Sauerstoff

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
¹⁴O	{syn.}	70,606 s	ε	5,143	¹⁴N
¹⁵O	{syn.}	122,24 s	ε	2,754	¹⁵N
¹⁶O	99,762 %	O ist stabil mit 8 Neutronen
¹⁷O	0,038 %	O ist stabil mit 9 Neutronen
¹⁸O	0,2 %	O ist stabil mit 10 Neutronen
¹⁹O	{syn.}	26,91 s	β^-	4,820	¹⁹F
²⁰O	{syn.}	13,51 s	β^-	3,814	²⁰F

NMR-Eigenschaften

	¹⁶O	¹⁷O	¹⁸O
Kernspin	0	5/2	0
gamma / rad/T	_,_ · 10^_	-3,628 · 10⁷	_,_ · 10^_
Empfindlichkeit	_,_	_,_	_,_
Larmorfrequenz bei B = 4,7 T	_,_ M Hz	_,_ M Hz	_,_ M Hz

Vorlage:Gefahrensymbol 1

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Sauerstoff (auch Oxygenium; von griech. oxýs „scharf, spitz, sauer“ und genese „erzeugen“) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. Atomarer Sauerstoff, das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt in der Natur nur vereinzelt im Vakuum des Weltalls oder in heißen Sternatmosphären vor. Elementar tritt Sauerstoff überwiegend in Form eines kovalenten Homodimers, einer chemischen Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen, auf (molekularer Sauerstoff, auch Dioxygen, Disauerstoff, Summenformel O₂). Die weniger stabile, energiereiche und reaktive allotrope Form aus drei Sauerstoffatomen (O₃) wird Ozon genannt. Flüssiger elementarer Sauerstoff O₂ wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX (liquid oxygen) abgekürzt. Alle oder fast alle Tiere brauchen Sauerstoff um zu überleben. Sie entnehmen ihn meistens durch Atmung aus der Luft, die zu 21% aus Sauerstoff besteht, oder durch Resorption aus Wasser.

Geschichte

Der Sauerstoff wurde 1772 von Carl Wilhelm Scheele und 1774 von Joseph Priestley unabhängig voneinander entdeckt.

Von der Steinzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung. Lange Zeit wurde es von den Menschen als Gabe des Himmels hingenommen. Sowohl die Naturphilosophen der Antike als auch die Chemiker des Mittelalters, die so genannten Alchimisten, machten sich über das Wesen des Feuers Gedanken. Sie kamen dabei zu der Ansicht, das Feuer sei ein Grundstoff (siehe Vier-Elemente-Lehre). Im 17. Jahrhundert vermuteten die Forscher einen „leichten geheimnisvollen Stoff“ (Phlogiston), der aus dem brennenden Stoff entweichen solle. Bei dieser Annahme blieb man auch dann noch, als der deutsch-schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte. Er nannte ihn Feuerluft, konnte sich aber nicht erklären, welchen Zusammenhang Verbrennung und Sauerstoff hatten. Völlig unabhängig von Scheeles Entdeckungen kam der Engländer Joseph Priestley zu gleichen Forschungsergebnissen, allerdings erst zwei Jahre später, veröffentlichte seine Erkenntnisse aber schneller; Scheele publizierte seine Entdeckungen erst 1777.

Der Sauerstoff war nun zwar entdeckt, doch seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Dafür sorgte erst der Franzose Antoine Lavoisier. Bei seinen Experimenten fand er heraus, dass es sich bei der Verbrennung einer Substanz um ihre Verbindung mit Sauerstoff handeln müsse, denn er konnte durch Wägung nachweisen, dass ein Stoff nach seiner Verbrennung nicht leichter, sondern schwerer war. Dafür kam aber eigentlich nur das zusätzliche Gewicht des während des Verbrennungsprozesses aufgenommenen Sauerstoffs als Ursache in Frage. Diese uns heute so selbstverständliche Definition der Verbrennung war also ein fundamentales Forschungsergebnis nach langer Zeit des Unwissens und z. T. mystischer Spekulation.

Früher machte man den Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich, was ihm auch den Namen gab. Tatsächlich aber entstehen die meisten anorganischen Säuren bei der Lösung von Nichtmetalloxiden in Wasser, welches aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Dass aber nicht der Sauerstoff, sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich ist, erkannte man erst später; ein Beweis ist die Salzsäure; sie ist auch als Gas eine Säure und besteht aus der Verbindung von Chlor mit Wasserstoff und enthält keinen Sauerstoff.

Der Begriff Sauerstoff (Oxygenium) wurde 1779 von Lavoisier vorgeschlagen.

Vorkommen

Das Element Sauerstoff stellt in der Erdhülle mit 49,4 Masseprozent das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar.

