氙

氙（xiān）（英语：Xenon；旧译氠^[10]、氥^[11]、𣱧^[12]）是一种化学元素，化学符号为Xe，原子序数为54，原子量为7002131293000000000♠131.293 u。氙是一种无色、无味的稀有气体。地球大气层中含有痕量的氙。 ^[13]虽然氙的化学活性很低，但是它仍然能够进行化学反应，例如形成六氟合铂酸氙──首个被合成的稀有气体化合物。^[14][15][16]

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氙 ₅₄Xe

氢（非金属） 氦（稀有气体） 锂（碱金属） 铍（碱土金属） 硼（类金属） 碳（非金属） 氮（非金属） 氧（非金属） 氟（卤素） 氖（稀有气体） 钠（碱金属） 镁（碱土金属） 铝（贫金属） 硅（类金属） 磷（非金属） 硫（非金属） 氯（卤素） 氩（稀有气体） 钾（碱金属） 钙（碱土金属） 钪（过渡金属） 钛（过渡金属） 钒（过渡金属） 铬（过渡金属） 锰（过渡金属） 铁（过渡金属） 钴（过渡金属） 镍（过渡金属） 铜（过渡金属） 锌（过渡金属） 镓（贫金属） 锗（类金属） 砷（类金属） 硒（非金属） 溴（卤素） 氪（稀有气体） 铷（碱金属） 锶（碱土金属） 钇（过渡金属） 锆（过渡金属） 铌（过渡金属） 钼（过渡金属） 锝（过渡金属） 钌（过渡金属） 铑（过渡金属） 钯（过渡金属） 银（过渡金属） 镉（过渡金属） 铟（贫金属） 锡（贫金属） 锑（类金属） 碲（类金属） 碘（卤素） 氙（稀有气体） 铯（碱金属） 钡（碱土金属） 镧（镧系元素） 铈（镧系元素） 镨（镧系元素） 钕（镧系元素） 钷（镧系元素） 钐（镧系元素） 铕（镧系元素） 钆（镧系元素） 铽（镧系元素） 镝（镧系元素） 钬（镧系元素） 铒（镧系元素） 铥（镧系元素） 镱（镧系元素） 镥（镧系元素） 铪（过渡金属） 钽（过渡金属） 钨（过渡金属） 铼（过渡金属） 锇（过渡金属） 铱（过渡金属） 铂（过渡金属） 金（过渡金属） 汞（过渡金属） 铊（贫金属） 铅（贫金属） 铋（贫金属） 钋（贫金属） 砹（类金属） 氡（稀有气体） 钫（碱金属） 镭（碱土金属） 锕（锕系元素） 钍（锕系元素） 镤（锕系元素） 铀（锕系元素） 镎（锕系元素） 钚（锕系元素） 镅（锕系元素） 锔（锕系元素） 锫（锕系元素） 锎（锕系元素） 锿（锕系元素） 镄（锕系元素） 钔（锕系元素） 锘（锕系元素） 铹（锕系元素） 𬬻（过渡金属） 𬭊（过渡金属） 𬭳（过渡金属） 𬭛（过渡金属） 𬭶（过渡金属） 鿏（预测为过渡金属） 𫟼（预测为过渡金属） 𬬭（预测为过渡金属） 鿔（过渡金属） 鿭（预测为贫金属） 𫓧（贫金属） 镆（预测为贫金属） 𫟷（预测为贫金属） 鿬（预测为卤素） 鿫（预测为稀有气体） 氪 ↑ 氙 ↓ 氡 碘 ← 氙 → 铯
外观
无色气体，在高压放电管中呈现紫蓝色
概况
名称·符号·序数	氙（Xenon）·Xe·54
元素类别	稀有气体
族·周期·区	18·5·p
标准原子质量	131.293(6)[1]
电子排布	[Kr] 4d10 5s2 5p6 2, 8, 18, 18, 8 氙的电子层（2, 8, 18, 18, 8）
历史
发现	威廉·拉姆齐和莫里斯·特拉弗斯（1898年）
分离	威廉·拉姆齐和莫里斯·特拉弗斯（1898年）
物理性质
物态	气态
密度	（0 °C, 101.325 kPa） 5.894 g/L
沸点时液体密度	3.057[2] g·cm−3
熔点	（101.325 kPa）161.4 K，-111.7 °C，-169.1 °F
沸点	（101.325 kPa）165.03 K，-108.12 °C，-162.62 °F
三相点	161.405 K（−112 °C），81.6[3] kPa
临界点	289.77 K，5.841 MPa
熔化热	（101.325 kPa）2.27 kJ·mol−1
汽化热	（101.325 kPa）12.64 kJ·mol−1
比热容	5R/2 = 20.786 J·mol−1·K−1
蒸气压 压/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k 温/K 83 92 103 117 137 165
原子性质
氧化态	0, +1, +2, +4, +6, +8 （很少大于0） （氧化物具弱酸性）
电负性	2.6（鲍林标度）
电离能	第一：1170.4 kJ·mol−1 第二：2046.4 kJ·mol−1 第三：3099.4 kJ·mol−1
共价半径	140±9 pm
范德华半径	216 pm
氙的原子谱线
杂项
晶体结构	面心立方
磁序	抗磁性[4]
热导率	5.65×10-3  W·m−1·K−1
声速	（液态）1090 m/s；（气态）169 m·s−1
CAS号	7440-63-3
同位素 查 论 编
主条目：氙的同位素 同位素 丰度 半衰期​（t1/2） 衰变 方式 能量​（MeV） 产物 124Xe 0.095% 1.8×1022 年[7] εε 2.857 124Te 126Xe 0.089% 稳定，带72粒中子 127Xe 人造 36.342 天 ε 0.662 127I 128Xe 1.910% 稳定，带74粒中子 129Xe 26.401% 稳定，带75粒中子 130Xe 4.071% 稳定，带76粒中子 131Xe 21.232% 稳定，带77粒中子 132Xe 26.909% 稳定，带78粒中子 133Xe 人造 5.2474 天 β− 0.427 133Cs 134Xe 10.436% 稳定，带80粒中子 135Xe 人造 9.14 小时 β− 1.169 135Cs 136Xe 8.857% 2.165×1021 年[8][9] β−β− 2.45783[9] 136Ba

