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)
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
1962年以前，科学家只能在放电管里面观察到短寿命的化合物和不稳定的水合物、包合物。包合物是稀有气体原子被有机或无机化合物包含在晶体间隙之中，比如醌醇能把氙包含在晶体中。
一直到1962年，英国氟化学家巴特利特（N.Bartlett）在研究六氟化铂（PtF6）时发现，它的强氧化性能把氧气分子氧化为二氧基阳离子（O2+ ），形成O2+ [PtF6]。考虑到氧分子的第一电离能与氙的第一电离能接近（氧为1175.7kJ/mol，氙为1171.5kJ/mol），氙有可能像氧气一样发生类似的化合反应。于是，他把PtF6蒸汽与过量的氙在室温下混合，立即产生了红色的晶体：经X射线分析，证明这是氙的化合物，XePtF6（在一些资料写作Xe+ PtF6− ，比如现在人民教育出版社出版的高中化学教材）。然而有点讽刺的是，后来有人直接把氟气和氙气直接混合，在紫外线下就产生了最简单的氟化物：XeF2。
化学性质
电子排布：[Kr]5s25p6
电负性：2.60（泡林标度）
化学键能：Xe-O：84kJ ·mol-1
氧化态：Xe(0)， Xe(II)， Xe(IV)， Xe(VI)， Xe(VIII)
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。
化合物;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 ，氙与氟的比例不同，得到的主产物不同 ：
Xe:F2=2:1，1273K,1.03×105Pa[7] 或298K,紫外线光照 ：；
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。
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。
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。
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。
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-)。元素周期表 氙
元素周期表 氙
XeO3可用XeF4或XeF6与水反应制得，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。
XeO4可由高氙酸钡与硫酸复分解制得 ：，XeO4是一种稳定性差，易爆炸的黄色固体，氧化性极强 。
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。
复合氟化物
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。
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。
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] 。
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。
研究历史;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” 。
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] 21世纪，超过100种氙的化合物已经被制造出来。
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。
制备方法；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。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。
应用领域；氙霓虹灯
氙霓虹灯图册
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。
有极高的发光强度，充填的长弧氙灯俗称“小太阳”，光的色彩好，用于拍摄彩色电影；又由于透雾能力特别强，可用作有雾导航灯，广泛用于机场、车站、码头
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。
还是一种没有副作用的深度麻醉剂，X光摄影的造影剂。
也被用作屏蔽X射线。 此外，在原子核反应堆和高能物理方面也有很多用途。
元素分布；空气中含量：约90ppm；
地壳中含量：2×10-6ppm；
元素在海水中的含量：1×10-4ppm ；
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。
气体危害；健康危害
侵入途径：吸入。
健康危害：对人的危害与氩相似。人吸入混有70%氙气的氧，引起轻度麻醉，约经3分钟即意识丧失。
毒理学资料及环境行为
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