Eine bedeutende Form des Sauerstoffs ist O₂, unter Normalbedingungen ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Es ist ein Bestandteil der Luft (etwa 21 Volumenprozent) und in Gewässern gelöst. In der Luft hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur wegen der Tatsache, dass die Erde Lebewesen beherbergt, die Sauerstoff produzieren - ansonsten würde er nur in Verbindungen vorkommen. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentrationen in der Erdatmosphäre wird im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben.

Häufig kommt Sauerstoff in Verbindungen mit anderen Elementen als Oxid vor (z. B.: SiO₂ = Siliciumdioxid; H₂O = Wasser).

Eigenschaften

Molekularer Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei tiefen Temperaturen zu einer farblosen, in dicken Schichten bläulichen, Flüssigkeit kondensiert. Sauerstoff ist in Wasser wenig löslich (49,1 ml in 1 l Wasser bei 0 °C). Die Löslichkeit ist auch abhängig vom Druck (14,16 mg/l bei 0 °C und bei 1013,25 hPa). Sie steigt mit abnehmender Temperatur und zunehmendem Druck.

Physikalische Eigenschaften

Molekülorbitale

Das Sauerstoff-Atom hat im Grundzustand sechs Valenzelektronen auf dem zweiten Hauptenergieniveau. Die zwölf Valenzelektronen eines O₂-Sauerstoffmoleküls werden auf die vier bindenden (σ_s, σ_x, π_y, und π_z) und drei der vier antibindenden Molekülorbitale (σ_s^*, π_y^*, π_z^*) verteilt. Da zwei antibindende Orbitale mit nur einem Elektron besetzt sind (eine „halbe Bindung“), resultiert eine Doppelbindung. Durch diese Elekronenverteilung lässt sich der Paramagnetismus und der radikalische Charakter des Sauerstoffs erklären.

Eine korrekte Strukturformel für O₂ lässt sich nicht angeben. <O=O> bringt den Doppelbindungscharakter zum Ausdruck, ignoriert aber sowohl die besetzten antibindenden Orbitale als auch den Radikalcharakter. Die Schreibweise ·Ō-Ō· wird gern verwendet, um den biradikalischen Eigenschaften hervorzuheben.

Singulett- und Triplett-Sauerstoff

Im Sauerstoff-Molekül sind zwei ungepaarte Elektronen vorhanden, deren Spin entweder gleich (Triplett-Sauerstoff) oder entgegengesetzt (Singulett-Sauerstoff) gerichtet ist. Dabei ist der Triplett-Zustand energieärmer (Hundsche Regel). Die Änderung des elektronischen Zustands kann nur auf photochemischem Weg oder durch Kollision erfolgen.

Sauerstoff-Ionen

Von Sauerstoff sind folgende Radikalionen bekannt: Dioxygenyl O₂⁺, Hyperoxid (veraltet: Superoxid) O₂^- (Oxidationsstufe 1/2) und Ozonid O₃^- (Oxidationsstufe 1/3). Closed-shell-Ionen sind das Oxid O^2- sowie das Peroxid O₂^2-.

Medizinische Eigenschaften

Medizinischer Sauerstoff unterliegt aufgrund gesetzlicher Regelungen einer strengen Kontrolle. Er zählt als Medikament.

Drohender oder tatsächlicher Sauerstoffmangel ist häufig das zentrale Problem bei einem medizinischen Notfall. Daher wird jedem Notfallpatienten vom Rettungsdienst / Notarzt Sauerstoff angeboten. Über verschiedene Sonden und Masken wird eine Anreicherung der Einatemluft eines Patienten mit Sauerstoff erreicht. Im Falle eines Atemstillstandes wird der Patient mit sauerstoffangereicherter Luft beatmet.

Neben dem messbaren Effekt der Sauerstoffanreicherung im Blut und damit auch im Gewebe hat die Sauerstoffgabe meist einen nicht zu vernachlässigenden positiv-psychischen Effekt auf den Patienten.

Vorsicht ist bei der Sauerstoffgabe geboten, wenn der Patient an einer chronisch-obstruktive Lungenerkrankung (COPD) leidet: wegen des ständig hohen Kohlendioxidgehaltes im Blut erfolgt die Atemsteuerung hier ausnahmsweise über den Sauerstoffgehalt im Blut; ein plötzliches Überangebot an Sauerstoff kann hier zu einem Atemstillstand führen.

Die Inhalation von 100 % Sauerstoff über eine Hochkonzentrationsmaske (7–15 l/min über 15–20 min.) ist das Mittel der ersten Wahl zur Akutbehandlung von Clusterkopfschmerzen ^[1].

