7440-63-3

Xénon

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Xe
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Xe
Rn
Table complèteTable étendue
Informations générales
Nom, Symbole, Numéro Xénon, Xe, 54
Série chimique Gaz rare
Groupe, Période, Bloc 18 (VIIIA), 5, p
Masse volumique 5,9 kg/m3
Couleur aucune
N° CAS 7440-63-3
N° EINECS 231-172-7
Propriétés atomiques
Masse atomique 131,293 u
Rayon atomique (calc)  ? (108) pm
Rayon de covalence 130 pm
Rayon de van der Waals 216 pm
Configuration électronique [Kr] 4d10 5s2 5p6
Électrons par niveau d'énergie 2, 8, 18, 18, 8
État(s) d'oxydation 0
Oxyde inconnu
Structure cristalline Cubique face centrée
Propriétés physiques
État ordinaire Gaz
Température de fusion -111,7 °C ; 161,4 K
Température d'ébullition -108 °C ; 165,1 K
Énergie de fusion 2,297 kJ/mol
Énergie de vaporisation 12,636 kJ/mol
Température critique  K
Pression critique  Pa
Volume molaire 22,263 99×10-3 m3/mol
Pression de vapeur (Non précisée)
Vitesse du son 1090 m/s à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,6
Chaleur massique 158 J/(kg·K)
Conductivité électrique  ? S/m
Conductivité thermique 5,69×10-3 W/(m·K)
1e Énergie d'ionisation 1170,4 kJ/mol
2e Énergie d'ionisation 2046,4 kJ/mol
3e Énergie d'ionisation 3099,4 kJ/mol
4e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation4}}} kJ/mol
5e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation5}}} kJ/mol
6e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation6}}} kJ/mol
7e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation7}}} kJ/mol
8e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation8}}} kJ/mol
9e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation9}}} kJ/mol
10e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation10}}} kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD
MeV
124Xe 0,1 % 110×1015 a ? 124Te
126Xe 0,09 % stable avec 72 neutrons
127Xe {syn.} 36,4 d ε 0,662 127I
128Xe 1,91 % stable avec 74 neutrons
129Xe 26,4 % stable avec 75 neutrons
130Xe 4,1 % stable avec 76 neutrons
131Xe 21,29 % stable avec 77 neutrons
132Xe 26,9 % stable avec 78 neutrons
133Xe {syn.} 5,243 d β- 0,427 133Cs
134Xe 10,4 % stable avec 80 neutrons
136Xe 8,9 % 2,36×1021 a β- ? 136Ba
Précautions
NFPA 704
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
XeTube.jpg

Le xénon est un élément chimique, de symbole Xe et de numéro atomique 54. Le xénon est un gaz noble, inodore et incolore. Dans une lampe à décharge, il émet une lumière bleue.

Si l'on excepte l'hélium et certains de ses isotopes, le xénon est le plus rare et le plus cher des gaz nobles.

Étymologiquement, le nom de « xénon » dérive du mot grec ξένος (xenos), se traduisant par « étranger ». Ce nom vient du fait que le xénon a été découvert sous forme de « gaz inconnu, étranger » dans le krypton lors des identifications successives des gaz rares (argon, krypton, xénon) à la fin du XIXe siècle.

Le xénon a été découvert en 1898 par William Ramsay et par Morris William Travers par analyse spectrale de « résidus » de l'air dont on avait éliminé l'oxygène et l'azote.

On prépare le xénon par distillation fractionnée de l'air liquide.

Sommaire

Histoire

Le xénon a été découvert par les chimistes britanniques William Ramsay et Morris Travers le 12 juillet 1898, peu après leur découverte du krypton et du néon. Ils l'ont trouvé dans un résidu issu de l'évaporation sélective des différents éléments composant l'air liquide[1],[2]. C'est Ramsay qui proposa de baptiser ce nouveau gaz xénon, du grec ξένον [xenon], la forme singulier neutre de ξένος [xenos], signifiant « étranger » ou « invité »[3],[4]. En 1902, Ramsay estimait que l'atmosphère terrestre devait contenir 1 part pour 20 millions de xénon[5].

stroboscope avec tube au xénon.

