Sauerstoff                         8O                   

lat.: Oxygenium ("Säurenbildner")

relative Atommasse: 15,9994
Ordnungszahl: 8
Schmelzpunkt: -218,80°C
Siedepunkt: -182,692°C
Oxidationszahlen: -1, -2
Dichte: 1,42895 g/l
Härte: ---
Elektronegativität (Pauling): 3,44
Atomradius: 60,4 pm
Elektronenkonfiguration: [He]2s2p4

 

Eigenschaften:

physikalische Eigenschaften: In reiner Form ist Sauerstoff einfarbloses, geruch- und geschmackloses Gas. Es bildet in elementarer Form dimere Moleküle der Form O2 aus.Bei -182,97° kondensiert Sauerstoff zu einer hellblauen Flüssigkeit. Diese erstarrt bei –218,4° zu einer hellblauen, hexagonal kristallisierten Masse. In Ethanol ist Sauerstoff nur schwach löslich, die Löslichkeit von Wasser nimmt mit zunehmender Temperatur ab. Im Grundzustand liegt Sauerstoff anders als die meisten anderen Elemente elektronisch gesehen als paramagnetisches Triplett vor. Durch Energieübertragungsprozesse oder direkte photochemische Einwirkung kann man O2 in Singulett-Sauerstoff überführen. Im molekularen Sauerstoff sind zwei Elektronen ungepaart (einsame Elektronen), damit ist das Sauerstoff-Molekül ein Diradikal.

chemische Eigenschaften: Molekularer Sauerstoff ist im Gegensatz zum Stickstoff-Molekül ein außerordentlich reaktionsfähiges Gas, das mit vielen Stoffen (z.B. Kohlenstoff, Wasserstoff, organischen Verbindungen, Schwefel, Phosphor, Magnesium, Eisenpulver usw.) unter Licht- u. Wärmeentwicklung unter Bildung. von Oxiden reagiert. Die unter Feuererscheinung verlaufenden Oxidationen werden auch als Verbrennungen bezeichnet. In reinem Sauerstoff-Gas verlaufen Oxidation viel rascher und intensiver als in Luft, in der Sauerstoff mit etwa der 4fachen Menge Stickstoff verdünnt ist: z.B. S + O2 → SO2

Es gibt jedoch auch eine Reihe von Oxidationen welche bei gewöhnlicher Temperaturen meist langsam, ohne Feuererscheinung und mit kaum merklicher Wärmeentwicklung ablaufen. Beispiele dafür sind die Atmung, Fäulnisprozesse, Essigsäure-Gärung des Alkohols, Rosten des Eisens etc.:

3 Fe + 2 O2 → Fe2O3

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Sauerstoffatome kommen in zahlreichen chemischen Verbindungen vor. So ist es vielen anorganischen Verbindungen, in Säuren und Laugen sowie in einer Reihe von Mineralien enthalten. Außerdem ist er in der organischen Chemie von großer Bedeutung bei den Alkoholen, Carbonsäuren und eine Reihe anderer Molekülgruppen.

 

Vorkommen:

Sauerstoff ist das häufigste Element unseres Lebensraumes (Lufthülle, Wasserhülle und die obersten 16 km der festen Erdkruste). Sein Massenanteil in der obersten Erdkruste wird dabei auf 49,5% geschätzt. Da der Sauerstoff. vor allem auf die äußeren, oberflächennahen Bereiche unserer Erde beschränkt ist, reduziert sich sein Gew.-Anteil am ganzen Erdball auf etwa 29%. Reines Wasser enthält 88,8 -% Sauerstoff in chemisch gebundener Form und kleinere Mengen des im Wasser gelösten Sauerstoffs.

Außerdem taucht Sauerstoff in einer Reihe von Gesteinen, wie beispielsweise Quarz (SiO2), Feldspat, Glimmer, Kalk (CaCO3), Silicate, oxidischen Erze, Phosphate, Kristallwasserhaltigen Verbindungen. Die Erdatmosphäre enthält durchschnittlich 20,95 Volumenprozent Sauerstoff. In Höhen von 100 km über der Erdoberfläche sind die Moleküle von Sauerstoff und Stickstoff häufig durch den Ultraviolett-Anteil des Sonnenlichts in Atome gespalten. Der Luftsauerstoff befindet sich in einem dynamischhen Gleichgewicht: Bei der Atmung und Gesteinsverwitterung wird Sauerstoff verbraucht, während bei der Assimilation (bei der Photosynthese) und bei Spaltung des Wasserdampfes in den oberen Luftschichten (in einer Höhe von ca. 70–80 km) sowie von CO2 (in etwa 115 km Höhe) durch den Ultraviolettanteil des Sonnenlichtes Sauerstoff entsteht.

