Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende chemische Element auf dem Planeten. Sein Massenanteil in der Erdkruste beträgt 47,3 %, sein Volumenanteil in der Atmosphäre 20,95 % und sein Massenanteil in lebenden Organismen etwa 65 %. Was ist dieses Gas und welche physikalischen und chemischen Eigenschaften hat Sauerstoff?

Sauerstoff: allgemeine Informationen

Sauerstoff ist ein Nichtmetall, das unter normalen Bedingungen keine Farbe, keinen Geschmack oder Geruch hat.

Reis. 1. Sauerstoffformel.

In fast allen Verbindungen, außer Verbindungen mit Fluor und Peroxiden, weist es eine konstante Wertigkeit II und eine Oxidationsstufe von -2 auf. Das Sauerstoffatom hat keine angeregten Zustände, da es auf der zweiten äußeren Ebene keine freien Orbitale gibt. Als einfache Substanz existiert Sauerstoff in Form von zwei allotropen Modifikationen - Sauerstoffgase O 2 und Ozon O 3.

Sauerstoff kann unter bestimmten Bedingungen in flüssigem oder festem Zustand vorliegen. Sie haben im Gegensatz zu Gasen eine Farbe: flüssig - hellblau und fester Sauerstoff hat einen hellblauen Farbton.

Reis. 2. Fester Sauerstoff.

Sauerstoff wird in der Industrie durch Verflüssigung von Luft gewonnen, gefolgt von der Abtrennung von Stickstoff durch dessen Verdampfung (es gibt einen Unterschied in den Siedepunkten: -183 Grad für flüssigen Sauerstoff und -196 Grad für flüssigen Stickstoff).

Chemische Eigenschaften der Sauerstoffwechselwirkung

Sauerstoff ist ein aktives Nichtmetall. Sauerstoff kann mit allen Elementen außer Neon, Helium und Argon reagieren. normalerweise sind die Reaktionen dieses Gases mit anderen Stoffen exotherm. Als Verbrennung bezeichnet man den Prozess der Oxidation, der unter gleichzeitiger Freisetzung von Energie in Form von Wärme und Licht abläuft. Es ist sehr wichtig, organische Verbindungen, insbesondere Alkane, als Brennstoff zu verwenden, da bei der radikalischen Verbrennungsreaktion eine große Menge Wärme freigesetzt wird:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 880 kJ.

Mit Nichtmetallen reagiert Sauerstoff normalerweise beim Erhitzen unter Bildung eines Oxids. Die Reaktion mit Stickstoff beginnt also erst bei Temperaturen über 1200 Grad oder bei einer elektrischen Entladung:

Sauerstoff reagiert auch mit Metallen:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (als Ergebnis der Reaktion entsteht eine Verbindung - Eisenoxid)

In der Natur gibt es ein noch stärkeres Oxidationsmittel als Sauerstoff, das ist Ozon. Es kann Gold und Platin oxidieren. Unter natürlichen Bedingungen entsteht Ozon bei Blitzentladungen aus Luftsauerstoff und im Labor - indem eine elektrische Entladung durch Sauerstoff geleitet wird: 3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ (endotherme Reaktion)

Reis. 3. Ozon.

Die bedeutendste Sauerstoffverbindung ist Wasser. Etwa 71 % der Erdoberfläche sind von einer Wasserhülle eingenommen. Die Eckwassermoleküle sind polar, jedes von ihnen bildet vier Wasserstoffbrückenbindungen: zwei als Protonendonor und zwei als Protonenakzeptor. (H 2 O)x-Assoziate werden gebildet, wobei x von 2 bis 5 variiert. Wasserdampf enthält (H 2 O) 2 -Dimere, und in kondensierten Phasen kann ein Wassermolekül in einer tetraedrischen Umgebung von vier anderen Molekülen sein. Wenn Wassermoleküle nicht verbunden wären, würde sein Siedepunkt nicht 100 Grad betragen, sondern etwa 80 Grad. Gesamtbewertung erhalten: 104.

Ministerium für Bildung und Wissenschaft der Russischen Föderation

"SAUERSTOFF"

Abgeschlossen:

Geprüft:

Allgemeine Eigenschaften von Sauerstoff.

SAUERSTOFF (lat. Oxygenium), O (sprich „o“), ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 8, Atommasse 15,9994. In Mendelejews Periodensystem der Elemente befindet sich Sauerstoff in der zweiten Periode in der Gruppe VIA.

Natürlicher Sauerstoff besteht aus einer Mischung von drei stabilen Nukliden mit den Massenzahlen 16 (dominiert in der Mischung, es ist 99,759 Massen-%), 17 (0,037 %) und 18 (0,204 %). Der Radius des neutralen Sauerstoffatoms beträgt 0,066 nm. Die Konfiguration der äußeren Elektronenschicht des neutralen, nicht angeregten Sauerstoffatoms ist 2s2ð4. Die Energien der sukzessiven Ionisierung des Sauerstoffatoms betragen 13,61819 und 35,118 eV, die Elektronenaffinität beträgt 1,467 eV. Der Radius des O 2 -Ions liegt bei verschiedenen Koordinationszahlen von 0,121 nm (Koordinationszahl 2) bis 0,128 nm (Koordinationszahl 8). In Verbindungen weist es eine Oxidationsstufe von -2 (Valenz II) und seltener -1 (Valenz I) auf. Auf der Pauling-Skala beträgt die Elektronegativität von Sauerstoff 3,5 (zweiter Platz unter den Nichtmetallen nach Fluor).

Sauerstoff ist in seiner freien Form ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas.

Merkmale der Struktur des O 2 -Moleküls: Luftsauerstoff besteht aus zweiatomigen Molekülen. Der Atomabstand im O 2 -Molekül beträgt 0,12074 nm. Molekularer Sauerstoff (gasförmig und flüssig) ist eine paramagnetische Substanz, jedes O 2 -Molekül hat 2 ungepaarte Elektronen. Diese Tatsache lässt sich dadurch erklären, dass jedes der beiden antibindenden Orbitale im Molekül ein ungepaartes Elektron enthält.