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Die bekannteste chemische Reaktion ist die Oxidation. Sauerstoff fehlen zwei Elektronen, um seine äußere Schale aufzufüllen und somit einen besonders energiearmen Zustand zu erreichen. Daher und aufgrund seiner hohen Elektronegativität reagiert er heftig mit Stoffen, die ihn leicht mit zwei Elektronen versorgen können, z. B. Wasserstoff, Calcium, Magnesium, Alkalimetallen oder auch Silicium, Kohlenstoff und Aluminium. Kaum reagiert er deshalb mit Halogenen wie Chlor.

Isotope

Das häufigste stabile Sauerstoffisotop ist ¹⁶O (99,76%), daneben kommt noch ¹⁸O (0,20%) sowie ¹⁷O (0,037%) vor. Das Anteilsverhältnis von ¹⁶O und ¹⁸O in Eisbohrkernen kann zur Schätzung der Durchschnittstemperatur früherer Zeiten dienen, da Wassermoleküle mit dem leichteren ¹⁶O schneller verdunsten. Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an ¹⁸O müssen demnach aus wärmeren Zeiten stammen, da nur bei der starken Verdunstung wärmerer Perioden vermehrt ¹⁸O Isotope mit zur Wolkenbildung beitragen. Je wärmer die globale Temperatur, desto weiter können auch diese mit schweren Sauerstoffisotopen beladene Wolken in die Polarregionen vordringen ohne bereits vorher abzuregnen. In kälteren Perioden findet man dahingegen mehr ¹⁸O Isotope in Meeressedimenten. Meereis besteht hauptsächlich aus den leichteren Wassermolekülen aus ¹⁶O Isotopen. Kommt es nun in einer Kaltphase zu einer starken Neubildung von Meereis, bleibt vermehrt Meerwasser aus ¹⁸O Isotopen zurück, welches durch die permanente Einlagerung von Sauerstoff in die Kalkschalen der Meerestiere (CaCO3) verstärkt in Sedimentschichten dieser Zeit nachweisbar ist. Auch gibt es regionale Unterschiede in der ¹⁸O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle.

Siehe auch: Klimaerwärmung, Isotopenuntersuchung

Verbindungen

Einige bekannte Verbindungen, in denen Sauerstoff vorkommt:

Gewinnung/Darstellung von O₂

Sauerstoff als O₂ 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 die Thermolyse von Bariumperoxid die einzige Möglichkeit, Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen:

$2\,\mathrm {BaO} _{2}\rightarrow 2\,\mathrm {BaO} +\mathrm {O} _{2}$ (bei 700 °C)

BaO₂ selbst kann man durch Einwirken von O₂ auf BaO bei 500 °C erzeugen.

Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge:

Kathodenreaktion 1: $2\,\mathrm {K} ^{+}+2\,e^{-}\rightarrow 2\,\mathrm {K}$

Kathodenreaktion 2: $2\,\mathrm {K} +2\,\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} \rightarrow 2\,\mathrm {KOH} +\mathrm {H} _{2}$

Anodenreaktion 1: $2\,\mathrm {OH} ^{-}\rightarrow 2\,\mathrm {OH} +2\,e^{-}$

Anodenreaktion 2: $2\,\mathrm {OH} \rightarrow \mathrm {H} _{2}\mathrm {O} +{\frac {1}{2}}\;\mathrm {O} _{2}$

O₂ wird ebenfalls bei der Spaltung von Oxiden frei. Am leichtesten (mit geringster Temperatur) erreicht man dies durch Spaltung von Edelmetalloxiden. Z. B.:

Fehler beim Parsen (SVG (MathML kann über ein Browser-Plugin aktiviert werden): Ungültige Antwort („Math extension cannot connect to Restbase.“) von Server „http://localhost:6011/de.wikipedia.org/v1/“:): {\displaystyle 2\,\mathrm{Ag}_2\mathrm{O} \rightarrow 4\,\mathrm{Ag} + \mathrm{O}_2 } (bei T > 160 °C)

Biologische Bedeutung

Sauerstoff wird von autotrophen Lebewesen wie Cyanobakterien, Algen und Pflanzen bei der oxygenen Photosynthese aus Wasser freigesetzt. Die Cyanobakterien (veraltet auch als Blaualgen bezeichnet) waren vermutlich dabei die ersten Organismen, die molekularen Sauerstoff als ihr Abfallprodukt in der Atmosphäre anreicherten. Heterotrophe Organismen - also auch der Mensch - benötigen heute diesen Sauerstoff in Form von O₂ hauptsächlich zur Energiegewinnung durch Oxidation. Er fungiert dabei wie in einer normalen Redoxreaktion als Elektronenakzeptor, wobei er sich wieder mit Wasserstoff zu Wasser verbindet. Sie läuft im Rahmen der Atmungskette bei den Eukaryoten in den Mitochondrien ab.
Unter den Mikroben gibt es sowohl aerob und als auch anaerob lebende Mikroorganismen. Anaerobier nutzen andere Elektronenakzeptoren, zu denen auch Sauerstoffverbindungen wie Nitrate oder Sulfate gehören.

