Was reagiert mit Sauerstoff. Sauerstoff. Sauerstoffmolekül. Sauerstoff gewinnen. Wechselwirkung einfacher und komplexer Substanzen mit Sauerstoff. Ozon. Hauptverbindungen: Peroxide, Halogenide. Oxidation von Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen und Metallen

DEFINITION

Sauerstoff– Element der zweiten Periode VIA-Gruppe des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew, mit der Ordnungszahl 8. Symbol - O.

Atommasse – 16 amu. Das Sauerstoffmolekül ist zweiatomig und hat die Formel – O 2

Sauerstoff gehört zur Familie der p-Elemente. Die elektronische Konfiguration des Sauerstoffatoms ist 1s 2 2s 2 2p 4. Sauerstoff kann in seinen Verbindungen mehrere Oxidationsstufen aufweisen: „-2“, „-1“ (in Peroxiden), „+2“ (F 2 O). Sauerstoff ist durch die Manifestation des Phänomens der Allotropie gekennzeichnet – der Existenz in Form mehrerer einfacher Substanzen – allotroper Modifikationen. Allotrope Modifikationen von Sauerstoff sind Sauerstoff O 2 und Ozon O 3 .

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel, weil Um die äußere Elektronenebene zu vervollständigen, benötigt es nur 2 Elektronen und fügt diese problemlos hinzu. In Bezug auf die chemische Aktivität steht Sauerstoff nach Fluor an zweiter Stelle. Sauerstoff geht mit allen Elementen außer Helium, Neon und Argon Verbindungen ein. Sauerstoff reagiert direkt mit Halogenen, Silber, Gold und Platin (ihre Verbindungen werden indirekt gewonnen). Fast alle Reaktionen mit Sauerstoff sind exotherm. Ein charakteristisches Merkmal vieler Reaktionen einer Verbindung mit Sauerstoff ist die Freisetzung großer Mengen an Wärme und Licht. Solche Prozesse nennt man Verbrennung.

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Metallen. Mit Alkalimetallen (außer Lithium) bildet Sauerstoff Peroxide oder Superoxide, mit dem Rest Oxide. Zum Beispiel:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Na + O 2 = Na 2 O 2;

K + O 2 = KO 2 ;

2Ca + O 2 = 2CaO;

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3;

2Cu + O 2 = 2CuO;

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4.

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Nichtmetallen. Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Nichtmetallen erfolgt beim Erhitzen; alle Reaktionen sind exotherm, mit Ausnahme der Wechselwirkung mit Stickstoff (die Reaktion ist endotherm, findet bei 3000 °C in einem Lichtbogen statt, in der Natur - während einer Blitzentladung). Zum Beispiel:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

C + O 2 = CO 2;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Wechselwirkung mit komplexen anorganischen Substanzen. Bei der Verbrennung komplexer Stoffe im Sauerstoffüberschuss entstehen Oxide der entsprechenden Elemente:

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).

Sauerstoff ist in der Lage, Oxide und Hydroxide zu Verbindungen mit einer höheren Oxidationsstufe zu oxidieren:

2CO + O 2 = 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O 2 = 2NO 2;

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).

Wechselwirkung mit komplexen organischen Substanzen. Fast alle organischen Stoffe verbrennen, oxidiert durch Luftsauerstoff zu Kohlendioxid und Wasser:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.

Neben Verbrennungsreaktionen (vollständige Oxidation) sind auch unvollständige oder katalytische Oxidationsreaktionen möglich; die Reaktionsprodukte können dabei Alkohole, Aldehyde, Ketone, Carbonsäuren und andere Stoffe sein:

Die Oxidation von Kohlenhydraten, Proteinen und Fetten dient im lebenden Organismus als Energiequelle.

Physikalische Eigenschaften von Sauerstoff

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde (47 Masse-%). Der Sauerstoffgehalt in der Luft beträgt 21 Vol.-%. Sauerstoff ist Bestandteil von Wasser, Mineralien und organischen Substanzen. Pflanzliche und tierische Gewebe enthalten 50–85 % Sauerstoff in Form verschiedener Verbindungen.

Im freien Zustand ist Sauerstoff ein farbloses, geschmacks- und geruchloses Gas, das in Wasser schlecht löslich ist (3 Liter Sauerstoff lösen sich in 100 Litern Wasser bei 20 °C auf). Flüssiger Sauerstoff hat eine blaue Farbe und paramagnetische Eigenschaften (er wird in eine... Magnetfeld).

