Suurstof

Die element kom algemeen voor op Aarde asook regdeur die heelal. Molekulêre suurstof (O₂, dikwels na verwys as "vry suurstof") op Aarde is van biologiese oorsprong. Aanvanklik het dit gevorm vanweë die werking van fotosintetiese anaerobe (archaea en bakterieë). Die voorkoms daarvan in latere tydperke tot en met die huidige tyd word hoofsaaklik gedryf deur die plante op aarde wat suurstof vrystel tydens fotosintese.

Kenmerkende eienskappe

Teen standaard temperatuur en druk, kom suurstof as 'n gas voor wat uit 'n diatomiese molekule bestaan met die chemiese vergelyking O₂. Suurstof is 'n belangrike bestanddeel van lug wat deur plante tydens fotosintese vrygestel word en is noodsaaklik vir aerobiese respirasie in diere. Die woord suurstof het sy ontstaan te danke aan die vroeëre geloof, rondom die tyd dat dit in die 18de eeu ontdek is, dat alle sure suurstof bevat het. Dit is nou bekend dat sure nie noodwendig suurstof hoef te bevat nie.

Vloeibare O₂ en O₂ in vastestofvorm het 'n ligte blou kleur en is beide paramagneties. Vloeibare O₂ word gewoonlik verkry deur die fraksionele distillasie van vloeibare lug. Beide vloeibare en soliede O₃ (osoon) het 'n dieper blou kleur.

'n Ander allotroop van suurstof wat onlangs ontdek is, O₄, is 'n vastestof met 'n diep, rooi kleur en word gemaak deur O₂ saam te pers tot 'n druk van 20 GPa. Die eienskappe daarvan word bestudeer vir gebruik in vuurpylbrandstowwe en soortgelyke toepassings, aangesien dit 'n veel kragtiger oksideermiddel as beide O₂ of O₃ is.

Aanwendings

Suurstof vind noemenswaardige toepassings as oksideermiddel, met slegs fluoor wat 'n hoër elektronegatiwiteit tentoonstel. Vloeibare suurstof word gebruik as oksideermiddel in vuurpylaandrywing. Suurstof is noodsaaklik vir respirasie en daarom word suurstofaanvulling gebruik in die geneeskunde. Mense wat bergklim of in vliegtuie vlieg gebruik ook somtyds voorrade om hul suurstof aan te vul (in die vorm van saamgeperste lug). Suurstof word ook gebruik in sweiswerk en met die maak van staal en metanol.

Suurstof is 'n swak dwelmmiddel wat euforia veroorsaak en het 'n geskiedenis van vermaaklikheidsgebruik wat voortduur tot die moderne tye. Suurstofkroeë kan selfs tot vandag toe nog by partytjies aangetref word. In die 19de eeu is suurstof dikwels met salpetersuur gemeng om 'n verdowende effek te bevorder.

Geskiedenis

Suurstof is in 1771 ontdek deur die Sweedse apteker Carl Wilhelm Scheele, maar sy ontdekking is nie dadelik erken nie, en die onafhanklike ontdekking daarvan deur Joseph Priestley op 1 Augustus 1774 is wyer bekend. Antoine Laurent Lavoisier het die element die wetenskaplike naam oxygenium (suurvormer) in 1774 gegee.

Die sistematiese elementnaam vir suurstof is octium.

Verspreiding

Suurstof is die element wat die meeste in die Aarde se kors voorkom, 'n geskatte 46.7% daarvan. Suurstof beslaan ook ongeveer 87% van die gewig van die oseane (in die vorm van H₂O, water) en 20% van die Aarde se atmosfeer (in die vorm van O₂, molekulêre suurstof, of O₃, osoon. Suurstofverbindings, veral in die vorm van metaaloksiede, silikate (Si O₄⁴⁻) en karbonate (C O₃²⁻) kom algemeen in rotse en grond voor. Bevrore water is 'n algemene vastestof op die buitenste planete en komete. Die yspole van Mars bestaan uit bevrore koolstofdioksied. Suurstofverbindings kan regdeur die heelal gevind word en die spektrum van suurstof word dikwels in sterre opgemerk.

Verbindings

Tydlyn van lewe

-4500 —

–

-4000 —

–

-3500 —

–

-3000 —

–

-2500 —

–

-2000 —

–

-1500 —

–

-1000 —

–

-500 —

–

0 —

Water

Eensellige
lewe

Fotosintese

Eukariote

Meersellige
lewe

Artropode Weekdiere

Plante

Dinosourusse

Soogdiere

Blomme

Voëls

Primate

←

Aarde (−4540)

←

Vroegste water

←

Vroegste lewe

←

Vroegste suurstof

←

Atmosferiese suurstof

←

Suurstofkrisis

←

Seksuele voortplanting

←

←

←

←

←

←

F
a
n
e
r
o
s
o
ï
k
u
m

P
r
o
t
e
r
o
s
o
ï
k
u
m

A
r
g
e
ï
k
u
m

H
a
d
e
ï
k
u
m

Ystydperke

(Miljoen jaar gelede)

Sien ook Lewe, Mens en Natuur.

Vanweë sy elektronegatiwiteit vorm suurstof chemiese verbindings met byna al die ander elemente (wat die oorsprong is van die oorspronklike definisie van oksidasie is). Die enigste elemente wat nie geoksideer kan word nie is 'n paar van die edelgasse. Die bekendste oksied is natuurlik waterstofoksied of dan water (H₂O). Ander wel bekende voorbeelde sluit verbindings van koolstof en suurstof in, soos koolstofdioksied (CO₂), alkohole (R-OH), aldehiede (R-CHO) en karboksielsure (R-COOH). Oksoanione met 'n hoë oksidasietoestand soos chlorate (ClO₃⁻), perchlorate (ClO₄⁻), chromate (CrO₄²⁻), dichromate (Cr₂O₇²⁻), permanganate (MnO₄⁻) en nitrate (NO₃⁻) is sterk oksideermiddels op hul eie. Baie metale soos yster verbind met suurstofatome, yster (III) oksied (Fe₂O₃). Osoon (O₃) word gevorm deur die elektrostatiese ontlading in die teenwoordigheid van molekulêre suurstof. 'n Dubbel verbinde suurstofmolekule (O₂)₂ is bekend, en is 'n hoofkomponent van vloeibare suurstof. Epoksiede is eters waarin die suurstofatoom deel vorm van 'n ring van die atome.

Isotope

Suurstof het drie stabiele isotope:

suurstof-16

suurstof-17

suurstof-18

Dit het ook tien bekende radio-aktiewe isotope. Die radio-isotope het almal halfleeftye van minder as drie minute.

Voorsorgmaatreëls

Suurstof kan giftig wees teen verhoogde parsiële drukke.

Sekere afgeleide verbindings van suurstof, soos osoon (O₃), waterstofperoksied, hidroksiel radikale en superoksied is ook hoogs toksies. Die liggaam het meganismes ontwikkel om homself teen hierdie giftige spesies te beskerm. Die natuurlike middel glutathione kan byvoorbeeld dien as anti-oksidant, net soos bilirubien wat normaalweg 'n afbreekproduk is van hemoglobien. Hoogs gekonsentreerde bronne van suurstof bevorder vinnige verbranding en daarom bestaan daar brand- en plofgevaar in die teenwoordigheid van brandstowwe. Dit is ook waar vir verbindings van suurstof soos chlorate, perchlorate, dichromate ens. Verbindings met 'n hoë oksidasiepotensiaal kan dikwels chemiese brande veroorsaak.