氙

氙在常温常壓下為無色無臭無毒的惰性氣體，在放電管中為藍色至綠色的氣體。 ^[3] 

原子半徑：4.05Å； ^[3] 

共價半徑：209pm ^[1]  ；1.31Å；

沸點：-108.10℃（101.325kPa）； ^[3] 

三相點：16.130K； ^[3] 

氣體密度：5.89kg/m³（273.15K，101.325kPa） ^[2]  ；

液體密度：3057kg/m³（-108.10℃，101.325kPa）； ^{[3]  [11]} 

氣液體積比：518.9； ^[3] 

介電常數：1.001238（298K，101.325kPa）； ^[3] 

磁化率：-43×10^-1cgs·mol^-1（298K，101.325kPa）； ^[3] 

折射率：1.000702（g,273K，101.325kPa，5893A）； ^[3] 

比容：0.180m³·kg^-1（294.3K，101.325kPa）；

臨界温度：289.74K； ^[3] 

臨界壓力：5764kPa； ^[3] 

臨界密度：1100.0kg·m^-3； ^[3] 

熔化熱：17.49kJ·kg^-1（161.4K，81.6kPa）；

氣化熱：96.30KJ·kg^-1(165.1K，101.325kPa）；

比熱容：c_p=160.03J/(kg·K)（g,298K，101.325kPa）；c_V=96.41J/(kg·K)（g，298K，101.325kPa）；

比熱比：c_p/c_V=1.67（g，298K，101.325kPa） ^[1]  ；

蒸氣壓：2634kPa（253K）；4175kPa（273K）；5147kPa（283K）；

粘度：0.02110mPa·S（g，273K，101.325kPa）；0.528mPa·S（l，289.74K）；

表面張力：18.7mN·m^-1（163K）；

導熱係數：0.005192W·m^-1·K^-1（273K，101.325kPa）；165.014kh，0.07322W·m^-1·K^-1；

電子排布：[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

電負性：2.60（鮑林標度） ^[4]  ；

化學鍵能：Xe－O：84kJ ·mol^-1；

氧化態：Xe(0)，Xe(II)，Xe(IV)，Xe(VI)，Xe(VIII) ^[1]  ；

晶體結構：面心立方晶胞；a = 620.23 pm；

電離能（kJ/mol）：I₁_：1170.4；I₂：2046；I₃：3097；I₄：4300；

I₅：5500；I₆：6600；I₇：9300；I₈：10600；I₉：19800；I₁₀：23000。

氙的電子構型非常穩定，且它的電離能相對較大，因此在化學上顯惰性，只與強的氧化劑反應。

氙氣與氟氣直接混合，可以得到無色的XeF₂，XeF₄與XeF₆晶體 ^[5]  ，氙與氟的比例不同，得到的主產物不同 ^[5]  ：

Xe : F₂=2:1，1273K，1.03×10⁵Pa ^[6]  或298K，紫外線光照 ^[5]  ：

；

Xe : F₂=1:5，873K，6.18×10⁵Pa：

；

Xe : F₂=1:20，573K，6.18×10⁵Pa：

；

若使用鎳、鈷和鈣的氟化物作為催化劑能顯著提高上述反應速率，使用Ag₂O或Ni₂O₃則可以在零度時引起氟和氙的爆炸反應。一些氟化物則對反應催化具有選擇性，例如在Xe：F₂=1:10，温度為120℃時，使用氟化鎂作為催化劑，產物只有XeF₂，若使用二氟化鎳作為催化劑，產物則只有XeF₆。 ^[3] 

氙的三種氟化物在室温下都能穩定存在。

若將XeF₂溶於水中，則與水緩慢反應，又得到氙氣：

XeF₄與水反應時，一半發生反應

，另一半則歧化為Xe(0)與Xe(VI)：

，反應過程中有疑似XeOF₂的黃色中間產物 ^[5]  。

XeF₆與水發生的是水解反應：

，生成的XeOF₄則進一步與水反應，直到完全水解：

。生成的XeO₃可以溶解於水並穩定存在，不會進一步氧化水。鹼性時，XeF₆會歧化為不溶解的高氙酸鹽與氙氣。 ^[5] 

氙的氟化物都是強的氧化劑與氟化劑，在工業生產上有實際用途，例如一些有機物的氟化，使用的就是XeF₂。 ^[5] 

氙的氧化物有XeO₃與XeO₄，對應的酸根為氙酸根（HXeO₄^-）與高氙酸根（XeO₆^4-） ^[5]  。

XeO₃可用XeF₄或XeF₆與水反應制得 ^[5]  ，XeO₃在酸性與中性溶液中穩定，在鹼性溶液中以HXeO₄^-形式存在，並且不穩定，易分解或歧化 ^[5]  。

XeO₄可由高氙酸鋇與硫酸複分解製得 ^[5]  ：

，XeO₄是一種穩定性差，易爆炸的黃色固體，氧化性極強 ^[5]  。

除上邊所述的XeF₆歧化製法，高氙酸鹽亦可通過XeO₃的鹼溶液與臭氧反應制得。 ^[1] 