自然产生的氙由7种稳定同位素组成。氙还有40多种不稳定的放射性同位素。氙同位素的相对比例对研究太阳系早期历史有重要的作用。^[17]具放射性的氙-135是核反应堆中最重要的中子吸收剂，可通过碘-135发生负β衰变产生。^[18]

氙可用在闪光灯^[19]和弧灯中，^[20]或作全身麻醉药。^[21]最早的准分子激光设计以氙的二聚体分子（Xe₂）作为激光介质，^[22]而早期激光设计亦用氙闪光灯作激光抽运。^[23]氙还可以用来寻找大质量弱相互作用粒子^[24]，或作航天器离子推力器的推进剂。^[25]

历史

英国化学家威廉·拉姆齐和莫里斯·特拉弗斯（Morris Travers）在发现了氪和氖后，于1898年7月12日在蒸发液态空气后的残留物中发现了氙。^[26][27]拉姆齐建议把这一新元素命名为“xenon”，源自希腊语“ξένον”（xenon），即“ξένος”（xenos）的中性单数形，意为外来者、陌生人或异客。^[28][29]1902年，拉姆齐估算氙在地球大气中的含量为2千万分之一。^[30]

1930年代，美国工程师哈罗德·尤金·艾杰顿（Harold Eugene Edgerton）开始为高速摄影研究频闪灯，并发明了氙闪光灯。在氙闪光灯中，电流短暂通过含有氙气的玻璃管，使其发光。到了1934年，艾杰顿已经能够产生1微秒长的闪光。^[19][31][32]

1939年，美国医生阿尔伯特·本克（Albert R. Behnke Jr.）着手研究深海潜水员有“酒醉感”的原因。他在测试对象所呼吸的气体中调整各种气体的比例，并发现潜水员对深度的感觉有所变化。他以此推论，氙气能够用于麻醉。俄罗斯毒理学家尼克拉·拉萨列夫（Nikolay V. Lazarev）曾在1941年研究过氙麻醉药，但直到1946年美国医学家约翰·劳伦斯（John H. Lawrence）才发表了他对老鼠进行的一项实验研究，首次证实了氙作为麻醉药的效用。1951年，美国麻醉师斯图尔特·科林（Stuart C. Cullen）第一次使用氙麻醉药，并成功为两名病人进行了手术。^[33]

