Zuurstof (element)

(Zie dizuurstof voor zuurstofgas (O₂)

---

Zuurstof
Periodiek systeem H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo ↓ * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Algemeen
Naam	Zuurstof
Symbool	O
Atoomnummer	8
Groep	Zuurstofgroep
Periode	Periode 2
Blok	P blok
Reeks	Niet-metalen
Kleur	Kleurloos
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u)	15,999
Elektronenconfiguratie	[He]2s2 2p4
Oxidatietoestanden	-2
Elektronegativiteit (Pauling)	3,44
Atoomstraal (pm)	73
1e ionisatiepotentiaal (kJ×mol-1)	1313,95
2e ionisatiepotentiaal (kJ×mol-1)	3388,33
3e ionisatiepotentiaal (kJ×mol-1)	5300,51
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m-3)	1,429
Smeltpunt (K)	54,8
Kookpunt (K)	90,2
Aggregatietoestand	Gas
Smeltwarmte (kJ·mol-1)	0,223
Verdampingswarmte (kJ·mol-1)	3,41
Van der Waalse straal (pm)	152
Kristalstructuur	Kub
Molair volume (m3·mol-1)	14,0
Geluidssnelheid (m·s-1)	317
Specifieke warmte (J·kg-1·K-1)	920
Warmtegeleiding (W·m-1·K-1)	0,0265
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt, tenzij anders aangegeven

Zuurstof is een chemisch element met symbool O (Uit het Latijn: Oxygenium) en atoomnummer 8. Het is een niet-metaal dat tot de zuurstofgroep (groep VIa of groep 16) in het Periodiek Systeem behoort. Zuurstof komt als enkelvoudige stof vooral als dizuurstof (O₂) in de atmosfeer voor. In samengestelde vorm is het eveneens een wijdverspreid element omdat alle water van de oceanen en alle silicaten waar de aardkorst uit bestaat zuurstof bevatten.

Allotrope vormen

Monozuurstof

Zuurstof komt in vrije monatomaire vorm (het zuurstof-radicaal O⋅) op aarde alleen in de ijlere hoge lagen van de atmosfeer voor. Losse atomen van dit element zijn zeer reactief en verbinden zich snel met andere stoffen; bijvoorbeeld bij het ontleden van waterstofperoxide H₂O₂ zal het 'losse' O-atoom direct recombineren met andere O-atomen tot O₂. Zulke losse zuurstofatomen die korte tijd gedurende een reactie een rol spelen worden ook wel "in statu nascendi" genoemd.

Dizuurstof

Zuurstof als element komt op aarde voornamelijk voor als dizuurstof (O₂). Diatomair zuurstof kent twee vormen, een stabiele die tripletzuurstof genoemd wordt en een aangeslagen toestand die singletzuurstof genoemd wordt. Voor de laatste vorm geldt iets vergelijkbaars als voor de monatomaire vorm: deze vorm ontstaat bij bepaalde reacties, maar in de regel leeft een singletzuurstofmolecuul niet lang vanwege de hoge reactiviteit. Fotosynthese is een bron van singletzuurstof. Planten hebben daarom carotenoïde kleurstoffen om dit reactieve molecuul onschadelijk te maken.

Trizuurstof

Trizuurstof of ozon (O₃) komt voor in de atmosfeer (in de ozonlaag) waar het gevormd wordt onder invloed van kosmische straling, maar kan ook door luchtvervuiling op zeeniveau gevormd worden .

Tetrazuurstof en octazuurstof

In de vaste fase kan zuurstof in meerdere fasen voorkomen. In de ε-fase, die enkel bij drukken hoger dan 10 GPa voorkomt en ook rode zuurstof wordt genoemd, zouden moleculen O₄ en/of O₈ voorkomen.

Ontdekking

Zuurstof werd in 1771 door de Zweedse apotheker Karl Wilhelm Scheele ontdekt, maar de herontdekking door Joseph Priestley maakte het pas in wijdere kring bekend. Men begreep al gauw dat dit gas, hoewel het maar een vijfde van de lucht van onze planeet uitmaakt, verbranding mogelijk maakt alsmede het ademen van mens en dier (en plant gedurende de duisternis). Het was Antoine Lavoisier die het zijn wetenschappelijke naam oxygenium (zuurvormer) gegeven heeft omdat men aanvankelijk dacht dat het element een onontbeerlijk bestanddeel van een zuur was. Vooral het feit dat de elektrolyse van een groot aantal zuren (met de waterstofhalogeniden als notoire uitzondering) aan de kathode zuurstofgas oplevert was debet aan deze overtuiging. Hoewel oxides van vele elementen inderdaad zuurvormend zijn, is het omgekeerde niet waar: om een zuur te vormen is zuurstof niet noodzakelijk.

Toepassingen

Zuurstofgas in zuivere vorm wordt veel toegepast in lasapparatuur en in de medische wereld voor de behandeling van mensen met ademhalingsproblemen. Ook in de luchtvaart en bij het (diep)duiken is het niet meer weg te denken (zie nitrox en trimix).