Sauerstoff gewinnen

Es gibt industrielle und Labormethoden zur Herstellung von Sauerstoff. So wird in der Industrie Sauerstoff durch Destillation flüssiger Luft gewonnen, und zu den wichtigsten Labormethoden zur Herstellung von Sauerstoff gehören Reaktionen der thermischen Zersetzung komplexer Substanzen:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl +3 O 2

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Ministerium für Bildung und Wissenschaft der Russischen Föderation

"SAUERSTOFF"

Vollendet:

Geprüft:

Allgemeine Eigenschaften von Sauerstoff.

SAUERSTOFF (lat. Oxygenium), O (sprich „o“), chemisches Element mit der Ordnungszahl 8, Atommasse 15,9994. Im Periodensystem der Elemente von Mendelejew befindet sich Sauerstoff in der zweiten Periode der Gruppe VIA.

Natürlicher Sauerstoff besteht aus einer Mischung von drei stabilen Nukliden mit den Massenzahlen 16 (dominiert in der Mischung, er enthält 99,759 Massen-%), 17 (0,037 %) und 18 (0,204 %). Der Radius eines neutralen Sauerstoffatoms beträgt 0,066 nm. Die Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht des neutralen, nicht angeregten Sauerstoffatoms ist 2s2p4. Die Energien der sequentiellen Ionisierung des Sauerstoffatoms betragen 13,61819 und 35,118 eV, die Elektronenaffinität beträgt 1,467 eV. Der Radius des O 2 -Ions liegt bei verschiedenen Koordinationszahlen von 0,121 nm (Koordinationszahl 2) bis 0,128 nm (Koordinationszahl 8). In Verbindungen weist es eine Oxidationsstufe von –2 (Valenz II) und seltener –1 (Valenz I) auf. Nach der Pauling-Skala beträgt die Elektronegativität von Sauerstoff 3,5 (die zweithöchste unter den Nichtmetallen nach Fluor).

In seiner freien Form ist Sauerstoff ein farbloses, geruchloses und geschmackloses Gas.

Merkmale der Struktur des O 2 -Moleküls: Luftsauerstoff besteht aus zweiatomigen Molekülen. Der interatomare Abstand im O 2 -Molekül beträgt 0,12074 nm. Molekularer Sauerstoff (gasförmig und flüssig) ist eine paramagnetische Substanz; jedes O2-Molekül hat 2 ungepaarte Elektronen. Diese Tatsache kann dadurch erklärt werden, dass sich im Molekül in jedem der beiden antibindenden Orbitale ein ungepaartes Elektron befindet.

Die Dissoziationsenergie des O 2 -Moleküls in Atome ist recht hoch und beträgt 493,57 kJ/mol.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Physikalische und chemische Eigenschaften: In freier Form liegt es in Form von zwei Modifikationen vor: O 2 („normaler“ Sauerstoff) und O 3 (Ozon). O 2 ist ein farb- und geruchloses Gas. Unter normalen Bedingungen beträgt die Dichte von Sauerstoffgas 1,42897 kg/m3. Der Siedepunkt von flüssigem Sauerstoff (die Flüssigkeit ist blau) liegt bei –182,9 °C. Bei Temperaturen von –218,7°C bis –229,4°C liegt fester Sauerstoff mit kubischem Gitter (Modifikation), bei Temperaturen von –229,4°C bis –249,3°C – Modifikation mit hexagonalem Gitter und bei Temperaturen unter –249,3°C vor - kubische Modifikation. Andere Modifikationen von festem Sauerstoff wurden bei erhöhtem Druck und niedrigen Temperaturen erhalten.

Bei 20 °C beträgt die Löslichkeit von O2-Gas: 3,1 ml pro 100 ml Wasser, 22 ml pro 100 ml Ethanol, 23,1 ml pro 100 ml Aceton. Es gibt organische fluorhaltige Flüssigkeiten (z. B. Perfluorbutyltetrahydrofuran), in denen die Löslichkeit von Sauerstoff viel höher ist.

Die hohe Stärke der chemischen Bindung zwischen den Atomen im O2-Molekül führt dazu, dass Sauerstoffgas bei Raumtemperatur chemisch ziemlich inaktiv ist. In der Natur unterliegt es bei Zerfallsprozessen einer langsamen Umwandlung. Darüber hinaus kann Sauerstoff bei Raumtemperatur mit Hämoglobin im Blut (genauer mit Hämeisen II) reagieren, was für die Übertragung von Sauerstoff von den Atmungsorganen auf andere Organe sorgt.