氙以及其他稀有气体曾一直被认为是完全惰性的，无法形成化合物。不过，化学家尼尔·巴特莱特（Neil Bartlett）在不列颠哥伦比亚大学任教时，发现六氟化铂（PtF₆）气体是一种强氧化剂，能够氧化氧气（O₂），形成六氟合铂酸氧（O₂⁺[PtF₆]^–）。^[34]因为O₂和氙的第一电离能几乎相同，所以巴特莱特猜想，氙也有可能可以被六氟化铂氧化。1962年3月23日，他将这两种气体混合，产生了第一种稀有气体化合物六氟合铂酸氙。^[35][16]他当时认为该气体产物为Xe⁺[PtF₆]^–，但之后的分析表明该气体很可能是多种氙盐的混合物。^[36][37][38]此后，许多其他的氙化合物也陆续被发现，^[39]而同时被发现的还包括氩、氪和氡等稀有气体的化合物，如氟氩化氢（HArF）、^[40]二氟化氪（KrF₂）^[41][42]及二氟化氡。^[43]到了1971年，已知的氙化合物已经超过了80种。^[44][45]

性质

氙闪光灯（可动图像版）

氙的原子序为54，即每一个氙原子核中共有54颗质子。在标准温度和压力下，纯氙气的密度为5.761 kg/m³，也就是地球地面大气密度（1.217 kg/m³）的4.5倍左右。^[46]当处于液态时，氙的密度可高达3.100 g/mL，最高密度在三相点处达到。^[47]固态氙的密度为3.640 g/cm³，比花岗岩的2.75 g/cm³更高。^[47]当压力超过10亿帕斯卡时，氙会呈金属态。^[48]

在大约140 GPa压力下，固体氙的晶体结构会从面心立方转变为六方密排，并开始呈现金属特性。氙在155 GPa压力以上完全进入金属态。这时候的氙会吸收红光，因此会呈天蓝色。这一特性在金属中较为罕见，原因是氙在金属态下的电子能带宽度较小。^[49][50]

氙的化合价为0，与其他零价元素同属于稀有气体，亦称稀有气体。氙对大部分化学反应都呈惰性（如燃烧反应），因为它有8个价电子。这使外层电子处于最低能量排布，因此非常稳定。^[51]

当电弧通过装有氙气的玻璃管时，氙会被激发而发出蓝至淡紫色光。氙的发射谱线横跨整个可见光谱，^[52]其最强的光谱线位于蓝光部分，所以整体发蓝光。^[53]

存量及生产

氙是地球大气层中的一种微量气体，含量约为10亿分之87±1（nL/L），亦即1150万分之一。^[54]某些天然矿泉也会释放出含有氙的气体。^[55][56]

氙是空气氮氧分离过程的副产品。这一过程一般在双柱式分馏塔中进行，所产生的液氧中会含有少量的氪和氙。再进行更多的分馏步骤之后，液氧中的氪和氙含量可以提高至0.1至0.2%。这些氪和氙可以通过硅胶吸附或蒸馏提取出来，混合物再经蒸馏分离成氪和氙。^[57][58]从大气层中提取一升氙气需要220瓦小时的能量。^[59]1998年，全球氙产量为5千至7千 m³。^[60]由于含量稀少，氙的价格比其他更轻的稀有气体高许多：1999年欧洲的氙气价格为每升10欧元，氪气每升1欧元，氖气每升0.20欧元，^[60]

在太阳系以内，氙元素的核素比例为1.56 × 10⁻⁸，质量丰度为63万分之一。^[61]太阳大气层、地球、小行星及彗星中的氙含量很低。木星大气层含有异常高的氙元素，含量约为太阳的2.6倍。^{[62][注 1]}这一现象的原因不详，但有可能是因为在太阳系形成早期太阳星云温度提升之前，微行星迅速堆积所致。^[63]地球上的氙存量很低，这可能是由于氙和氧在石英中产生共价键，从而减少氙被释入大气层的量。^[64]

与轻稀有气体不同的是，恒星核合成过程无法制造氙元素。所有包括氙在内比铁-56更重的元素经核聚变合成时，会产生净能量损失，因此无法在恒星内部形成。^[65]能够形成氙的自然过程包括：超新星爆炸，^[66]红巨星用尽氢燃料进入渐近巨星分支后的慢中子捕获过程（s-过程），^[67]一般新星爆炸，^[68]以及碘、铀和钚等元素的放射性衰变。 ^[69]