Au cours des années 1930, l'ingénieur Harold Edgerton commença à s'intéresser à la lumière stroboscopique pour des applications en photographie à grande vitesse. Cette étude le conduisit à l'invention d'un stroboscope au xénon, au sein duquel la lumière était générée par une décharge de courant très brève dans un tube rempli de xénon. En 1934, Edgerton était capable de générer des flashs d'une microseconde de durée grâce à cette technique[6].

En 1939, Albert R. Behnke Jr étudia les causes de l'ivresse des profondeurs chez les plongeurs en eaux profondes, amenés à respirer un air bien plus dense et à bien plus haute pression que l'air ambiant. En testant l'effet de changement de compositions de l'air contenu dans les bouteilles, il réalisa que l'organisme humain réagissait différemment selon la composition chimique du gaz inspiré à haute pression. Il en conclut que le xénon pourrait être utilisé en anesthésie. Bien qu'il semble que le Russe Lazharev ait étudié l'utilisation du xénon en anesthésie en 1941, les premiers travaux publiés confirmant l'effet du xénon datent de 1946 et concernent les expérimentations de J. H. Lawrence sur des souris. La première utilisation du xénon comme anesthésiant en chirurgie date de 1951, avec l'opération de deux patients par Stuart C. Cullen[7].

En 1960, le physicien John Reynolds découvrit que certaines météorites contenaient un taux anormalement élevé de l'isotope 129 du xénon. Il supposa que l'excès de cet isotope provenait du produit de désintégration de l'iode 129. Cet isotope est produit lentement dans le milieu interstellaire par des réactions de spallation dues aux rayons cosmiques et à des réactions de fission nucléaire, mais n'est produit en quantité notable que dans l'explosion de supernovas. La demi-vie de l'iode 129 étant relativement courte à l'échelle cosmologique (16 millions d'années seulement), cela démontrait que peu de temps s'était écoulé entre la supernova et le moment où la météorite s'était solidifiée en piégeant l'iode 129. Ces deux évènements (supernova et solidification du nuage gaz) étaient supposés avoir eu lieu durant les premiers temps de l'histoire du système solaire, l'iode 129 ayant vraisemblablement été généré avant — quoique peu de temps avant — la formation du système solaire[8],[9].

Le xénon et les autres gaz nobles ont été longtemps considérés comme complètement inertes chimiquement et n'entrant pas en jeu dans la formation de composés chimiques. Cependant, alors qu'il enseignait à l'Université de la Colombie-Britannique, Neil Bartlett découvrit que l'hexafluorure de platine (PtF6) est un agent oxydant très puissant, capable d'oxyder le dioxygène (O2) pour former de l'hexafluoroplatinate de dioxygényl (O2+[PtF6]-)[10]. Le dioxygène et le xénon possédant des énergies de première ionisation presque identiques, Bartlett prit conscience que l'hexafluorure de platine pourrait peut-être également oxyder le xénon. Le 23 mars 1962, il mélangea ces deux gaz et produisit le premier composé chimique contenant un gaz noble, l'hexafluoroplatinate de xénon[11],[12]. Bartlett pensa que sa composition était Xe+[PtF6]-, mais des travaux postérieurs montrèrent qu'il avait sans doute fabriqué un mélange de plusieurs sels de xénon[13],[14],[15]. Depuis lors, de nombreux autres composés du xénon ont été découverts[16], et quelques composés contenant d'autres gaz nobles (argon, krypton et radon) ont été identifiés, incluant notamment l'hydrofluorure d'argon[17], le difluorure de krypton[18],[19] ou le fluorure de radon[20].

Abondance sur Terre et dans l'Univers

Le xénon existe à l'état de traces dans l'atmosphère terrestre avec une concentration de 0,087±0,001 partie par million[21].