Sauerstoff reagiert mit vielen Stoffen ohne Erhitzen, beispielsweise mit Alkali- und Erdalkalimetallen (entsprechende Oxide wie Li 2 O, CaO usw., Peroxide wie Na 2 O2, BaO 2 usw. und Superoxide wie KO 2). , RbO 2 entstehen etc.) führt zur Rostbildung auf der Oberfläche von Stahlprodukten. Ohne Erhitzen reagiert Sauerstoff mit weißem Phosphor, einigen Aldehyden und anderen organischen Substanzen.

Bei geringfügiger Erwärmung steigt die chemische Aktivität von Sauerstoff stark an. Bei der Zündung reagiert es explosionsartig mit Wasserstoff, Methan, anderen brennbaren Gasen und einer Vielzahl einfacher und komplexer Stoffe. Es ist bekannt, dass beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an der Luft viele einfache und komplexe Stoffe verbrennen und verschiedene Oxide entstehen, zum Beispiel:

S+O 2 = SO 2; C + O 2 = CO 2

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 = 2CuO

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

Wird ein Gemisch aus Sauerstoff und Wasserstoff in einem Glasgefäß bei Raumtemperatur gelagert, erfolgt die exotherme Reaktion unter Bildung von Wasser

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 571 kJ

verläuft äußerst langsam; Berechnungen zufolge sollten in etwa einer Million Jahren die ersten Wassertropfen im Gefäß auftauchen. Wenn jedoch Platin oder Palladium (die die Rolle eines Katalysators spielen) in ein Gefäß mit einer Mischung dieser Gase eingebracht und gezündet werden, läuft die Reaktion mit einer Explosion ab.

Sauerstoff reagiert mit Stickstoff N2 entweder bei hoher Temperatur (ca. 1500–2000 °C) oder indem eine elektrische Entladung durch ein Gemisch aus Stickstoff und Sauerstoff geleitet wird. Unter diesen Bedingungen entsteht reversibel Stickoxid (II):

N2 + O2 = 2NO

Das entstehende NO reagiert dann mit Sauerstoff zu braunem Gas (Stickstoffdioxid):

2NO + O 2 = 2NO2

Bei Nichtmetallen interagiert Sauerstoff unter keinen Umständen direkt mit Halogenen und bei Metallen – mit Edelmetallen – Silber, Gold, Platin usw.

Binäre Sauerstoffverbindungen, in denen die Oxidationsstufe der Sauerstoffatome –2 ist, werden Oxide (früher Oxide genannt) genannt. Beispiele für Oxide: Kohlenmonoxid (IV) CO 2, Schwefeloxid (VI) SO 3, Kupferoxid (I) Cu 2 O, Aluminiumoxid Al 2 O 3, Manganoxid (VII) Mn 2 O 7.

Sauerstoff bildet auch Verbindungen mit der Oxidationsstufe –1. Dies sind Peroxide (der alte Name ist Peroxide), zum Beispiel Wasserstoffperoxid H 2 O 2, Bariumperoxid BaO 2, Natriumperoxid Na 2 O 2 und andere. Diese Verbindungen enthalten eine Peroxidgruppe – O – O –. Mit aktiven Alkalimetallen, beispielsweise Kalium, kann Sauerstoff auch Superoxide bilden, beispielsweise KO 2 (Kaliumsuperoxid), RbO 2 (Rubidiumsuperoxid). In Superoxiden beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff –1/2. Es sei darauf hingewiesen, dass Superoxidformeln häufig als K 2 O 4, Rb 2 O 4 usw. geschrieben werden.

Mit dem aktivsten Nichtmetall Fluor bildet Sauerstoff Verbindungen in positiven Oxidationsstufen. In der Verbindung O 2 F 2 beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff also +1 und in der Verbindung O 2 F - +2. Diese Verbindungen gehören nicht zu den Oxiden, sondern zu den Fluoriden. Sauerstofffluoride können nur indirekt synthetisiert werden, beispielsweise durch die Einwirkung von Fluor F2 auf verdünnte wässrige Lösungen von KOH.

