Anorganische Chemie ist eine frei verfügbare Einführung in die anorganische Chemie. Details zum Buch finden Sie im Editorial....


Sauerstoff

Autor: H. Lohninger

Ordnungszahl 8
Symbol O
CAS-Nr. 7782-44-7
Atomgewicht (1) 15.99903...
15.99977 amu
Elektronenkonfiguration [He] 2s2 2p4
Schmelzpunkt [O2] -218.4 °C
Siedepunkt [O2] -183 °C
Dichte [O2] 1.429 g/cm3
Geschichte
Leonardo da Vinci erkannte schon im 15. Jahrhundert dass Luft aus mehreren Gasen besteht, von denen eines die Verbrennung unterhält. Als chemisches Element entdeckt wurde Sauerstoff von C. Scheele 1772, in dem er verschiedene Substanzen (z.B. HgO oder Ag2CO3) erhitzte; dies wurde allerdings erst 1777 publiziert. Parallel dazu hatte 1774 J. Priestley ebenfalls HgO erhitzt und Sauerstoff erzeugt. Der Streit, wer von den beiden als Entdecker gilt, wurde erst im 20. Jahrhundert durch Historiker geklärt (die Entdeckung wurde Scheele zugesprochen, obwohl im englischsprachigen Raum Priestley als Entdecker gilt).
Vorkommen
Sauerstoff ist das häufigste Element der Erde, und trägt knapp 21 Vol-% zur Luft bei. Neben dem elementaren Sauerstoff in der Atmosphäre, kommt Sauerstoff in unzähligen Verbindungen in der Lithosphäre und der Biosphäre vor.
Gewinnung
Leuchtender Sauerstoff im Hochspannungs-Hochfrequenzfeld.
Foto: Hi-Res Images of the Elements.
Sauerstoff wird technisch aus zwei Quellen gewonnen: (1) aus der Luft und (2) durch Elektrolyse von Wasser; wobei die Hauptmenge aus der Luft gewonnen wird, bei der Wasserelektrolyse fällt Sauerstoff nur als "Nebenprodukt" an. Die Gewinnung aus der Luft kann einerseits auf physikalischem Weg durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft und andererseits chemisch durch Erhitzen von Bariumoxid gewonnen werden:

2 BaO + O2 BaO2

Diese Reaktion verläuft bei 500°C von links nach rechts und bei 700°C von rechts nach links. Dadurch nimmt Bariumoxid bei 500°C Sauerstoff aus der Luft auf und gibt ihn bei 700°C wieder ab (Brin'sches Bariumperoxid-Verfahren).

Im Labor kann man sehr reinen Sauerstoff (falls die Reinheit des Sauerstoffs aus Stahlflaschen nicht genügt) durch katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Braunstein, MnO2, erzeugen (siehe Kipp'scher Apparat).

Eigenschaften
Sauerstoff kommt in zwei allotropen Formen vor: O2 ("normaler" Sauerstoff, paramagnetisch) und O3 (Ozon, diamagnetisch). Der Großteil des auf der Erde frei vorkommenden Sauerstoffs ist O2, Ozon ist giftig kommt nur in geringen Mengen in der unteren Atmosphäre vor (<50 ppb), in der Stratosphäre steigt die Konzentration auf einige ppm (siehe auch Ozon).

Molekularer Sauerstoff, O2, ist ein farbloses, geschmack- und geruchloses Gas; in flüssiger und fester Form ist er hellblau.

Sauerstoff löst sich nur wenig in Wasser, was aber für die Atmung der Wasserlebewesen trotzdem ausreicht. Die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab, bei 0 °C lösen sich ca. 4.9 Vol-%, bei 100 °C nur mehr 1.7 Vol-%. Die Löslichkeit ist allerdings auch vom Druck abhängig und nimmt mit steigendem Druck zu. In absoluten Mengen beträgt die Löslichkeit von Luftsauerstoff bei 0°C und Normaldruck rund 14 mg/L.

Sauerstoff reagiert mit allen anderen Elementen außer den Edelgasen und bildet Oxide. Die meisten Oxidationsreaktionen verlaufen exotherm, manche mit so starker Wärmeentwicklung, dass es zu Leuchterscheinungen kommt (Verbrennung mit einer Flamme).

Verwendung
Sauerstoff wird einerseits in der Natur intensiv genützt (Sauerstoffkreislauf), und andererseits von der Industrie. In der Natur ist die Oxidation organischer Substanzen für die gesamte Biosphäre die wichtigste Energiequelle, so dass permanent Sauerstoff aus der Luft verbraucht wird und hauptsächlich als Wasser und Kohlendioxid gebunden wird. Die Konzentration des atmosphärischen Sauerstoffs wird durch die Assimilation der Pflanzen (Synthese von Kohlehydraten aus Kohlendioxid und Sonnenlicht unter Abgabe von Sauerstoff) konstant gehalten.

Die Industrie verbraucht Sauerstoff (weltweite Jahresproduktion >100 Millionen Tonnen) zur Erreichung höherer Temperaturen bei Verbrennungsprozessen, in der Produktion von Eisen und Stahl (Erzeugung von CO aus Koks und Sauerstoff zur Reduktion des Eisenerzes) und in der chemischen Industrie zur Synthese verschiedener Basischemikalien (Wasserstoff, Acetylen, Titandioxid, Schwefelsäure, Salpetersäure, etc.).

Sauerstoff wurde bis 1961 als Standard für die Definition der relativen Atomgewichte verwendet (ab 1961 wurde das Kohlenstoffisotop 12C als Basis herangezogen).



(1) Die Isotopenzusammensetzung von Sauerstoff kann örtlich variieren. Die IUPAC gibt deshalb für das Atomgewicht natürlich vorkommenden Sauerstoffs ein Intervall an.



Last Update: 2013-08-08