Die Dissoziationsenergie des O 2 -Moleküls in Atome ist ziemlich hoch und beträgt 493,57 kJ / mol.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Physikalische und chemische Eigenschaften: In freier Form kommt es in Form von zwei Modifikationen von O 2 („gewöhnlicher“ Sauerstoff) und O 3 (Ozon) vor. O 2 ist ein farb- und geruchloses Gas. Unter normalen Bedingungen beträgt die Dichte von Sauerstoffgas 1,42897 kg/m 3 . Der Siedepunkt von flüssigem Sauerstoff (die Flüssigkeit ist blau) liegt bei -182,9°C. Bei Temperaturen von –218,7°C bis –229,4°C liegt fester Sauerstoff mit kubischem Gitter vor (-Modifikation), bei Temperaturen von –229,4°C bis –249,3°C – eine Modifikation mit hexagonalem Gitter und bei Temperaturen unter –249,3 ° C - kubisch - Modifikation. Andere Modifikationen von festem Sauerstoff wurden auch bei erhöhtem Druck und niedrigen Temperaturen erhalten.

Bei 20°C beträgt die Löslichkeit von gasförmigem O 2 : 3,1 ml pro 100 ml Wasser, 22 ml pro 100 ml Ethanol, 23,1 ml pro 100 ml Aceton. Es gibt organische fluorhaltige Flüssigkeiten (z. B. Perfluorbutyltetrahydrofuran), in denen die Löslichkeit von Sauerstoff viel höher ist.

Die hohe Stärke der chemischen Bindung zwischen den Atomen im O2-Molekül führt dazu, dass bei Raumtemperatur gasförmiger Sauerstoff chemisch eher inaktiv ist. In der Natur geht es während der Zerfallsprozesse langsam in Umwandlungen über. Darüber hinaus kann Sauerstoff bei Raumtemperatur mit Bluthämoglobin (genauer gesagt mit Häm-Eisen II) reagieren, was für den Sauerstofftransport aus dem Atmungssystem zu anderen Organen sorgt.

Sauerstoff wechselwirkt mit vielen Stoffen ohne Erwärmung, beispielsweise mit Alkali- und Erdalkalimetallen (entsprechende Oxide wie Li 2 O, CaO etc., Peroxide wie Na 2 O2, BaO 2 etc. und Superoxide wie KO 2 , RbO 2 gebildet werden) usw.), verursacht die Bildung von Rost auf der Oberfläche von Stahlprodukten. Ohne Erhitzen reagiert Sauerstoff mit weißem Phosphor, mit einigen Aldehyden und anderen organischen Substanzen.

Schon bei geringer Erwärmung nimmt die chemische Aktivität von Sauerstoff dramatisch zu. Wenn es gezündet wird, reagiert es mit einer Explosion mit Wasserstoff, Methan, anderen brennbaren Gasen, mit einer Vielzahl einfacher und komplexer Substanzen. Es ist bekannt, dass beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an Luft viele einfache und komplexe Substanzen ausbrennen und verschiedene Oxide entstehen, zum Beispiel:

S + O 2 \u003d SO 2; C + O 2 \u003d CO 2

4Fe + 3O 2 \u003d 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 \u003d 2CuO

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2

Wird ein Gemisch aus Sauerstoff und Wasserstoff in einem Glasgefäß bei Raumtemperatur gelagert, so entsteht durch die exotherme Reaktion Wasser

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + 571 kJ

geht extrem langsam vor; rechnerisch sollten die ersten Wassertropfen in etwa einer Million Jahren im Gefäß erscheinen. Aber wenn Platin oder Palladium (die die Rolle eines Katalysators spielen) in ein Gefäß mit einer Mischung dieser Gase eingeführt werden, sowie wenn sie gezündet werden, verläuft die Reaktion mit einer Explosion.

Sauerstoff reagiert mit Stickstoff N 2 entweder bei hoher Temperatur (etwa 1500–2000°C) oder indem eine elektrische Entladung durch eine Mischung aus Stickstoff und Sauerstoff geleitet wird. Unter diesen Bedingungen wird reversibel Stickstoffmonoxid (II) gebildet:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

Das entstehende NO reagiert dann mit Sauerstoff zu einem braunen Gas (Stickstoffdioxid):

2NO + O2 = 2NO2

Von Nichtmetallen wechselwirkt Sauerstoff auf keinen Fall direkt mit Halogenen, von Metallen - mit Edelmetallen - Silber, Gold, Platin usw.

Binäre Sauerstoffverbindungen, in denen die Oxidationsstufe der Sauerstoffatome -2 ist, werden Oxide genannt (der frühere Name ist Oxide). Beispiele für Oxide: Kohlenmonoxid (IV) CO 2, Schwefeloxid (VI) SO 3, Kupferoxid (I) Cu 2 O, Aluminiumoxid Al 2 O 3, Manganoxid (VII) Mn 2 O 7.

Sauerstoff bildet auch Verbindungen, in denen seine Oxidationsstufe -1 ist. Dies sind Peroxide (der alte Name ist Peroxide), beispielsweise Wasserstoffperoxid H 2 O 2, Bariumperoxid BaO 2, Natriumperoxid Na 2 O 2 und andere. Diese Verbindungen enthalten eine Peroxidgruppe - O - O -. Mit aktiven Alkalimetallen, zB mit Kalium, kann Sauerstoff auch Superoxide bilden, zB KO 2 (Kaliumsuperoxid), RbO 2 (Rubidiumsuperoxid). In Superoxiden ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff –1/2. Es kann angemerkt werden, dass Superoxidformeln oft als K 2 O 4 , Rb 2 O 4 usw. geschrieben werden.

Mit dem aktivsten Nichtmetall Fluor bildet Sauerstoff Verbindungen in positiven Oxidationsstufen. In der O 2 F 2 -Verbindung ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff also +1 und in der O 2 F-Verbindung - +2. Diese Verbindungen gehören nicht zu den Oxiden, sondern zu den Fluoriden. Sauerstofffluoride können nur indirekt synthetisiert werden, beispielsweise durch Einwirkung von Fluor F 2 auf verdünnte wässrige Lösungen von KOH.