Geschichte der Entdeckung

Die Geschichte der Entdeckung von Sauerstoff ist wie Stickstoff mit der Erforschung der atmosphärischen Luft verbunden, die mehrere Jahrhunderte dauerte. Die Tatsache, dass Luft von Natur aus nicht homogen ist, sondern Teile enthält, von denen einer die Verbrennung und Atmung unterstützt und der andere nicht, wusste bereits im 8. Jahrhundert der chinesische Alchemist Mao Hoa und später in Europa Leonardo da Vinci. Im Jahr 1665 schrieb der englische Naturforscher R. Hooke, dass die Luft aus dem in Nitrat enthaltenen Gas sowie aus inaktivem Gas besteht, das den größten Teil der Luft ausmacht. Dass Luft ein lebenserhaltendes Element enthält, war vielen Chemikern im 18. Jahrhundert bekannt. Der schwedische Apotheker und Chemiker Karl Scheele begann 1768 mit der Erforschung der Zusammensetzung der Luft. Drei Jahre lang zersetzte er Salpeter (KNO 3, NaNO 3) und andere Stoffe durch Erhitzen und erhielt „feurige Luft“, die die Atmung und Verbrennung unterstützte. Doch Scheele veröffentlichte die Ergebnisse seiner Experimente erst 1777 in dem Buch „Chemical Treatise on Air and Fire“. Im Jahr 1774 erlangte der englische Priester und Naturforscher J. Priestley ein Gas, das die Verbrennung durch Erhitzen von „verbranntem Quecksilber“ (Quecksilberoxid HgO) unterstützt. Während seines Aufenthalts in Paris berichtete Priestley, der nicht wusste, dass das von ihm gewonnene Gas Teil der Luft war, A. Lavoisier und anderen Wissenschaftlern über seine Entdeckung. Zu diesem Zeitpunkt war auch Stickstoff entdeckt worden. Im Jahr 1775 kam Lavoisier zu dem Schluss, dass gewöhnliche Luft aus zwei Gasen besteht – einem Gas, das zum Atmen und zur Unterstützung der Verbrennung notwendig ist, und einem Gas „der entgegengesetzten Natur“ – Stickstoff. Lavoisier nannte das verbrennungsunterstützende Gas Oxygene – „säurebildend“ (von griechisch oxys – sauer und gennao – ich gebäre; daher der russische Name „Sauerstoff“), da er damals glaubte, dass alle Säuren Sauerstoff enthalten. Es ist seit langem bekannt, dass Säuren sowohl sauerstoffhaltig als auch sauerstofffrei sein können, der Name des Lavoisier-Elements ist jedoch unverändert geblieben. Fast anderthalb Jahrhunderte lang diente 1/16 der Masse eines Sauerstoffatoms als Einheit zum Vergleich der Massen verschiedener Atome untereinander und wurde zur numerischen Charakterisierung der Atommassen verschiedener Elemente (sog Sauerstoffskala der Atommassen).

Vorkommen in der Natur: Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde; sein Anteil (in verschiedenen Verbindungen, hauptsächlich Silikaten) macht etwa 47,4 % der Masse der festen Erdkruste aus. Meer- und Süßwasser enthalten eine große Menge an gebundenem Sauerstoff – 88,8 % (Massenanteil), in der Atmosphäre beträgt der Gehalt an freiem Sauerstoff 20,95 % (Massenanteil). Das Element Sauerstoff ist Bestandteil von mehr als 1.500 Verbindungen in der Erdkruste.

Quittung:

Derzeit wird Sauerstoff in der Industrie durch Zerlegung von Luft bei niedrigen Temperaturen hergestellt. Zunächst wird die Luft durch einen Kompressor komprimiert, wodurch die Luft erhitzt wird. Man lässt das komprimierte Gas auf Raumtemperatur abkühlen und lässt es dann frei expandieren. Während es sich ausdehnt, sinkt die Temperatur des Gases stark. Abgekühlte Luft, deren Temperatur mehrere zehn Grad unter der Umgebungstemperatur liegt, wird erneut auf 10-15 MPa komprimiert. Anschließend wird die freigesetzte Wärme wieder abgeführt. Nach mehreren Kompressions-Expansions-Zyklen sinkt die Temperatur unter den Siedepunkt von Sauerstoff und Stickstoff. Es entsteht flüssige Luft, die anschließend einer Destillation unterzogen wird. Der Siedepunkt von Sauerstoff (–182,9 °C) ist mehr als 10 Grad höher als der Siedepunkt von Stickstoff (–195,8 °C). Daher verdampft zunächst Stickstoff aus der Flüssigkeit und im Rest reichert sich Sauerstoff an. Durch die langsame (fraktionierte) Destillation ist es möglich, reinen Sauerstoff zu gewinnen, bei dem der Gehalt an Stickstoffverunreinigungen weniger als 0,1 Volumenprozent beträgt.