Le xénon est relativement rare dans le Soleil, sur Terre, dans les astéroïdes ou les comètes.
L'atmosphère de Mars présente une abondance de xénon similaire à celle de la Terre, soit 0,08 ppm[22]. En revanche, la proportion de xénon 129 (par rapport au xénon total) sur Mars est plus élevée que celle observée sur Terre ou dans le Soleil. Cet isotope étant produit par la désintégration d'éléments radioactifs, ceci indique que Mars pourrait avoir perdu la majeure partie de son atmosphère primitive, peut-être dans les premiers 100 millions d'années qui ont suivi sa formation[23]' [24].
À l'inverse, l'atmosphère de Jupiter présente une concentration de xénon inhabituellement élevée, environ 2,6 fois plus élevée que celle du Soleil[25]. Cette concentration élevée demeure inexpliquée et pourrait être liée à une formation rapide et précoce de planétésimaux avant que le disque protoplanétaire ne commence à chauffer (sinon le xénon n'aurait pas été piégé dans les glaces des planétésimaux[26]). Au sein du système solaire dans son ensemble, la part du xénon (en tenant compte de tous ses isotopes) est de 1,56×10-8, soit une concentration massique de 1 pour 64 millions[27].

La faible concentration de xénon sur Terre pourrait s'expliquer par la possibilité de liaisons covalentes xénon-oxygène dans le quartz (surtout à haute pressions), ce qui tendrait à diminuer la présence de xénon gazeux dans l'atmosphère[28].

Contrairement aux autres gaz nobles de masse plus faible, le xénon et le krypton ne sont pas formés par nucléosynthèse stellaire au sein des étoiles. En effet, le coût énergétique de production d'éléments plus lourd que le nickel 56 par fusion est trop élevé[29]. De ce fait, un grand nombre des isotopes du xénon est formé au cours de l'explosion de supernovae[30].

Production industrielle

Industriellement, le xénon est un sous-produit de la séparation de l'air en oxygène et azote. À la suite de cette séparation, généralement effectuée par distillation fractionnée avec une double colonne, l'oxygène liquide obtenu contient une petite quantité de xénon et de krypton. En effectuant des étapes de distillation fractionnée supplémentaires, il peut être enrichi jusqu'à contenir une concentration cumulée de 0,1 à 0,2 % de krypton et xénon, mélange de gaz nobles extrait par adsorption sur un gel de silice ou par distillation. Ce mélange est ensuite séparé en xénon et krypton par distillation[31]' [32]. L'extraction d'un litre de xénon de l'atmosphère nécessite une énergie de 220 watt-heure[33]. En 1998, la production mondiale de xénon était de 5 000 à 7 000 m3 ([34]). Du fait de sa faible concentration sur terre, le xénon est beaucoup plus cher que les autres gaz nobles plus légers. En 1999, le prix d'achat pour de faibles quantités était d'environ 10 €/L, contre 1 €/L pour du krypton et 0,20 €/L pour du néon[34]. Ces prix restent très modestes par rapport au cours de l'hélium 3.

Propriétés

Raies spectrales du xénon, de l'ultraviolet à l'infrarouge.

Un atome de xénon est un atome dont le noyau compte 54 protons.

Dans les conditions normales de température et de pression, c'est un gaz de masse volumique 5,761 kg/m3 [35].
À l'état liquide, sa masse volumique peut atteindre 3,100 g/cm3, le maximum étant atteint au point triple[36].
Dans les mêmes conditions, sa masse volumique à l'état solide est de 3,640 g/cm3 [36].
Sous plusieurs gigapascals de pression, le xénon présente un état métallique[37].

Le xénon fait partie de la famille des gaz nobles. Sa couche de valence étant totalement pleine, il est inerte vis-à-vis de la plupart des réactions chimiques[38].
Il peut toutefois être oxydé par des oxydants très puissants, et de nombreux composés du xénon ont pu être synthétisés.

