Sauerstoff

Eigenschaften des Elements

Stoffkonstanten und Häufigkeit des Vorkommens in der Natur

Dichte in bei 0 °C	1,43
Härte nach Mohs
Schallgeschwindigkeit in	316
Schmelztemperatur in °C	-218,4
spezifische Schmelzwärme in	27,75
Siedetemperatur in °C	-183
spezifische Verdampfungswärme in	426,25
Standardentropie S0 in	205
Wärmeleitfähigkeit in bei 27 °C	0,026 74
spezifische Wärmekapazität in	0,919
Volumenausdehnungskoeffizient in 10- 3
spez. elektrischer Widerstand in
Anteil in der Erdhülle in % (Atmosphäre, Wasser, Erdkruste bis 10 km Tiefe)	49,40

Sauerstoffmaske

Schalenmodell

Periode: 2 (L)
Hauptgruppe: VI
Außenelektronen: 6

Isotope des Elements

Ordnungszahl Z	Massenzahl A	Atommasse in u	Häufigkeit in %	Art der Strahlung und Energie in MeV	Halbwertszeit
8	14	14,008 597	künstlich	β : 1,8	72 s
	15	15,003 070	künstlich	β : 1,7	124 s
	16	15,994 915	99,76%
	17	16,999 133	0,04%
	18	17,999 160	0,20%
	19	19,003 578	künstlich	β : 3,3	30 s

Weitere Eigenschaften

Wenn man von Sauerstoff spricht, meint man die Elementsubstanz, die aus zweiatomigen Molekülen besteht. Dieser Stoff ist ein farbloses Gas, das geruch- und geschmacklos ist. Die Dichte des Gases ist größer als die von Luft. Die Schmelztemperatur liegt bei -219 °C und die Siedetemperatur bei -183 °C. Sauerstoff ist nur mäßig wasserlöslich. Die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab (bei Normaldruck/0 °C: 49 ml/l Wasser; bei Normaldruck/20 °C: 31 ml/l Wasser). Sauerstoff ist selbst nicht brennbar, fördert jedoch die Verbrennung. Die Eigenschaft wird zum Nachweis (Glimmspanprobe) genutzt. Die Sauerstoffmoleküle sind reaktionsträge, da sie relativ stabil sind. Bei höheren Temperaturen reagiert der molekulare Sauerstoff jedoch zum Teil heftig. Insbesondere mit unedlen Metallen bildet Sauerstoff Metalloxide (unterschiedliche Eisenoxide, Magnesiumoxid u. a.). Mit Nichtmetallen reagiert Sauerstoff zu Nichtmetalloxiden (Wasser, Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoffmonooxid u. a.). Diese Reaktionen sind Oxidationen. Oft verlaufen sie unter Flammenerscheinungen - Verbrennung. Einige Oxidationen verlaufen äußerst heftig, wie z. B. die Knallgasreaktion (Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff). Neben dieser sehr bekannten Form des elementaren Sauerstoffs existiert noch eine weitere Form, deren Moleküle aus drei Atomen bestehen - das Ozon. Ozon ist ein farbloses Gas (verfüssigt hat es eine dunkelblaue Farbe), mit charakteristischem Geruch. Die Siedetemperatur liegt bei -112 °C und die Schmelztemperatur bei -193 °C. Beim Erhitzen explodiert Ozon. Es handelt sich bei diesem Stoff um eines der stärksten Oxidationsmittel überhaupt, da sogar Edelmetalle oxidiert werden. Ozon ist stark giftig, weil es auch mit vielen organischen Verbindungen reagiert.

Entdeckung

Bereits 1771 wurde Sauerstoff von CARL WILLIAM SCHEELE entdeckt. Es gelang ihm, das Element erstmals herzustellen. Dafür erhitzte er Braunstein mit konzentrierter Schwefelsäure und gab dem Gas den Namen «Feuerluft». Unabhängig von SCHEELE stieß 1774 der englische Theologe und Hobbychemiker JOSEPH PRIESTLEY beim Erhitzen von Quecksilberoxid auf das Gas und bezeichnete es als «dephlogistierte Luft». Als «Phlogiston» bezeichneten die Chemiker der damaligen Zeit einen unbekannten Stoff, von dem sie annahmen, dass er immer dann entwich, wenn etwas verbrannte. Erst ANTOINE LAURENT DE LAVOISIER deutete seine Experimente richtig und erkannte das Wesen der Verbrennung. Er machte deutlich, dass bei einer Oxidation kein Phlogiston abgegeben, sondern Sauerstoff aufgenommen wird. LAVOISIER prägte 1779 schließlich den Begriff «Oxygene». Dieser bedeutet «Säurebildner» und entstand aus den griechischen Wörtern «oxys» (sauer) und «gennao» (ich mache). LAVOISIER glaubte, dass der Sauerstoff in allen Säuren enthalten sei. Der deutsche Name des Elements leitet sich deshalb auch von den Säuren ab.