Die starke Reaktivität des Sauerstoffs kann Zellstrukturen zerstören und macht Schutzenzyme notwendig. Daher ist Sauerstoff für einige Organismen toxisch und wird nicht zuletzt für bestimmte Alterungseffekte beim Menschen verantwortlich gemacht.

Alterungseffekt:
Die Frage nach dem Wirkstoff, der uns Lebewesen altern lässt, ist geklärt. Die Antwort ist der Sauerstoff. Laut Forschern ist der Sauerstoff, den wir zwingend zum Leben brauchen, die Ursache für den Alterungseffekt.
Die im Körper vorhandenen Mitochondrien wandeln den eingeatmeten Sauerstoff in Energie um. Manchmal wird aber nicht der gesamte Sauerstoff umgewandelt, sondern geht teilweise verloren. Solche freien Sauerstoffteilchen nennt man „freie Radikale“. Wenn nun diese Teilchen auf eine andere Zelle treffen, dann kann diese beschädigt oder sogar zerstört werden. Dieser Prozess lässt uns altern.

Siehe auch: Sauerstoffstress

Weitere Probleme:

- Atmung von reinem Sauerstoff oder höherer Anteile über längere Zeit - Lorraine-Smith-Effekt
- Atmung bei Hochdruck (Sauerstoffvergiftung)
- Sauerstoff (Tauchen), Apollo 1

Nachweis und Konzentrationsmessung

Sauerstoff kann dadurch nachgewiesen werden, dass er Verbrennungen unterhält. Am einfachsten ist die sogenannte Glimmspanprobe, bei der ein leicht glühender Holzspan in das zu untersuchende Gasgemisch gehalten wird, ein Aufleuchten weist auf hohe Sauerstoffkonzentrationen hin.

Zur genaueren Bestimmung der Sauerstoffkonzentration eines Gases finden unterschiedliche Messverfahren Anwendung, die von dem jeweils zu erfassenden Konzentrationsbereich sowie den begleitenden Substanzen abhängen. Man kann physikalische und chemische Messverfahren unterscheiden.

Zu den physikalischen Messverfahren zählt das paramagnetische Verfahren (Magnos). Es geht von der Tatsache aus, dass die Sauerstoffmoleküle auf Grund ihres permanenten magnetischen Dipolmoments paramagnetisch sind, alle anderen Gase mit geringen Ausnahmen diamagnetisch sind. Bei der messtechnischen Realisierung in sog. thermomagnetischen Geräten wird das Messgas der Wirkung eines Magnetfeldes und anschließend in einem Teilstrom einem Temperaturfeld ausgesetzt. Es entsteht in der Messzelle eine Gasströmung, der sog. „magnetische Wind“. Die Geräte können auch für den Einsatz in explosionsgefährdeten Bereichen ausgebildet werden.

Ein weit verbreitetes elektrochemisches Messverfahren nutzt die Sauerstoffleitfähigkeit von Zirkondioxid aus. Leitet man das sauerstoffhaltige Messgas beispielsweise durch ein auf über 700 °C erhitztes Zirkondioxid-Röhrchen, das innen und außen Elektroden trägt und außen der Umgebungsluft ausgesetzt ist, dann entsteht an den Elektroden eine elektrische Spannung, die nach dem Nernstschen Gesetz von der absoluten Elektrodentemperatur und dem Verhältnis der Sauerstoffpartialdrücke an den beiden Elektroden abhängt. Der Sauerstoffpartialdruck der Luft dient hierbei als bekannte und konstante Vergleichsgröße.

Bevorzugte Anwendungen sind Rauchgasmesssonden und die in den Kraftfahrzeugen verwendeten Lambda-Sonden.

Mit Hilfe von Zirkondioxid-Sensoren können ohne Probleme einerseits Sauerstoffpartialdrücke im ppm-Bereich (parts per million) und andererseits bei hohen Temperaturen (ca. 1.500 °C) gemessen werden.

Zusammenfassung

Aggregatzustand bei 20 °C: gasförmig
Farbe: farblos
Geruch: geruchlos
Siedetemperatur: -183 °C
Schmelztemperatur: -219 °C
Dichte im Vergleich zu Luft: größer
Löslichkeit in Wasser: gering
Nachweis: Glimmspanprobe

Siehe auch

Quellen

↑ Leitlinie Clusterkopfschmerz der Deutschen Gesellschaft für Neurologie

Weblinks

Commons: Sauerstoff – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: Sauerstoff – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

[DG-1] Leitlinie Clusterkopfschmerz der Deutschen Gesellschaft für Neurologie

[1]