns virke varmer ryggraden.

Men for dagen er natten fremmed. Og på de mer grøtfrie utgjorde atmosfæregassene intet hinder for de få hundre nanometers fotonene som dusjet ned fra de ni verdeners midte oppe på hvelvingen. I Londons dager virket to kløktige menn og mente at det de virket for var til gavn. De var begge ivrige sportsmenn, og sterke og atletiske i bygningen. Den eldre Ramsay var kanskje den mest imponerende skikkelsen, med et et aristokratisk, smalt ansikt, velpleid, kortklipt skjegg og bart, men han hadde også et gemyttlig glimt i øyet, en varm, rund, fulltonende stemme og en humoristisk sans som var noe utenom det vanlige. Travers' ansikt var rundt og solid, med få skarpe trekk. Han var overfylt av beundring for den eldre professoren, som var et geni med uforliknelige evner i sine fag, men briljerte også i språk, musikk og idrett og tilsynelatende alt han prøvde seg i. Likevel var det aldri noen antydning om at de to var noe mindre enn likeverdig i arbeidet. De var et team, og det var kanskje noe urettferdig når Ramsay i 1904 fikk nobelprisen alene, riktignok etter også å ha gjort viktig arbeide innen radioaktivitet i forbindelse med analyser av den radioaktive edelgassen radon.

Allerede Henry Cavendish i 1785 hadde funnet ut at det ble igjen en rest som han mente ikke oversteg 1/120 av luftas volum når han oksyderte alt nitrogenet med gnister og førte det vekk som nitrat. Og da Lord Rayleigh målte tettheten til nitrogen litt over hundre år senere merket han til sin forundring at nitrogenet han fikk fra lufta var en halv prosent tyngre enn det han fremstilte av ammoniakk. Så da Ramsay fikk lov til å eksperimentere på luftnitrogenet hans og hadde fjernet alt som overhodet kunne reageres med noe var det fortsatt en porsjon igjen som på spektroskopet viste ukjente linjer. De var litt usikre på om de skulle kalle det krypton, det skjulte, fordi det så lenge hadde holdt seg ubemerket i skjul i luften, eller argon, det trege, på grunn av de kjemiske egenskapene, men bestemte seg for det siste navnet.

Tilsynelatende var det ikke plass til argon i det periodiske systemet slik man kjente det da, men da Lecoq de Boisbaudran hørte om oppdagelsen ga han uttrykk for at det kunne eksistere en hel familie av ureaktive gasser. På den tiden skilte man ikke mellom hoved- og side-(bi-)grupper i det periodiske systemet. Det var 8 grupper. Hver av dem besto av metalliske sidegruppegrunnstoffer og hovedgruppegrunnstoffer som hadde en tendens til å ikke være metalliske, særlig de med høyt gruppenummer. I den 7. befant mangan og halogenene seg (technetium og rhenium var ikke kjent den gangen). Men i den 8. var det bare metaller, jern-metallene jern, kobolt og nikkel og de edle platinametallene. Kanskje kunne det være edle gasser også mellom hvert av halogenene og de etterfølgende alkalimetallene?

Allerede året etter fikk Ramsay sjansen til å bruke krypton-navnet sitt igjen. Han hadde merket seg at den store amerikanske mineralogen William F.Hillebrand i 1888-90 hadde funnet en treg gass da han behandlet uranmineralet bekblende med syre og trodde at det kunne være nitrogen. I lys av sin nye oppdagelse prøvde Ramsay det samme med et beslektet mineral, cleveitt og fant små mengder av både nitrogen og argon, men ganske mye av en annen gass som han ikke hadde godt nok spektroskop til å identifisere. Derfor sendte han prøver til spektroskopiekspertene Norman Lockyer og William Crookes, som hadde gode instrumenter. Crookes fant straks at gassen hadde en sterk gul linje som ikke kunne tilskrives natrium eller noe annet kjent stoff og Ramsay ville kalle den krypton. Men Crookes var også kjent med solspekteret og fant ut at den gule linjen var identisk med den sterke D3-linjen, som til da ikke med sikkerhet var forbundet med noe jordisk stoff, men av astronomen Lockyer i 1868 tilskrevet et hypotetisk helium, solstoffet, som raskt ble en kilde til hån og spott fra det enstemmige kjemikermiljøet, som tydeligvis misbilliget innblanding fra astronomer i deres sfære.

Atomvektstudier viste at helium lå like foran litium i det periodiske systemet. Argon ligger foran kalium. (Mange plasserte den dengang mellom kalium og kalsium, riktignok, fordi argon har høyere atomvekt enn kalium, men det stemmer jo ikke med de kjemiske egenskapene.) Nå mente Ramsay og hans nyansatte assistent Travers at den neste, som de endelig ville kalle krypton, ville de finne mellom helium og argon, altså før natrium i det periodiske systemet. Etter å ha forsøkt uten hell å drive ut nye edelgasser av forskjellige mineraler, kom de våren 1898 til den konklusjon at det var mest sannsynlig å finne edelgassene assosiert med hverandre. Altså opparbeidet de seg et stort volum argon fra atmosfæren (faktisk hele 15 liter), med det til hensikt å finne nye gasser i det.