Lorsque du xénon placé dans un tube est excité par des décharges électriques, il émet une lueur bleue ou lavande. Ses raies d'émissions couvrent le domaine visible[39], mais les raies les plus intenses se situent dans le bleu, ce qui explique cette coloration[40].

Isotopes

Dans la nature, on peut trouver 9 isotopes stables (ou quasi-stables) du xénon. Seul l'étain possède un plus grand nombre d'isotopes stables (10), l'étain et le xénon étant les deux seuls éléments à posséder plus de 7 isotopes stables[41]. Les isotopes 124Xe, 134Xe et 136Xe devraient (théoriquement) subir une double désintégration β[réf. souhaitée] ; mais celle-ci n'a jamais été observée[42]' [43].
L'isotope 124 subi une double capture électronique avec une demi-vie de 110×1015 ans ; l'isotope 136 subit quant à lui, une désintégration β- d'une demi-vie de 2,36×1021 ; et l'isotope 134 est toujours considéré comme stable, sa demi-vie doit dépasser 1022 ans !

En plus de ces 9 isotopes, plus de 40 isotopes instables ont été étudiés.
Le 129Xe est produit par désintégration β- de l'iode 129, qui possède une demi-vie de 16 millions d'années. Comme ce dernier, les isotopes 131mXe, 133Xe, 133mXe et 135Xe font partie des produits de fission de l'uranium 235 et du plutonium 239[44]' [45], et peuvent donc servir d'indicateurs d'explosion nucléaire d'origine humaine.

Les divers isotopes du xénon sont initialement produits par les supernovas, mais aussi par les géantes rouges[46], et la décroissance radioactive (ultérieure) d'éléments comme l'iode, ainsi que les produits de fission de l'uranium[44].

L'isotope 135 dans l'industrie nucléaire

Le xénon 135, artificiel, est un élément jouant un rôle important dans les réacteurs de fission nucléaire. 135Xe possède une section efficace d'absorption très importante pour les neutrons thermiques, 2,6×106 barns[47], et agit donc comme absorbeur de neutrons ou comme poison pouvant ralentir ou stopper la réaction en chaîne. Cet effet a été découvert dans les tous premiers réacteurs nucléaires construit par le Projet Manhattan pour produire du plutonium. Heureusement pour eux, les ingénieurs ayant dimensionné le réacteur avaient prévu de la marge pour augmenter sa réactivité (nombre de neutrons par fission qui eux-mêmes induisent la fission d'autres atomes du combustible nucléaire)[48].
L'empoisonnement du réacteur par le 135Xe joua un rôle important dans la catastrophe de Tchernobyl[49].

Autres isotopes indicateurs, et méthodes de datation

Dans des conditions défavorables, des concentrations relativement élevées d'isotopes radioactifs du xénon peuvent émaner de réacteurs nucléaires du fait de la libération de produits de fission par des barreaux de combustible endommagés[50], ou en cas de fuite d'eau du circuit primaire de refroidissement[51].

Certains isotopes du xénon peuvent servir d'indicateurs : le rapport de concentration d'isotopes dans des météorites constitue par exemple un outil puissant pour étudier la formation du système solaire. La méthode de datation iode-xénon permet d'étudier des temps situés entre la nucléosynthèse et la condensation d'objets solides du disque protoplanétaire. Des rapports tels que 129Xe/130Xe ou 136Xe/130Xe sont également des outils puissants pour étudier la genèse de la Terre[52]. Par exemple, l'excès de 129Xe trouvé dans les gisements de dioxyde de carbone du Nouveau Mexique pourrait avoir pour origine la désintégration de gaz du manteau terrestre peu après la formation de la Terre[53]' [44].

Composés

Pendant longtemps, la principale qualité du xénon a été son inactivité chimique. Mais du fait de la massivité de son noyau et, par conséquent, de l'éloignement relatif de sa couche la plus externe d'électrons, cette dernière est théoriquement plus facile à dissocier que pour les autres gaz nobles. Cela permet de créer des liaisons avec d'autres atomes, condition à la réalisation de molécules.