同位素

主条目：氙的同位素

自然形成的氙共由7种稳定同位素组成，在各元素中排第二位。第一位是锡，其稳定同位素共有10个。稳定同位素数量高于7个的元素只有锡。^[70]126Xe和¹³⁴Xe理论上能双重β衰变，但这未经实验证明，因此该同位素仍被认为是稳定的。^[71]除这些稳定同位素之外，氙还有40多种不稳定同位素。其中寿命最长的为¹²⁴Xe，它会进行双电子俘获衰变，半衰期为1.8×10²²年。^[7]129I在β衰变后，会产生¹²⁹Xe同位素。该反应的半衰期为1600万年。另外^131mXe、¹³³Xe、^133mXe和¹³⁵Xe都是²³⁵U和²³⁹Pu的核裂变产物，^[69]因此被用作探测核爆炸的发生。^[72]

氙的其中两种稳定同位素¹²⁹Xe和¹³¹Xe具有非零的固有角动量（自旋，可用于核磁共振）。利用圆极化光和铷气体，氙的核自旋对齐可以超越普通的极化。^[73]如此产生的自旋极化能够超过其最高可能值的50%，远远大于玻尔兹曼分布的平衡值（在室温下通常不超过最高值的0.001%）。这种非平衡态的自旋对齐是短暂的，称为超极化现象。对氙进行超极化的过程叫做光抽运（但不同于激光抽运）。^[74]

由于¹²⁹Xe原子核的自旋为1/2，所以其电四极矩为零，故¹²⁹Xe核在与其他原子撞击时，不会有任何四极相互作用。这使得它的超极化状态能够持续更长的时间，甚至在激光束关闭及碱气体在室温表面冷凝后，仍能保留该状态。¹²⁹Xe的自旋极化在血液中能持续数秒，^[75]在气态下持续数小时，^[76]并在深度冷冻的固态下持续数天。^[77]相比之下，¹³¹Xe的核自旋为3/2，四极矩不为零，其T₁弛豫时间位于毫秒至秒区间内。^[78]

氙的某些同位素，如¹³³Xe和¹³⁵Xe，可在核反应堆中对可以裂变物质进行中子照射产生。^[14]135Xe在核裂变反应堆中具有重要的作用。¹³⁵Xe的热中子截面很高（2.6×10⁶靶恩），^[18]因此可用作中子吸收剂或中子毒物，从而减慢或停止链反应。美国曼哈顿计划中用来产生钚元素的最早期反应堆就用到了氙的这一作用。^[79]135Xe在反应堆中作为中子毒物，对切尔诺贝利核灾有着重要的影响。^[80]反应堆的关闭或功率的降低可以造成¹³⁵Xe的积聚，使反应堆进入所谓的氙中毒状态（又称氙坑、碘坑）。^[81][82]

在不利条件下，高浓度的放射性氙同位素可以从核反应堆中释放出来，来源包括裂变产物从开裂的燃料棒中释出，^[83]或冷却水中的铀进行裂变。^[84]

陨石中的氙同位素比例可以用来研究太阳系的形成和演化。碘氙放射性定年法可以测定核合成至太阳星云中固体物体缩合之间的时间。1960年，物理学家约翰·雷诺（John H. Reynolds）发现某些陨石中的氙-129含量异常高。他推断这是碘-129的衰变产物。这一同位素可经宇宙射线散裂和核裂变缓慢产生，但只有在超新星爆炸中才能大量产生。由于¹²⁹I的半衰期（1600万年）相对宇宙时长来说非常短，因此可推论从超新星爆炸到陨石凝固之间经过的时间很短。一颗超新星在太阳系形成前不久爆炸，产生¹²⁹I同位素之余，可能也导致了前太阳气体云的收缩。^[85][86]

利用类似的方法，其他氙同位素比例也可以用来研究行星分化和气体释放过程，包括¹²⁹Xe/¹³⁰Xe和¹³⁶Xe/¹³⁰Xe。^[17]例如，火星大气层的氙含量与地球相似，约为百万分之0.08，^[87]但其¹²⁹Xe比例比地球和太阳高。这一同位素是由放射性衰变产生的，所以火星很可能在形成后约1亿年以内丧失了大部分的原始大气。^[88][89]美国新墨西哥州二氧化碳井气中所发现的高比例¹²⁹Xe是地球形成不久后经地幔核衰变产生的气体之一。^[69][90]