Tanken var at siden disse gassene lå rett over hverandre i det periodiske systemet, måtte de ha vidt forskjellig atomvekter, noe som kunne utnyttes i gassdiffusjon eller indirekte i destillasjon, siden det ville føre til variasjoner i kokepunkt, slik det var sett hos halogenene. Siden de to parhestene ikke var noen eksperter på gassdestillasjon eller lavtemperaturteknikk, kom det godt med da en Sir William Hampson forærte dem en liter flytende luft som de kunne trene på. De ville nødig miste de mødig opparbeidede femten argon-literne sine.

I slutten av mai hadde de gjort seg ferdig med eksperimentene sine med den flytende luften, og følte seg nå rimelig sikre på metodene sine. Siden de ikke trengte den flytende luftliteren mer, bestemte de seg for å åpne beholderen og la den koke ut i atmosfæren. Men de holdt oppmerksomt øye med om det skulle bli igjen en flytende rest med høyere kokepunkt enn de andre.

Og det ble igjen en slik rest, men for det meste besto den av nitrogen og oksygen, så det ble noen dager med å fjerne luftrester med glødende kobber og magnesium og stadige prøver i spektroskopet uten å finne noe. Men den 30/5 hadde de en gassprøve på 25 kubikkcm som ikke reagerte kjemisk med noe og viste ukjente linjer i spektroskopet. Den fikk endelig navnet krypton.

Men dette krypton befant seg mellom brom og rubidium, ikke mellom fluor og natrium som Ramsay og Travers hadde tenkt. Og for å finne den lettere gassen krystalliserte de tre liter argon ved å omgi det med flytende luft som kokte under redusert trykk. Så lot de argonet tine og koke og samlet opp den delen som destillerte av først. Den letteste fraksjonen av alle. I spektroskopet ga den fra seg en praktfull rød glød som har gitt gjenskinn i våte bygater i alle verdens deler de siste 100 årene. Etter forslag fra Ramsays 13 år gamle sønn Willie fikk den navnet neon.

Dette skjedde i juni, og Ramsay og Travers tenkte at det var vel ikke så verst å oppdage ett nytt grunnstoff i måneden. Så da det ble juli kastet de skrå blikk på plassen mellom jod og cesium i det periodiske systemet. Hvis det var en edelgass der burde den vært tilstede i kryptonprøven som de hadde fått fra den bortkokte luftliteren. Etter at dr. Ludwig Mond hadde forært dem en ny maskin til å gjøre luft flytende med kunne Ramsay og Travers lage atskillige mengder neon og krypton, og nå tok de fatt på å fraksjonere kryptonet. Den 12/7 hadde de en prøve av en enda tyngre inert gass som de fylte i et utladningsrør og satte i spektroskopet. Gassen ga fra seg en nydelig blå glød og fikk navnet xenon, den fremmede.

Nå var endelig edelgass-serien komplett - eller var den det? Det periodiske systemet sluttet jo ved bly, men det var to stoffer, thorium og uran som på en mystisk måte lå litt utenfor, og nettopp i disse samme julidagene drev en innvandrer og slepte gruveslagg fra Bøhmen i et skur utenfor den kjemisk-fysiske høyskolen i Paris og fylte det første hullet mellom bly og thorium med et stoff som hun kalte etter sitt hjemland Polen. Så her var det muligheter...

Xenon er som antydet tatt fra gresk xenos 'fremmed' som via en mellomform ghs-enu-o(?) stammer fra indoeuropeisk ghosti-s 'fremmed, gjest'. Derfra gjennom germansk gastiz, urnordisk gastiR og norrønt gestr 'gjest' har vi fått ordet gjest. Dette ordet har pussig nok vært ganske mye på vandring og er på gjesting i mange språk. Det norrøne gestr er lånt til engelsk som guest. Men det germanske gastiz ble i oldsaksisk og middelnedertysk til gast 'fremmed, kriger, gjest' og ble derfra gjennom dansk lånt til norsk gast 'marinesoldat, sjømann'.

Fra ghosti-s kommer også latin hostis 'fremmed, krigsfiende'. En gammel utvidelse av dette, hosti-pot-s 'gjest-herre' ble trukket sammen til hospes 'gjestevenn, vert' og orddelen hospit- 'verts-' som i norsk og nesten alle andre språk er innlånt i hospits og hospital.

Engelsk har lånt ordet ad to veier. Hostis ble i oldfransk host 'fiende' og låntes til engelsk som host 'hær, hærskare, svær mengde'. Men hospit- ble i oldfransk hoste 'vert, gjest' og låntes til engelsk som host 'vert'.

