Sauerstoff

• Symbol: O
• Ordungszahl: 8

VI. Hauptgruppe (Chalkogene)

Namensbedeutung

oxygenium (grch.-lat.): Säurebildner (engl.: oxygen)

Entdeckung

Sauerstoff wurde von dem Schweden Carl Wilhelm Scheele und dem Engländer Joseph Priestley in den frühen 70er Jahren des 18. Jahrhunderts unabhängig voneinander entdeckt. Scheele hatte von seit einiger Zeit mit Braustein (MnO2) experimentiert und im Rahmen dieser Untersuchungen unter anderem Mangan und Chlor entdeckt. So erhitzte er im Jahre 1771 Braunstein mit konzentrierter Schwefelsäure und beobachtete das Auftreten eines Gases, das er Vitriolluft und später Feuerluft nannte. Auch bei anderen Versuchen − zum Beispiel bei Reaktionen von Quecksilberoxid − beobachtete er die Entstehung dieses Gases und legte 1775 seine Ergebnisse als Druckfassung vor. Es sollten aber noch zwei Jahre vergehen, bis sein Manuskript tatsächlich veröffentlicht wurde. Auch der nach Amerika ausgewanderte Engländer Priestley experimentierte mit Quecksilberoxid. Im Sommer 1774 erhitzte er kalziniertes Quecksilber, wie die Verbindung seinerzeit genannt wurde, und beobachtete das Entweichen eines Gases. Ebenfalls 1774 hatte auch Lavoisier durch thermische Zersetzung von Eisenkalk (Fe2O3) Sauerstoff dargestellt, ohne die elementare Natur seiner Entdeckung zu erkennen. Im Herbst 1774 berichtete Priestley brieflich Lavoisier von seiner Entdeckung, was die Arbeit Lavoisiers wesentlich beflügelte. So führte er Anfang 1775 einige entscheidende Versuche durch, die ihn zu der Erkenntnis führten, daß Sauerstoff beim Verkalken von Metallen die Gewichtszunahme bedingt und von zentraler Bedeutung bei Verbrennungsprozessen ist. Er wies auch auf die Bedeutung hin, die Sauerstoff für die Lebenswelt hatte. Technische Bedeutung für chemische Industrie erlangte das Gas erst Anfang unseres Jahrhundert als Carl von Linde die 1877 erstmals durchgeführte Sauerstoffverflüssigung im Industriemaßstab umsetzte.

Vorkommen

Sauerstoff gehört zusammen mit Schwefel, Selen, Tellur und Polonium zur Gruppe der Chalkogene. Nach Wasserstoff und Helium ist es das dritthäufigste Elemente im uns bekannten Teil des Universums. Auf der Erde hat es in allen Bereichen eine überragende Bedeutung: Bezogen auf die gesamte Erde steht es nach Eisen an zweiter Stelle. Sein Anteil am Aufbau der Erdkruste − also von der Erdoberfläche bis in eine Tiefe von ca. 16 Kilometern − ist es mit über 50 Gewichtsprozent das wichtigste Element überhaupt. Sauerstoff ist in zahlreichen Mineralien und Gesteinstypen enthalten, aus denen ganze Gebirgsketten aufgebaut sind. Auch in der Hydrosphäre hat es Platz eins (knapp 90 Gew.%) und in der Atmosphäre rangiert es hinter Stickstoff mit 23 Gew.% bzw. 21 Vol.% an zweiter Stelle. Auch die biologischen Organismen bestehen größtenteils aus Sauerstoff. Knapp zwei Drittel des menschlichen Körpers besteht nur aus diesem Element. Dies macht deutlich, daß der Sauerstoffkreislauf einer der grundlegensten ökologischen Zyklen auf der Erde ist. Allein durch die Photosynthese der grünen Pflanzen wird jährlich eine Sauerstoffmenge von 300 Milliarden Tonnen freigesetzt.