化合物

另请参见“Category:氙化合物”。

尼尔·巴特莱特在1962年发现氙能够形成化合物之后，许多其他的氙化合物也陆续被发现和研究。几乎所有氙化合物都含有电负性高的氟或者氧。^[91]

卤化物

四氟化氙

XeF₄晶体（1962年）

氙共有三种已知氟化物：二氟化氙（XeF
2）、四氟化氙（XeF
4）及六氟化氙（XeF
6）。理论预测XeF是不稳定的。^[92]它们是合成其它氙化合物的起点。

二氟化氙（XeF
2）是一种固体晶体，在氟与氙混合物经紫外光照射后形成，^[93]（使用一般日光含的紫外光就已足够。）^[94]XeF
2在高温下用NiF
2催化剂长时间加温会产生XeF
6。^[95]XeF
6在NaF中经热裂解后可以形成高纯度XeF
4。^[96]

氙的氟化物都可以作为氟离子受体和予体，形成如XeF+
和Xe
2F+
3等正离子，以及XeF−
5、XeF−
7和XeF2−
8等负离子。XeF
2经氙气还原后，会形成绿色的顺磁性Xe+
2离子。^[91]

XeF
2可以与过渡金属离子形成配合物。已知的配合物超过30种。^[95]

虽然人们对氙的氟化物已有一定的了解，但是对其他的卤化物则几乎一无所知。二氯化氙（XeCl₂）可通过高频照射氙、氟及四氯化硅或四氯化碳的混合物而成，^[97]据称是一种吸热的无色晶体，在80°C以上分解成其组成元素。但是人们未知XeCl
2是确实的化合物，还是由氙原子和Cl
2分子弱结合形成的范德华分子。^[98]理论计算指出，直线型XeCl
2分子比范德华分子较不稳定。^[99]更不稳定的四氯化氙则不能通过化学方法合成，只能通过放射性的129
ICl−
4衰变产生。^[100][101]

氧化物及卤氧化物

氙共有三种已知氧化物：二氧化氙（XeO
2）、三氧化氙（XeO
3）及四氧化氙（XeO
4）。二氧化氙在2011年被发现，配位数为4，^[102]XeO₂是在四氟化氙与水冰反应后形成的。其晶体结构特殊，有可能能够取代硅酸盐矿物中的硅。^[103]科学家利用红外光谱分析在固体氩当中发现了XeOO⁺正离子。^[104]固态三氧化氙和四氧化氙都是爆炸性很强的物质。^[105][106]

氙不会和氧直接进行反应。三氧化氙是经XeF
6的水解反应形成的：^[107]

${\displaystyle {\ce {XeF6 + 3H2O -> XeO3 + 6HF}}}$

XeO
3具弱酸性，会在碱中溶解成含HXeO−
4负离子的不稳定氙酸盐。这些不稳定盐会很快歧化成氙气和含XeO4−
6负离子的高氙酸盐。^[108]

高氙酸钠或高氙酸钡在浓硫酸中会产生浅黄色固态四氧化氙：^[97]

${\displaystyle {\ce {Ba2XeO6 + 2H2SO4 -> 2BaSO4 + 2H2O + XeO4}}}$

氙有多个已知的氟氧化物，包括二氟一氧化氙（XeOF
2）、四氟一氧化氙（XeOF
4）、二氟二氧化氙（XeO
2F
2）及二氟三氧化氙（XeO
3F
2）。二氟化氧（OF
2）与氙气在低温下反应会形成XeOF
2；XeF
4的部分水解也可产生XeOF
2。它在−20℃以上会歧化成XeF
2和XeO
2F
2。^[109]XeF
6的部分水解会产生XeOF
4^[110]；XeF
6与高氙酸钠（Na
4XeO
6）反应后也可形成XeOF
4。第二种反应会同时产生少量的XeO
3F
2。XeOF
4与CsF反应后会形成XeOF−
5负离子，^[109][111]而XeOF₃会和KF、RbF和CsF反应形成XeOF−
4负离子。^[112]

