Sauerstoff

8 Stickstoff- ← Sauerstoff → Fluor - ↑ Ö ↓ S Periodensystem - Erweitertes Periodensystem
Allgemein
Name , Symbol, Zahl	Sauerstoff, O, 8
Chemische Reihe	Nichtmetalle, Chalkogene
Gruppe, Periode, Block	16, 2, p
Aussehen	farblos (Gas) sehr hellblau (flüssig)
Atommasse	15,9994 (3) g/mol
Elektronenkonfiguration	1s zwei 2s zwei 2p 4
Elektronen pro Schale	2, 6
Physikalische Eigenschaften
Phase	Gas
Dichte	(0 °C, 101,325 kPa) 1,429 g/l
Schmelzpunkt	54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F)
Siedepunkt	90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F)
Kritischer Punkt	154,59 K, 5,043 MPa
Schmelzwärme	(Ö zwei ) 0,444 kJ·mol −1
Verdampfungswärme	(Ö zwei ) 6,82 kJ·mol −1
Wärmekapazität	(25°C) (O zwei ) 29.378 Jmol −1 ·K −1
P / Brunnen 1 10 100 1 k 10 k 100 k bei T /K 61 73 90
Atomare Eigenschaften
Kristallstruktur	kubisch
Oxidationszustände	− zwei , −1 (neutrales Oxid)
Elektronegativität	3,44 (Pauling-Skala)
Ionisationsenergien ( mehr)	1.: 1313,9 kJ·mol −1
	2.: 3388,3 kJ·mol −1
	3.: 5300,5 kJ mol −1
Atomradius	60 Uhr
Atomradius (berechnet)	48 Uhr
Kovalenter Radius	73 Uhr
Van-der-Waals-Radius	152 Uhr
Sonstig
Magnetische Bestellung	paramagnetisch
Wärmeleitfähigkeit	(300 K) 26,58 mW·m −1 ·K −1
Schallgeschwindigkeit	(Gas, 27 °C) 330 m/s
CAS-Registrierungsnummer	7782-44-7
Ausgewählte Isotope
iso DAS Halbwertszeit DM VON DP 16 Ö 99,76 % O ist stabil mit 8 Neutronen 17 Ö 0,038 % O ist stabil mit 9 Neutronen 18 Ö 0,21 % O ist stabil mit 10 Neutronen
Verweise

Sauerstoff (EINSCHLAG: /ˈɔksidʒən/ ) ist ein Chemisches Element mit dem chemischen Symbol Ö und Ordnungszahl 8. Auf der Erde ist es normalerweise kovalent oder ionisch an andere Elemente gebunden.

Ungebundener Sauerstoff (auch molekularer Sauerstoff genannt, O _zwei , ein zweiatomiges Molekül) tauchte erstmals während des Paläoproterozoikums (vor 2,5 Milliarden Jahren bis vor 1,6 Milliarden Jahren) in beträchtlichen Mengen auf der Erde als Produkt der Stoffwechseltätigkeit früher Anaerobier (Archaeen und Bakterien ). Das Vorhandensein großer Mengen an freiem Sauerstoff hat möglicherweise die meisten damals lebenden Organismen zum Aussterben gebracht. Der atmosphärische Überfluss an freiem Sauerstoff in späteren geologischen Epochen und bis in die Gegenwart wurde weitgehend von photosynthetischen Organismen angetrieben; Ungefähr drei Viertel des freien Elements werden von Algen in den Ozeanen produziert und ein Viertel von der Erde Pflanzen .

Eigenschaften

Durch einen interessanten Zufall der Natur hat flüssiger Sauerstoff eine himmelblaue Farbe. Es ist jedoch wichtig zu beachten, dass die beiden Phänomene sind völlig beziehungslos (Das Blau des Himmels ist auf Rayleigh-Streuung zurückzuführen und wäre auch vorhanden, wenn kein Sauerstoff in der Luft wäre).

