Sauerstoff (Oxygenium; griech. oxýs = scharf, spitz, sauer; frz. oxygène = Säuremacher) bezeichnet zum einen atomaren Sauerstoff, also ein chemisches Element, und zum anderen eine Form molekularen Sauerstoffs mit der Formel O2, also eine anorganische Verbindung.
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| Allgemein | |||||||||||||||||||||||||
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| Name, Symbol, Ordnungszahl | Sauerstoff, O, 8 | ||||||||||||||||||||||||
| Serie | Nichtmetalle | ||||||||||||||||||||||||
| Gruppe, Periode, Block | 16 (VIA), 2, p | ||||||||||||||||||||||||
| Dichte, Mohshärte | 1,429 kg/m3 (273 K), k. A. | ||||||||||||||||||||||||
| Aussehen | farblos | ||||||||||||||||||||||||
| Atomar | |||||||||||||||||||||||||
| Atomgewicht | 15,9994 amu | ||||||||||||||||||||||||
| Atomradius (berechnet) | 60 (48) pm | ||||||||||||||||||||||||
| Kovalenter Radius | 73 pm | ||||||||||||||||||||||||
| van der Waals-Radius | 152 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Elektronenkonfiguration | [He]2p42s2 | ||||||||||||||||||||||||
| e- 's pro Energieniveau | 2, 6 | ||||||||||||||||||||||||
| Oxidationszustände (Oxid) | -2, -1 (neutral) | ||||||||||||||||||||||||
| Kristallstruktur | kubisch | ||||||||||||||||||||||||
| Physikalisch | |||||||||||||||||||||||||
| Aggregatzustand (Magnetismus) | gasförmig (paramagnetisch) | ||||||||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | 54,40 K (-218,75 °C) | ||||||||||||||||||||||||
| Siedepunkt | 90,18 K (-182,97 °C) | ||||||||||||||||||||||||
| Molares Volumen | 17,36 · 10-3 m3/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Verdampfungswärme | 3,4099 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Schmelzwärme | 0,22259 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Dampfdruck | __ Pa bei __ K | ||||||||||||||||||||||||
| Schallgeschwindigkeit | 317,5 m/s bei 293 K | ||||||||||||||||||||||||
| Verschiedenes | |||||||||||||||||||||||||
| Elektronegativität | 3,44 (Pauling-Skala) | ||||||||||||||||||||||||
| Spezifische Wärmekapazität | 920 J/(kg · K) | ||||||||||||||||||||||||
| Elektrische Leitfähigkeit | __ · 106/m Ohm | ||||||||||||||||||||||||
| Wärmeleitfähigkeit | 0,02674 W/(m · K) | ||||||||||||||||||||||||
| 1. Ionisierungsenergie | 1313,9 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 2. Ionisierungsenergie | 3388,3 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 3. Ionisierungsenergie | 5300,5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 4. Ionisierungsenergie | 7469,2 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Stabilste Isotope | |||||||||||||||||||||||||
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| SI-Einheiten und Standardbedingungen werden benutzt, sofern nicht anders angegeben. | |||||||||||||||||||||||||
Das Element Sauerstoff stellt in der Erdkruste mit 49,4 Masse-% das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar. Er kommt für sich allein mit Molekülen aus 2 und 3 Sauerstoffatomen vor, nämlich O2 Sauerstoff beziehungsweise O3 Ozon, und er kommt in Verbindungen mit anderen Elementen vor. Alle Lebewesen außer den anaeroben Bakterien benötigen Sauerstoff in Form von O2 für ihren Stoffwechsel. Der farb-, geruch- und geschmacklose molekulare Sauerstoff O2 ist ein Bestandteil der Luft (etwa 21 Volumenprozent) und wird von Pflanzen durch Photolyse von Wasser produziert.
Darstellung
Sauerstoff wird heutzutage durch die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft (Linde-Verfahren nach Carl von Linde) hergestellt. Dieses beruht auf dem Joule-Thomson-Effekt. Das Linde-Verfahren wird seit 1905 technisch eingesetzt. Davor war das Bariumperoxid-Verfahren die einzige Möglichkeit Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen:
Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge:
Kathodenreaktion
Anodenreaktion 1.:
Anodenreaktion 2.:
Singulett-Sauerstoff
Stellt eine Modifikation des normalen oder Triplett-Sauerstoffs 3O2 dar. Es handelt sich beim Singulett-Sauerstoff 1O2 um kurzlebige, energiereiche Zustände des O2-Moleküls
Singulett-Sauerstoff ist
- reaktionsfähiger als Triplett-Sauerstoff
- ein wirkungsvolles Oxidationsmittel und kommt vor allem in der organischen Chemie als selektives Oxidationsmittel zur Anwendung
Man kann ihn photochemisch aber auch chemisch herstellen. Dies gelingt durch Abspalten von O2 aus Peroxogruppen enthaltenden Verbindungen (beispielsweise Umsetzung von H2O2 mit Cl0-)
Wenn sich zwei 1O2 durch Elektronentausch wieder in zwei 3O2 umwandeln, wird Lichtenergie abgegeben. Man beobachtet ein orangerotes Leuchten (Wellenlänge λ = 633nm)
Ethymologie
Früher machte man den Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich. Tatsächlich entstehen alle Säuren bis auf eine bei der Lösung von bestimmten Stoffen in Wasser, was ja bekanntlich aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Dass aber nicht der Sauerstoff sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich war, erkannte man erst später; der Beweis ist die Salzsäure, sie ist auch als Gas eine Säure und besteht aus einer Verbindung von Wasserstoff mit Chlor und enthält keinen Sauerstoff.
Verbindungen, in denen Sauerstoff vorkommt:
Siehe auch: Carbogen, Oxidation, Phlogiston, Hydroxid, Rost (Korrosion), Ozon