Sauerstoff

  • Symbol: O
  • Ordungszahl: 8

VI. Hauptgruppe (Chalkogene)

Namensbedeutung

oxygenium (grch.-lat.): SĂ€urebildner (engl.: oxygen)

Entdeckung

Sauerstoff wurde von dem Schweden Carl Wilhelm Scheele und dem EnglĂ€nder Joseph Priestley in den frĂŒhen 70er Jahren des 18. Jahrhunderts unabhĂ€ngig 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 SchwefelsĂ€ure und beobachtete das Auftreten eines Gases, das er Vitriolluft und spĂ€ter 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 tatsĂ€chlich veröffentlicht wurde. Auch der nach Amerika ausgewanderte EnglĂ€nder 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 beflĂŒgelte. So fĂŒhrte er Anfang 1775 einige entscheidende Versuche durch, die ihn zu der Erkenntnis fĂŒhrten, 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 fĂŒr die Lebenswelt hatte. Technische Bedeutung fĂŒr chemische Industrie erlangte das Gas erst Anfang unseres Jahrhundert als Carl von Linde die 1877 erstmals durchgefĂŒhrte SauerstoffverflĂŒssigung im Industriemaßstab umsetzte.

Vorkommen

HĂ€ufigkeiten in % in ppm
Weltall 1,070 10700
Sonne 0,898 8990
Erdkruste 46,1 464000
Meer 85,8 857000
Mensch 60,8 610000

Sauerstoff gehört zusammen mit Schwefel, Selen, Tellur und Polonium zur Gruppe der Chalkogene. Nach Wasserstoff und Helium ist es das dritthĂ€ufigste Elemente im uns bekannten Teil des Universums. Auf der Erde hat es in allen Bereichen eine ĂŒberragende Bedeutung: Bezogen auf die gesamte Erde steht es nach Eisen an zweiter Stelle. Sein Anteil am Aufbau der Erdkruste − also von der ErdoberflĂ€che bis in eine Tiefe von ca. 16 Kilometern − ist es mit ĂŒber 50 Gewichtsprozent das wichtigste Element ĂŒberhaupt. Sauerstoff ist in zahlreichen Mineralien und Gesteinstypen enthalten, aus denen ganze Gebirgsketten aufgebaut sind. Auch in der HydrosphĂ€re hat es Platz eins (knapp 90 Gew.%) und in der AtmosphĂ€re rangiert es hinter Stickstoff mit 23 Gew.% bzw. 21 Vol.% an zweiter Stelle. Auch die biologischen Organismen bestehen grĂ¶ĂŸtenteils 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 grĂŒnen Pflanzen wird jĂ€hrlich 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 GefĂŒhl auf hohen Bergen vermittelt, die Luft wĂŒrde dĂŒnner werden. Erst bei einer Temperatur unter 183°C verflĂŒssigt es sich und bei -218,4°C erstarrt es zu blĂ€ulichen Kristallen. Die bekannteste Form elementaren Sauerstoffs ist der zweiatomige Disauerstoff (O2). Daneben ist eine zweite Form bekannt, die ein MolekĂŒl aus drei Sauerstoffatomen bildet und als Ozon bekannt ist. Wenn von Sauerstoff die Rede ist, wird das zweiatomige MolekĂŒl gemeint. In Wasser löst sich Sauerstoff nur mĂ€ĂŸig, 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. FĂŒr viele Stoffe wirkt es als Oxidationsmittel. Allerdings verlaufen die meisten dieser Reaktionen bei Raumtempertur sehr langsam ab, weil das SauerstoffmolekĂŒl sehr stabil ist und fĂŒr eine Oxidationsreaktion die hohe Bindungsenergie erst ĂŒberwunden werden muß. Daher muß fĂŒr die entsprechenden Reaktionen meist thermische Energie zugefĂŒhrt werden. Nach anfĂ€nglichem 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 SelbstentzĂŒndung, 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 fĂŒr alle biologischen Organismen und Grundvoraussetzung fĂŒr die AtmungsvorgĂ€nge der aeroben Lebewesen. Im Körper eines Erwachsenen mit einem Durchschnittsgewicht von 70 kg befinden sich ca. 43 kg Sauerstoff (wobei hier natĂŒrlich nicht nur der Sauerstoff aus der Atmung berĂŒcksichtigt ist, sondern die Gesamtmenge). JĂ€hrlich setzt der Mensch eine Menge von ungefĂ€hr 300 kg atembaren Sauerstoff um. In der Atemluft sollte mehr als 7% Sauerstoff enthalten sein. Geringere Konzentrationen fĂŒhren mehr oder weniger schnell zum Erstickungstod. Auch eine reine SauerstoffatmosphĂ€re ist auf lĂ€ngere Sicht gefĂ€hrlich. − Ozon wirkt stark schleimhautreizend und kann bei hohen Konzentrationen auch zu LungenschĂ€den fĂŒhren. Deshalb wurde im deutschen Arbeitsschutz ein Grenzwert von 0,2 mg/mÂł bzw. 0,1 ml/mÂł (MAK-Wert) definiert.

Isotope

Sauerstoff hat drei stabile Isotope, von denen O-16 mit 99,76% den bei weitem grĂ¶ĂŸten Anteil hat. O-17 hat eine HĂ€ufigkeit von 0,04% und O-18 0,2%. Außerdem sind gegenwĂ€rtig sechs Radionuklide bekannt, deren Halbwertszeiten nie lĂ€nger als einige Sekunden sind. Die höchste Zerfallsrate hat O-14 mit 70,6 Sekunden und am schnellsten zerfĂ€llt O-13 mit 8,9 Millisekunden.

Verwendung

JĂ€hrlich werden weltweit 100 Mio. Tonnen Sauerstoff fĂŒr industrielle Zwecke gewonnen. Er kommt in blau gekennzeichneten Stahlflaschen in den Handel. GrĂ¶ĂŸter Sauerstoffproduzent ist nach den Vereinigten Staaten und der GUS die Bundesrepublik Deutschland. GrĂ¶ĂŸter Abnehmer ist die Stahlindustrie. Daneben findet es Verwendung beim Schweißen, in der Metallverarbeitung, als Treibstoffkomponente in Raketen und bei diversen organischen Synthesen. DarĂŒber 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] 2sÂČ 2p4
  • Oxidationszahlen: -2, -1
  • Ionisierungseng.: 13,618
  • Dichte: 1,33 g/L

ElektronegativitÀt

  • 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)

NatĂŒrliche Isotope

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

Entdeckung

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