La première molécule synthétisée a été l'hexafluoroplatinate de xénon préparé par Neil Bartlett en 1962, à la suite de quoi de nombreux autres composés ont pu être préparés, tels le difluorure de xénon XeF2, le tétrafluorure de xénon XeF4, l'hexafluorure de xénon XeF6, le perxénate de sodium Na4XeO6*8H2O, un oxydant puissant, le trioxyde de xénon XeO3, explosif, ainsi que le tétraoxyde de xénon XeO4. La plupart des plus de 80 composés du xénon connus à l'heure actuelle[54]' [55] contiennent du fluor ou de l'oxygène, tels que l'oxytétrafluorure de xénon XeOF4 ou le dioxydifluorure de xénon XeO2F2. Lorsque d'autres atomes sont liés au xénon (notamment de l'hydrogène ou du carbone), ils font souvent partie d'une molécule contenant du fluor ou de l'oxygène[56]. Quelques composés du xénon sont colorés, mais la plupart sont incolores[54].

En 1995, un groupe de chercheurs de l'Université d'Helsinki ont annoncé la synthèse de dihydrure de xénon (XeH2), et plus tard d'hydroxy-hydrure de xénon (HXeOH), d'hydroxénoacétylène (HXeCCH) et d'autres molécules organiques contenant du xénon[57]' [58]. D'autres composés ont également été synthétisés dont HXeOXeH, ainsi que des molécules deutérées[59].

En plus de composés dans lesquels le xénon participe à des liaisons chimiques, il peut former des clathrates dans lesquels les atomes de xénon sont piégés dans un réseau cristallin formé par d'autres éléments. C'est le cas par exemple dans l'hydrate de xénon de formule Xe*5,75H2O, dans lequel des atomes de xénon sont piégés dans réseau cristallin formé par les molécules d'eau[60], ainsi que son analogue deutéré Xe*5,75D2O ([61]). Ces clathrates peuvent se former naturellement sous hautes pressions, comme dans le Lac Vostok situé sous la glace de l'antarctique[62]. La formation de clathrates peut être utilisée pour séparer le xénon, l'argon et le krypton par distillation fractionnée[63]. L'atome de xénon peut également être piégé à l'intérieur de fullerènes. L'atome piégé peut être observé par RMN du 129Xe. Cette technique permet alors d'étudier les réactions chimiques mettant en jeu le fullerène, du fait de la grande sensibilité du déplacement chimique du xénon à son environnement. Cependant, l'atome de xénon influence lui-même la réactivité du fullerène[64].

Lorsque les atomes de xénon sont dans leur état d'énergie fondamental, ils se repoussent les uns les autres et ne peuvent former de liaisons. Cependant avec un apport d'énergie, ils peuvent former un dimère dans un état excité (excimère) jusqu'à ce que les électrons se désexcitent et retrouvent l'état fondamental. Le dimère peut se former parce que les atomes de xénon cherchent à remplir leur couche électronique périphérique et peuvent le faire de manière transitoire par « capture » de l'un des électrons de l'atome de xénon voisin. La durée de vie typique d'un excimère de xénon est de 1 à 5 nanosecondes, et la désexcitation se fait par émission de photons de longueurs d'onde voisines de 150 et 173 nanomètres[65]' [66]. Une troisième émission plus problématique quant à son origine, est le troisième continuum[67]. Il semblerait que son origine soit un ion moléculaire Xe2+ ([68]).

Le xénon peut également former des dimères avec d'autres éléments dont le brome, le chlore et le fluor[69]. Cela s'explique par le fait que le xénon excité a une structure électronique analogue à celle des métaux alcalins. Il est donc logique qu'il réagisse avec les halogènes. Ces molécules ont des applications dans le domaine des lasers : citons XeCl, KrF...

Enfin, on doit noter le très remarquable cation tétraxénon-or (II) AuXe42+ caractérisé dans le complexe [AuXe42+](Sb2F11)2[70].