Entdeckungsgeschichte

Die Geschichte der Entdeckung von Sauerstoff ist wie Stickstoff mit der Erforschung der atmosphärischen Luft verbunden, die mehrere Jahrhunderte dauerte. Dass Luft von Natur aus nicht homogen ist, sondern Bestandteile enthält, von denen einer die Verbrennung und Atmung unterstützt und der andere nicht, wusste bereits im 8. Jahrhundert der chinesische Alchemist Mao Hoa und später in Europa Leonardo da Vinci . 1665 schrieb der englische Naturforscher R. Hooke, dass Luft aus einem Gas besteht, das in Salpeter enthalten ist, sowie einem inaktiven Gas, das den größten Teil der Luft ausmacht. Dass Luft ein lebensförderndes Element enthält, war vielen Chemikern im 18. Jahrhundert bekannt. Der schwedische Apotheker und Chemiker Karl Scheele begann 1768, die Zusammensetzung der Luft zu untersuchen. Drei Jahre lang zersetzte er Salpeter (KNO 3 , NaNO 3 ) und andere Substanzen durch Erhitzen und erhielt „feurige Luft“, die Atmung und Verbrennung unterstützte. Die Ergebnisse seiner Experimente veröffentlichte Scheele aber erst 1777 in dem Buch „Chemical Treatise on Air and Fire“. 1774 gewann der englische Priester und Naturforscher J. Priestley durch Erhitzen von „verbranntem Quecksilber“ (Quecksilberoxid HgO) ein verbrennungsunterstützendes Gas. Während seines Aufenthalts in Paris berichtete Priestley, der nicht wusste, dass das Gas, das er erhielt, Teil der Luft war, seine Entdeckung A. Lavoisier und anderen Wissenschaftlern. Zu dieser Zeit wurde auch Stickstoff entdeckt. 1775 kam Lavoisier zu dem Schluss, dass gewöhnliche Luft aus zwei Gasen besteht – einem Gas, das zum Atmen und Unterstützen der Verbrennung notwendig ist, und einem Gas „entgegengesetzter Natur“ – Stickstoff. Lavoisier nannte das verbrennungsunterstützende Gas oxygene – „Säuren bildend“ (aus dem Griechischen oxys – sauer und gennao – ich gebäre; daher der russische Name „Sauerstoff“), da er damals glaubte, dass alle Säuren Sauerstoff enthalten. Es ist seit langem bekannt, dass Säuren sowohl sauerstoffhaltig als auch anoxisch sein können, aber der Name, den Lavoisier dem Element gegeben hat, ist unverändert geblieben. Fast anderthalb Jahrhunderte lang diente 1/16 der Masse eines Sauerstoffatoms als Einheit für den Vergleich der Massen verschiedener Atome untereinander und wurde zur numerischen Charakterisierung der Atommassen verschiedener Elemente (so -Sauerstoffskala der Atommassen genannt).

Vorkommen in der Natur: Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde, sein Anteil (als Teil verschiedener Verbindungen, hauptsächlich Silikate) macht etwa 47,4 % der Masse der festen Erdkruste aus. Meer- und Süßwasser enthalten eine große Menge an gebundenem Sauerstoff - 88,8 % (nach Masse), in der Atmosphäre beträgt der Gehalt an freiem Sauerstoff 20,95 % (nach Volumen). Das Element Sauerstoff ist Bestandteil von mehr als 1500 Verbindungen der Erdkruste.

Erhalt:

Derzeit wird Sauerstoff in der Industrie durch Luftzerlegung bei niedrigen Temperaturen gewonnen. Zuerst wird die Luft durch den Kompressor komprimiert, während die Luft erhitzt wird. Das komprimierte Gas wird auf Raumtemperatur abkühlen gelassen und kann sich dann frei ausdehnen. Wenn sich das Gas ausdehnt, fällt die Temperatur stark ab. Die gekühlte Luft, deren Temperatur einige zehn Grad unter der Umgebungstemperatur liegt, wird erneut einer Kompression auf 10-15 MPa ausgesetzt. Dann wird die freigesetzte Wärme wieder abgeführt. Nach mehreren "Kompressions-Expansions-Zyklen" fällt die Temperatur unter den Siedepunkt von Sauerstoff und Stickstoff. Dabei entsteht flüssige Luft, die anschließend einer Destillation (Destillation) unterzogen wird. Der Siedepunkt von Sauerstoff (-182,9 °C) liegt mehr als 10 Grad höher als der Siedepunkt von Stickstoff (-195,8 °C). Daher verdampft zuerst Stickstoff aus der Flüssigkeit und Sauerstoff reichert sich im Rest an. Durch die langsame (fraktionierte) Destillation ist es möglich, reinen Sauerstoff zu gewinnen, bei dem der Gehalt an Stickstoffverunreinigungen weniger als 0,1 Volumenprozent beträgt.

physikalische Eigenschaften. Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein farb- und geruchloses Gas, das in Wasser leicht löslich ist (5 Volumina Sauerstoff lösen sich in 1 Volumen Wasser bei 0 °C und 3 Volumina Sauerstoff bei 20 °C). In anderen Lösungsmitteln ist seine Löslichkeit ebenfalls vernachlässigbar.

Bei Atmosphärendruck verflüssigt sich Sauerstoff bei -183 Grad. C und härtet bei -219 Grad aus. C. In flüssigem und festem Zustand hat Sauerstoff eine blaue Farbe und magnetische Eigenschaften.

Chemische Eigenschaften. Sauerstoff ist ein aktives Nichtmetall. In allen Verbindungen, außer Verbindungen mit Fluor und Peroxiden, hat es eine Oxidationsstufe von -2 (in Verbindungen mit Fluor weist Sauerstoff eine Oxidationsstufe von +2 auf und in Peroxidverbindungen ist seine Oxidationsstufe -1 oder sogar a Bruchzahl Dies liegt daran, dass in Peroxiden 2 oder mehr Sauerstoffatome miteinander verbunden sind).

Sauerstoff interagiert mit allen Metallen mit Ausnahme von Gold- und Platinmetallen (außer Osmium) und bildet Oxide:

2 Mg + O 2 = 2 MgO (Magnesiumoxid);

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (Aluminiumoxid).

Eine Reihe von Metallen bilden neben basischen Oxiden amphotere (ZnO, Cr 2 O 3 , Al 2 O 3 usw.) und sogar saure (CrO 3 , Mn 2 O 7 usw.) Oxide.