Eigenschaften

Sauerstoff ist ein farbloses Gas, das weder Geruch noch Geschmack hat. Unter Normalbedingungen ist Sauerstoff schwerer als Luft, was das Gefühl auf hohen Bergen vermittelt, die Luft würde dünner werden. Erst bei einer Temperatur unter 183°C verflüssigt es sich und bei -218,4°C erstarrt es zu bläulichen Kristallen. Die bekannteste Form elementaren Sauerstoffs ist der zweiatomige Disauerstoff (O2). Daneben ist eine zweite Form bekannt, die ein Molekül aus drei Sauerstoffatomen bildet und als Ozon bekannt ist. Wenn von Sauerstoff die Rede ist, wird das zweiatomige Molekül gemeint. In Wasser löst sich Sauerstoff nur mäßig, wobei die Wasserlöslichkeit bei höheren Temperaturen weiter abnimmt. Besser als in Wasser löst es sich in organischen Lösungsmitteln. Nach Fluor ist Sauerstoff das elektronegativste Element. Für viele Stoffe wirkt es als Oxidationsmittel. Allerdings verlaufen die meisten dieser Reaktionen bei Raumtempertur sehr langsam ab, weil das Sauerstoffmolekül sehr stabil ist und für eine Oxidationsreaktion die hohe Bindungsenergie erst überwunden werden muß. Daher muß für die entsprechenden Reaktionen meist thermische Energie zugeführt werden. Nach anfänglichem Erhitzen laufen derartige Verbrennungsreaktionen meist von selbst ab. Von allen Metallen − mit Ausnahme einiger Edelmetalle − sind oxidische Formen bekannt. Einige Metalle neigen in feinverteilter Pulverform schon bei Raumtemperatur zur Selbstentzündung, da sie sehr heftig mit Luftsauerstoff reagieren. Auch mit Nichtmetallen reagiert Sauerstoff. Ausnahme sind hier die Halogene und Edelgase. Wasserstoffgas verbindet sich mit Sauerstoff in einer sehr heftigen Reaktion mit Sauerstoff, die als Knallgasreaktion bekannt ist. Zur Erlangung der Edelgaskonfiguration fehlen ihm lediglich zwei Elektronen. Aus diesem Grunde nimmt Sauerstoff in Verbindungen fast immer die Oxidationsstufe -2 ein; selten ist -1.

Biologische Bedeutung

Sauerstoff ist essentiell für alle biologischen Organismen und Grundvoraussetzung für die Atmungsvorgänge der aeroben Lebewesen. Im Körper eines Erwachsenen mit einem Durchschnittsgewicht von 70 kg befinden sich ca. 43 kg Sauerstoff (wobei hier natürlich nicht nur der Sauerstoff aus der Atmung berücksichtigt ist, sondern die Gesamtmenge). Jährlich setzt der Mensch eine Menge von ungefähr 300 kg atembaren Sauerstoff um. In der Atemluft sollte mehr als 7% Sauerstoff enthalten sein. Geringere Konzentrationen führen mehr oder weniger schnell zum Erstickungstod. Auch eine reine Sauerstoffatmosphäre ist auf längere Sicht gefährlich. − Ozon wirkt stark schleimhautreizend und kann bei hohen Konzentrationen auch zu Lungenschäden führen. Deshalb wurde im deutschen Arbeitsschutz ein Grenzwert von 0,2 mg/m³ bzw. 0,1 ml/m³ (MAK-Wert) definiert.

Isotope

Sauerstoff hat drei stabile Isotope, von denen O-16 mit 99,76% den bei weitem größten Anteil hat. O-17 hat eine Häufigkeit von 0,04% und O-18 0,2%. Außerdem sind gegenwärtig sechs Radionuklide bekannt, deren Halbwertszeiten nie länger als einige Sekunden sind. Die höchste Zerfallsrate hat O-14 mit 70,6 Sekunden und am schnellsten zerfällt O-13 mit 8,9 Millisekunden.

Verwendung

Jährlich werden weltweit 100 Mio. Tonnen Sauerstoff für industrielle Zwecke gewonnen. Er kommt in blau gekennzeichneten Stahlflaschen in den Handel. Größter Sauerstoffproduzent ist nach den Vereinigten Staaten und der GUS die Bundesrepublik Deutschland. Größter Abnehmer ist die Stahlindustrie. Daneben findet es Verwendung beim Schweißen, in der Metallverarbeitung, als Treibstoffkomponente in Raketen und bei diversen organischen Synthesen. Darüber hinaus wird es als Atemgas in der Medizin, in U-Booten und Raumkapseln sowie in Taucherflaschen eingesetzt.

Elementdaten

 

• Sauerstoff (OZ: 8)
• VI. Hauptgruppe
• Chalkogene

Normalzustand

• Gas, farb- und geruchlos

• CAS-Nummer: 7782-44-7
• Kernladungszahl: 8
• rel. Atommasse: 15,9994
• Kernladung: 4,55

Radien

• Atomradius: 60,4 pm
• Ionenradius: 132 (-2) pm
• Kovalenzradius: 66 pm

• Konfiguration: [He] 2s² 2p4
• Oxidationszahlen: -2, -1
• Ionisierungseng.: 13,618
• Dichte: 1,33 g/L

Elektronegativität

• Pauling: 3,44
• Allred & Rochow: 3,5
• Pearson: 7,54 eV

Temperatur

• Schmelzpunkt: 54.75 K (-218,4 °C)
• Siedepunkt: 90.188 K (-182,9 °C)

Natürliche Isotope

• O-16: 99,762%, O-17: 0,038%, O-18: 0,200%

Entdeckung

• 1774, Priestley u. Scheele, England u. Schweden