Suurstof (O) is 'n nie-metaal chemiese element van groep 16 (VIa) van die periodieke tabel. Dit is 'n kleurlose, reuklose en smaaklose gas wat noodsaaklik is vir lewende organismes – diere wat dit in koolstofdioksied verander en plante wat CO2 as koolstofbron gebruik en O teruggee. 2 in die atmosfeer. Suurstof vorm verbindings deur met byna enige ander element te reageer, en verplaas ook chemiese elemente van binding met mekaar. In baie gevalle gaan hierdie prosesse gepaard met die vrystelling van hitte en lig. Die belangrikste suurstofverbinding is water.
Ontdekkinggeskiedenis
In 1772 het die Sweedse chemikus Carl Wilhelm Scheele die eerste keer suurstof gedemonstreer deur kaliumnitraat, kwikoksied en baie ander stowwe te verhit. Onafhanklik van hom het die Engelse chemikus Joseph Priestley in 1774 hierdie chemiese element deur termiese ontbinding van kwikoksied ontdek en sy bevindinge in dieselfde jaar gepubliseer, drie jaar voor publikasie. Scheele. In 1775-1780 het die Franse chemikus Antoine Lavoisier die rol van suurstof in asemhaling en verbranding geïnterpreteer en die flogistonteorie wat destyds algemeen aanvaar is, verwerp. Hy het kennis geneem van die neiging daarvan om sure te vorm wanneer dit met verskeie stowwe gekombineer word en die element oxygène genoem, wat in Grieks beteken "produseer suur".
Prevalence
Wat is suurstof? Dit maak 46% van die massa van die aardkors uit en is die mees algemene element daarvan. Die hoeveelheid suurstof in die atmosfeer is 21% per volume, en per gewig in seewater is dit 89%.
In gesteentes word die element gekombineer met metale en nie-metale in die vorm van oksiede, wat suur is (byvoorbeeld swael, koolstof, aluminium en fosfor) of basies (soute van kalsium, magnesium en yster), en as soutagtige verbindings wat beskou kan word as gevorm uit suur en basiese oksiede soos sulfate, karbonate, silikate, aluminate en fosfate. Alhoewel hulle talryk is, kan hierdie vaste stowwe nie as bronne van suurstof dien nie, aangesien die breek van die binding van 'n element met metaalatome te energieverbruik is.
Kenmerke
As die temperatuur van suurstof onder -183 °C is, word dit 'n ligblou vloeistof, en by -218 °C - solied. Suiwer O2 is 1,1 keer swaarder as lug.
Tydens asemhaling verbruik diere en sommige bakterieë suurstof uit die atmosfeer en gee hulle koolstofdioksied terug, terwyl groen plante in die teenwoordigheid van sonlig koolstofdioksied absorbeer en vrye suurstof vrystel tydens fotosintese. Amperalle O2 in die atmosfeer word deur fotosintese geproduseer.
By 20 °C los ongeveer 3 volume dele suurstof op in 100 dele vars water, effens minder in seewater. Dit is nodig vir die asemhaling van visse en ander seelewe.
Natuurlike suurstof is 'n mengsel van drie stabiele isotope: 16O (99.759%), 17O (0.037%) en18O (0,204%). Verskeie kunsmatig vervaardigde radioaktiewe isotope is bekend. Die langste hiervan is 15O (met 'n halfleeftyd van 124 s), wat gebruik word om respirasie by soogdiere te bestudeer.
Allotropes
'n Duideliker idee van wat suurstof is, laat jou toe om sy twee allotropiese vorms te kry, diatomies (O2) en triatomies (O3) , osoon). Die eienskappe van die diatomiese vorm dui daarop dat ses elektrone die atome bind en twee ongepaard bly, wat suurstofparamagnetisme veroorsaak. Die drie atome in die osoonmolekule is nie in 'n reguit lyn nie.
Osoon kan geproduseer word volgens die vergelyking: 3O2 → 2O3.