Es interagiert auch mit allen außer Halogenen, Nichtmetallen und bildet saure oder nicht salzbildende (indifferente) Oxide:

S + O 2 \u003d SO 2 (Schwefeloxid (IV));

4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 (Phosphor (V) oxid);

N 2 + O 2 \u003d 2 NO (Stickoxid (II)).

Oxide von Gold- und Platinmetallen werden durch ihre Zersetzung (Hydroxide und Sauerstoffverbindungen von Halogenen - durch sorgfältige Dehydratisierung ihrer sauerstoffhaltigen Säuren) erhalten.

In Sauerstoff und Luft oxidieren (verbrennen oder schwelen) viele anorganische und organische Substanzen leicht. Von anorganischen Stoffen mit Ausnahme von Metallen und Nichtmetallen reagieren alle Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen mit Sauerstoff, mit Ausnahme von Chloriden und Bromiden:

CaH 2 + O 2 \u003d CaO + H 2 O;

2 ZnS + 3 O 2 \u003d 2 ZnO + 2 SO 2;

Mg 3 P 2 + 4 O 2 \u003d Mg 3 (PO 4) 2;

Ca 2 Si + 2 O 2 \u003d Ca 2 SiO 4;

4 KI + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 KOH + I 2.

Von den organischen Verbindungen geht fast alles mit Sauerstoff in Wechselwirkung, außer vollfluorierte Kohlenwasserstoffe (Frone) sowie Chlor- und Bromderivate mit hohem Chlor- oder Bromgehalt (Chloroform, Tetrachlorkohlenstoff, Polychlorethane und ähnliche Bromderivate):

C 3 H 8 + 5 O 2 \u003d 3 CO 2 + 4 H 2 O;

2 C 2 H 5 OH + O 2 \u003d 2 CH 3 CHO + 2 H 2 O;

2 CH 3 CHO + O 2 \u003d 2 CH 3 COOH;

C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 \u003d 6 CO 2 + 6 H 2 O;

2 C 6 H 6 + 15 O 2 \u003d 12 CO 2 + 6 H 2 O.

Im atomaren Zustand ist Sauerstoff aktiver als im molekularen Zustand. Diese Eigenschaft wird zum Bleichen verschiedener Materialien genutzt (färbende organische Substanzen werden leichter zerstört). Im molekularen Zustand kann Sauerstoff in Form von Sauerstoff (O 2) und Ozon (O 3) vorliegen, d.h. er ist durch das Phänomen der Allotropie gekennzeichnet.

Planen:

Entdeckungsgeschichte

Herkunft des Namens

In der Natur sein

Erhalt

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

Anwendung

10. Isotope

Sauerstoff

Sauerstoff- ein Element der 16. Gruppe (nach der veralteten Klassifizierung - die Hauptuntergruppe der Gruppe VI), die zweite Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 8. Es wird mit dem Symbol O (lat . Sauerstoff). Sauerstoff ist ein reaktives Nichtmetall und das leichteste Element der Chalkogengruppe. einfache Substanz Sauerstoff(CAS-Nummer: 7782-44-7) unter normalen Bedingungen - ein farb-, geschmack- und geruchloses Gas, dessen Molekül aus zwei Sauerstoffatomen besteht (Formel O 2), in Verbindung mit dem es auch als Disauerstoff bezeichnet wird, flüssiger Sauerstoff hat hellblau, und der Feststoff besteht aus hellblauen Kristallen.

Es gibt andere allotrope Formen von Sauerstoff, zum Beispiel Ozon (CAS-Nummer: 10028-15-6) - unter normalen Bedingungen ein blaues Gas mit einem bestimmten Geruch, dessen Molekül aus drei Sauerstoffatomen besteht (Formel O 3).

Entdeckungsgeschichte

Es wird offiziell angenommen, dass Sauerstoff am 1. August 1774 vom englischen Chemiker Joseph Priestley entdeckt wurde, indem er Quecksilberoxid in einem hermetisch verschlossenen Gefäß zersetzte (Priestley richtete die Sonnenstrahlen mit einer starken Linse auf diese Verbindung).

Priestley erkannte jedoch zunächst nicht, dass er eine neue einfache Substanz entdeckt hatte, er glaubte, einen der Bestandteile der Luft isoliert zu haben (und nannte dieses Gas "dephlogistierte Luft"). Priestley berichtete dem herausragenden französischen Chemiker Antoine Lavoisier von seiner Entdeckung. 1775 stellte A. Lavoisier fest, dass Sauerstoff ein wesentlicher Bestandteil von Luft und Säuren ist und in vielen Substanzen vorkommt.

Wenige Jahre zuvor (1771) hatte der schwedische Chemiker Carl Scheele Sauerstoff erhalten. Er kalzinierte Salpeter mit Schwefelsäure und zersetzte anschließend das entstandene Stickoxid. Scheele nannte dieses Gas "feurige Luft" und beschrieb seine Entdeckung in einem 1777 veröffentlichten Buch (gerade weil das Buch später veröffentlicht wurde, als Priestley seine Entdeckung bekannt gab, gilt dieser als Entdecker des Sauerstoffs). Scheele berichtete auch Lavoisier von seinen Erfahrungen.

Eine wichtige Phase, die zur Entdeckung des Sauerstoffs beitrug, war die Arbeit des französischen Chemikers Pierre Bayen, der Arbeiten über die Oxidation von Quecksilber und die anschließende Zersetzung seines Oxids veröffentlichte.

Schließlich fand A. Lavoisier schließlich die Natur des resultierenden Gases heraus, indem er Informationen von Priestley und Scheele verwendete. Seine Arbeit war von großer Bedeutung, denn dank ihr wurde die damals dominierende Phlogiston-Theorie gestürzt, die die Entwicklung der Chemie behinderte. Lavoisier führte ein Experiment zur Verbrennung verschiedener Substanzen durch und widerlegte die Phlogiston-Theorie, indem er die Ergebnisse zum Gewicht der verbrannten Elemente veröffentlichte. Das Gewicht der Asche überstieg das Anfangsgewicht des Elements, was Lavoisier das Recht gab zu behaupten, dass bei der Verbrennung eine chemische Reaktion (Oxidation) des Stoffes eintritt, in Verbindung damit die Masse des ursprünglichen Stoffes zunimmt, was dies widerlegt Theorie des Phlogiston.