Vorkommen/Herstellung

Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde. Er kommt sowohl als reiner Stoff als auch chemisch gebunden vor. Der elementare Sauerstoff in der Atmosphäre und die vielfältigen Verbindungen des Elements machen fast die Hälfte des gesamten Massenanteils aller Elemente des PSE aus. In der Natur gibt es zwei elementare Formen, in denen Sauerstoff auftritt. Das sind zum einen der «normale» Sauerstoff, das zweiatomige Molekül, welches in der uns umgebenden Luft zu etwa 21 Vol-% enthalten ist. Zum anderen kommt in den höheren Schichten der Erdatmosphäre das Ozon, dreiatomiger Sauerstoff, in größeren Mengen vor. Wasser (H₂O) enthält sehr viel gebundenen Sauerstoff. Demnach befinden sich in den Weltmeeren, Flüssen, Seen und unterirdischen Wasserreserven riesige Mengen mit Wasserstoff gebundenen Sauerstoffs. In den Gewässern der Erde sind außerdem große Mengen an gelöstem Sauerstoff enthalten. Bemerkenswert ist dabei die Tatsache, dass sowohl der freie atmosphärische, als auch der im Wasser gelöste Sauerstoff ausschließlich biologischen Ursprungs sind. Seine Bildung erfolgte in den letzten 3 Mrd. Jahren durch Fotosynthese. Heute bildet die sauerstoffhaltige Atmosphäre eine wesentliche Grundlage für die Existenz der Lebewesen auf unserer Erde. Neben den bisher erwähnten Vorkommen befinden sich riesige Mengen von Sauerstoff in der Erdkruste in Form verschiedener Oxide, z. B. Quarz (SiO₂) oder Eisenoxide und auch in Form von Salzen sauerstoffhaltiger Säuren. Dazu gehören u. a. die Salze der Kohlensäure, die Carbonate, z. B. Kalkstein (CaCO₃) oder Dolomit (CaCO₃ x MgCO₃). Auch Feldspat enthält als Silicat gebundenen Sauerstoff. Bis zum Beginn des 20. Jahrhunderts wurde Sauerstoff aus Bariumoxid (BaO) gewonnen.
Bei ca. 500 °C wird dieses mit Luftsauerstoff in Bariumperoxid (BaO₂) umgewandelt und weiter erhitzt. Bei ca. 700 °C zerfällt dieses unter Sauerstoffabgabe. Heute wird Sauerstoff aus Luft hergestellt. Dazu verflüssigt man die Luft durch starkes Abkühlen unter Druck. Anschließend werden die einzelnen Bestandteile durch allmähliches Erhitzen nacheinander gasförmig und können durch fraktionierte Destillation getrennt werden. Der so erzeugte Sauerstoff wird in blauen Druckflaschen mit Rechtsgewinde aufbewahrt. Im Labor nutzt man häufig die elektrolytische Zersetzung von Wasser mithilfe des hoffmannschen Wasserzersetzungsapparats. Dabei wird Wasser mit Schwefelsäure versetzt und anschließend unter Einfluss des elektrischen Stroms in seine Bestandteile - Wasserstoff und Sauerstoff gespalten. Außerdem kann beispielweise Kaliumpermanganat zur Sauerstoffgewinnung thermisch zersetzt werden.

