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sehen Sauerstoff für Sauerstoffgas (O₂).

Sauerstoff / Sauerstoff
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Allgemeines
Name	Sauerstoff / Sauerstoff
Symbol	Ö
Ordnungszahl	8
Gruppe	Sauerstoffgruppe
Zeitspanne	Periode 2
Block	P-Block
Serie	Nichtmetallisch
Farbe	farblos
Chemische Eigenschaften
Atommasse (Sie)	15,999
Elektronenkonfiguration	[Hallo]2s2 2p4
Oxidationsstufen	−2
Elektronegativität (Pauling)	3,44
Atomradius (Uhr)	73
1 Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	1313,95
2. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	3388,33
3. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	5300,51
Physikalische Eigenschaften
Dichte (kg·ich−3)	1,429
Schmelzpunkt (k)	54,8
Siedepunkt (K)	90,2
Aggregatzustand	Gas
Schmelzwärme (kJ mol−1)	0,223
Verdampfungswärme (kJ mol−1)	3,41
Van-der-Waalse-Radius (pm)	152
Kristallstruktur	Junges
Schallgeschwindigkeit (mso−1)	317
Spezifische Wärme (J kg−1·K−1)	920
Wärmeleitung (Wich−1·K−1)	0,0265
SIEinheiten und Standardtemperatur und -druck werden verwendet, sofern nicht anders angegeben
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Sauerstoff ist ein Chemisches Element mit Symbol Ö (Von dem Latein: Oxygenium) und Ordnungszahl 8. Es ist ein nichtmetallisch das zu den Sauerstoffgruppe (Gruppe VIa oder Gruppe 16) im Periodensystem gehört. Sauerstoff kommt als einfache Sache besonders wenn Sauerstoff (Ö₂) in der Atmosphäre. Im zusammengesetzte Form es ist auch ein weit verbreitetes Element, weil das ganze Wasser der Ozeane und alle Silikate die die Erdkruste ausmachen, enthalten Sauerstoff. Gemessen an der Masse ist Sauerstoff das mit Abstand am häufigsten vorkommende Element im menschlichen Körper: Es besteht zu etwa 65 % aus Sauerstoff (hauptsächlich als Baustein des Wassers).^[1]

Als Gas ist Sauerstoff farb-, geruchs- und geschmacklos. Als Flüssigkeit ist es hellblau.^[2]

Allotrope Formen

Monosauerstoff

Sauerstoff kommt in freier einatomiger Form (der SauerstoffRadikale O⋅) kommt auf der Erde nur in den verdünnteren oberen Schichten der Atmosphäre vor. Einzelne Atome dieses Elements sind hochreaktiv und verbinden sich schnell mit anderen Stoffen; zum Beispiel beim Sezieren Wasserstoffperoxid huh₂Ö₂ das "lose" O-Atom rekombiniert direkt mit anderen O-Atomen zu O₂. Solche einzelnen Sauerstoffatome, die bei einer Reaktion kurzzeitig eine Rolle spielen, nennt man auch „im Status aufstrebend" erwähnt.

Sauerstoff

Sauerstoff als Element auf der Erde kommt hauptsächlich als Sauerstoff (Ö₂). Zweiatomiger Sauerstoff gibt es in zwei Formen, einer stabilen Triplett-Sauerstoff und ein aufgeregter Zustand, der Singulett-Sauerstoff wird genannt. Für die letztere Form gilt Ähnliches wie für die einatomige Form: Diese Form entsteht bei bestimmten Reaktionen, aber ein Singulett-Sauerstoffmolekül lebt in der Regel wegen seiner hohen Reaktivität nicht lange. Photosynthese ist eine Quelle für Singulett-Sauerstoff. Deshalb haben Pflanzen Carotinoid Farbstoffe, um dieses reaktive Molekül unschädlich zu machen.

Trisauerstoff

Trisauerstoff oder Ozon (Ö₃) kommt in der Atmosphäre (in der Ozonschicht) vor und bildet sich dort unter dem Einfluss der kosmischen Strahlung, kann aber auch Luftverschmutzung auf Meereshöhe gebildet werden.