GEOLOGI
Xenon forekommer hovedsakelig i atmosfæren, den utgjør 0,0000087 volum-% (som også er atom-%) av tørr luft ved jordoverflaten og er nr. 9 i hyppighet der, etter krypton og hydrogen, den sjeldneste av atmosfærens faste bestanddeler. I jordskorpen som helhet (atmosfæren inkludert) er den også temmelig sjelden, med 0,000000002 vekt-%. Det plasserer den trygt og godt nede på en 83.- og sisteplass av alle grunnstoffer som forekommer selvstendig i naturen, bak seg har den bare noen kortlivede radioaktive produkter som eksisterer i sekulær likevekt med morstoffene uran og thorium. Faktisk er det også bare 20 ganger så mye xenon i jordskorpen som det er av radium, det vanligste av de radioaktive produktene. I forhold til nære og velkjente naboer som barium og jod er jo dette ytterst lite.

I universet som helhet er forholdet et helt annet. Med 0,00007 % av all masse utenom helium og hydrogen ligger xenon der helt oppe på en 38. plass totalt, mellom bly og tellur, faktisk over samtlige av de nærmeste naboene. Dette misforholdet, som også gjelder de andre edelgassene, skyldes formodentlig at det mest var faste partikler som fortettet seg til planetene i vårt solsystems tidlige historie. Før Sola flammet opp fløt disse faste planetkjernene omkring i en gass-sky som bare i begrenset grad hadde samlet seg om dem, og da de første voldsomme kjernereaksjonene blaffet opp i Solas indre ble det dannet en kraftig solvind ledsaget av sterk oppvarming, som blåste og kokte bort det meste av gassen, deriblant edelgassene. For Jordas vedkommende stammer hele den nåværende atmosfæren fra gasser som har kommet fra det indre gjennom vulkanutbrudd eller på andre måter har blitt produsert siden Jordas fødsel. Bare de ytre planetene har kunnet beholde det meste av atmosfærene sine, delvis p.g.a. avstanden fra Sola og delvis p.g.a. den større tyngdekraften som disse planetene drar på sine gassmasser med.

Naturlig xenon er en blanding av de ni isotopene 124 (0,10 atom-%), 126 (0,09 %) 128 (1,91), 129 (26,4), 130 (4,1), 131 (21,2), 132 (26,9), 134 (10,4) og 136 (8,9 %). De to letteste er så sjeldne fordi de er nøytronskyggenuklider. I dette området av det periodiske systemet er den viktigste årsak til grunnstoffdanning at lettere grunnstoffer tar opp nøytroner og blir tyngre. Hvis en atomkjerne har tatt opp mange nøytroner kan den være radioaktiv, og sender ut en betapartikkel (som er identisk med et elektron) for å forvandle et av nøytronene i kjernen til et proton. Dermed øker atomnummeret, og vi får det neste grunnstoffet i rekken. Men tellur har stabile isotoper på alle tall fra 122 til 126, dermed kommer vi ikke videre før ved 127, så de to xenonisotopene må dannes på andre måter, for det meste i kjernekollisjoner, som er nokså ineffektivt her oppe hvor kjernene er sterkt positivt ladet og frastøter hverandre.

Noe som er særegent for xenon er den store hyppigheten av de odde isotopene i forhold til de uodde, noe som er helt motsatt det som er vanlig for grunnstoffer med uodde atomnummer. Men 128- og 130-isotopene ligger også i skyggen av to stabile (eller så godt som stabile) tellurisotoper med samme nukleontall, og det er bare fordi det er mellomrom mellom de stabile tellurisotopene hvor isotopene er beta-radioaktive, at det dannes noe særlig av disse to xenonisotopene. De nøytronopptaksprosessene som skjer i universet deles i en langsom hvor nøytronene opptas ett og ett og atomkjernene stort sett rekker å betadesintegrere før det kommer nye nøytroner, og en rask, hvor de stort sett ikke rekker det. At det er så lite som det er av 128- og 130-isotopene til xenon viser at langsom-prosessen bare i liten grad når så langt ut i periodesystemet som dette, så det er den raske som er dominerende. I denne prosessen vil kjernene nemlig etter å ha mottatt en haug med nøytroner sende ut en og en betapartikkel og øke atomnummeret skrittvis, men rimeligvis stoppe ved den første stabile isotopen, som i dette tilfellet er tellurisotopene.

For xenon aksentueres misforholdet mellom de odde og uodde isotopene ved at Xe 129 er datterprodukt av det radioaktive jod 129, som har en halveringstid på 15700000 år og må ha eksistert i solsystemet tidlig i dets historie. Noen meteorer har en ekstrem hyppighet av Xe 129, og er trolig levninger fra et tidlig stadium av solsystemets historie, da jod 129 fremdeles utgjorde en betydelig andel av alt jod mens disse meteorene allerede hadde mistet det meste av sitt gassinnhold, inkludert xenoninnholdet.

Ved Xe 132 slutter den sammenhengende rekken av de stabile xenonisotopene. De to siste stabile isotopene, 134 og 136, som altså har radioaktive isotoper mellom seg, har vanskelig for å nås av den langsomme nøytronprosessen, og siden de ligger klart lavere enn de andre tyder det på at denne prosessen har en merkbar betydning også her. Isotopen 136 er den sjeldneste av de ikke-skyggebelagte isotopene, selv om den har et "magisk" antall på 82 nøytroner og derfor burde ha stor produksjonssannsynlighet, men 82 er svært mange nøytroner for bare 54 protoner, og med så stor ubalanse får den nok være 'glad' for at den eksisterer som stabil isotop i det hele tatt.