Somit wird der Verdienst für die Entdeckung des Sauerstoffs tatsächlich von Priestley, Scheele und Lavoisier geteilt.

Herkunft des Namens

Das Wort Sauerstoff (zu Beginn des 19. Jahrhunderts hieß es noch "Säure"), sein Erscheinen in der russischen Sprache ist teilweise auf M. V. Lomonosov zurückzuführen, der zusammen mit anderen Wortneuschöpfungen das Wort "Säure" einführte; so war das Wort "Sauerstoff" wiederum ein Pauspapier des Begriffs "Sauerstoff" (französisch oxygène), vorgeschlagen von A. Lavoisier (von anderen griechischen ὀξύς - "sauer" und γεννάω - "ich gebären"), was übersetzt "Säure erzeugend" bedeutet, was mit seiner ursprünglichen Bedeutung verbunden ist - "Säure", was früher Substanzen bedeutete, die gemäß der modernen internationalen Nomenklatur Oxide genannt wurden.

In der Natur sein

Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde, sein Anteil (als Teil verschiedener Verbindungen, hauptsächlich Silikate) macht etwa 47,4 % der Masse der festen Erdkruste aus. Meer- und Süßwasser enthalten eine große Menge an gebundenem Sauerstoff - 88,8 % (nach Masse), in der Atmosphäre beträgt der Gehalt an freiem Sauerstoff 20,95 % nach Volumen und 23,12 % nach Masse. Mehr als 1500 Verbindungen der Erdkruste enthalten Sauerstoff in ihrer Zusammensetzung.

Sauerstoff ist Bestandteil vieler organischer Substanzen und in allen lebenden Zellen vorhanden. In Bezug auf die Anzahl der Atome in lebenden Zellen beträgt sie etwa 25%, in Bezug auf den Massenanteil etwa 65%.

Erhalt

Derzeit wird in der Industrie Sauerstoff aus der Luft gewonnen. Die wichtigste industrielle Methode zur Gewinnung von Sauerstoff ist die kryogene Destillation. Auch in der Industrie sind Sauerstoffanlagen auf Basis der Membrantechnologie bekannt und erfolgreich im Einsatz.

In Labors wird industrieller Sauerstoff verwendet, der in Stahlflaschen unter einem Druck von etwa 15 MPa geliefert wird.

Geringe Sauerstoffmengen können durch Erhitzen von Kaliumpermanganat KMnO 4 gewonnen werden:

Die Reaktion der katalytischen Zersetzung von Wasserstoffperoxid H 2 O 2 in Gegenwart von Mangan (IV) -oxid wird ebenfalls verwendet:

Sauerstoff kann durch katalytische Zersetzung von Kaliumchlorat (Bertolet-Salz) KClO 3 gewonnen werden:

Laborverfahren zur Sauerstofferzeugung umfassen das Verfahren der Elektrolyse wässriger Lösungen von Alkalien sowie die Zersetzung von Quecksilber (II) -oxid (bei t = 100 ° C):

Auf U-Booten wird es normalerweise durch die Reaktion von Natriumperoxid und Kohlendioxid gewonnen, das von einer Person ausgeatmet wird:

Physikalische Eigenschaften

In den Ozeanen ist der Gehalt an gelöstem O 2 in kaltem Wasser größer und in warmem Wasser geringer.

Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein farb-, geschmack- und geruchloses Gas.

1 Liter davon hat eine Masse von 1,429 g und ist etwas schwerer als Luft. Leicht löslich in Wasser (4,9 ml/100 g bei 0 °C, 2,09 ml/100 g bei 50 °C) und Alkohol (2,78 ml/100 g bei 25 °C). Es löst sich gut in geschmolzenem Silber (22 Volumina O 2 in 1 Volumen Ag bei 961 °C). Interatomarer Abstand - 0,12074 nm. Es ist paramagnetisch.

Wenn gasförmiger Sauerstoff erhitzt wird, erfolgt seine reversible Dissoziation in Atome: bei 2000 °C - 0,03 %, bei 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.

Flüssiger Sauerstoff (Siedepunkt –182,98 °C) ist eine hellblaue Flüssigkeit.

O 2 Phasendiagramm

Fester Sauerstoff (Schmelzpunkt –218,35 °C) – blaue Kristalle. Es sind sechs kristalline Phasen bekannt, von denen drei bei einem Druck von 1 atm existieren:

&agr;-O 2 – existiert bei Temperaturen unter 23,65 K; hellblaue Kristalle gehören zum monoklinen System, Zellparameter a=5.403 Å, b=3.429 Å, c=5.086 Å; β=132,53°.

β-O 2 – liegt im Temperaturbereich von 23,65 bis 43,65 K vor; hellblaue Kristalle (mit zunehmendem Druck wird die Farbe rosa) haben ein rhomboedrisches Gitter, Zellparameter a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 – existiert bei Temperaturen von 43,65 bis 54,21 K; hellblaue Kristalle haben kubische Symmetrie, Gitterperiode a=6,83 Å.

Bei hohen Drücken bilden sich drei weitere Phasen:

δ-O 2 Temperaturbereich 20–240 K und Druck 6–8 GPa, orangefarbene Kristalle;

ε-O 4 -Druck von 10 bis 96 GPa, Kristallfarbe von dunkelrot bis schwarz, monoklines System;

ζ-O n Druck mehr als 96 GPa, metallischer Zustand mit einem charakteristischen metallischen Glanz, bei niedrigen Temperaturen in einen supraleitenden Zustand übergeht.