Vloeibaar O₂ vindt toepassing in de ruimtevaart en bij grootverbuikers. Als chemische grondstof is het ook bijzonder belangrijk, bijvoorbeeld voor de gecontroleerde oxidatie van ethyleen naar ethyleenoxide (over een zilverkatalysator). Dit industriële proces levert een belangrijke grondstof voor de polymeerindustrie

Zuurstofgas is onmisbaar voor vele organismen op aarde, immers zonder O₂ zou er nergens op aarde aerobe dissimilatie plaats kunnen vinden. Op zeeniveau bestaat de lucht voor ongeveer 21% uit zuurstofgas. Vermits het biochemisch proces van levende wezens hierop is aangepast, is dit een optimale hoeveelheid voor het lichaam in goede conditie te houden. Zodra men zich echter naar de bergen verplaatst, zal de luchtdruk, en de hoeveelheid zuurstofgas in eenzelfde volume lucht, iets dalen. Het kan dan gebeuren dat levende wezens ademhalingsproblemen krijgen.

Verschijning

Zuurstof is naar voorkomen het eerste element in de aardkorst, het maakt daar ongeveer 46,7% van uit, het meest in de vorm van metaaloxiden, silicaten, carbonaten en andere zouten. Ook van de oceanen is het het hoofdbestanddeel (87%), omdat het een van de twee elementen is waaruit water (H₂O) bestaat. Hetzelfde geldt voor het ijs waaruit de poolkappen hier op aarde bestaan.

Op andere hemellichamen, bijvoorbeeld Mars, bestaat het ijs mogelijk uit koolstofdioxide, dat overigens ook zuurstof bevat. Jupiters maan Europa is geheel bedekt met waterijs en kometen bestaan grotendeels uit waterijs.

Het feit dat zuurstof in vrije vorm in de atmosfeer voorkomt, is geheel het gevolg van het leven op aarde en met name de fotosynthese van groene planten. Zonder de voortdurende productie zou het element weer geleidelijk uit de atmosfeer verdwijnen, omdat het vrij reactief is en zich met oxideerbare materialen zou verbinden. Bosbranden zijn daar een goed voorbeeld van.

Isotopen

Meest stabiele isotopen
Iso	RA (%)	Halveringstijd	VV	VE (MeV)	VP
15O	syn	122,24 s	EV	2,754	15N
16O	99,762	stabiel met 8 neutronen
17O	0,038	stabiel met 9 neutronen
18O	0,200	stabiel met 10 neutronen

Naast het meest voorkomende zuurstofisotoop ¹⁶O komen er nog twee andere stabiele isotopen voor: ¹⁷O en ¹⁸O. Er is tevens een tiental radioactieve isotopen bekend met halfwaardetijden van minder dan drie minuten.

Toxicologie en veiligheid

Brandgevaar wordt bij het gebruik van zuivere gasvormige en vooral van vloeibare zuurstof een nog veel ernstiger probleem dan het in het normale leven al is. Een prop watten gedrenkt in vloeibare zuurstof is een bom die afgaat met een metershoge steekvlam. De zuurstof is in zulke hoge concentratie op het oppervlak van de brandstof aanwezig dat de reactie ongemeen heftig wordt.

Ook ozon en peroxiden zijn gevaarlijke materialen die met kennis van zake behandeld dienen te worden. Inademen van te grote hoeveelheden ozon kan tot ernstige longproblemen leiden, bovendien kan ozon met veel vluchtige organische verbindingen reageren tot schadelijke verbindingen. Een verzamelnaam voor dit soort verontreiniging is smog.

Onder druk is zuurstof giftig voor de mens. De maximale diepte voor het duiken met zuivere zuurstof is 6 meter (zie zuurstofvergiftiging).

Zuurstofchemie

Vanwege zijn merkwaardige elektronenstructuur en zijn hoge elektronegativiteit is elementaire zuurstof een agressieve oxidator, die met vrijwel alle andere elementen stabiele verbindingen vormt. Uitzonderingen zijn enkele van de lichtere edelgassen en het metaal goud, waarvan alleen metastabiele oxides bekend zijn. Het op aarde meest voorkomende en belangrijkste oxide is uiteraard water.

In oxides neemt het element twee elektronen op en vormt de oxidatietoestand -II. Oxoanionen van elementen in hun hoogste oxidatietoestand zoals nitraten, chromaten, perchloraten enz. kunnen zelf ook bijzonder sterke oxidatoren zijn.

Veel oxiden zijn ofwel zuur- ofwel basevormend wanneer zij met water gecombineerd worden, bijvoorbeeld:

CaO + H₂O ⇒ Ca(OH)₂ een base

SO₃ + H₂O ⇒ H₂SO₄ een oxozuur.

Met name wanneer het centrale atoom een klein ion met hoge lading is, is het oxide zuur van aard. Grote ionen met een lage lading geven basen.

Er zijn oxozuren en erop gebaseerde zouten met complexe oxo-anionen bekend van een vrij groot aantal elementen.

Naast oxiden zijn er echter ook peroxides bekend, zoals waterstofperoxide H₂O₂. Formeel is hier het oxidatiegetal -1 en er is een enkele zuurstof-zuurstof binding (H-O-O-H). Peroxiden zijn niet erg stabiel en kunnen afhankelijk van onder andere de zuurgraad als oxidator of als reductor optreden.

In superoxiden heeft zuurstof formeel de oxidatietoestand -1/2.