Tetrasauerstoff und Octaoxygen

In der Festphase kann Sauerstoff in mehreren Phasen vorliegen. In der ε-Phase, die nur bei Drücken über 10 GPa auftritt und auch roter Sauerstoff heißt, Moleküle wären O₄ und/oder O₈ Aussehen.

Entdeckung

Sauerstoff wurde 1771 vom schwedischen Apotheker entdeckt Karl Wilhelm Scheele. Die Wiederentdeckung von Joseph Priestley machte es weithin bekannt. Es wurde bald verstanden, dass dieses Gas, obwohl es nur ein Fünftel der Himmel unseres Planeten, ermöglicht die Verbrennung sowie das Atmen von Menschen und Tieren (und Pflanzen, während der Dunkelheit).

Es war Antoine Lavoisier wie es der wissenschaftliche Name ist Oxygenium (Säurebildner). Das Element galt als unverzichtbarer Bestandteil von a Acid.

Vor allem die Tatsache, dass die Elektrolyse einer Vielzahl von Säuren (mit Halogenwasserstoffe als Ausnahme) zu den Kathode Schuld an diesem Glauben war Sauerstoffgas. Obwohl Oxide vieler Elemente säurebildend sind, ist das Gegenteil der Fall: Sauerstoff ist nicht notwendig, um eine Säure zu bilden. Die Formation der Chlorwasserstoff von Wasserstoffgas und Chlorgas ist ein Beispiel dafür.

Anwendungen

Sauerstoffgas in reiner Form ist weit verbreitet in Schweißgeräte und im medizinischen Bereich, zur Behandlung von Menschen mit Atemwegserkrankungen und Cluster-Kopfschmerz. Auch in der Luftfahrt und in der Tauchen ist ein Leben ohne sie nicht vorstellbar (siehe Nitrox und Trimix).

Flüssiges O₂ findet Anwendung in der Luft- und Raumfahrt und bei Großverbrauchern. Besonders wichtig ist es auch als chemischer Rohstoff, zum Beispiel für die kontrollierte Oxidation von Ethylen zu Ethylenoxid (über einem Silberkatalysator). Dieser industrielle Prozess liefert einen wichtigen Rohstoff für die Polymerindustrie.

Sauerstoffgas ist für viele Organismen auf der Erde unverzichtbar. Immerhin ohne O₂ würde es nirgendwo auf der Erde Aerobic geben?Dissimilation stattfinden. Auf Meereshöhe besteht die Luft zu etwa 21 % aus Sauerstoffgas. Da der biochemische Prozess der Lebewesen daran angepasst ist, ist dies eine optimale Menge, um den Körper in guter Verfassung zu halten. Sobald man sich in die Berge begibt, sinkt der Luftdruck und die Sauerstoffmenge im gleichen Luftvolumen leicht. Lebewesen können dann Atemprobleme entwickeln.

fiÖ₂ (Anteil des eingeatmeten Sauerstoffs) ist der Molenbruch oder Volumenanteil von Sauerstoff in medizinisch verabreichter Luft mit zusätzlichem Sauerstoff.

Aussehen

Flüssiger Sauerstoff in einem Becher

Sauerstoff gilt als das erste Element der Erdkruste. Es macht etwa 46,7% davon aus, das meiste davon in Form von Metalloxiden, Silikaten, Karbonate und andere Salze.Es ist der Hauptbestandteil (nach Gewicht 88,8%) der Ozeane, als eines der Elemente, aus denen Wasser (H₂O) existiert. Das gleiche gilt für das Eis, aus dem die Polkappen bestehen.

Auf anderen Himmelskörpern zum Beispiel Mars, das Eis kann bestehen aus Kohlendioxid, die auch Sauerstoff enthält. Jupiter Mond Europa ist komplett mit Wassereis bedeckt und Komm essen bestehen zum größten Teil aus Wassereis.

Dieser Sauerstoff in freier Form im Atmosphäre auftritt, ist das Ergebnis des Lebens auf der Erde, insbesondere der Photosynthese durch Cyanobakterien. Ohne diese kontinuierliche Produktion würde das Element allmählich aus der Atmosphäre verschwinden, da es ziemlich reaktiv ist und sich mit oxidierbaren Materialien verbindet. Waldbrände sind ein gutes Beispiel dafür.

