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^[1]	0
gamma / rad/T	−	-3,628 · 10⁷^[1]	-
Empfindlichkeit
Larmorfrequenz bei B = 4,7 T	-	27,1 M Hz^[1]	-

Brand-
fördernd

(O)

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. Eine weitere erforschte allotrope Form von Sauerstoff ist O₄, das bei hohem Druck (20 GPa) als roter Feststoff entsteht. Flüssiger elementarer Sauerstoff O₂ wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX (liquid oxygen) abgekürzt. Fast alle Lebewesen 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 auf Grund 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 (-182° C) 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.

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

Sauerstoff bildet mit fast allen Elementen – außer mit den Edelgasen Helium, Neon, Argon und Krypton und Edelmetallen wie Platin und Gold – Verbindungen. Da Sauerstoff sehr elektronegativ ist, kommt Sauerstoff in fast allen Verbindungen in den Oxidationsstufen -II und (selten) -I vor. Ausnahmen sind Verbindungen mit dem noch elektronegativeren Element Fluor mit dem es Verbindungen mit der Oxidationsstufe +I (O₂F₂) und +II (OF₂) bildet. Da bei ihnen die negative Polarisierung beim Fluor vorliegt, werden diese nicht als Oxide, sondern als Fluoride bezeichnet. Sauerstoff bildet abhängig vom Bindungspartner sowohl ionisch als auch kovalent aufgebaute Verbindungen.

Anorganische Sauerstoffverbindungen

Zu den anorganischen Sauerstoffverbindungen zählen die Verbindungen von Sauerstoff mit Metallen, Halbmetallen, Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Schwefel und den Halogenen. Sie gehören zu den wichtigsten Verbindungen überhaupt.

Die meisten Sauerstoffverbindungen sind Oxide, in ihnen tritt der Sauerstoff, ionisch oder kovalent gebunden, in der Oxidationsstufe -II auf.

Mit den Metallen bildet Sauerstoff in niedrigen Oxidationsstufen ionisch aufgebaute und in der Regel basische Oxide.

\mathrm {4\ Na+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}

Bei der Verbrennung von Natrium in Anwesenheit von Sauerstoff entsteht Natriumoxid.

\mathrm {Na_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH(aq)}

Bei der Reaktion von Natriumoxid mit Wasser entsteht Natronlauge.

Mit steigender Oxidationsstufe haben die Oxide zunehmend amphoteren (Zink(II)-oxid, Aluminium(III)-oxid) und schließlich sauren Charakter (Chrom(VI)-oxid).

\mathrm {CrO_{3}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}CrO_{4}}

Chrom(VI)-oxid reagiert mit Wasser zu Chromsäure

Mit Nichtmetallen bildet Sauerstoff ausschließlich kovalente Oxide. Die Oxide von Nichtmetallen in niedrigen Oxidationsstufen reagieren meist neutral (Distickstoffmonoxid), mit steigender Oxidationsstufe zunehmend sauer. Bei der Reaktion der Oxide von Nichtmetallen in hohen Oxidationsstufen bilden sich die sogenannten Sauerstoffsäuren. Von dieser Eigenschaft ist auch der Name des Sauerstoffs abgeleitet.

\mathrm {SO_{3}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}SO_{4}}

Beim Lösen von Schwefeltrioxid in Wasser bildet sich Schwefelsäure.

Unter den Sauerstoffverbindungen der Nichtmetalle spielen die mit Wasserstoff eine gesonderte Rolle. Sauerstoff bildet mit Wasserstoff zwei Verbindungen. An erster Stelle ist das Wasser zu nennen, das man formal auch Wasserstoffoxid bezeichnen könnte. Wasser ist in vielerlei Hinsicht ein außergewöhnliches Molekül, das eine ganze Reihe von Anomalien aufweist, aufgrund derer das Leben wie wir es kennen wohl überhaupt erst möglich ist. Die zweite Verbindung ist das Wasserstoffperoxid (H₂O₂), eine thermodynamisch instabile Verbindung, die heute vielfach Verwendung als Oxidations- und Bleichmittel findet.