Article connexe : Chimie des gaz nobles.

Utilisations

Bien que le xénon soit peu abondant et relativement cher à extraire de l'atmosphère terrestre, il intervient dans de nombreuses applications.

Optique

Lampes à décharge

Le xénon est utilisé dans des dispositifs d'émission de lumière sous forme de flash lumineux, utilisés dans les flash photographiques ou les stroboscopes[6]. Il est également utilisé dans les lasers pour exciter le milieu amplificateur qui génère ensuite le faisceau cohérent[71]. Le premier laser solide fabriqué en 1960 était pompé par une lampe au xénon[72], et les lasers utilisés pour la fusion nucléaire sont également pompés par des lampes au xénon[73].

Lampe à décharge au xénon.

Les lampes à décharge au xénon ont une température de couleur proche de celle du soleil à midi et sont utilisées pour simuler le Soleil dans des bancs solaires (la couleur de ces lampes est proche de celle d'un corps noir à une température proche de celle du Soleil). Après leur introduction dans les années 1940, ces lampes ont commencé à remplacer, dans les projecteurs de cinéma, les lampes à arc au carbone dont la durée de vie était courte[74]. Elles sont employées de manière standard dans les systèmes de projection 35 mm ou IMAX, ainsi que pour d'autres applications spécialisées. Ces lampes à arc au xénon constituent une excellente source de rayonnement ultraviolet de courte longueur d'onde, et présentent également une grande intensité d'émission dans le proche infrarouge qui est utilisé dans certains équipements de vision nocturne.

Les lampes au xénon sont utilisées depuis peu pour les phares d'automobile. Ce sont des lampes à décharge qui donnent un éclairage puissant avec une lumière très blanche légèrement bleutée. Ce type de phares reste très onéreux, car ils nécessitent une alimentation haute tension et un système d'asservissement en azimut pour éviter l'éblouissement des conducteurs venant en sens inverse.

Les cellules dans les écrans plasma utilisent un mélange de xénon et de néon, ionisé sous forme de plasma par des électrodes. L'interaction de ce plasma et des électrodes génère un rayonnement ultraviolet, qui lui-même excite le revêtement contenant du phosphore qui constitue le côté visible du système d'affichage[75]' [76].

Le xénon est utilisé comme « gaz de démarrage » dans les lampes à vapeur de sodium haute pression. En effet, de tous les gaz rares non radioactifs, c'est celui qui possède la conductivité thermique et le potentiel de première ionisation les plus faibles. Étant inerte, il n'interfère par avec les réactions chimiques qui ont lieu au cours du fonctionnement de la lampe. Sa faible conductivité thermique permet de minimiser les pertes thermiques en cours de fonctionnement, et son faible potentiel d'ionisation permet d'avoir une tension de claquage relativement basse pour le gaz à froid, ce qui permet de mettre en fonctionnement la lampe plus facilement[77].

Lasers

En 1962, un groupe de chercheurs des laboratoires Bell a découvert un effet laser dans le xénon[78], et a découvert par la suite que le gain d'amplification du laser était augmenté en ajoutant de l'hélium au milieu actif[79]' [80]. Le premier laser à excimères utilisait un dimère (Xe2) excité par un faisceau d'électrons, et produisait une émission stimulée dans l'ultraviolet à une longueur d'onde de 176 nm ([81]). Le chlorure de xénon et le fluorure de xénon ont également été utilisés dans des lasers à excimères (ou plus précisément à exciplexes)[82]. Le laser à excimères de chlorure de xénon a été utilisé par exemple pour des applications en dermatologie[83]. Le fluorure de xénon permet une émission à 354 nm, le chlorure de xénon à 308 nm et le bromure de xénon à 282 nm, tandis que le laser à fluorure de krypton émet à 248 nm dans le proche ultraviolet.

Médecine

Dans le domaine de la médecine, le xénon peut être utilisé en anesthésie, mais il intervient également dans des dispositifs d'imagerie médicale.

