Was ist Sauerstoff? Sauerstoffverbindungen

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Zuletzt bearbeitet: 2023-12-17 05:21

Sauerstoff (O) ist ein nichtmetallisches chemisches Element der Gruppe 16 (VIa) des Periodensystems. Es ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, das für lebende Organismen unerlässlich ist – Tiere, die es in Kohlendioxid umwandeln, und Pflanzen, die CO₂ als Kohlenstoffquelle verwenden und O _{zurückgeben 2} in die Atmosphäre. Sauerstoff bildet Verbindungen, indem er mit fast jedem anderen Element reagiert, und verdrängt auch chemische Elemente aus der Bindung miteinander. In vielen Fällen gehen diese Prozesse mit der Freisetzung von Wärme und Licht einher. Die wichtigste Sauerstoffverbindung ist Wasser.

Discovery-Verlauf

1772 demonstrierte der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele erstmals Sauerstoff, indem er Kaliumnitrat, Quecksilberoxid und viele andere Substanzen erhitzte. Unabhängig von ihm entdeckte 1774 der englische Chemiker Joseph Priestley dieses chemische Element durch thermische Zersetzung von Quecksilberoxid und veröffentlichte seine Ergebnisse im selben Jahr, drei Jahre vor der Veröffentlichung. Scheele. In den Jahren 1775-1780 interpretierte der französische Chemiker Antoine Lavoisier die Rolle des Sauerstoffs bei Atmung und Verbrennung und lehnte die damals allgemein akzeptierte Phlogiston-Theorie ab. Er bemerkte seine Neigung, in Verbindung mit verschiedenen Substanzen Säuren zu bilden, und nannte das Element Oxygène, was auf Griechisch "Säure produzierend" bedeutet.

Prävalenz

Was ist Sauerstoff? Es macht 46 % der Masse der Erdkruste aus und ist das häufigste Element. Der Sauerstoffgeh alt in der Atmosphäre beträgt 21 Vol.-% und im Meerwasser 89 Gew.-%.

In Gesteinen ist das Element mit Metallen und Nichtmetallen in Form von Oxiden verbunden, die sauer (z. B. Schwefel, Kohlenstoff, Aluminium und Phosphor) oder basisch (Salze von Calcium, Magnesium und Eisen) sind. und als salzartige Verbindungen, die als aus sauren und basischen Oxiden wie Sulfaten, Carbonaten, Silikaten, Aluminaten und Phosphaten gebildet betrachtet werden können. Obwohl sie zahlreich sind, können diese Feststoffe nicht als Sauerstoffquelle dienen, da das Aufbrechen der Bindung eines Elements mit Metallatomen zu energieaufwändig ist.

Funktionen

Wenn die Temperatur von Sauerstoff unter -183 °C liegt, wird er zu einer blassblauen Flüssigkeit und bei -218 °C zu einem Feststoff. Reines O₂ ist 1,1 mal schwerer als Luft.

Während der Atmung verbrauchen Tiere und einige Bakterien Sauerstoff aus der Atmosphäre und geben Kohlendioxid zurück, während grüne Pflanzen bei der Photosynthese in Gegenwart von Sonnenlicht Kohlendioxid absorbieren und freien Sauerstoff freisetzen. Fastalles O₂ in der Atmosphäre wird durch Photosynthese produziert.

Bei 20 °C lösen sich etwa 3 Volumenteile Sauerstoff in 100 Teilen Süßwasser, etwas weniger in Meerwasser. Dies ist für die Atmung von Fischen und anderen Meereslebewesen notwendig.

Natürlicher Sauerstoff ist eine Mischung aus drei stabilen Isotopen: ^{16O (99,759 %),} 17^{O (0,037 %) und}18^{O (0,204%). Es sind mehrere künstlich hergestellte radioaktive Isotope bekannt. Das langlebigste davon ist} 15^{O (mit einer Halbwertszeit von 124 s), das zur Untersuchung der Atmung bei Säugetieren verwendet wird.}

Allotrope

Eine klarere Vorstellung davon, was Sauerstoff ist, ermöglicht es Ihnen, seine zwei allotropen Formen zu erh alten, zweiatomig (O₂) und dreiatomig (O₃ , Ozon). Die Eigenschaften der zweiatomigen Form legen nahe, dass sechs Elektronen die Atome binden und zwei ungepaart bleiben, was Sauerstoffparamagnetismus verursacht. Die drei Atome im Ozonmolekül liegen nicht in einer geraden Linie.