Ikke bare de radioaktive xenonisotopene 133 og 135, men også de tyngre av de stabile produseres i store mengder i kunstige kjernespaltingsreaksjoner og slippes til en viss grad ut i atmosfæren hvor de over tid påvirker isotopsammensetningen av det nokså sjeldne xenonet. 134 er det vanligste av alle de produserte massetallene ved uranfisjon, og er resultatet i 7,87 % av spaltingene, mest som tellur 134 (med "magiske" 82 nøytroner), som etter et par døgn via den like kortlivede jod 134 er omdannet til Xe 134.

Xenon utvinnes bare av luft, men forekommer også i naturgasser og gasser fra visse mineralvannkilder, varme kilder og vulkaner.

KJEMI
Xenon er en enatomig gass uten farge, lukt eller smak. Den er betydelig tyngre enn luft og er ganske godt løselig i vann, 241 ml/liter vann ved 0 °C og 84 ml ved 50 °C, omtrent 5 til 3 ganger så mye som oksygen, mens f.eks. klor ligger mer enn ti ganger høyere. Frossent xenon krystalliserer som de andre edelgassene unntatt helium i en kubisk flatesentrert, tettpakket struktur.

Edelgassene ble fra gammelt av plassert i en gruppe 8 i det periodiske systemet, sammen med jern- platinametallene, som iallfall for de sistes vedkommende også har tregt for å reagere med andre stoffer og har 8 som sin maksimale valens. Noe liknende var ventet for edelgassene, men det varte og rakk før noen klarte å lage forbindelser med dem, og dette var en av faktorene som spilte inn da man bestemte seg for å dele periodesystemet inn i hovedgrupper og bigrupper, hvor hovedgruppestoffene for det meste ikke var metalliske. Ettersom man merket hvor håpløse edelgassene virkelig var til å danne forbindelser ble det vanlig å kalle gruppen deres for hovedgruppe 0, siden 0 var den vanlige valensen deres, og med utviklingen av valensteorien begynte man å snakke om at et 'perfekt' fylt edelgasskall var det alle grunnstoffene strebet etter i sine reaksjoner, og det var vanlig å betrakte det som umulig å lage forbindelser med noen av edelgassene.

Xenon er også temmelig 'edelt' og unngår med behendighet å danne forbindelser med andre grunnstoffer. Men idag vet vi at det går atskillig lettere enn for de ovenforliggende edelgassene, og i motsetning til dem har xenon en ganske mangslungen kjemi og det er kjent en lang rekke forbindelser, mange med rimelig god stabilitet i luft ved normale betingelser. Xenon har hele 8 valenselektroner og danner normalt 2-, 4-, 6- og 8-verdige forbindelser, for det meste fargeløse eller hvite. I sur vannløsning er +6 det mest stabile oksydasjonstrinnet, mens det er +8 i basisk.

Nesten alle xenonforbindelser er med de mest elektronegative grunnstoffene, oksygen og fluor. Å blande xenon med et reaktivt elektropositivt grunnstoff, f.eks. cesium, fører ikke til noe. Men de store xenonatomene trekker mindre på de ytterste elektronene sine enn de lettere edelgassene og er ikke uvillige til å dele på dem. I sine forbindelser opptrer xenon som om det var sterkt elektronegativt selv, og alle xenonforbindelsene med oksygen og fluor er kovalente, molekylære stoffer, men med en betydelig grad av ionisk karakter i bindingene.

De eneste xenonforbindelsene som var kjent før 1962 var klatrater, d.v.s. forbindelser der xenonatomer var innesluttet i krystallgitteret til en annen forbindelse som har hulrom i strukturen, uten å danne noen egentlige kjemiske bindinger med dem. Men dette året observerte Neil Bartlett at oksygengass reagerer med det sterkt oksyderende platina-heksafluoridet PtF₆ til en krystallinsk forbindelse O₂PtF₆. Røntgendiffraksjonsstudier viste at den besto av O₂⁺ og PtF₆^--ioner. Bartlett visste at det er uvanlig vanskelig å fjerne elektroner fra oksygenmolekyler (d.v.s. oksydere dem), faktisk nesten nøyaktig like vanskelig som fra xenonatomer. Han prøvde den samme reaksjonen med xenon. Den gikk raskt ved romtemperatur og resulterte i et rødt krystallinsk stoff, XePtF₆ - den første virkelige edelgassforbindelsen.