Sauerstoff ist ein Hauptbestandteil der Luft, der von Pflanzen während produziert wird Photosynthese , und ist für die aerobe Atmung bei Tieren notwendig. Das Wort Sauerstoff leitet sich von zwei Wurzeln im Griechischen ab, oxys (Säure, scharf) und -genēs (Geboren von). Im frühen 18. Jahrhundert, Antoine Lavoisier prägte den Namen Sauerstoff aus den oben erwähnten griechischen Wurzeln, weil er fälschlicherweise dachte, dass er ein Bestandteil aller Säuren sei. (Die Definition von Säure wurde inzwischen überarbeitet).

Bei Standardtemperatur und -druck liegt Sauerstoff als zweiatomiges Molekül mit der Formel O vor _zwei , bei dem die beiden Sauerstoffatome doppelt aneinander gebunden sind. In seiner stabilsten Form liegt Sauerstoff als Diradikal (Triplett-Sauerstoff) mit zwei ungepaarten Elektronen in Molekülorbitalen des O vor _zwei Molekül. Obwohl ungepaarte Elektronen üblicherweise mit hoher Reaktivität in chemischen Verbindungen in Verbindung gebracht werden, ist Triplett-Sauerstoff im Vergleich zu den meisten Radikalen relativ (und glücklicherweise) unreaktiv.

Singulett-Sauerstoff, ein Name für mehrere höherenergetische Arten von molekularem Sauerstoff, in dem alle Elektronenspins gepaart sind, ist viel reaktiver gegenüber gewöhnlichen organischen Molekülen. In der Natur wird Singulett-Sauerstoff üblicherweise während der Photosynthese unter Verwendung der Energie des Sonnenlichts aus Wasser gebildet. Es wird auch vom Immunsystem als Quelle für aktiven Sauerstoff produziert. Carotinoide in photosynthetischen Organismen und möglicherweise auch in Tieren spielen eine wichtige Rolle bei der Absorption von Energie aus Singulett-Sauerstoff und der Umwandlung in den nicht angeregten Grundzustand, bevor sie Gewebe schädigen können.

Flüssigkeit o _zwei und festes O _zwei sind klare Substanzen mit einer hellhimmelblauen Farbe. In normaler Triplettform sind sie aufgrund der magnetischen Spinmomente der ungepaarten Elektronen im Molekül und der negativen Austauschenergie zwischen benachbarten O paramagnetisch _zwei Moleküle. Flüssiger Sauerstoff wird von einem Magneten in einem ausreichenden Maße angezogen, dass eine Brücke aus flüssigem Sauerstoff gegen ihr eigenes Gewicht zwischen den Polen eines starken Magneten in Labordemonstrationen getragen werden kann. Flüssigkeit o _zwei wird üblicherweise durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft gewonnen.

Sauerstoff ist leicht wasserlöslich, aber natürlich vorkommende gelöste Mengen unterstützen das gesamte Meerestierleben (siehe unten).

Ö _zwei hat eine Bindungslänge von 121 pm und eine Bindungsenergie von 498 kJ/mol.

Allotrope

Sauerstoff, O _zwei , ist ein Gas und besteht aus 2 Sauerstoffatomen. Sauerstoff kommt am häufigsten in dieser Form vor, da er 21 % der Atmosphäre ausmacht. Ozon, O ₃ , ist ein Gas und besteht aus 3 Sauerstoffatomen

Ozon , das dreiatomige Allotrop des Sauerstoffs, ist ein giftiges Gas mit einem scharfen Geruch. Es fungiert in der oberen Atmosphäre der Erde als Schutzschild gegen UV-Strahlung und es wurde kürzlich festgestellt, dass es vom Immunsystem als antimikrobielles Mittel produziert wird (siehe unten). Flüssiges und festes O ₃ ( Ozon ) haben eine tiefere blaue Farbe als gewöhnlicher Sauerstoff und sind instabil und explosiv.

Ein kürzlich entdecktes Allotrop des Sauerstoffs, Tetrasauerstoff (O ₄ ), ist ein tiefroter Feststoff, der durch Druckbeaufschlagung von O entsteht _zwei in der Größenordnung von 20 GPa. Seine Eigenschaften werden für den Einsatz in Raketentreibstoffen und ähnlichen Anwendungen untersucht, da es ein viel stärkeres Oxidationsmittel ist als O _zwei oder Ö ₃ .