Das chemische Element Sauerstoff kann in zwei allotropen Modifikationen vorliegen, d. h. bildet zwei einfache Stoffe. Beide Stoffe haben eine molekulare Struktur. Einer von ihnen hat die Formel O 2 und heißt Sauerstoff, d.h. das Gleiche wie der Name des chemischen Elements, aus dem es gebildet wird.

Eine weitere einfache, aus Sauerstoff gebildete Substanz heißt Ozon. Ozon besteht im Gegensatz zu Sauerstoff aus dreiatomigen Molekülen, d.h. hat die Formel O 3 .
Da die wichtigste und häufigste Form von Sauerstoff der molekulare Sauerstoff O 2 ist, betrachten wir zunächst seine chemischen Eigenschaften.

Das chemische Element Sauerstoff steht hinsichtlich der Elektronegativität unter allen Elementen an zweiter Stelle und wird nur von Fluor übertroffen. In diesem Zusammenhang ist es logisch, von einer hohen Aktivität des Sauerstoffs und dem Vorhandensein fast ausschließlich oxidierender Eigenschaften auszugehen. Tatsächlich ist die Liste einfacher und komplexer Stoffe, mit denen Sauerstoff reagieren kann, riesig. Es ist jedoch zu beachten, dass die meisten Reaktionen mit Sauerstoff Erhitzen erfordern, da das Sauerstoffmolekül über eine starke Doppelbindung verfügt. Meistens ist gleich zu Beginn der Reaktion (Zündung) eine starke Erwärmung erforderlich, danach laufen viele Reaktionen selbstständig ohne Wärmezufuhr von außen weiter ab.

Von den einfachen Stoffen werden nur Edelmetalle (Ag, Pt, Au), Halogene und Edelgase nicht durch Sauerstoff oxidiert.

Schwefel verbrennt in Sauerstoff zu Schwefeldioxid:

Phosphor kann je nach Sauerstoffüberschuss oder -mangel sowohl Phosphoroxid (V) als auch Phosphoroxid (III) bilden:

Die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Stickstoff erfolgt unter äußerst rauen Bedingungen, da die Bindungsenergien in Sauerstoff- und insbesondere Stickstoffmolekülen sehr hoch sind. Auch die hohe Elektronegativität beider Elemente trägt zur Komplexität der Reaktion bei. Die Reaktion beginnt erst bei Temperaturen über 2000 °C und ist reversibel:

Nicht alle einfachen Stoffe reagieren mit Sauerstoff unter Bildung von Oxiden. Beispielsweise bildet Natrium beim Verbrennen in Sauerstoff Peroxid:

und Kalium ist ein Superoxid:

Wenn komplexe Substanzen in Sauerstoff verbrennen, entsteht am häufigsten eine Mischung aus Oxiden der Elemente, die die ursprüngliche Substanz bildeten. Zum Beispiel:

Bei der Verbrennung stickstoffhaltiger organischer Stoffe in Sauerstoff entsteht jedoch anstelle von Stickoxiden molekularer Stickstoff N2. Zum Beispiel:

Bei der Verbrennung von Chlorderivaten in Sauerstoff entsteht anstelle von Chloroxiden Chlorwasserstoff:

Chemische Eigenschaften von Schwefel

Schwefel als chemisches Element kann in mehreren allotropen Modifikationen vorliegen. Es gibt rhombischen, monoklinen und plastischen Schwefel. Monokliner Schwefel kann durch langsames Abkühlen einer Schmelze orthorhombischen Schwefels gewonnen werden, während plastischer Schwefel dagegen durch starkes Abkühlen einer zuvor zum Sieden gebrachten Schwefelschmelze gewonnen wird. Plastischer Schwefel hat eine für anorganische Stoffe seltene Elastizitätseigenschaft – er ist in der Lage, sich unter dem Einfluss äußerer Kraft reversibel zu dehnen und in seine ursprüngliche Form zurückzukehren, wenn dieser Einfluss aufhört. Orthorhombischer Schwefel ist unter normalen Bedingungen am stabilsten und alle anderen allotropen Modifikationen wandeln sich im Laufe der Zeit in ihn um.

Orthorhombische Schwefelmoleküle bestehen aus acht Atomen, d.h. seine Formel kann als S 8 geschrieben werden. Da die chemischen Eigenschaften aller Modifikationen jedoch ähnlich genug sind, um das Schreiben von Reaktionsgleichungen nicht zu erschweren, wird jeder Schwefel einfach mit dem Symbol S bezeichnet.