Die proses is endotermies (vereis energie); die omskakeling van osoon terug in diatomiese suurstof word vergemaklik deur die teenwoordigheid van oorgangsmetale of hul oksiede. Suiwer suurstof word deur 'n gloeiende elektriese ontlading in osoon omgeskakel. Die reaksie vind ook plaas by absorpsie van ultravioletlig met 'n golflengte van ongeveer 250 nm. Die voorkoms van hierdie proses in die boonste atmosfeer elimineer straling wat kan veroorsaakskade aan lewe op die aarde se oppervlak. Die skerp reuk van osoon is teenwoordig in geslote ruimtes met vonkende elektriese toerusting soos kragopwekkers. Dit is 'n ligblou gas. Sy digtheid is 1,658 keer dié van lug, en dit het 'n kookpunt van -112°C by atmosferiese druk.
Osoon is 'n sterk oksideermiddel wat in staat is om swaeldioksied na trioksied, sulfied na sulfaat, jodied na jodium om te skakel (wat 'n analitiese metode verskaf om dit te evalueer), en baie organiese verbindings na suurstofhoudende derivate soos aldehiede en sure. Die omskakeling van koolwaterstowwe uit motoruitlaat na hierdie sure en aldehiede deur osoon is wat rookmis veroorsaak. In die industrie word osoon gebruik as 'n chemiese middel, ontsmettingsmiddel, afvalwaterbehandeling, watersuiwering en stofbleiking.
Kry metodes
Die manier waarop suurstof geproduseer word, hang af van hoeveel gas benodig word. Laboratoriummetodes is soos volg:
1. Termiese ontbinding van sommige soute soos kaliumchloraat of kaliumnitraat:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Die ontbinding van kaliumchloraat word deur oorgangsmetaaloksiede gekataliseer. Mangaandioksied (pirolusiet, MnO2) word dikwels hiervoor gebruik. Die katalisator verlaag die temperatuur wat nodig is om suurstof te ontwikkel van 400 tot 250°C.
2. Temperatuur ontbinding van metaaloksiede:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele en Priestley het 'n verbinding (oksied) van suurstof en kwik (II) gebruik om hierdie chemiese element te verkry.
3. Termiese ontbinding van metaalperoksiede of waterstofperoksied:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Die eerste industriële metodes om suurstof uit die atmosfeer te skei of om waterstofperoksied te vervaardig, het van die vorming van bariumperoksied uit die oksied afgehang.
4. Elektrolise van water met klein onsuiwerhede van soute of sure, wat die geleidingsvermoë van elektriese stroom verskaf:
2H2O → 2H2 + O2
Nywerheidsproduksie
Indien dit nodig is om groot volumes suurstof te verkry, word fraksionele distillasie van vloeibare lug gebruik. Van die hoofbestanddele van lug het dit die hoogste kookpunt en is dus minder vlugtig as stikstof en argon. Die proses maak gebruik van verkoeling van die gas soos dit uitsit. Die hoofstappe van die operasie is soos volg:
- lug word gefiltreer om deeltjies te verwyder;
- vog en koolstofdioksied word deur absorpsie in alkali verwyder;
- lug word saamgepers en die hitte van kompressie word deur normale verkoelingsprosedures verwyder;
- dan gaan dit die spoel binne wat geleë iskamera;
- deel van die saamgeperste gas (teen 'n druk van ongeveer 200 atm) sit in die kamer uit en verkoel die spoel;
- uitgebreide gas keer terug na die kompressor en gaan deur verskeie stadiums van daaropvolgende uitsetting en kompressie, wat daartoe lei dat 'n vloeistof by -196 °C lug vloeibaar word;
- vloeistof word verhit om die eerste ligte inerte gasse, dan stikstof, en vloeibare suurstof oor te distilleer. Meervoudige fraksionering produseer 'n produk wat suiwer genoeg is (99.5%) vir die meeste industriële doeleindes.
Industriële gebruik
Metallurgie is die grootste verbruiker van suiwer suurstof vir die vervaardiging van hoë-koolstofstaal: raak vinniger en makliker ontslae van koolstofdioksied en ander nie-metaal onsuiwerhede as om lug te gebruik.