Anwendungen

Sauerstoff ist für die Atmung unerlässlich, daher hat eine Sauerstoffergänzung Verwendung gefunden Medizin (als Sauerstofftherapie). Menschen, die Berge besteigen oder in drucklosen Flugzeugen fliegen, haben manchmal zusätzliche Sauerstoffvorräte; Der Grund dafür ist, dass die Erhöhung des Sauerstoffanteils im Atemgas bei niedrigem Druck dazu führt, dass der eingeatmete Sauerstoffpartialdruck näher an den auf Meereshöhe herrschenden ansteigt. Eine bemerkenswerte Anwendung von Sauerstoff als Atemgas mit sehr niedrigem Druck findet in modernen Raumanzügen statt, wo die Verwendung von nahezu reinem Sauerstoff bei einem Gesamtdruck von etwa 1/3 des Normaldrucks zu normalen Sauerstoffpartialdrücken im Blut führt. Dieser Kompromiss zwischen dem Atemgasgehalt und dem erforderlichen Druck ist wichtig für Weltraumanwendungen, da flexible Raumanzüge, die bei Drücken auf Meereshöhe der Erde arbeiten, eine technologische Herausforderung bleiben, die die heutigen Möglichkeiten übersteigt.

Sauerstoff wird verwendet Schweißen (wie der Acetylen-Sauerstoffbrenner) und in der Herstellung von Stahl und Methanol. Flüssiger Sauerstoff findet als klassisches Oxidationsmittel im Raketenantrieb Verwendung.

Sauerstoff weist zwei Absorptionsbanden auf, die in den Wellenlängen 687 und 760 Nanometer zentriert sind. Einige Wissenschaftler haben vorgeschlagen, die Messung der Strahlung von Vegetationsüberdachungen in diesen Sauerstoffbändern zu verwenden, um den Gesundheitszustand der Pflanzen von einer Satellitenplattform aus zu charakterisieren. Denn in diesen Bändern ist es möglich, die Reflexion der Vegetation von der Fluoreszenz der Vegetation zu unterscheiden, die viel schwächer ist. Die Messung weist aufgrund des niedrigen Signal-Rausch-Verhältnisses und aufgrund der Vegetationsarchitektur mehrere technische Schwierigkeiten auf, wurde jedoch als Möglichkeit vorgeschlagen, den Kohlenstoffkreislauf von Satelliten aus auf globaler Ebene zu überwachen.

Sauerstoff hat als vermeintliches mildes Euphorikum eine Geschichte des Freizeitgebrauchs (siehe Sauerstoffbalken), jedoch ist die Realität dieser Wirkung zweifelhaft. Kontrollierte Tests mit sauerstoffreichen Mischungen beim Tauchen (siehe Nitrox) und anderen Aktivitäten, selbst bei höheren als den normalen Drücken, zeigen keine besonderen Auswirkungen auf den Menschen, außer der Förderung einer erhöhten Toleranz gegenüber Aerobic-Übungen.

Im 19. Jahrhundert wurde Sauerstoff oft mit Lachgas gemischt, um eine schmerzlindernde Wirkung zu fördern; ein stabiles 50%iges Gasgemisch (Entonox) wird heute in der Medizin üblicherweise als Analgetikum verwendet, und 30% Sauerstoff mit 70% Lachgas ist die übliche Basisanästhesiemischung. Diese Effekte sind jedoch auf das Lachgas zurückzuführen.

Wissenschaftliche Geschichte

Sauerstoff wurde erstmals von Michał Sędziwój, einem Polen, beschrieben Alchimist und Philosoph im späten 16. Jahrhundert. Sędziwój betrachtete das Gas, das von warmem Salpeter (Salpeter) abgegeben wird, als 'Lebenselixier'.