Xenon reagerer også med andre fluorider av grunnstoffer i høye, ustabile oksydasjonstrinn, f.eks. rhenium-, ruthenium- og plutoniumheksafluoridene RhF₆, RuF₆ og PuF₆. Derimot reagerer den ikke med stabile heksafluorider som uranfluoridet UF₆. Produktene er ofte litt ustøkiometriske, f.eks. har xenonheksafluororuthenatet en sammensetning nærmere Xe(RuF₆)₂ enn XeRuF₆. Disse to tingene satte kjemikerne på sporet av at heksafluoridene kanskje virket vel så mye som fluoreringsmidler enn som rene elektronakseptorer, noe som førte til oppdagelsen av xenonfluoridene. Strukturstudier har vist at dobbeltfluoridene egentlig består av sammensatte fluorokationer av xenon og fluoroanioner av de andre stoffene. F.eks. er den korrekte likningen for Bartletts reaksjon Xe + 2PtF₆ = [XeF⁺][PtF₆^-] + PtF₅. Ved oppvarming til 60 °C går reaksjonen videre: Xe + 2PtF₆ = [XeF⁺][Pt₂F₁₁^-].

Andre fluorider som kan innvirke slik på xenon er eksempelvis pentafluoridene av niob, osmium, antimon og vismut.

Et xenon-krom-karbonyl, XeCr(CO)₅, tilsvarende (N₂)Cr(CO)₅, har blitt karakterisert i løsning ved svært lave temperaturer. Ved -98 °C brytes den ned på noen sekunder. Ved innvirkning av frie trifluormetylradikaler på xenondifluorid dannes di-trifluormetylxenon, (CF₃)₂Xe, som nedbrytes på noen timer ved romtemperatur.

Xenon reagerer ikke med nitrogen, men sent på 70-tallet lyktes det å fremstille et xenon(II)fluorid-difluorosulfaamid, FXeN(SO₂F)₂, hvor xenon er bundet til et fluoratom og et nitrogenatom. Senere har også enkelte andre beslektede forbindelser vært laget, bl.a. med to Xe-N-bindinger: Xe[N(SO₂F)₂]₂. Alle er lite varmebestandige og hydrolyserer lett i nærvær av fuktighet.

Xenon reagerer heller ikke med oksygen, men det høyeksplosive trioksydet XeO₃ fås ved å løse xenontetrafluorid i vann. Tetrafluoridet hydrolyserer og disproporsjonerer til xenongass og trioksyd, med flussyre som biprodukt: 3XeF₄ + 6H₂O = 2Xe + XeO₃ + 12HF. Fargeløse krystaller av trioksydet fås ved forsiktig inndamping av løsningen.

Xenon har også et tetroksyd, XeO₄, som fås ved å behandle perxenater med konsentrert svovelsyre. Ved romtemperatur er det en fargeløs gass (sm.p. -35,9 °C) som er ustabil og eksploderer lett.

I vannløsning foreligger xenontrioksyd som molekyler. Løsningen er stabil, men sterkt oksyderende. Tilsettes base fås en likevekt mellom trioksydmolekyler og hydrogenxenationer, som sakte disproporsjonerer til perxenat og xenon: 2HXeO₄^- + 2OH^- = XeO₆^4- + Xe + O₂ + 2H₂O. Tilsvarende disproporsjonering skjer når xenonheksafluorid tilsettes en basisk vannløsning.

Fullstendig omdanning av trioksyd til perxenat fås hvis trioksydet tilføres til en basisk vannløsning som det bobles osongass gjennom. I 1M NaOH under slike betingelser felles nokså stabile hydrater av natriumperxenat, Na₄XeO₆. Perxenatene løses ganske tungt i vann, og løsningene er alkaliske p.g.a. hydrolyse. Hydrolysekonstantene viser at perxenonsyre (teoretisk H₄XeO₆) er en meget svak syre, og den tåler slett ikke sammenlikning med naboene H₆TeO₆ og H₅IO₆.

Xenon kan danne noen forbindelser med pentafluorotellurat, XeO(OTeF₅)₄ og XeO₂(OTeF₅)₂. Xe(OTeF₅)₄ er den eneste fireverdige xenonforbindelsen hvor xenon er bundet bare til oksygenatomer.

Xenonfluoridene XeF₂, XeF₄ og XeF₆ kan alle dannes ved å varme opp en blanding av xenon og fluor under trykk. Alle fluoridene er fargeløse, krystallinske stoffer som virker sterkt oksyderende. De har lave smeltepunkter og et høyt damptrykk også ved romtemperatur, slik at de lett fordamper hvis de ligger åpent til. De er forholdsvis stabile, ved romtemperatur nedbrytes de bare sakte og de kan lagres lenge ved lavere temperaturer, hvis de ikke utsettes for fuktighet.

Det letteste å lage er tetrafluoridet, som "bare" trenger oppvarming til 400 °C i nikkelbombe under 6 atmosfærers trykk for at reaksjonen skal gå. Omtrent alt xenon blir omsatt fra en reaksjonsblanding med 5 ganger så mye molekylært fluor (10 ganger så mye F) som xenon. (Volum-forhold.) Difluoridet fås ved å blande fluor med et overskudd av xenon og varme opp under høyt trykk. Det løses i vann og gir en løsning på maksimalt 0,15 M (0 °C) som inneholder XeF₂-molekyler. Det hydrolyserer sakte i nøytral og sur løsning, men raskt i basisk: 2XeF₂ + 4OH^- = 2Xe + O₂ + 4F^- + H₂O. Både di- og tetrafluoridene utvikler gul farge når de hydrolyserer, men den forsvinner når reaksjonen er over.