Schwefel kann sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen interagieren. Bei chemischen Reaktionen zeigt es sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften.

Die oxidierenden Eigenschaften von Schwefel zeigen sich, wenn er mit Metallen sowie Nichtmetallen interagiert, die aus Atomen eines weniger elektronegativen Elements (Wasserstoff, Kohlenstoff, Phosphor) bestehen:

Schwefel wirkt als Reduktionsmittel bei Wechselwirkung mit Nichtmetallen, die aus elektronegativeren Elementen (Sauerstoff, Halogene) gebildet werden, sowie mit komplexen Substanzen mit ausgeprägter Oxidationsfunktion, beispielsweise Schwefelsäure und konzentrierter Salpetersäure:

Schwefel reagiert auch beim Kochen mit konzentrierten wässrigen Alkalilösungen. Die Wechselwirkung verläuft je nach Art der Disproportionierung, d.h. Schwefel senkt und erhöht gleichzeitig seinen Oxidationszustand.

SAUERSTOFF, O (a. Sauerstoff; i. Sauerstoff; f. Oxygene; i. Oxigeno), ist ein chemisches Element der Gruppe VI des Periodensystems von Mendelejew, Ordnungszahl 8, Atommasse 15,9994. In der Natur besteht es aus drei stabilen Isotopen: 16 O (99,754 %), 17 O (0,0374 %), 18 O (0,2039 %). Unabhängig voneinander vom schwedischen Chemiker K.V. Scheele (1770) und dem englischen Forscher J. Priestley (1774) entdeckt. Im Jahr 1775 fand der französische Chemiker A. Lavoisier heraus, dass Luft aus zwei Gasen besteht – Sauerstoff und Stickstoff – und gab dem ersten einen Namen.

Mehr als 99,9 % des Sauerstoffs auf der Erde liegen in gebundenem Zustand vor. Sauerstoff ist der Hauptfaktor, der die Verteilung der Elemente auf planetarischer Ebene reguliert. Sein Inhalt nimmt natürlich mit der Tiefe ab. Der Sauerstoffgehalt in magmatischen Gesteinen variiert zwischen 49 % in sauren Vulkangesteinen und 38–42 % in Duniten und Kimberliten. Der Sauerstoffgehalt in metamorphen Gesteinen entspricht der Tiefe ihrer Entstehung: von 44 % in Eklogiten bis 48 % in kristallinen Schiefern. Der maximale Sauerstoffgehalt in Sedimentgesteinen beträgt 49-51 %. Beim Eintauchen von Sedimenten kommt es zu einer Dehydrierung und teilweisen Reduktion von Eisenoxid, begleitet von einer Abnahme der Sauerstoffmenge im Gestein. Wenn Gesteine ​​aus der Tiefe in oberflächennahe Verhältnisse aufsteigen, beginnen ihre Veränderungsprozesse mit dem Eintrag von Wasser und Kohlendioxid und der Sauerstoffgehalt steigt. Eine herausragende Rolle in geochemischen Prozessen spielt freier Sauerstoff, dessen Bedeutung durch seine hohe chemische Aktivität, sein hohes Migrationsvermögen und seinen konstanten, relativ hohen Gehalt in der Biosphäre bestimmt wird, wo er nicht nur verbraucht, sondern auch reproduziert wird.

Freier Sauerstoff

Es wird angenommen, dass im Proterozoikum durch Photosynthese freier Sauerstoff entstand. Bei supergenen Prozessen ist Sauerstoff einer der Hauptwirkstoffe; er oxidiert Schwefelwasserstoff und niedere Oxide. Sauerstoff bestimmt das Verhalten vieler Elemente: Er erhöht die Migrationsfähigkeit von Chalkophilen, oxidiert Sulfide zu mobilen Sulfaten, verringert die Beweglichkeit von Eisen und fällt sie in Form von Hydroxiden aus und verursacht dadurch deren Trennung usw. In Ozeangewässern ist der Sauerstoff Der Inhalt ändert sich: Im Sommer gibt der Ozean Sauerstoff an die Atmosphäre ab, im Winter nimmt er ihn auf. Polarregionen sind mit Sauerstoff angereichert. Sauerstoff- und Kohlendioxidverbindungen sind von wichtiger geochemischer Bedeutung.

