| Soerstof (O2) | ||||||||||||||||
 Plak fan soerstof yn it periodyksysteem | ||||||||||||||||
| Algemien | ||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ||||||||||||||||
| Gemyske eigenskippen | ||||||||||||||||
| ||||||||||||||||
| Natuerwittenskiplike eigenskippen | ||||||||||||||||
| ||||||||||||||||
| Periodyk systeem |
Soerstof is in gemysk elemint mei it symboal O en atoomnûmer 8. Soerstof komt yn frije foarm frijwol net op de ierde foar. Losse atomen fan dit elemint binne tige reaktyf en ferbine har daliks mei oare stoffen. Soerstof komt as elemint benammen foar as soerstofgas (O2). Soerstof is in net-metaal, dat yn gasfoarm kleurleas is.
Treffende karakteristiken
It elemint soerstof komt gewoanwei foar as in twa-atomich gas, O2. Yn dy foarm foarmet it 21% fan de atmosfear fan de Ierde. Ek de trije-atomige foarm, O3 (oazon), komt yn de natuer foar, foaral yn de hegere lagen fan de loft dêr't it foarme wurdt ûnder ynfloed fan kosmyske strieling. Troch loftfersmoarging kin oazon ek oan de grûn foarkomme.
It elemint is by keamertemperatuer in gas, mar kin frij maklik floeiber makke wurde. De floeistof, en de fêste stof dy't by noch legere temperatueren stabyl is, hawwe in ljochtblauwe kleur. Alle foarmen fan soerstof binne paramagnetysk. Dit wurdt feroarsake troch de molekulêre elektroanyske struktuer. De molekule hat in dûbelde bining.
Brângefaar wurdt in folle serieuzer probleem by it brûken fan gasfoarmige en floeibere soerstof as at it yn it normale libben al is. Katoenwol dy’t yn floeibere soerstof ferwûne is in bom dy’t ôfgiet mei in metershege flamme. De soerstof is yn sokke hege konsintraasje op it oerflak fan de brânstof oanwêzich dat de reaksje hiel heftich wurdt.
Ek oazon en peroxiden binne gefaarlike stoffen dy’t behannele wurde moatte my kennis fan ‘e saak. Ynazemjen fan te folle oazon kin liede ta earnstige longproblemen. Under druk is soerstof giftich foar minsken. De maksimale djipte foar it dûken mei suvere soerstof is 6 meter.
Fanwegen syn typyske elektroanestruktuer en syn hege elektronegativiteit is it elemint soerstof in agressive oksidator, dat mei sawat alle oare eleminten in stabile bining foarmje kin. Utsûnderings binne in pear fan de lichtere edelgassen en it metaal goud, wêrfan allinnich metastabile oksiden bekend binne.
Yn oksiden nimt it elemint twa elektroanen op en foarmet it de oksidaasjetastân -2. Oksiden fan eleminten yn harren heechste oksidaasjetastân, lykas nitraten, gromaten, gloaraten en sa fierder, kinne sels ek bysûnder sterke oksidatoaren wêze. Neist oksiden binne der ek peroksiden bekend, lykas wetterstofperokside H2O2. Nominaal is hjir it oksidaasje getal – 1 en der is noch gjin inkele soerstof-soerstof bining (H-O-O-H). Peroksiden binne net botte stabyl en kinne, ôfhinklik fan de soergraad, as oksidator of reduktor optrede.
Sjoch ek
- Oazon (O3)
 Wikimedia Commons | Ofbylden dy't by dit ûnderwerp hearre, binne te finen yn de kategory Oxygen fan Wikimedia Commons. |