Ozon kann nach folgender Gleichung hergestellt werden: 3O₂ → 2O₃.

Der Prozess ist endotherm (benötigt Energie); die Umwandlung von Ozon zurück in zweiatomigen Sauerstoff wird durch die Anwesenheit von Übergangsmetallen oder deren Oxiden erleichtert. Reiner Sauerstoff wird durch eine glühende elektrische Entladung in Ozon umgewandelt. Die Reaktion tritt auch bei Absorption von ultraviolettem Licht mit einer Wellenlänge von etwa 250 nm auf. Das Auftreten dieses Prozesses in der oberen Atmosphäre eliminiert Strahlung, die verursachen könnteSchäden am Leben auf der Erdoberfläche. Der stechende Geruch von Ozon ist in geschlossenen Räumen mit funkensprühenden elektrischen Geräten wie Generatoren vorhanden. Es ist ein hellblaues Gas. Seine Dichte beträgt das 1,658-fache von Luft und es hat einen Siedepunkt von -112 °C bei atmosphärischem Druck.

Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel, das in der Lage ist, Schwefeldioxid in Trioxid, Sulfid in Sulfat, Jodid in Jod (mit einer analytischen Methode zur Bewertung) und viele organische Verbindungen in sauerstoffh altige Derivate wie Aldehyde und Säuren umzuwandeln. Die Umwandlung von Kohlenwasserstoffen aus Autoabgasen in diese Säuren und Aldehyde durch Ozon verursacht Smog. In der Industrie wird Ozon als chemisches Mittel, Desinfektionsmittel, Abwasserbehandlung, Wasserreinigung und Textilbleiche verwendet.

Getting-Methoden

Die Art und Weise, wie Sauerstoff produziert wird, hängt davon ab, wie viel Gas benötigt wird. Labormethoden sind wie folgt:

1. Thermische Zersetzung einiger Salze wie Kaliumchlorat oder Kaliumnitrat:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Die Zersetzung von Kaliumchlorat wird durch Übergangsmetalloxide katalysiert. Hierfür wird häufig Mangandioxid (Pyrolusit, MnO₂) verwendet. Der Katalysator senkt die zur Sauerstoffentwicklung benötigte Temperatur von 400 auf 250°C.

2. Temperaturzersetzung von Metalloxiden:

2HgO → 2Hg +O₂.
2Ag₂O → 4Ag + O₂.

Scheele und Priestley verwendeten eine Verbindung (Oxid) aus Sauerstoff und Quecksilber (II), um dieses chemische Element zu erh alten.

3. Thermische Zersetzung von Metallperoxiden oder Wasserstoffperoxid:

2BaO + O₂ → 2BaO₂.
2BaO₂ → 2BaO +O₂.
BaO₂ + H₂SO₄ → H₂ O₂ + BaSO₄.
2H₂O₂ → 2H₂O +O _2.

Die ersten industriellen Methoden zur Abtrennung von Sauerstoff aus der Atmosphäre oder zur Herstellung von Wasserstoffperoxid beruhten auf der Bildung von Bariumperoxid aus dem Oxid.

4. Elektrolyse von Wasser mit kleinen Verunreinigungen von Salzen oder Säuren, die für die Leitfähigkeit von elektrischem Strom sorgen:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Industrielle Produktion

Wenn es notwendig ist, große Mengen an Sauerstoff zu gewinnen, wird die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft verwendet. Es hat von den Hauptbestandteilen der Luft den höchsten Siedepunkt und ist daher weniger flüchtig als Stickstoff und Argon. Der Prozess nutzt die Kühlung des Gases, wenn es expandiert. Die Hauptschritte der Operation sind wie folgt:

Luft wird gefiltert, um Feinstaub zu entfernen;
Feuchtigkeit und Kohlendioxid werden durch Absorption in Alkali entfernt;
Luft wird komprimiert und die Kompressionswärme wird durch normale Kühlverfahren abgeführt;
dann tritt es in die darin befindliche Spule einKamera;
ein Teil des komprimierten Gases (bei einem Druck von etwa 200 atm) dehnt sich in der Kammer aus und kühlt die Spule;
expandiertes Gas kehrt zum Kompressor zurück und durchläuft mehrere Stufen der anschließenden Expansion und Komprimierung, was dazu führt, dass bei -196 °C Luft flüssig wird;
Flüssigkeit wird erhitzt, um die ersten leichten Inertgase, dann Stickstoff und flüssigen Sauerstoff zu destillieren. Mehrfachfraktionierung ergibt ein Produkt, das für die meisten industriellen Zwecke rein genug ist (99,5 %).