Die primäre Isotopenzusammensetzung des Erdsauerstoffs entsprach der Isotopenzusammensetzung von Meteoriten und ultrabasischen Gesteinen (18O = 5,9–6,4 %). Sedimentationsprozesse führten zur Fraktionierung von Isotopen zwischen Sedimenten und Wasser und zum Abbau von schwerem Sauerstoff im Meerwasser. Der atmosphärische Sauerstoff ist im Vergleich zum Ozeansauerstoff, der als Standard gilt, an 18 O abgereichert. Alkalische Gesteine, Granite, metamorphe Gesteine ​​und Sedimentgesteine ​​sind mit schwerem Sauerstoff angereichert. Schwankungen in der Isotopenzusammensetzung terrestrischer Objekte werden hauptsächlich durch die Temperatur des Prozesses bestimmt. Dies ist die Grundlage für die Isotopenthermometrie der Karbonatbildung und anderer geochemischer Prozesse.

Sauerstoff gewinnen

Die wichtigste industrielle Methode zur Herstellung von Sauerstoff ist die Luftzerlegung mittels Tiefenkühlung. Sauerstoff entsteht als Nebenprodukt bei der Elektrolyse von Wasser. Es wurde ein Verfahren zur Herstellung von Sauerstoff durch selektive Diffusion von Gasen durch Molekularsiebe entwickelt.

Sauerstoffgas

Gasförmiger Sauerstoff wird in der Metallurgie zur Intensivierung von Hochofen- und Stahlherstellungsprozessen, beim Schmelzen von Nichteisenmetallen in Öfen, Bessemer-Steinen usw. verwendet (über 60 % des verbrauchten Sauerstoffs); als Oxidationsmittel in vielen chemischen Industrien; in der Technik - beim Schweißen und Schneiden von Metallen; bei der unterirdischen Vergasung von Kohle usw.; Ozon – zur Sterilisierung von Speisewasser und zur Desinfektion von Räumlichkeiten. Flüssiger Sauerstoff wird als Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe verwendet.

Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der sechsten Gruppe, der zweiten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente, mit der Ordnungszahl 8. Es wird mit dem Symbol O (lat. Oxygenium) bezeichnet. Sauerstoff ist ein chemisch aktives Nichtmetall und das leichteste Element aus der Gruppe der Chalkogene. Der einfache Stoff Sauerstoff (CAS-Nummer: 7782-44-7) ist unter normalen Bedingungen ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas, dessen Molekül aus zwei Sauerstoffatomen besteht (Formel O 2) und wird daher auch Disauerstoff genannt. Flüssiger Sauerstoff hat eine hellblaue Farbe, während fester Sauerstoff in hellblauen Kristallen vorliegt.
Es gibt andere allotrope Formen von Sauerstoff, zum Beispiel Ozon (CAS-Nummer: 10028-15-6) – unter normalen Bedingungen ein blaues Gas mit spezifischem Geruch, dessen Molekül aus drei Sauerstoffatomen besteht (Formel O 3).

Geschichte der Entdeckung

Es wird offiziell angenommen, dass Sauerstoff am 1. August 1774 vom englischen Chemiker Joseph Priestley entdeckt wurde, indem er Quecksilberoxid in einem hermetisch verschlossenen Gefäß zersetzte (Priestley richtete Sonnenlicht mit einer leistungsstarken Linse auf diese Verbindung).
2HgO (t) → 2Hg + O 2