Heksafluoridet trenger et stort overskudd av fluor, trykk over 50 atmosfærer og temperatur over 250 °C for å dannes. Det har en komplisert krystallstruktur og det er registrert fire forskjellige krystallformer med forskjellige stabilitetsområder. Det smelter ved 49,6 °C og er gult både som væske og damp, da det opptrer som molekylære enheter. I krystallene slår molekylene seg sammen fire og fire eller seks og seks, og disse enhetene er altså fargeløse. Heksafluoridet virker uhyre sterkt fluorerende og angriper f.eks. kvarts: 2XeF₆ + SiO₂ = 2XeOF₄ + SiF₄. Heksafluoridet er ekstremt følsomt for fuktighet og hydrolyserer med perxenat som resultat i basisk vann mens i surt kan det dannes flere produkter, bl.a. en rekke oksyfluorider med XeO₂F₂ og XeOF₄ som de viktigste. Det sistnevnte er en fargeløs væske som smelter ved -46 °C og fås kvantitativt ved å tilsette nøyaktig 1 mol vann til 1 mol av heksafluoridet.

Som nevnt danner xenon fluorokationet XeF⁺ når gassen utsettes for sterkt oksyderende fluorider. Med utgangspunkt i xenonfluoridene kan det også dannes flere andre fluorokationer. XeF⁺ fås av difluoridet når det reagerer med gode fluoridakseptorer som pentafluoridet av platina, PtF₅. Også dimeren Xe₂F₃⁺ kan dannes i slike reaksjoner. Når antimonforbindelsen XeF⁺Sb₂F₁₁^- reageres med mer xenongass fås det grønne, paramagnetiske ionet Xe₂⁺. Xenontetrafluorid kan gi slike ting som [XeF₃⁺][BiF₆^-] og heksafluoridet oksyderer gull til femverdig: [Xe₂F₁₁⁺][AuF₆^-]. Disse formlene er litt misvisende, siden forbindelsene ikke er helt ioniske. Fluoratomene i anionene danner sterke fluorbroer til de i kationene. Liknende fluorokationer kan også forøvrig dannes av oksyfluoridene.

Alle fluoridene reagerer med sterke fluorerte oksosyrer som HSO₃F og HPO₂F₂, og danner produkter som er ustabile ved romtemperatur og ofte høyeksplosive.

Xenonfluoridene er alle rikelig utstyrt med elektronpar som ikke deltar i bindinger, og kan derfor addere forbindelser som har affinitet til slike par, f.eks. BF₃, AsF₅ og SbF₅. Heksafluoridet kan også addere alkalifluorider, unntatt litiumfluorid, ved at smeltet heksafluorid tilføres alkalifluorid. Disse sammensetningene er ekte kompleksforbindelser, hepta- og oktafluoroxenater. De sistnevnte er langt de stabileste, og oktafluoroxenatene av rubidium og cesium, Rb₂XeF₈ og Cs₂XeF₈, tåler oppvarming til 400 °C og er de stabileste av alle xenonforbindelser.

Også oksyfluoridene kan addere alkalifluorider og danne oksofluoroanioner, f.eks. i Cs[XeOF₄]F og Cs[(XeOF₄)₃]F.

Xenondiklorid, XeCl₂, er bare påvist som en ytterst ustabil fase når en blanding av xenon og klor utsettes for sterkt ultrafiolett lys. Men når xenontrioksyd reagerer med rubidium- eller cesiumklorid fås forbindelser av typen Rb₉(XeO₃Cl₂)₄Cl, som består av metallkationer, kloridioner og uendelige kjeder av -XeO₃Cl-Cl-XeO₃Cl-Cl-, og er rimelig stabile ved romtemperatur.

Klatrater er forbindelser uten egentlige kjemiske bindinger, og kalles også inneslutningsforbindelser fordi edelgassene betraktes som fanget i hulrom i et annet stoffs krystallstruktur. På samme måte som f.eks. kobbersulfat krystalliserer med 7 molekyler krystallvann fra løsning kan man lage et xenonhydrat ved trykkpåvirkning. Tilsvarende flere andre edelgasshydrater har det formelen 8Xe.46H₂O. Her spiller hydrogenforbindelser en rolle for å holde forbindelsen sammen, men i klatratet med hydrokinon, 3C₆H₄(OH)₂.0,88Xe er det bare v.d.Waals-krefter som spiller inn. Begge disse forbindelsene er ustabile, og spaltes under normale betingelser, hydratet ved romtemperatur på noen dager, hydrokinonforbindelsen raskt allerede ved -3,4 °C. Det er også kjent blandingshydrater som CH₃CHO.2Xe.17H₂O hvor acetonet kan erstattes med karbontetraklorid, kloroform eller andre små organiske molekyler.