Sauerstoff wurde mehr quantitativ von der entdeckt Schwedisch Apotheker Carl Wilhelm Scheele einige Zeit vor 1773, aber die Entdeckung wurde erst nach der unabhängigen Entdeckung von Joseph Priestley am 1. August 1774 veröffentlicht, der das Gas nannte dephlogistische Luft (siehe Phlogiston-Theorie). Priestley veröffentlichte Entdeckungen 1775 und Scheele 1777; Folglich wird Priestley normalerweise die Ehre zuteil. Sowohl Scheele als auch Priestley erzeugten Sauerstoff durch Erhitzen von Quecksilberoxid.

Scheele nannte das Gas „Feuerluft“, weil es der einzige bekannte Unterstützer der Verbrennung war. Sie wurde später „Lebensluft“ genannt, weil sie für die Existenz des tierischen Lebens lebensnotwendig war und ist.

Das Gas wurde benannt nach Antoine Laurent Lavoisier , nach Priestleys Veröffentlichung im Jahr 1775, von griechischen Wurzeln, was „Säurebildner“ bedeutet. Wie bereits erwähnt, spiegelt der Name die damals weit verbreitete falsche Annahme wider, dass Säuren Sauerstoff enthalten.

Auftreten

Jährlicher Mittelwert des gelösten Sauerstoffs an der Meeresoberfläche für den Weltozean. Beachten Sie mehr Sauerstoff in kaltem Wasser in der Nähe der Pole.

Sauerstoff ist der häufigste Bestandteil der Erdkruste (49 Massen-%), der zweithäufigste Bestandteil der Erde als Ganzes (28,2 Massen-%) und der zweithäufigste Bestandteil der Erdkruste Erdatmosphäre (20,947 Vol.-%), an zweiter Stelle Stickstoff- .

Sauerstoff kommt als Lösung in den Gewässern der Erde vor. Bei 25 °C unter 1 atm Luft löst ein Liter Wasser etwa 6,04 cm³ (8,63 mg, 0,270 mmol) Sauerstoff, während Meerwasser etwa 4,9 cm³ (7,0 mg, 0,22 mmol) löst. Bei 0°C steigen die Löslichkeiten auf 10,29 cc (14,7 mg, 0,460 mmol) für Wasser und 8,0 cc (11,4 mg, 0,36 mmol) für Meerwasser. Dieser Unterschied hat wichtige Auswirkungen auf das Leben im Ozean, da Polarozeane aufgrund ihres Sauerstoffgehalts eine viel höhere Lebensdichte unterstützen.

Verbindungen

Die bekannteste Sauerstoffverbindung ist Wasser .

Aufgrund seiner Elektronegativität bildet Sauerstoff mit fast allen anderen Elementen chemische Bindungen, daher der Ursprung der ursprünglichen Definition von Oxidation. Die einzigen Elemente, von denen bekannt ist, dass sie der Möglichkeit der Oxidation entgehen, sind einige der Edelgase und Fluor . Außer Wasser (H _zwei O), bekannte Beispiele umfassen Verbindungen von Kohlenstoff und Sauerstoff, wie z Kohlendioxid (CO _zwei ), Alkohole (R-OH), Carbonyle (R-CO-H oder R-CO-R)) und Carbonsäuren (R-COOH). Oxygenierte Radikale wie Chlorate (ClO ₃ ⁻ ), Perchlorate (ClO ₄ ⁻ ), Chromate (CrO ₄ ²⁻ ), Dichromate (Cr _zwei Ö ₇ ²⁻ ), Permanganate (MnO ₄ ⁻ ) und Nitrate (NO ₃ ⁻ ) sind an und für sich starke Oxidationsmittel. Viele Metalle wie Eisen verbinden sich mit Sauerstoffatomen, Eisen(III)oxid (Fe _zwei Ö ₃ ). Ozon (Ö ₃ ) entsteht durch elektrostatische Entladung in Gegenwart von molekularem Sauerstoff. Ein doppeltes Sauerstoffmolekül (O _zwei ) _zwei ist bekannt und wird als Nebenbestandteil von flüssigem Sauerstoff gefunden. Epoxide sind Ether, bei denen das Sauerstoffatom Teil eines Rings aus drei Atomen ist.