在氙的化合物的發現史上，複合氟化物佔有重要的地位。氙的第一個真正意義上的化合物正是複合氟化物氟鉑酸氙（Xe⁺PtF₆^-)，它是用Xe與強氧化劑PtF₆混合產生的：

。隨着Xe與PtF₆的用量的不同，氟鉑酸氙的組成可以在Xe⁺：PtF₆^-=0.5:1之間變化。氟鉑酸氙是一種發粘的橙黃色固體，在室温下穩定，遇水分解出氙，氧氣，氟化氫和二氧化鉑(IV)。其他一些金屬的六氟化物也可以與氙反應生成形如XeMF₆的化合物。 ^[3] 

將氙、氟和固態PF₅混合並輝光放電，可以生成不穩定的XePF₆，同時氙、氟和玻璃儀器反應產生Xe₂SiF₆。將二氟化氙和一些金屬的五氟化物反應也可以生成XeMF₆型的化合物。 ^[3] 

含有Xe-N鍵與Xe-C的化合物均被發現，典型代表是FXeN(SO₂F)₂與[Xe(C₆F₅)]·[C₆F₅BF₃] ^[1]  。

氙還有氫醌包合物形式的化合物，其中氙被捕集至氫醌的晶格之中。 ^[1] 

氙於1898年7月由拉姆齊（William Ramsay）和特拉維斯（Morris W.Travers）在倫敦大學學院發現。在此之前，他們從液態空氣中提取了氖，氬和氪，並且疑惑它是否包含其它氣體。工業家Ludwig Mond給了他們一台新的液態空氣機，他們用它提取了更多的稀有氣體氪。經過多次蒸餾，他們終於分離出了一種更重的氣體，在真空管中它發出漂亮的藍色光芒。他們意識到它是氣體元素“惰性”組的又一個成員，因為其在化學上是惰性的。他選擇“ξένος(xenos)”這個希臘文命名氙，意為“陌生的” ^[5]  。

在“惰性氣體”中，氙的化合物（含有化學鍵的）是最先被發現的。巴特列（Neil Bartlett）於1962年將PtF₆蒸汽與Xe混合，得到了橙黃色的XePtF₆晶體，打破了化學界中持續60年之久的“稀有氣體對化學反應完全惰性”的神話。 ^{[1]  [5]}  21世紀，超過100種氙的化合物已經被製造出來。 ^{[1]  [7]} 

氙的同位素中，¹¹⁰Xe至¹⁴⁷Xe均被實驗室製得，其中能穩定存在的是¹²⁴Xe，¹²⁶Xe，¹²⁸Xe ~ ¹³²Xe，¹³⁴Xe與¹³⁶Xe，自然界中丰度最大的是¹³²Xe。 ^{[2]  [8]} 

氙廣泛用於電子、光電源工業，還用於氣體激光器和等離子流中。用氙氣充的燈泡與相同功率的充氬燈泡相比具有發光率高、體積小、壽命長、省電等優點。氙氣燈有極高的發光強度，一盞六萬瓦的氙燈的亮度，相當於九百隻一百瓦的普通燈泡。由於氙具有幾乎連續的光譜，因此可以在高壓電弧放電作用下產生類似日光的明亮白光 ^[5]  ，這種長弧氙燈俗稱“人造小太陽” ^[1]  ，由於透霧能力特別強，可用作有霧導航燈。氙閃光燈的色彩好，用於拍攝彩色電影。

氙燈可以放出紫外線，醫療上對此有所應用 ^[6]  。氙的同位素被用於測量腦血流量與研究肺功能、計算胰島素分泌量等 ^{[5]  [6]}  。

氙燈凹面聚光後可生成2500℃高温，可用於焊接或切割難熔金屬，如鈦、鉬等。

氙還是一種沒有副作用的深度麻醉劑 ^{[2]  [5]}  ，它能溶於細胞質的油脂中，引起細胞的膨脹和麻醉，從而使神經末梢的作用暫時停止。人們曾試用4/5的氙氣和1/5的氧氣組成混合氣體，作為麻醉劑，效果很好。只是由於氙氣很少，所以這種方法不能廣泛應用。

由於可以吸收X射線，氙也被用作X射線的屏蔽。 ^[2] 

此外，氙在原子核反應堆和高能物理方面也有很多用途。

氙為非腐蝕性氣體，且本身無毒，人吸入後以原形排出，但在高濃度時有窒息作用。氙有麻醉性，它和氧的混合物是對人體的一種麻醉劑 ^[5]  。

空氣中含量：約0.087ppm ^[9]  ；

地殼中含量：2×10^-6ppm；

元素在海水中的含量：1×10^-4ppm；

大氣中的Xe主要來自原始生成，岩石圈、小行星、隕石通過風化作用釋放出其中的稀有氣體。宇宙射線和其他高能粒子的核反應也能產生少量Xe。 ^[3]