Analyse:

Spektralanalyse er vel den beste metoden for xenon, som for de andre edelgassene. Det er mange tydelige og tildels svært skarpe linjer, som er lette å måle på. Ellers skilles jo edelgasser nokså lett ut fra andre stoffer ved sin evne til å motstå alle kjemiske påvirkninger.

Xenons større reaktivitet kan være en mulighet når det gjelder å skille den fra de andre edelgassene.

Fremstilling:

Siden kokepunktet for xenon er mer enn 70 grader høyere enn for luftens hovedbestanddeler er det overkommelig å fremstille xenon ved destillasjon av flytende luft. Problemet er at det er så lite av den i lufta. Hold den flytende lufta godt isolert og tilfør varme forsiktig for å unngå tap ved for voldsom koking. La luftgassene koke vekk til temperaturen begynner å stige over -183 °C. Den resten som er igjen da er en blanding av krypton, xenon og større eller mindre mengder oksygen. La den fordampe og fjern oksygenet ved forbrenning, f.eks. med hydrogen eller magnesium eller adsorber oksygenet på silikagel. Xenon kan skilles ut av edelgassblandingen ved å destillere eller (særlig hvis mengdene er små) å la dem adsorberes gjentatte ganger på aktivt kull ved ca -75 °C. Når det aktive kullet varmes opp igjen, frigjøres gassene; kryptonet først, deretter xenonet. Til mange anvendelser hopper man over denne separeringen av krypton/xenon og bruker blandingen.

Overvei også å separere xenon fra krypton ved å varme opp til 400 °C med fluor, da det dannes xenontetrafluorid. Krypton reagerer ikke under disse betingelsene, og forblir gassformet. Denne metoden er for dyr til å brukes i industrien, men kan fint gjøres i laboratoriet, også som en demonstrasjon på xenonforbindelser.

Industrielt har det foregått en del edelgassproduksjon som biprodukt ved ammoniakkfremstilling med utgangspunkt i luftnitrogenet, bl.a. ved Hydros anlegg i Norge. Når oksygenet i lufta brennes bort følger edelgassene med nitrogenet, og deltar ikke i reaksjonen når ammoniakken produseres.

Demontrasjonsforsøk:

Xenon er en mystisk fremmed som lister seg inn i lungene dine og smyger like ubemerket ut igjen. Siden den mangler både farge, lukt og evne til å reagere med andre stoffer, merker man ikke at man har den før man putter den i et utladningsrør og setter på strømmen. Da lyser den opp med en vakker, blåfiolett farge. Har man klart å skaffe seg en prøve av gassen på måten som er beskrevet over eller en annen måte kan det passe godt å tappe en liten mengde av den over i et utladningsrør som på forhånd er pumpet lufttomt. Merk at det ikke skal brukes mye. Det skal fortsatt være et ganske godt vakuum i røret - noen få millibars trykk er nok. En spenning på ca. 3-6000 V er nødvendig.

Ved en slik demonstrasjon kan det være en idé å vise fram alle edelgassene for sammenlikningens skyld. Man behøver jo ikke å ha lagd og fylt utladningsrørene selv heller.

Ganske moro kunne det være å lage en ekte edelgassforbindelse. Xenontetrafluorid kan som nevnt lages ved å føre gassene sammen og varme opp til over 400 °C. Fluor er som kjent meget reaktivt og stiller krav til reaksjonsbeholderen, det er vanlig å bruke nikkel.

Tapp inn xenon først og merk deg trykket. La trykket øke til det seksdobbelte mens du tapper inn fluor. Etter oppvarming bør trykket være over 6 atmosfærer, d.v.s. at det er nok med knappe 3 atmosfærers trykk ved romtemperatur. Xenontetrafluoridet er et meget sterkt oksydasjonsmiddel, og siden det er nokså flyktig også når det er nedkjølt til romtemperatur bør man sørge nøye for at ingen får det i lungene, helst ved å jobbe i avtrekk.

Xenonforbindelser:

Xenontetrafluorid. Et fargeløst, krystallinsk stoff som har smeltepunkt 117,1 °C og spaltes langsomt ved romtemperatur. Det er nokså flyktig, kan lett dampes helt bort også ved romtemperatur og danner fine krystaller ved kondensasjonen. Det hydrolyserer i vann og disproporsjonerer til xenongass, xenontrioksyd og flussyre. All lagring krever rigorøs beskyttelse mot fukt. Til forkjell fra difluoridet virker det sterkt fluorerende og angriper f.eks. lett platina. Det reagerer også heftig med konsentrert svovelsyre og salpetersyre og organiske alkoholer og etere. Molekylet er ikke tetraedrisk, som andre tetrafluorider, men helt plant, med fluoratomene plassert i hjørnene av et kvadrat rundt xenonatomet.

Xenontrioksyd. Et hvitt, sterkt hygroskopisk og uhyre eksplosivt stoff. Det detonerer med stor kraft ved svak oppvarming, lett trykk og selv ved forsiktig gnidning. Et stoff som gjør xenonkjemien litt spennende siden det er et bi- eller mellomprodukt ved mange reaksjoner. All xenonsyntese starter med fluorider, som tåler fuktighet dårlig og lett danner trioksyd ved hydrolyse. Xenontrioksyd løses lett i vann og danner en løsning som er stabil, men virker sterkt oksyderende, og kan f.eks. gjøre et slikt kunststykke som å oksydere klorid til klorgass.