Anesthésie

Malgré son prix, le xénon peut être utilisé en anesthésie générale[84]. Début 2008, seuls 2 hôpitaux étaient équipés en France[85]' [86] (CHU de Nîmes et Bordeaux) pour utilisation en anesthésie générale inhalatoire. Actuellement, deux autres CHU en France l'ont également à l'essai (CHU de Clermont-Ferrand et Poitiers). Il ne semble cependant pas utilisable pour les patients fragiles sur le plan respiratoire parce qu'il n'a de propriétés anesthésiques qu'à des concentrations élevées (supérieurs à 60 %), ce qui limite à 40 % l'apport en dioxygène (insuffisant pour certains patients). C'est une méthode d'anesthésie avec peu d'effets secondaires (pas de baisse de pression artérielle, réveil et retour à la conscience plus rapide), mais ce gaz est cependant très cher, ce qui limite pour l'instant son utilisation.

Deux mécanismes ont été proposés pour expliquer son effet. Le premier met en jeu une inhibition de la Ca2+ ATPase dans la membrane plasmique synaptique (cette protéine permet de transporter du calcium)[87]. Cette inhibition serait due à un changement conformationnel lorsque le xénon se lie à des sites non polaires à l'intérieur de la protéine[88]. Le second mécanisme possible met en jeu des interactions non spécifiques entre l'anesthésiant et la couche lipidique[89].

Le xénon possède une concentration alvéolaire minimale (MAC) de 71 %, ce qui en fait un anesthésiant 50 % plus puissant que le protoxyde d'azote[90]. Il peut donc être utilisé avec de l'oxygène pour limiter les risques d'hypoxie. Contrairement au protoxyde d'azote, le xénon n'est pas un gaz à effet de serre et n'est pas considéré comme dangereux pour l'environnement. Cependant, du fait du coût élevé du xénon, les applications nécessiteront un système fermé de manière à ce que le xénon puisse être recyclé et réutilisé après filtration et purification[33].

Imagerie médicale

L'émission gamma du radioisotope 133 du xénon peut être utilisée en imagerie du cœur, des poumons ou du cerveau, au moyen de la tomographie d'émission monophotonique. Ce même isotope a également été utilisé pour mesurer le flux du sang[91]' [92]' [93].

Les noyaux de deux des isotopes stables du xénon, 129Xe et 131Xe, possèdent un moment angulaire non nul (spin nucléaire). Lorsqu'ils sont mélangés à des vapeurs d'éléments alcalins ou d'azote, et soumis à un flux laser polarisé circulairement et d'une longueur d'onde correspondant à une des raies d'absorption de l'alcalin, leurs spins nucléaires peuvent être alignés par un processus d'échange au cours duquel les électrons de valence de l'alcalin sont polarisés par le flux laser et transfèrent leur polarisation aux noyaux de xénon par couplage magnétique hyperfin[94]. Les vapeurs d'alcalin sont typiquement produites en chauffant du rubidium métal au-dessus de 100 °C. La polarisation de spin des noyaux de xénon peut excéder 50 % de sa valeur maximale possible, ce qui est largement supérieur à la valeur d'équilibre prédite par une distribution de Boltzmann (typiquement 0,001 % de la valeur maximum à température ambiante). Cet état hors-équilibre, temporaire, est appelé hyperpolarisation.