Suurstof-afvalwaterbehandeling hou belofte in vir die behandeling van vloeibare afvalwater doeltreffender as ander chemiese prosesse. Afvalverbranding in geslote stelsels met suiwer O2.
. word al hoe belangriker
Die sogenaamde vuurpyl-oksideermiddel is vloeibare suurstof. Pure O2 Word gebruik in duikbote en duikklokke.
In die chemiese industrie het suurstof normale lug vervang in die produksie van stowwe soos asetileen, etileenoksied en metanol. Mediese toepassings sluit in die gebruik van die gas in suurstofkamers, inhaleerders en baba-broeikaste.’n Suurstofverrykte narkosegas bied lewensondersteuning tydens algemene narkose. Sonder hierdie chemiese element, 'n aantalnywerhede wat smeltoonde gebruik. Dit is wat suurstof is.
Chemiese eienskappe en reaksies
Die hoë elektronegatiwiteit en elektronaffiniteit van suurstof is tipies van elemente wat nie-metaal eienskappe vertoon. Alle suurstofverbindings het 'n negatiewe oksidasietoestand. Wanneer twee orbitale met elektrone gevul word, word 'n O2- ioon gevorm. In peroksiede (O22-) word aanvaar dat elke atoom 'n lading van -1 het. Hierdie eienskap om elektrone deur totale of gedeeltelike oordrag te aanvaar, bepaal die oksideermiddel. Wanneer so 'n middel met 'n elektronskenkerstof reageer, word sy eie oksidasietoestand verlaag. Die verandering (afname) in die oksidasietoestand van suurstof van nul na -2 word reduksie genoem.
Onder normale toestande vorm die element diatomiese en triatomiese verbindings. Daarbenewens is daar hoogs onstabiele vier-atoom molekules. In die diatomiese vorm is twee ongepaarde elektrone in nie-bindende orbitale geleë. Dit word bevestig deur die paramagnetiese gedrag van die gas.
Die intense reaktiwiteit van osoon word soms verklaar deur die aanname dat een van die drie atome in 'n "atomiese" toestand is. Wanneer hierdie atoom in die reaksie ingaan, dissosieer hierdie atoom van O3, wat molekulêre suurstof verlaat.
Die O2-molekule is swak reaktief by normale omgewingstemperature en -druk. Atoom suurstof is baie meer aktief. Die dissosiasie-energie (O2 → 2O) is betekenisvol enis 117,2 kcal per mol.
Connections
Met nie-metale soos waterstof, koolstof en swael vorm suurstof 'n wye reeks kovalent-gebonde verbindings, insluitend oksiede van nie-metale soos water (H2O), swaeldioksied (SO2) en koolstofdioksied (CO2); organiese verbindings soos alkohole, aldehiede en karboksielsure; gewone sure soos koolsuur (H2CO3), swaelsuur (H2SO4) en stikstof (HNO3); en ooreenstemmende soute soos natriumsulfaat (Na2SO4), natriumkarbonaat (Na2 CO 3) en natriumnitraat (NaNO3). Suurstof is teenwoordig in die vorm van die O2- ioon in die kristalstruktuur van soliede metaaloksiede, soos die verbinding (oksied) van suurstof en kalsium CaO. Metaal superoksiede (KO2) bevat die O2- ioon, terwyl metaalperoksiede (BaO) 2), bevat die ioon O22-. Suurstofverbindings het hoofsaaklik 'n oksidasietoestand van -2.
Basiese kenmerke
Laastens lys ons die hoofeienskappe van suurstof:
- Elektronopstelling: 1s22s22p4.
- Atoomnommer: 8.
- Atoommassa: 15,9994.
- Kookpunt: -183.0 °C.
- Smeltpunt: -218,4 °C.
- Digtheid (as suurstofdruk 1 atm by 0 °C is): 1,429 g/l.
- Oksidasietoestande: -1, -2, +2 (in verbindings met fluoor).