氙的氟化物都与水发生反应，XeF₂在水中的溶解度为0.15 mol/L(273K)，能将水氧化。

${\displaystyle {\ce {2XeF2 + 2H2O = 2Xe + 4HF + O2}}}$

XeF₄与水的反应中，一半用于氧化水，另外一半发生了歧化反应。总反应为:

${\displaystyle {\ce {6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4Xe + 3O2 + 24HF}}}$

XeF₆有强氧化性，但由于生成的XeO₃在水中溶解且稳定，XeF₆在水中只发生水解反应。

${\displaystyle {\ce {XeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF}}}$

${\displaystyle {\ce {XeOF4 + 2H2O = XeO3 + 4HF}}}$

其他化合物

氙可以与电负性比氟和氧低的元素形成化合物，特别是碳元素。^[113]要使这些化合物稳定，必须使用吸电子基团，如经氟取代形成的基团。^[108]已知的含碳化合物包括：^[109][114]

• C
  6F
  5–Xe+
  –N≡C–CH
  3，其中的C₆F₅是五氟苯基。
• [C
  6F
  5]
  2Xe
• C
  6F
  5–Xe–X，X可以是CN、F或Cl。
• R–C≡C–Xe+
  ，R可以是C
  2F−
  5或叔丁基。
• C
  6F
  5–XeF+
  2
• (C
  6F
  5Xe)
  2Cl+
  

其他含有电负性较低的氙化合物包括F–Xe–N(SO
2F)
2和F–Xe–BF
2。F–Xe–BF
2可以从四氟硼酸二氧O
2BF
4在−100℃温度下合成。^[109][115]

四氙合金(II)离子（AuXe2+
4）非常特殊，它含有氙﹣金键。^[116]氙和金都是极不活跃的元素，成键时以氙作为过渡金属配位体。之一离子出现在AuXe
4(Sb
2F
11)
2当中。

Xe
2Sb
2F
11含有氙﹣氙键，这是两个元素间已知最长的键（308.71 pm = 3.0871 Å）。^[117]

1995年，芬兰赫尔辛基大学的马尔库·拉萨宁（Markku Räsänen）等人宣布成功合成HXeH，并其后宣布合成HXeOH、HXeCCH以及其他氙化合物分子。^[118]2008年，利奥尼德·赫里亚切夫（Leonid Khriachtchev）等人宣布，他们在低温氙基体内对水进行光解后合成了HXeOXeH。^[119]他们也合成了含氘的分子，如HXeOD和DXeOH。^[120]

包合物及准分子

除了可以在化合物中形成化学键之外，氙原子还能嵌在另一种化合物的晶体结构当中，形成包合物。这包括水合氙（Xe·5.75 H₂O），其中氙原子位于水分子形成的晶体结构空隙中。^[121]这种包合物的熔点为24℃。^[122]科学家也改用氘合成了该包合物。^[123]这类水合包合物可以在高压条件下自然形成，例如南极洲冰盖下的沃斯托克湖。^[124]包合物的形成可以用在分馏过程中，以分离氙、氩和氪。^[125]

氙还可以形成内嵌富勒烯化合物，即内嵌氙原子的富勒烯分子。富勒烯里面的氙原子可以通过¹²⁹Xe核磁共振光谱分析来观测。科学家可利用这种方法分析富勒烯分子的化学反应，因为其中的氙原子对周围环境十分敏感，并进行化学位移。然而，氙原子也会对富勒烯的化学活性产生影响。^[126]

当氙原子处于基态的时候，会互相排斥，无法成键。但当它们受到激发后，就能够形成准分子（激发态二聚体），直到电子回到基态。氙原子一般会填满其最外电子层，邻近的氙原子就可以为其提供电子。氙准分子的一般存留时长为1至5纳秒，其衰变会释放波长约为150和173纳米的光子。^[127][128]氙还能与其他元素结合成准分子，例如溴、氯及氟。^[129]

应用

照明及光学

气体放电灯

氙可用于发光，应用包括：用于摄影的氙闪光灯，^[19]激发激光媒介以产生相干光，以及^[130]杀菌灯等。^[131]1960年发明的首个固态激光器^[23]及推动惯性约束聚变的激光器都用到了氙闪光灯作激光抽运。^[132]