Industrielle Produktion

Es gibt zwei Hauptmethoden zur Herstellung von 100 Millionen Tonnen O. jährlich₂ aus der Luft für industrielle Anwendungen hergestellt werden. Die gebräuchlichste Methode ist die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft in die verschiedenen Komponenten, wobei N₂ als Dampf destilliert, während O₂ wird als Flüssigkeit gebildet.

Isotope

sehen Isotope von Sauerstoff für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Neben dem am häufigsten vorkommenden Sauerstoffisotop ¹⁶O, es gibt noch zwei weitere stabile Isotope: ¹⁷O und ¹⁸O. Ein Dutzend radioaktiver Isotope sind auch bekannt mit Halbwertszeiten von weniger als drei Minuten.

Toxikologie und Sicherheit

Die Brandgefahr wird bei der Verwendung von reinem gasförmigem und insbesondere flüssigem Sauerstoff zu einem viel schwerwiegenderen Problem als es im normalen Leben ohnehin schon ist. Ein mit flüssigem Sauerstoff getränkter Wattebausch ist eine Bombe, die mit einem meterhohen Flammenblitz explodiert. Der Sauerstoff liegt in so hoher Konzentration an der Oberfläche des Brennstoffs vor, dass die Reaktion ungewöhnlich heftig wird.

Ebenfalls Ozon und Peroxide sind Gefahrstoffe, die mit Sachkenntnis gehandhabt werden müssen. Das Einatmen übermäßiger Ozonmengen kann zu ernsthaften Lungenproblemen führen, und Ozon kann auch mit vielen flüchtigen organischen Verbindungen zu schädlichen Verbindungen reagieren. Ein Sammelbegriff für diese Art der Verschmutzung ist Smog.

Unter Druck ist Sauerstoff für den Menschen giftig. Die maximale Tiefe für das Tauchen mit reinem Sauerstoff beträgt 6 Meter (siehe Sauerstoffvergiftung).

Sauerstoffchemie

Aufgrund seiner bemerkenswerten elektronischen Struktur und seines hohen Elektronegativität elementarer Sauerstoff ist ein aggressives Oxidationsmittel, das mit fast allen anderen Elementen stabile Verbindungen eingeht. Ausnahmen sind einige der leichteren Edelgase und das Metall Gold, davon nur metastabil Oxide sind bekannt. Das häufigste und wichtigste Oxid der Erde ist natürlich Wasser.

Im Oxide das Element nimmt zwei Elektronen auf und bildet die Oxidationsstufe -II. Oxoanionen von Elementen in ihrer höchsten Form Oxidationszustand wie Nitrate, Chromate, Perchlorate etc. können auch selbst besonders starke Oxidationsmittel sein.

Viele Oxide sind in Verbindung mit Wasser entweder sauer oder basenbildend, zum Beispiel:

${Displaystil {ce {CaO H2O -> Ca(OH)2}}}$ eine Basis

${displaystyle {ce {CO2 H2O -> H2CO3}}}$ ein Oxosäure.

Insbesondere wenn das Zentralatom ein kleines Ion mit hoher Ladung ist, ist das Oxid von Natur aus sauer. Große Ionen mit geringer Ladung ergeben Basen.

Oxosäuren und darauf basierende Salze mit komplexen Oxoanionen sind für eine ganze Reihe von Elementen bekannt.

Neben Oxiden gibt es aber auch Peroxide bekannt, wie Wasserstoffperoxid huh₂Ö₂. Formal ist hier die Oxidationszahl -1 und es gibt eine einzige Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung (H-O-O-H). Peroxide sind nicht sehr stabil und können je nach Säuregehalt unter anderem als Oxidationsmittel oder Reduktionsmittel wirken.

Im Superoxide Sauerstoff hat formal die Oxidationsstufe –1/2.

Literatur

• Donald Canfield, Sauerstoff: eine vier Milliarden Jahre alte Geschichte, Princeton University Press, 2013, ISBN 9780691145020

Externe Links

• Lenntech.nl - Sauerstoff (Element)
• (und) EnvironmentalChemistry.com - Sauerstoff (Element)
• (und) WebElements.com - Sauerstoff (Element)

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