Le noyau de 129Xe possédant un spin 1/2, et donc un moment quadrupolaire électrique nul, il ne subit pas d'interaction quadrupolaire au cours des collisions avec d'autres atomes, ce qui permet de conserver l'hyperpolarisation pendant une durée longue, même après que le laser a été coupé et les vapeurs d'alcalin éliminées par condensation sur une surface à température ambiante. Le temps nécessaire pour qu'une distribution de spins retournent à leur polarisation d'équilibre (définie par la statistique de Boltzmann) est le temps de relaxation T1. Dans le cas du xénon 129, T1 varie de quelques secondes pour des atomes de xénon dissous dans du sang[95], à quelques heures pour du xénon gazeux[96], et même à quelques jours pour du xénon solide[97]. À l'inverse, 131Xe possède un spin nucléaire de 3/2 et un moment quadrupolaire non nul. Son temps de relaxation se situe dans une gamme de quelques millisecondes à quelques secondes[98]. L'hyperpolarisation du xénon 129 le rend détectable par imagerie par résonance magnétique, et il a été utilisé pour l'étude des poumons et d'autres tissus. Il a été utilisé par exemple pour visualiser les flux gazeux dans les poumons[99]' [100].

Autres utilisations

Le xénon est utilisé dans des chambre à bulles[101], des détecteurs, et dans des domaines où sa masse moléculaire élevée et son caractère inerte le rendent intéressant.

Le xénon est utilisé sous forme liquide comme milieu de détection des WIMPs (Weakly interacting massive particles). Lorsqu'une telle particule entre en collision avec un atome de xénon, elle doit en théorie lui arracher un électron et entraîner une scintillation. L'utilisation du xénon devrait permettre de distinguer cette interaction d'autres événements similaires causés par des particules comme les rayons cosmiques[102]. Cependant, l'expérience XENON menée au Laboratori Nazionali del Gran Sasso en Italie n'a pas permis à l'heure actuelle de confirmer l'existence d'une WIMP. Même si aucune WIMP n'est détectée, cette expérience doit contribuer à faire progresser la connaissance de la matière noire ainsi que d'autres modèle de physique[103]. Le détecteur actuellement utilisé pour cette expérience est cinq fois plus sensible que n'importe quel autre instrument dans le monde, et sa sensibilité doit encore être améliorée d'un ordre de grandeur au cours de l'année 2008 ([104]).

Prototype d'un moteur ionique au xénon.

Le xénon est le carburant le plus couramment utilisé pour la propulsion ionique des engins spatiaux du fait de sa faible énergie d'ionisation par unité de masse atomique, et de la possibilité de le stocker sous forme liquide à des températures proches de la température ambiante (sous haute pression) et de le ramener facilement à l'état gazeux pour alimenter le moteur. Le caractère inerte du xénon le rend moins polluant et moins corrosif pour les moteurs ioniques que d'autres carburants comme le mercure ou le césium. Le xénon a été d'abord utilisé pour les moteurs ioniques des satellites dans les années 1970 ([105]). Il a été ensuite employé comme propulseur pour le véhicule spatial européen Smart 1[106] et comme combustible des trois moteurs ioniques de la sonde américaine Dawn[107].

En chimie analytique, les perxénates sont utilisés comme oxydants. Le difluorure de xénon est utilisé pour attaquer le silicium, en particulier dans la production de MEMS (Microsystème électromécanique)[108]. Le Fluorouracil, médicament anticancéreux, peut être obtenu par réaction du difluorure de xénon avec l'uracile[109]. Le xénon est également utilisé en diffraction pour résoudre la structure des protéines. Sous une pression de 0,5 à 5 MPa, le xénon se lie préférentiellement aux cavités hydrophobes des protéines, et peut être utilisé pour retrouver la phase par une méthode de dérivation aux atomes lourds[110]' [111].

Sécurité

Le xénon peut être stocké sans risque dans les conditions normales de température et de pression dans des containers en verre ou en métal scellés. Cependant, il se dissout rapidement dans la plupart des plastiques et des caoutchoucs, et peut fuir graduellement si les bouchons des containers sont en ces matières[112]. Le xénon n'est pas toxique, bien qu'il puisse se dissoudre dans le sang et fasse partie des substances qui peuvent franchir la barrière hémato-encéphalique, entrainant une anesthésie partielle ou totale lorsqu'il est inhalé dans des concentrations importantes. Parmi les composés du xénon, beaucoup sont explosifs et toxiques du fait de leur pouvoir oxydant marqué[113].

Annexes

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  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides Éléments non classés
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