Chemische Eigenschaften

Ein starkes Oxidationsmittel, das mit fast allen Elementen interagiert und Oxide bildet. Die Oxidationsstufe ist –2. Die Oxidationsreaktion läuft in der Regel unter Wärmeabgabe ab und beschleunigt sich mit steigender Temperatur (siehe Verbrennung). Ein Beispiel für Reaktionen, die bei Raumtemperatur ablaufen:

Oxidiert Verbindungen, die Elemente mit einem nicht maximalen Oxidationszustand enthalten:

Oxidiert die meisten organischen Verbindungen:

Unter bestimmten Bedingungen ist es möglich, eine milde Oxidation einer organischen Verbindung durchzuführen:

Sauerstoff reagiert direkt (unter Normalbedingungen, beim Erhitzen und/oder in Gegenwart von Katalysatoren) mit allen einfachen Stoffen, außer mit Au und Edelgasen (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); Reaktionen mit Halogenen treten unter dem Einfluss einer elektrischen Entladung oder ultravioletter Strahlung auf. Goldoxide und schwere Inertgase (Xe, Rn) wurden indirekt erhalten. In allen Zwei-Element-Verbindungen von Sauerstoff mit anderen Elementen spielt Sauerstoff die Rolle eines Oxidationsmittels, mit Ausnahme von Verbindungen mit Fluor

Sauerstoff bildet Peroxide mit der Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms formal gleich –1.

Beispielsweise werden Peroxide durch Verbrennen von Alkalimetallen in Sauerstoff gewonnen:

Einige Oxide absorbieren Sauerstoff:

Nach der von A. N. Bach und K. O. Engler entwickelten Verbrennungstheorie erfolgt die Oxidation in zwei Stufen unter Bildung einer intermediären Peroxidverbindung. Diese Zwischenverbindung kann beispielsweise isoliert werden, wenn eine Flamme aus brennendem Wasserstoff mit Eis gekühlt wird, zusammen mit Wasser entsteht Wasserstoffperoxid:

In Superoxiden hat Sauerstoff formal eine Oxidationsstufe von −½, d. h. ein Elektron pro zwei Sauerstoffatome (das O − 2-Ion). Erhalten durch die Wechselwirkung von Peroxiden mit Sauerstoff bei erhöhtem Druck und Temperatur:

Kalium K, Rubidium Rb und Cäsium Cs reagieren mit Sauerstoff zu Superoxiden:

Im Dioxygenylion O 2+ hat Sauerstoff formal eine Oxidationsstufe von +½. Get-by-Reaktion:

Sauerstofffluoride

Sauerstoffdifluorid, OF 2 Sauerstoff Oxidationsstufe +2, wird durch Leiten von Fluor durch eine Alkalilösung erhalten:

Sauerstoffmonofluorid (Dioxydifluorid), O 2 F 2 , ist instabil, die Oxidationsstufe des Sauerstoffs ist +1. Erhalten aus einer Mischung von Fluor und Sauerstoff in einer Glimmentladung bei einer Temperatur von –196 ° C:

Beim Durchleiten einer Glimmentladung durch eine Mischung aus Fluor mit Sauerstoff bei einem bestimmten Druck und einer bestimmten Temperatur werden Mischungen aus höheren Sauerstofffluoriden O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 und O 6 F 2 erhalten.

Quantenmechanische Berechnungen sagen die stabile Existenz des OF 3 + Trifluorhydroxonium-Ions voraus. Wenn dieses Ion wirklich existiert, beträgt die Oxidationsstufe des darin enthaltenen Sauerstoffs +4.

Sauerstoff unterstützt die Prozesse der Atmung, Verbrennung und Zersetzung.

In seiner freien Form existiert das Element in zwei allotropen Modifikationen: O 2 und O 3 (Ozon). Wie 1899 von Pierre Curie und Maria Sklodowska-Curie festgestellt wurde, verwandelt sich O 2 unter dem Einfluss ionisierender Strahlung in O 3.

Anwendung

Die weitverbreitete industrielle Nutzung von Sauerstoff begann Mitte des 20. Jahrhunderts nach der Erfindung von Turboexpandern – Geräten zur Verflüssigung und Zerlegung flüssiger Luft.

BEIMMetallurgie

Das Konverterverfahren der Stahlherstellung oder der Mattenverarbeitung ist mit dem Einsatz von Sauerstoff verbunden. In vielen metallurgischen Einheiten wird zur effizienteren Verbrennung von Brennstoff anstelle von Luft ein Sauerstoff-Luft-Gemisch in Brennern verwendet.

Schweißen und Schneiden von Metallen

Sauerstoff in blauen Zylindern wird häufig zum Brennschneiden und Schweißen von Metallen verwendet.

Raketentreibstoff

Als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff werden flüssiger Sauerstoff, Wasserstoffperoxid, Salpetersäure und andere sauerstoffreiche Verbindungen verwendet. Eine Mischung aus flüssigem Sauerstoff und flüssigem Ozon ist eines der stärksten Raketenbrennstoff-Oxidationsmittel (der spezifische Impuls einer Wasserstoff-Ozon-Mischung übersteigt den spezifischen Impuls für ein Wasserstoff-Fluor- und Wasserstoff-Sauerstoff-Fluorid-Paar).

BEIMMedizin

Medizinischer Sauerstoff wird in blauen Hochdruck-Gasflaschen aus Metall (für komprimierte oder verflüssigte Gase) mit unterschiedlichem Fassungsvermögen von 1,2 bis 10,0 Liter unter einem Druck von bis zu 15 MPa (150 atm) gelagert und zur Anreicherung von Atemgasgemischen in Anästhesiegeräten verwendet Atemstillstand, um einen Anfall von Bronchialasthma zu stoppen, Hypoxie jeglicher Herkunft zu beseitigen, mit Dekompressionskrankheit, zur Behandlung von Pathologien des Gastrointestinaltrakts in Form von Sauerstoffcocktails. Für den individuellen Gebrauch wird medizinischer Sauerstoff aus Flaschen in spezielle gummierte Behälter gefüllt - Sauerstoffkissen. Um ein oder zwei Opfer im Feld oder in einem Krankenhaus gleichzeitig mit Sauerstoff oder einem Sauerstoff-Luft-Gemisch zu versorgen, werden Sauerstoffinhalatoren verschiedener Modelle und Modifikationen verwendet. Der Vorteil eines Sauerstoffinhalators ist das Vorhandensein eines Kondensator-Befeuchters des Gasgemisches, der die Feuchtigkeit der ausgeatmeten Luft nutzt. Um die in der Flasche verbleibende Sauerstoffmenge in Litern zu berechnen, wird der Druck in der Flasche in Atmosphären (laut Manometer des Druckminderers) normalerweise mit dem Flascheninhalt in Litern multipliziert. Beispielsweise zeigt das Manometer in einer Flasche mit einem Fassungsvermögen von 2 Litern einen Sauerstoffdruck von 100 atm an. Das Sauerstoffvolumen beträgt in diesem Fall 100 × 2 = 200 Liter.