Eine unerwartete Sauerstoffverbindung ist Disauerstoffhexafluoroplatinat O _zwei ⁺ PtF ₆ ⁻ . Es wurde entdeckt, als Neil Bartlett die Eigenschaften von PtF untersuchte ₆ . Er bemerkte eine Farbveränderung, wenn diese Verbindung atmosphärischer Luft ausgesetzt wurde. Bartlett begründete das Xenon sollte durch PtF oxidiert werden ₆ . Dies führte ihn zur Entdeckung von Xenonhexafluoroplatinat Xe ⁺ PtF ₆ ⁻ .

Isotope

Sauerstoff hat siebzehn bekannte Isotope mit Atommassen im Bereich von 12,03 u bis 28,06 u. Drei sind stabil, ¹⁶ Ö, ¹⁷ O, und ¹⁸ O, davon ¹⁶ O ist am häufigsten (über 99,7 %). Die Radioisotope haben alle Halbwertszeiten von weniger als drei Minuten.

Sauerstoff wurde vor der Definition der einheitlichen atomaren Masseneinheit ein Atomgewicht von 16 zugeordnet ¹² C. Da Physiker genannt ¹⁶ O nur, während Chemiker die natürlich vorkommende Mischung von Isotopen meinten, führte dies zu leicht unterschiedlichen Atomgewichtsskalen.

Vorsichtsmaßnahmen

Toxizität von O _zwei

Sauerstoff kann bei erhöhten Partialdrücken toxisch sein. Da der Sauerstoffpartialdruck der Sauerstoffanteil mal dem Gesamtdruck ist, können erhöhte Partialdrücke entweder durch einen hohen Sauerstoffanteil im Atemgas oder durch einen hohen Atemgasdruck oder eine Kombination aus beidem entstehen. Die Sauerstofftoxizität beginnt normalerweise bei Partialdrücken von mehr als 0,5 Atmosphären oder dem 2,5-fachen des normalen Sauerstoffpartialdrucks auf Meereshöhe von etwa 0,2 Atmosphären oder Bar aufzutreten. Dies bedeutet, dass bei Meeresspiegeldruck Mischungen mit weniger als 50 % Sauerstoff im Wesentlichen ungiftig sind. Bei medizinischen Anwendungen (z. B. in Beatmungsgasgemischen in Krankenhäusern) ist jedoch davon auszugehen, dass Gemische mit mehr als 50 % Sauerstoff Lungentoxizität aufweisen und über Tage hinweg langsame Lungenschäden verursachen, wobei die Schadensrate durch Gemische schnell ansteigt zwischen 50 % und 100 % Sauerstoff. Andererseits verursacht das Atmen von 100 % Sauerstoff in Weltraumanwendungen (wie in einigen modernen Raumanzügen oder in frühen Raumfahrzeugen wie dem Apollo-Raumschiff) aufgrund des niedrigen Gesamtdrucks (30 % bis 33 % des Meeresspiegels) keine Schäden. Gebraucht . Bei Raumanzügen beträgt der Sauerstoffpartialdruck im Atemgas typischerweise etwa 0,30 bar (1,4-facher Normalwert) und der Sauerstoffpartialdruck im Blut des Astronauten (aufgrund von Abwärtsanpassungen aufgrund von Wasserdampf und CO _zwei in den Alveolen) liegt nahe am Normalwert von 0,14 bar auf Meereshöhe.

Beim Tieftauchen und Tauchen an der Oberfläche und bei der Verwendung von Geräten, die hohe Sauerstoffpartialdrücke liefern können, wie z. B. Rebreather, kann eine Sauerstofftoxizität für die Lunge auftreten, genau wie bei medizinischen Anwendungen. Aufgrund der höheren Gesamtdrücke bei diesen Anwendungen kann der lungenschädigende Sauerstoffanteil deutlich unter 50 % liegen. Noch wichtiger ist, dass unter Drücken über dem normalen Meeresspiegel eine weit schwerwiegendere Form der Sauerstofftoxizität im zentralen Nervensystem zu generalisierten Anfällen führen kann. Diese Form der Sauerstofftoxizität tritt normalerweise nach mehreren Stunden Exposition gegenüber Sauerstoffpartialdrücken über etwa 1,4 Atmosphären (bar) (d. h. dem 7-fachen des Normalwerts) auf, wobei die Zeit für höhere Drücke darüber abnimmt, und mit großen Unterschieden von Person zu Person. Bei über drei Bar Sauerstoffpartialdruck (15-facher Normaldruck) treten die Anfälle typischerweise innerhalb von Minuten auf.