Obwohl die meisten sauerstoffhaltigen Kohlenstoffverbindungen in den Bereich organischen Chemie eingeordnet werden, gibt es einige wichtige Ausnahmen. Die einfachen Oxide des Kohlenstoffs Kohlenstoffmonooxid (CO) und Kohlenstoffdioxid (CO₂), sowie die Kohlensäure und deren Salze, die Carbonate werden als anorganische Verbindungen angesehen. Zu den einfachsten organische Verbindungen, die Sauerstoff enthalten, gehört Methanal (HCHO) das sich formal von CO₂ nur darin unterscheidet, dass statt dem zweiten Sauerstoffatom zwei Wasserstoffatome am Kohlenstoff gebunden sind. Wichtig für die Einteilung in die organische Chemie ist jedoch, dass sich Methanal von dem organischen Alkohol Methanol (CH₃OH) ableitet, welcher wiederum ein Derivat des Methans (CH₄) ist.

Neben den Oxidverbindungen tritt Sauerstoff noch in ionischen Verbindungen als Peroxid- (O₂^2-), Hyperoxid- (O₂^-) und Ozonidanion (O₃^-) auf.

Viele natürlich vorkommenden Salze, die oft wichtige Quellen zur Herstellung von Metallen sind, sind Oxide. Zu den bekanntesten zählen Siliciumdioxid (SiO₂) und Eisenoxide wie Hämatit (Fe₂O₃). Peroxide sind meist instabil und gehen leicht in Oxide über.

Hydroxide

Eine weitere große Gruppe der Sauerstoffverbindungen stellen die Hydroxide unter Beteiligung von Wasserstoff. Bei diesen handelt es sich um überwiegend ionische Verbindungen, denen das Hydroxidion gemein ist. Bis auf die Hydroxide der Alkalimetalle wie Natriumhydroxid (NaOH) oder Kaliumhydroxid (KOH) sind sie im allgemeinen wenig löslich in Wasser.

Organische Sauerstoffverbindungen

Sauerstoff ist – nach Kohlenstoff und Wasserstoff – das drittwichtigste Element der organischen Chemie. Die bedeutendsten funktionellen Gruppen mit Sauerstoff in der organischen Chemie sind (R: organischer Rest):

Die Hydroxyl- oder Alkoholgruppe R-OH, die in Alkoholen, wie Methanol oder Ethanol vorkommt.
Die Ethergruppe R-O-R in Ethern wie beispielsweise Diethylether.
Die Carbonylgruppe ist eine C-O Doppelbindung, die in verschiedenen Verbindungsklassen vorkommt. Darunter sind:
- Die Aldehydgruppe R-CHO, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe ein Wasserstoffatom gebunden ist. Sie kommt in Aldehyden wie Acetaldehyd vor.
- Die Ketogruppe, R-CO-R, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe zwei Kohlenwasserstoffreste gebunden sind. Die dazugehörige Verbindungsklasse sind die Ketone, der bekannteste Vertreter das Aceton.
- Die Carboxyl- oder Carbonsäuregruppe R-COOH besitzt an einem Kohlenstoffatom sowohl eine Carbonylgruppe, als auch eine Hydroxylgruppe. Die wichtigsten Carbonsäuren sind die Ameisen- und die Essigsäure.
- Ähnlich der Carboxylgruppe ist die Estergruppe R-CO-O-R' aufgebaut. Bei ihr ist das Proton der Carbonsäure durch einen weiteren Kohlenwasserstoffrest ausgetauscht. Da Ester aus Carbonsäure und Alkohol gebildet werden, benennt man sie entsprechend. Ein Beispiel ist Essigsäureethylester aus Essigsäure und Ethanol.
- Wird die Hydroxylgruppe der Carbonsäure durch eine Aminogruppe getauscht, spricht man von einem Amid.

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.:

$2\,\mathrm {Ag} _{2}\mathrm {O} \rightarrow 4\,\mathrm {Ag} +\mathrm {O} _{2}$ (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.

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

↑ ^a ^b ^c M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002

Weblinks

Commons: Sauerstoff – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: Sauerstoff – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

[Hesse-1] M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002

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