BEIMNahrungsmittelindustrie

In der Lebensmittelindustrie ist Sauerstoff als Lebensmittelzusatzstoff E948, als Treib- und Verpackungsgas registriert.

BEIMChemieindustrie

In der chemischen Industrie wird Sauerstoff als Oxidationsmittel in zahlreichen Synthesen eingesetzt, beispielsweise die Oxidation von Kohlenwasserstoffen zu sauerstoffhaltigen Verbindungen (Alkohole, Aldehyde, Säuren), Ammoniak zu Stickoxiden bei der Herstellung von Salpetersäure. Aufgrund der hohen Temperaturen, die während der Oxidation entwickelt werden, werden letztere häufig im Verbrennungsmodus durchgeführt.

BEIMLandwirtschaft

In Gewächshäusern, zur Herstellung von Sauerstoffcocktails, zur Gewichtszunahme bei Tieren, zur Sauerstoffanreicherung der Gewässer in der Fischzucht.

Die biologische Rolle des Sauerstoffs

Notversorgung mit Sauerstoff in einem Luftschutzbunker

Die meisten Lebewesen (Aerobier) atmen Sauerstoff aus der Luft. Sauerstoff ist in der Medizin weit verbreitet. Bei Herz-Kreislauf-Erkrankungen wird zur Verbesserung von Stoffwechselvorgängen Sauerstoffschaum („Sauerstoffcocktail“) in den Magen eingebracht. Die subkutane Sauerstoffverabreichung wird bei trophischen Geschwüren, Elephantiasis, Gangrän und anderen schweren Erkrankungen eingesetzt. Die künstliche Anreicherung mit Ozon wird zur Desinfektion und Desodorierung der Luft und zur Reinigung des Trinkwassers eingesetzt. Das radioaktive Isotop von Sauerstoff 15 O wird verwendet, um die Blutflussrate und die Lungenventilation zu untersuchen.

Giftige Sauerstoffderivate

Einige Sauerstoffderivate (sogenannte reaktive Sauerstoffspezies) wie Singulettsauerstoff, Wasserstoffperoxid, Superoxid, Ozon und das Hydroxylradikal sind hochgiftige Produkte. Sie entstehen bei der Aktivierung oder partiellen Reduktion von Sauerstoff. Superoxide (Superoxidradikale), Wasserstoffperoxid und Hydroxylradikale können in den Zellen und Geweben des menschlichen und tierischen Körpers gebildet werden und oxidativen Stress verursachen.

Isotope

Sauerstoff hat drei stabile Isotope: 16 O, 17 O und 18 O, deren durchschnittlicher Gehalt jeweils 99,759 %, 0,037 % und 0,204 % der Gesamtzahl der Sauerstoffatome auf der Erde beträgt. Das starke Überwiegen des leichtesten von ihnen, 16 O, im Isotopengemisch ist darauf zurückzuführen, dass der Kern des 16 O-Atoms aus 8 Protonen und 8 Neutronen besteht (doppelter magischer Kern mit gefüllter Neutronen- und Protonenhülle). Und solche Kerne haben, wie aus der Theorie der Struktur des Atomkerns hervorgeht, eine besondere Stabilität.

Bekannt sind auch radioaktive Sauerstoffisotope mit Massenzahlen von 12 O bis 24 O. Alle radioaktiven Sauerstoffisotope haben eine kurze Halbwertszeit, das langlebigste von ihnen ist 15 O mit einer Halbwertszeit von ~120 s. Das kurzlebigste 12 O-Isotop hat eine Halbwertszeit von 5,8·10 −22 s.

Sauerstoffatome können zwei Arten von Molekülen bilden: O 2 - Sauerstoff und O 3 - Ozon.

Das Phänomen der Existenz mehrerer einfacher Substanzen, die aus Atomen eines chemischen Elements bestehen, wird Alotropie genannt. Und einfache Substanzen, die aus einem Element bestehen, werden als alotrope Modifikationen bezeichnet.

Daher sind Ozon und Sauerstoff allotrope Modifikationen des Elements Sauerstoff.

Eigenschaften	Sauerstoff	Ozon
Zusammengesetzte Formel	O2	O 3
Aussehen unter normalen Bedingungen	Gas	Gas
Farbe	Sauerstoff ist in Dampf farblos. Flüssigkeit - blassblau und fest - blau	Ozondampf hat eine hellblaue Farbe. Flüssig - blau und fest ist ein dunkelvioletter Kristall
Geruch und Geschmack	Geruchs- und geschmacksneutral	Scharfer Eigengeruch (gibt der Luft in geringen Konzentrationen einen frischen Geruch)
Schmelztemperatur	219 °С	192 °С
Siedetemperatur	183 °С	112 °С
Dichte bei n. j.	1,43 g/l	2,14 g/l
Löslichkeit	4 Volumen Sauerstoff in 100 Volumen Wasser	45 Volumen Ozon in 100 Volumen Wasser
Magnetische Eigenschaften	Flüssiger und fester Sauerstoff sind paramagnetische Stoffe, d.h. werden in ein Magnetfeld gezogen	Es hat diamagnetische Eigenschaften, das heißt, es interagiert nicht mit einem Magnetfeld
Biologische Rolle	Notwendig für die Atmung von Pflanzen und Tieren (gemischt mit Stickstoff oder einem Inertgas). Das Einatmen von reinem Sauerstoff führt zu schweren Vergiftungen	In der Atmosphäre bildet es die sogenannte Ozonschicht, die die Biosphäre vor den schädlichen Auswirkungen der ultravioletten Strahlung schützt. Giftig

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff und Ozon

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Metallen

Molekularer Sauerstoff ist ein ziemlich starkes Oxidationsmittel. Es oxidiert fast alle Metalle (außer Gold und Platin). Viele Metalle oxidieren langsam an der Luft, aber in einer Atmosphäre aus reinem Sauerstoff brennen sie sehr schnell aus und es entsteht ein Oxid:

Einige Metalle bilden jedoch während der Verbrennung keine Oxide, sondern Peroxide (in solchen Verbindungen ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1) oder Superoxid (die Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms ist fraktioniert). Beispiele für solche Metalle sind Barium, Natrium und Kalium:

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Nichtmetallen

Sauerstoff weist in Verbindungen, die mit allen Nichtmetallen außer Fluor, Helium, Neon und Argon gebildet werden, eine Oxidationsstufe von -2 auf. Beim Erhitzen interagieren Sauerstoffmoleküle direkt mit allen Nichtmetallen, mit Ausnahme von Halogenen und Edelgasen. In einer Sauerstoffatmosphäre entzündet sich Phosphor spontan und einige andere Nichtmetalle:

Wenn Sauerstoff mit Fluor wechselwirkt, wird Sauerstofffluorid gebildet und kein Fluoroxid, da das Fluoratom eine höhere Elektronegativität als das Sauerstoffatom hat. Sauerstofffluorid ist ein blassgelbes Gas. Es wird als sehr stark verwendetein Oxidationsmittel und ein fluoreszierendes Mittel. In dieser Verbindung ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff +2.

Bei einem Überschuss an Fluor kann Disauerstoffdifluorid gebildet werden, bei dem die Oxidationsstufe von Sauerstoff +1 ist. In der Struktur ähnelt ein solches Molekül dem Wasserstoffperoxidmolekül.

Die Verwendung von Sauerstoff und Ozon. Bedeutung Ozonschicht

Sauerstoff wird von allen aeroben Lebewesen zur Atmung verwendet. Bei der Photosynthese geben Pflanzen Sauerstoff ab und nehmen Kohlendioxid auf.

Molekularer Sauerstoff dient der sogenannten Intensivierung, also der Beschleunigung oxidativer Prozesse in der Hüttenindustrie. Sauerstoff wird auch verwendet, um eine Flamme mit hoher Temperatur zu erzeugen. Wenn Acetylen (C 2 H 2) in Sauerstoff verbrennt, erreicht die Flammentemperatur 3500 °C. In der Medizin wird Sauerstoff verwendet, um die Atmung von Patienten zu erleichtern. Es wird auch in Atemschutzgeräten für arbeitende Menschen in schwer zu atmenden Atmosphären verwendet. Flüssiger Sauerstoff wird als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff verwendet.

Ozon wird in der Laborpraxis als sehr starkes Oxidationsmittel verwendet. In der Industrie wird es zur Desinfektion von Wasser verwendet, da es stark oxidierend wirkt, wodurch verschiedene Mikroorganismen zerstört werden.

Alkalimetallperoxide, -superoxide und -ozonide werden zur Sauerstoffregenerierung in Raumfahrzeugen und U-Booten verwendet.Eine solche Anwendung basiert auf der Reaktion dieser Substanzen mit CO 2 Kohlendioxid:

In der Natur kommt Ozon in den hohen Schichten der Atmosphäre in etwa 20-25 km Höhe vor, in der sogenannten Ozonschicht, die die Erde vor starker Sonneneinstrahlung schützt. Eine Abnahme der Ozonkonzentration in der Stratosphäre um mindestens 1 kann schwerwiegende Folgen haben, wie z. B. eine Zunahme der Anzahl von Hautkrebserkrankungen bei Menschen und Tieren, eine Zunahme der Anzahl von Krankheiten, die mit einer Unterdrückung des menschlichen Immunsystems verbunden sind , eine Verlangsamung des Wachstums von Landpflanzen, eine Abnahme der Wachstumsrate von Phytoplankton usw. .

Ohne Ozonschicht Leben auf dem Planeten wäre unmöglich. Währenddessen führt die Luftverschmutzung durch verschiedene Industrieemissionen zur Zerstörung der Ozonschicht. Die gefährlichsten Substanzen für Ozon sind Freone (sie werden als Kältemittel in Kühlschränken sowie als Füllstoffe für Deo-Dosen verwendet) und Raketentreibstoffabfälle.

Die Weltgemeinschaft ist sehr besorgt über die Bildung eines Ozonlochs an den Polen unseres Planeten, in dessen Zusammenhang 1987 das „Montreal Protocol on Substances that Deplete the Ozone Layer“ verabschiedet wurde, das die Verwendung von Stoffen einschränkte schädlich für die Ozonschicht.

Physikalische Eigenschaften von Stoffen, die aus dem Element Schwefel bestehen

Schwefelatome sowie Sauerstoffatome können verschiedene allotrope Modifikationen bilden ( S∞ ; S12; S8; S6; S2 und andere). Bei Raumtemperatur liegt Schwefel in Form vorα -Schwefel (oder rhombischer Schwefel), das sind gelbe spröde Kristalle, geruchlos, unlöslich in Wasser. Bei Temperaturen über +96 °C erfolgt ein langsamer Übergangα-Schwefel zu β -Schwefel (oder monokliner Schwefel), der fast weiße Platten ist. Gießt man geschmolzenen Schwefel in Wasser, kommt es zur Unterkühlung des flüssigen Schwefels und es entsteht gelbbrauner gummiartiger plastischer Schwefel, der später wieder zu a-Schwefel wird. Schwefel siedet bei einer Temperatur von +445 ° C und bildet dunkelbraune Dämpfe.

Alle Schwefelmodifikationen lösen sich nicht in Wasser, sondern gut in Schwefelkohlenstoff(CS2) und einige andere unpolare Lösungsmittel.

Schwefelanwendung

Das Hauptprodukt der Schwefelindustrie ist Sulfatsäure. Seine Produktion macht etwa 60 % des abgebauten Schwefels aus. In der chemischen Industrie wird Schwefel verwendet, um Kautschuk in hochwertigen Kautschuk umzuwandeln, also Kautschuk zu vulkanisieren. Schwefel ist ein wesentlicher Bestandteil aller pyrotechnischen Mischungen. Zum Beispiel enthalten Streichholzköpfe etwa 5 Gew.-% und im Aufstrich auf der Schachtel etwa 20 Gew.-% Schwefel. In der Landwirtschaft wird Schwefel zur Bekämpfung von Schädlingen in Weinbergen eingesetzt. In der Medizin wird Schwefel zur Herstellung verschiedener Salben zur Behandlung von Hautkrankheiten verwendet.