Toxizität und antibakterielle Verwendung anderer chemischer Sauerstoffformen

Bestimmte Derivate des Sauerstoffs, wie z Ozon (Ö ₃ ), Singulett-Sauerstoff, Wasserstoffperoxid , Hydroxylradikale und Superoxid, sind ebenfalls hochgiftig. Der Körper hat Mechanismen entwickelt, um sich gegen all diese toxischen Verbindungen zu schützen. Beispielsweise kann das natürlich vorkommende Glutathion als Antioxidans wirken, ebenso wie Bilirubin, das normalerweise ein Abbauprodukt von Hämoglobin ist. Um sich vor der zerstörerischen Natur von Peroxiden zu schützen, hat fast jeder Organismus auf der Erde eine Form des Enzyms Katalase entwickelt, das sehr schnell disproportioniert wird Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff. Ein weiteres nahezu universell in lebenden Organismen vorkommendes Enzym (mit Ausnahme einiger Bakterienarten, die Mn verwenden ²⁺ Ionen direkt für den Job) ist Superoxiddismutase. Diese Familie von Enzymen disproportioniert Superoxid zu Sauerstoff und Peroxid, was dann wiederum durch Katalase behandelt wird.

Immunsysteme höherer Organismen nutzen seit langem reaktive Sauerstoffformen, die sie produzieren. Antikörper katalysieren nicht nur die Produktion von Peroxid aus Sauerstoff, es ist jetzt auch bekannt, dass Immunzellen im Verlauf einer Immunantwort Peroxid, Superoxid und Singulett-Sauerstoff produzieren. Kürzlich wurde festgestellt, dass Singulett-Sauerstoff eine Quelle für biologisch erzeugten Sauerstoff ist Ozon : Diese Reaktion verläuft über eine ungewöhnliche Verbindung Dihydrogentrioxid, auch bekannt als Trioxidan (HOOOH), das ein Antikörper-katalysiertes Produkt aus Singulett-Sauerstoff und Wasser ist. Diese Verbindung disproportioniert wiederum zu Ozon und Peroxid und liefert zwei starke antibakterielle Mittel. Das Abwehrspektrum des Körpers gegen all diese aktiven Oxidationsmittel ist angesichts ihres 'absichtlichen' Einsatzes als antimikrobielle Mittel bei der Immunantwort kaum überraschend.

Sauerstoffderivate neigen insbesondere bei Stoffwechselprozessen zur Bildung freier Radikale. Weil sie schwere Schäden an Zellen und deren verursachen können DNS bevor sie behandelt werden, sind sie Teil vieler Theorien über Karzinogenese und Alterung.

Verbrennungsgefahr

Hochkonzentrierte Sauerstoffquellen fördern eine schnelle Verbrennung und sind es daher Feuer und Explosionsgefahren in Gegenwart von Kraftstoffen. Das Feuer, das die Besatzung von Apollo 1 auf einer Teststartrampe tötete, breitete sich so schnell aus, weil die Kapsel mit reinem Sauerstoff unter Druck gesetzt wurde, wie es bei einem tatsächlichen Flug üblich wäre, aber um den Überdruck in der Kapsel aufrechtzuerhalten, war dieser stattdessen etwas höher als Atmosphärendruck des ⅓ Normaldrucks, der im Flug verwendet würde. (Siehe Partialdruck.)

Ähnliche Gefahren gelten auch für Sauerstoffverbindungen mit hohem Oxidationsmittelgehalt Potenzial B. hochkonzentrierte Peroxide, Chlorate, Perchlorate und Dichromate; Sie können auch oft chemische Verbrennungen verursachen.