Priestley war sich jedoch zunächst nicht darüber im Klaren, dass er eine neue einfache Substanz entdeckt hatte; er glaubte, einen der Bestandteile der Luft isoliert zu haben (und nannte dieses Gas „dephlogistisierte Luft“). Priestley berichtete dem herausragenden französischen Chemiker Antoine Lavoisier von seiner Entdeckung. Im Jahr 1775 stellte A. Lavoisier fest, dass Sauerstoff Bestandteil von Luft und Säuren ist und in vielen Substanzen vorkommt.
Einige Jahre zuvor (1771) wurde Sauerstoff vom schwedischen Chemiker Karl Scheele gewonnen. Er kalzinierte Salpeter mit Schwefelsäure und zersetzte anschließend das entstehende Stickoxid. Scheele nannte dieses Gas „Feuerluft“ und beschrieb seine Entdeckung in einem 1777 veröffentlichten Buch (gerade weil das Buch später veröffentlicht wurde, als Priestley seine Entdeckung bekannt gab, gilt letzterer als Entdecker des Sauerstoffs). Scheele berichtete auch Lavoisier von seinen Erfahrungen.
Ein wichtiger Schritt, der zur Entdeckung von Sauerstoff beitrug, war die Arbeit des französischen Chemikers Peter Bayen, der Arbeiten über die Oxidation von Quecksilber und die anschließende Zersetzung seines Oxids veröffentlichte.
Schließlich fand A. Lavoisier mithilfe von Informationen von Priestley und Scheele schließlich die Natur des entstehenden Gases heraus. Seine Arbeit war von enormer Bedeutung, da dank ihr die damals vorherrschende Phlogiston-Theorie gestürzt wurde, die die Entwicklung der Chemie behinderte. Lavoisier führte Experimente zur Verbrennung verschiedener Substanzen durch und widerlegte die Theorie von Phlogiston, indem er Ergebnisse zum Gewicht der verbrannten Elemente veröffentlichte. Das Gewicht der Asche überstieg das ursprüngliche Gewicht des Elements, was Lavoisier das Recht gab zu behaupten, dass bei der Verbrennung eine chemische Reaktion (Oxidation) des Stoffes stattfindet und daher die Masse des ursprünglichen Stoffes zunimmt, was die Theorie von Phlogiston widerlegt .
Somit wird der Verdienst für die Entdeckung des Sauerstoffs tatsächlich zwischen Priestley, Scheele und Lavoisier geteilt.

Herkunft des Namens

Das Wort Sauerstoff (zu Beginn des 19. Jahrhunderts auch „Säurelösung“ genannt) verdankt sein Erscheinen in der russischen Sprache zu einem gewissen Grad M. V. Lomonosov, der neben anderen Neologismen das Wort „Säure“ einführte; Somit war das Wort „Sauerstoff“ wiederum eine Ableitung des von A. Lavoisier vorgeschlagenen Begriffs „Sauerstoff“ (französisch oxygène) (aus dem Altgriechischen ὀξύς – „sauer“ und γεννάω – „Gebären“), nämlich übersetzt als „Säure erzeugen“, was mit seiner ursprünglichen Bedeutung verbunden ist – „Säure“, was früher Oxide bedeutete, die nach der modernen internationalen Nomenklatur Oxide genannt wurden.

Quittung

Derzeit wird in der Industrie Sauerstoff aus der Luft gewonnen. Die wichtigste industrielle Methode zur Herstellung von Sauerstoff ist die kryogene Rektifikation. Auch Sauerstoffanlagen auf Basis der Membrantechnologie sind in der Industrie bekannt und erfolgreich im Einsatz.
Labore verwenden industriell hergestellten Sauerstoff, der in Stahlflaschen unter einem Druck von etwa 15 MPa bereitgestellt wird.
Durch Erhitzen von Kaliumpermanganat KMnO 4 können geringe Mengen Sauerstoff gewonnen werden:
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Auch die katalytische Zersetzungsreaktion von Wasserstoffperoxid H2O2 wird genutzt:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Der Katalysator ist Mangandioxid (MnO 2) oder ein Stück rohes Gemüse (sie enthalten Enzyme, die den Abbau von Wasserstoffperoxid beschleunigen).
Sauerstoff kann durch katalytische Zersetzung von Kaliumchlorat (Berthollet-Salz) KClO 3 gewonnen werden:
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Zu den Labormethoden zur Herstellung von Sauerstoff gehört die Methode der Elektrolyse wässriger Alkalilösungen.

Physikalische Eigenschaften

Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein Gas ohne Farbe, Geschmack oder Geruch.
1 Liter davon hat eine Masse von 1,429 g und ist damit etwas schwerer als Luft. Schwer löslich in Wasser (4,9 ml/100 g bei 0 °C, 2,09 ml/100 g bei 50 °C) und Alkohol (2,78 ml/100 g bei 25 °C). Es löst sich gut in geschmolzenem Silber (22 Volumenteile O 2 in 1 Volumenteil Ag bei 961 °C). Ist paramagnetisch.
Wenn gasförmiger Sauerstoff erhitzt wird, erfolgt seine reversible Dissoziation in Atome: bei 2000 °C – 0,03 %, bei 2600 °C – 1 %, bei 4000 °C – 59 %, bei 6000 °C – 99,5 %.
Flüssiger Sauerstoff (Siedepunkt −182,98 °C) ist eine blassblaue Flüssigkeit.
Fester Sauerstoff (Schmelzpunkt −218,79 °C) – blaue Kristalle.