Natriumperxenat oktahydrat. Et hvitt, krystallinsk stoff med god stabilitet også i fuktig luft ved romtemperatur. Tungt løselig i vann. Løsningen er alkalisk p.g.a. hydrolyse. Et meget sterkt oksydasjonsmiddel.

Rubidiumoktafluoroxenat. Et gult, krystallinsk stoff som har meget god stabilitet mot nedbrytning. Hydrolyserer i vann og fuktig luft, men tåler varme opptil 400 °C. Også et sterkt oksydasjonsmiddel.

BIOLOGI
Xenon er til stede i den lufta du puster inn. Den opptas i lungene dine og sirkulerer i blodet ditt, men uten å foreta seg noe særlig, og skilles like lett ut igjen samme vei som den kom. Fordi xenonatomene er større og tyngre enn de andre luftmolekylene diffunderer de ikke så lett inn i blodstrømmen som de andre gassene, og blodet inneholder derfor ganske mye mindre av xenon enn av oksygen, nitrogen og argon, sammenliknet med atmosfæresammensetningen. Planter forholder seg på samme måten til xenon som dyrene.

Mens xenon selv ikke på noen måte er giftig er derimot xenonforbindelsene meget giftige på grunn av sine sterkt oksyderende egenskaper.

Et par radioaktive xenonisotoper produseres i ganske store mengder ved uran- og plutoniumfisjon, og siden de er gasser er det vanskelig å beskytte seg mot dem. Imidlertid har de korte halveringstider og forsvinner etter h.h.v. en måned og et par dager, de opptas bare i forsvinnende liten grad i kroppen og de har heller ikke noen farlige radioaktive datterprodukter som blir liggende igjen etter dem slik som i radonets tilfelle.

UTNYTTELSE
Xenon brukes en del sammen med krypton som fyllgass i glødelamper. På grunn av den dårlige varmeledningsevnen kan temperaturen i glødetråden økes noe, og dette gir økt utbytte av hvitt lys, noe som utnyttes der særlig intenst hvitt lys er nødvendig, f.eks. til fotografiske formål. Utladningsrør med xenon gir et blåfiolett lys, og brukes ved siden av kvikksølv i belysningsteknikken for å lage blå "neon"-rør. Ikke få runder har blitt gått på gulv under xenon-lys. Men i spesielle høytrykkslamper (8-25 atm.) fås et hvitt lys som likner dagslyset. De brukes mye i film- og lysbildefremvisning, til studiobelysning, i fyrtårn, på idrettsplasser o.l. Tenk på det neste gang du er ute og går på skøyter en kveld.. Slike xenonlamper brukes også til å teste lysektheten av tekstilfarger og de brukes også til å drepe bakterier med lys. Med lamper som er utstyrt for enkeltutladninger kan det oppnås lysblink av svært kort varighet. Slike xenon-blinklamper brukes mye i stroboskoper, til belysning når det skal tas opp film i meget stor hastighet og til å aktivisere rubinlasere.

Hvis alle som bruker xenonlamper husker å knuse dem etter at de er utbrukt vil det aldri bli noe problem å utvinne nok xenon fra atmosfæren igjen. Dette er resirkulering de luxe, og edelgassene står i en behagelig særstilling på denne måten, sammenliknet med de fleste andre av de ressursene vi bruker. Men atmosfæren inneholder bortimot en halv milliard tonn xenon, og vi skal bruke mye før xenonmangelen begynner å merkes noe særlig.

Xenon brukes også til en del formål hvor det trengs en inert gass og høy atomvekt er en fordel, f.eks. i kjernefysikken i ioniseringskammere, proporsjonaltellere m.m. Den er også selv brukt som lasermateriale.

Av xenonforbindelsene har perxenatene fått en viss anvendelse i kjemien som noen av de sterkeste oksydasjonsmidlene vi har, og xenondifluorid, XeF₂, brukes i syntesen som fluoreringsmiddel.

Den radioaktive Xe 133 brukes som sporelement f.eks. ved undersøkelse av blodgjennomstrømning i hjerne, muskler, hud o.a. organer. En praktisk isotop å bruke til slike formål siden den ikke opptas av kroppen på noen måte.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.19)
CRC Handbook of Chemistry anf Physics, 57th ed. 1976-77.
Gunnar Hägg "Allmän och oorganisk kemi" Almqvist & Wiksell, Stockholm, 1966.
F. Albert Cotton og Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" John Wiley & Sons, New York, 1988.
W. Seelmann-Eggebert, G. Pfennig, H. Münzel, H. Klewe-Nebenius Karlsruher Nuklidkarte, Institut für Radiochemie, Kernforschungszentrum Karlsruhe GmbH, 5. Auflage, Karlsruhe 1981.
Mary Elvira Weeks "Discovery of the Elements" 6. ed., Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania, 1956.

:-) LEF