氙短弧灯

氙光照射下的亚特兰提斯号太空航天飞机

氙气放电管

氙弧灯能够连续发光，其色温近似于正午的日光，因此被用于模拟阳光。1940年氙弧灯进入市场后，开始淘汰寿命较短的碳弧灯作为电影放映机的光源。^[20]这种光源被用在一般35毫米胶片、IMAX和新型数码投影机的电影投影、高强度气体放电灯车头灯、高端军用电筒以及其他专业用途。这种弧灯能发出短波长紫外线，以及可被用于夜视镜的近红外线。

等离子显示器中的发光体装有氙和氖，并经电极转化成等离子状态。该等离子体与电极之间的作用会产生紫外光，从而激发显示器前部的磷质涂层，发出可见光。^[133][134]

氙也被用于启动高压钠灯。氙的热导率和电离能是所有非放射性稀有气体中最低的。其化学惰性能避免对化学反应的干预；低热导率可降低灯在运作时的热能损失；低电离能则使氙在非高温状态下的击穿电压相对较低，令灯更容易启动。^[135]

激光

1962年，贝尔实验室研究人员发现了氙的激光作用，^[136]又接着发现在激光介质中加入氦能够提升激光增益。^[137][138]首个准分子激光使用电子来激发氙的二聚体（Xe₂），以产生波长为176纳米的紫外光，该过程称为受激发射。^[22]氯化氙和氟化氙准分子也可用于激光器中。^[139]例如，皮肤病学就用到氯化氙准分子激光。^[140]

医学

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麻醉

氙是一种全身麻醉剂。氙较为昂贵，但由于回收循环技术的提升和成本的降低，使用氙的麻醉机将在不久后进入欧洲市场。^[59][141]

氙会和多种不同受体和离子通道相互作用。根据理论，这种多模态吸入性麻醉剂很可能具互补性。氙是一种具高亲和力的甘氨酸结合部位NMDA受体拮抗剂。^[142]不过，与其他的NMDA受体拮抗剂不同的是，氙不具神经毒性，且能够抑制氯胺酮和一氧化二氮的神经毒性。^[143][144]氙不会像氯胺酮和一氧化二氮一样刺激伏隔核释放多巴胺。^[145]

氙是血清素5-HT3的竞争性抑制剂。这并不产生麻醉或镇痛的效果，但可以减少麻醉剂相关的恶心和呕吐感。^[146]

氙在40岁人体内的最小肺泡浓度为72%，所以麻醉效果比N₂O强44%。^[147]因此相对氧气的使用浓度无需太高，有助避免缺氧。另外与一氧化二氮不同的是，氙不是温室气体，所以较为环保。^[148]

成像

放射性同位素¹³³Xe的伽马射线可用来对心、肺和脑进行成像，例如单光子发射电脑摄影。¹³³Xe也被用于测量血流。^{[149][150][151]}

氙是一种很好的磁共振成像（MRI）造影剂。氙气可以用来对多孔组织的空间和肺泡进行成像。超极化的¹²⁹Xe同位素在磁共振成像仪中更易检测，所以被用于研究包括肺在内的各种器官，例如肺内气体的流动。^[152][153]氙可溶于水，又可溶于疏水性溶剂，这有助于对软组织进行成像。^{[154][155][156]}

核磁共振波谱法

由于氙拥有较大、较敏感的外电子层，所以其核磁共振光谱会对氙原子周围的化学条件有相应的变化。例如，溶于水、疏水性溶剂和某些蛋白质的氙可通过核磁共振波谱法区分开来。^[157][158]

氙也应用在表面科学中。核磁共振一般很难检测样本的表面，因为表面底下的大量原子核会完全盖过有用的信号。超极化的氙气能够将自身的自旋只传递到固体表面，使表面所发出的信号可以与样本内部的信号区分开来。^[159][160]

其他

原子核物理学的气泡室可以使用氙。^[161]氙也可用于任何需要高分子（原子）质量、低反应性物质的用途。核武器试验所产生的副产品中有具放射性的氙-133和氙-135。通过测量这些同位素，人们可以判断是否有国家进行核试验，^[162]其中包括朝鲜。^[163]