Verwendung

Für die Technik wird Sauerstoff industriell hergestellt. Nur so stehen die großen Mengen zur Verfügung, welche zur Erzeugung so hoher Temperaturen, wie sie bei Verbrennungsprozessen erforderlich sind, benötigt werden. Bei Verwendung reinen Sauerstoffs sind weitaus höhere Temperaturen als bei Einsatz normaler Luft erreichbar, da der enthaltene Stickstoff nicht mit erhitzt werden muss. Mit dem organischen Stoff Acetylen zusammen wird Sauerstoff beim autogenen Schweißen eingesetzt. Mit Wasserstoff reagiert Sauerstoff explosiv. Diese Knallgasreaktion, oder auch Knallgasflamme, wird zum Schmelzen von Quarz (SiO₂) und von Metallen mit hohen Schmelztemperaturen in der Metallurgie genutzt. Immer mehr versucht man auch, die Energie, die bei der Reaktion freigesetzt wird, in der Technik zu nutzen. Im Ergebnis gewinnt die Energiefreisetzung in Brennstoffzellen zunehmend an Bedeutung. Ebenso groß ist die Bedeutung des Sauerstoffs für die chemische Industrie, zum Beispiel zur Oxidation organischer Verbindungen, bei der Herstellung von Schwefel- und Salpetersäure, zur Synthesegaserzeugung aus Kohle, beim Cracken oder zur Wasserstofferzeugung aus Schwerölen. In der Raumfahrt findet flüssiger Sauerstoff seinen Einsatz als Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe. Der Sauerstoff in der Atmosphäre bildet eine wesentliche Lebensgrundlage für die meisten der heute existierenden Organismen, da er für alle Oxidationsvorgänge (auch in Organismen) benötigt wird, einschließlich der biologischen Oxidation (Zellatmung). Daher findet Sauerstoff auch Einsatz in der Medizin (zur Beatmung Verletzter), ermöglicht Luft- und Raumfahrt sowie Expeditionen in die Unterwasserwelt. All das wäre ohne die mit Sauerstoff angereicherte Atemluft nicht realisierbar. Ozon findet seit einiger Zeit Verwendung als Desinfektionsmittel im Bereich der biologischen Wasseraufbereitung. Außerdem wird das Gas als Bleichmittel für Papier, Fasern, Zellstoffe sowie verschiedene Fette, Öle, Wachse u. a. Stoffe eingesetzt.

Wichtige Verbindungen

• Wasser (H₂O - Nährstoff, Lösungsmittel, Reaktionsraum, Transportmittel, Quellungsmittel: ungefähr 70 % der Masse eines erwachsenen Menschen ist Wasser; Lebensraum für viele Organismen)
• Metalloxide wie Eisen(II)-oxid und Eisen(III)-oxid (FeO bzw. Fe₂O₃ - Grundlage der Gewinnung reiner Metalle)
• Nichtmetalloxide wie Kohlenstoffmonooxid (CO - wichtiges Reduktionsmittel, z. B. im Hochofenprozess) Kohlenstoffdioxid (CO₂ - Atemgas entsteht als Reaktionsprodukt der biologischen Oxidation), Stickstoffoxide ( z. B. NO₂ - Luftschadstoff)
• Sauerstoffhaltige Säuren wie Schwefelsäure (H₂SO₄), Phosphorsäure (H₃PO₄),
• Salpetersäure (HNO₃)
• wichtige technische Säuren
• Salze sauerstoffhaltiger Säuren, wie Sulfate, z. B. Calciumsulfat (CaSO₄ - Baustoff), Carbonate, z. B. Calciumcarbonat (CaCO₃- Baustoff), Nitrate, z. B. Ammoniumnitrat (NH₄NO₃ - Düngemittel), Phosphate, z. B. Calciumphosphat (Ca₃(PO₄) ₂ - Düngemittel)

organische Verbindungen:

• Fette, Eiweiße, Kohlenhydrate (Baustoffe der Lebewesen)
• Stoffe mit Hydroxyl-Gruppe, wie Alkanole, z. B. Ethanol (C₂H₅OH - Bestandteil des «Trinkalkohols», organisches Lösungsmittel)
• Stoffe mit Aldehyd-Gruppe, wie Alkanale, z. B. Methanal (Formaldehyd, HCHO - Holzschutzmittel
• Stoffe mit Carboxyl-Gruppe, wie Monocarbonsäuren, z.B. Ethansäure (Essigsäure, CH₃COOH - Konservierungsmittel)

Bau

Der «normale» Sauerstoff besteht aus zweiatomigen Molekülen. Ozon besteht aus dreiatomigen Molekülen.