Industrielle Nutzung

Die Metallurgie ist der größte Verbraucher von reinem Sauerstoff für die Herstellung von kohlenstoffreichem Stahl: Entfernen Sie Kohlendioxid und andere nichtmetallische Verunreinigungen schneller und einfacher als mit Luft.

Sauerstoff-Abwasserbehandlung verspricht eine effizientere Behandlung von flüssigem Abwasser als andere chemische Prozesse. Die Abfallverbrennung in geschlossenen Systemen mit reinem O₂.

. gewinnt zunehmend an Bedeutung

Der sogenannte Raketenoxidierer ist flüssiger Sauerstoff. Reines O₂ Wird in U-Booten und Taucherglocken verwendet.

In der chemischen Industrie hat Sauerstoff bei der Herstellung von Stoffen wie Acetylen, Ethylenoxid und Methanol die normale Luft ersetzt. Zu den medizinischen Anwendungen gehört die Verwendung des Gases in Sauerstoffkammern, Inhalatoren und Babyinkubatoren. Ein mit Sauerstoff angereichertes Anästhesiegas dient der Lebenserh altung während der Vollnarkose. Ohne dieses chemische Element, eine Reihe vonIndustrien mit Schmelzöfen. Das ist Sauerstoff.

Chemische Eigenschaften und Reaktionen

Die hohe Elektronegativität und Elektronenaffinität von Sauerstoff sind typisch für Elemente, die nichtmetallische Eigenschaften aufweisen. Alle Sauerstoffverbindungen haben eine negative Oxidationsstufe. Wenn zwei Orbitale mit Elektronen gefüllt sind, entsteht ein O^2--Ion. In Peroxiden (O₂^2-) wird angenommen, dass jedes Atom eine Ladung von -1 hat. Diese Eigenschaft, Elektronen durch vollständige oder teilweise Übertragung aufzunehmen, bestimmt das Oxidationsmittel. Wenn ein solches Mittel mit einer Elektronendonatorsubstanz reagiert, wird sein eigener Oxidationszustand erniedrigt. Die Änderung (Abnahme) der Oxidationsstufe von Sauerstoff von Null auf -2 wird als Reduktion bezeichnet.

Unter normalen Bedingungen bildet das Element zweiatomige und dreiatomige Verbindungen. Darüber hinaus gibt es sehr instabile vieratomige Moleküle. In der zweiatomigen Form befinden sich zwei ungepaarte Elektronen in nichtbindenden Orbitalen. Dies wird durch das paramagnetische Verh alten des Gases bestätigt.

Die starke Reaktivität von Ozon wird manchmal durch die Annahme erklärt, dass sich eines der drei Atome in einem "atomaren" Zustand befindet. Beim Eintritt in die Reaktion dissoziiert dieses Atom von O₃ und hinterlässt molekularen Sauerstoff.

Das O₂-Molekül ist bei normalen Umgebungstemperaturen und -drücken schwach reaktiv. Atomarer Sauerstoff ist viel aktiver. Die Dissoziationsenergie (O₂ → 2O) ist signifikant undbeträgt 117,2 kcal pro Mol.

Verbindungen

Mit Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff und Schwefel bildet Sauerstoff eine Vielzahl von kovalent gebundenen Verbindungen, darunter Oxide von Nichtmetallen wie Wasser (H₂O), Schwefeldioxid (SO₂) und Kohlendioxid (CO₂); organische Verbindungen wie Alkohole, Aldehyde und Carbonsäuren; gebräuchliche Säuren wie Kohlensäure (H₂CO₃), Schwefelsäure (H₂SO4_{) und Stickstoff (HNO}3_{); und entsprechende Salze wie Natriumsulfat (Na}2_SO4_{), Natriumcarbonat (Na}2 _CO 3_{) und Natriumnitrat (NaNO}3_{). Sauerstoff liegt in Form des O}2-^{-Ions in der Kristallstruktur von festen Metalloxiden vor, wie z. B. der Verbindung (Oxid) von Sauerstoff und Calcium CaO. Metallsuperoxide (KO}2_{) enth alten das O}2-^{-Ion, während Metallperoxide (BaO2}), enth alten das Ion O₂_2-. Sauerstoffverbindungen haben hauptsächlich eine Oxidationsstufe von -2.