正在美国国家航空航天局喷射推进实验室进行测试的氙离子发动机。

科学家利用液态氙热量计^[164]来测量伽马射线，并用液态氙寻找大质量弱相互作用粒子（WIMP）。理论预测，当WIMP撞击氙原子核，会移除一颗电子，产生闪烁。如果使用氙，这一闪烁可以轻易地从其他由宇宙射线所造成的能量爆发分辨开来。^[24]不过，意大利大萨索国家实验室（Laboratori Nazionali del Gran Sasso）的“XENON”实验以及英国伯比地底实验室（Boulby Underground Laboratory）的ZEPLIN-II和ZEPLIN-III实验都还没有找到证实WIMP存在的证据。虽然没有发现WIMP，但这些实验有助于缩小暗物质的可能属性范围，以及改进相关的物理模型。^[165][166]

氙的电离能很低，是一种很好的航天器离子推力器推进剂。氙在室温下能够以液态储存，在推力器运作时可轻易转化为气体。由于氙的化学惰性，它不会对环境造成破坏，或像汞或铯等其他燃料一样侵蚀离子推进器。1970年代，某些人造卫星开始使用氙离子推进器。^[167]美国的深空一号和曙光号探测器以及欧洲的SMART-1飞行器都用到了氙离子推进器。^[25][168]

高氙酸盐可在分析化学中用作氧化剂。二氟化氙是一种硅的腐蚀剂，应用在微机电系统中。^[169]二氟化氙与尿嘧啶反应后，会产生抗癌药物5-氟尿嘧啶。^[170]氙在X射线晶体学中可用来研究蛋白质的结构和功用。氙气在压力为0.5至5 MPa（5至50 atm）的时候，其原子会结合到蛋白质晶体的疏水性孔穴中。这一产物含有更高质量的原子，但不改变原先的晶体结构，因此可被用于解相位问题。^[171][172]

安全

许多含氧的氙化合物都是具有毒性的强氧化剂。同时因为很容易分解成氙元素和氧分子（O₂），这些化合物还具有爆炸性。^[173]

氙气在标准温度和压力下可以安全地存放在一般的玻璃或金属容器中。由于氙可溶于大部分塑料和橡胶，因此会从这些材料的容器中慢慢逃逸出去。^[174]氙本身并不具毒性，但它可溶于血，并且可以穿透血脑屏障。氙与氧气混合后吸入，可以达到手术麻醉剂的效果。^[173]

氙气中的音速为每秒169米，比空气中的音速低。^{[注 2]}这是由于氙原子较氧和氮分子重，因此平均速度较低。当声道中充满氙气时，共振频率会降低。因此吸入氙气后说话的音色会比正常低沉，与吸入氦气后音色提高的现象相反。氙的麻醉效果比一氧化二氮强，而过量吸入氙气也会造成窒息。因此，许多大学在进行有关气体改变音色的化学演示时，已不再使用氙气，而改用分子量相近的六氟化硫气体。虽然过量吸入六氟化硫仍会造成窒息，但是它不具麻醉效果。^[176]

如果氙气与氧气混合，而氧气含量至少有20%，那人体是可以安全吸入的。80%氙气和20%氧气的混合气体会迅速使人失去意识，因此在医学手术中被用作全身麻醉剂。呼吸作用会有效地混合不同密度的气体，所以较重的氙气并不会积聚在肺的底部，而是会和其他气体一起呼出。^[177]然而如果大量氙气在密闭空间中泄漏出来，会在底部积聚。由于氙无色、无味，所以当人员进入该空间时，很可能会不经意地吸入大量的氙气。一般的氙气储存量并不足以导致这种情况的发生，但在任何缺乏通风的空间中存放氙都具有以上的潜在危险。^[178]

备注

1. 计算所用的太阳系平均原子质量为1.29 amu。
2. 在0℃，107 KPa条件下，氙气的音速为169.44 m/s，空气的音速为344 m/s。^[175]

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外部链接

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• EnvironmentalChemistry.com —— 氙（英文）
• 元素氙在The Periodic Table of Videos（诺丁汉大学）的介绍（英文）
• 元素氙在Peter van der Krogt elements site的介绍（英文）
• WebElements.com – 氙（英文）
• USGS Periodic Table – Xenon （页面存档备份，存于互联网档案馆）
• Xenon as an anesthetic （页面存档备份，存于互联网档案馆）
• Sir William Ramsay's Nobel-Prize lecture (1904) （页面存档备份，存于互联网档案馆）