Skizze seilnacht

 In chemisch gebundener Form tritt Sauerstoff in der unbelebten Natur in Oxiden, Hydroxiden und den Salzen der Oxosäuren in Erscheinung. In der Organismenwelt in Alkoholen, Ethern, Aldehyden, Ketonen, Carbonsäuren und Estern, Peroxiden, Epoxiden und Sauerstoff-Heterocyclen. Alle natürlichen Polymeren, Kautschuk ausgenommen, enthalten Sauerstoff: Nucleinsäuren, Polysaccharide, Proteine, Lignin u.a., vgl. die Zusammensetzung des Menschen mit 65% Sauerstoff.

 

Geschichtliches:

Sauerstoff wurde durch Carl Wilhelm Scheele 1771/72 beim Erhitzen von Manganoxid unter Behandlung mit Schwefelsäure entdeckt und 1777 in der „Chem. Abhandlung von der Luft und dem Feuer“ ausführlich beschrieben. Etwas später (1774) stellte der britische Chemiker Joseph Priestley Sauerstoff. unabhängig durch Erhitzen von Quecksilberoxid mit durch eine Linse gebündelten Sonnenstrahlen ebenfalls dar. Scheele bezeichnete den Sauerstoff als Feuerluft, Priestley nannte ihn im Anklang an die damals herrschende Phlogiston-Theorie dephlogistierte Luft. Der französische Chemiker Antoine Lavoisier soll ihm den lateinischen Namen Oxygenium ("Säurebildner") gegeben haben, weil er annahm, daß Sauerstoff in allen Säuren enthalten und für deren charakteristischen Eigenschaften verantwortlich sei. Scheele u. Priestley waren Anhänger der Phlogiston-Theorie; eine richtige Deutung der Verbrennungsvorgänge wurde erst durch Lavoisier gegeben.

 

Herstellung:

 In der chemischen Großindustrie wird Sauerstoff vorwiegend aus flüssiger Luft durch fraktionierte Destillation und Kondensation gewonnen. Der dabei anfallende Stickstoff wird zur Herstellung von Kalkstickstoff und Ammoniak verwendet. Es werden heute Luftzerlegungs-Apparaturen gebaut, die bei einer ununterbrochenen Laufzeit von über einem Jahr stündlich 30000 m3 Sauerstoff erzeugen.

Kleinere Mengen von Sauerstoff (und Wasserstoff) werden durch Elektrolyse von Wasser gewonnen (in einem Hoffmann'schen Zersetzungsapparat). Im Laboratorium kann man Sauerstoff aber auch in kleinen Mengen durch Erhitzen eines Gemisches aus Kaliumchlorat (Vorsicht!) und etwa 10% Mangandioxid (Braunstein) herstellen. Dabei zerfällt das Kaliumchlorat bei 150°C in Kaliumchlorid und Sauerstoff, der Braunstein wirkt als Katalysator. Des weiteren kann Sauerstoff durch die katalystische Zersetzung von Wasserstoffperoxid durch Braunstein gewonnen werden.

Auf biochemischen Wege kann Sauerstoff von grünen Pflanzen gebildet werde. Das Verfahren wird als Photosynthese bezeichnet. Dabei wird aus Kohlenstoffdioxid und Wasser unter Einfall von Licht Glucose (C6H12O6) und Sauerstoff gebildet werden:

6 CO2 + 6 H2O  → C6H12O6 + 6 OSkizze Photosynthese

 

Verwendung:

Für die überwältigende Mehrzahl der Organismen ist Sauerstoff für die Aufrechterhaltung der energieliefernden Umsetzungen wie zum Beispiel die Atmung, lebensnotwendig. Nur wenige Bakterienarten (Anaerobier) gedeihen ganz ohne freien Sauerstoff; sie können durch größere Luftsauerstoff-Mengen sogar abgetötet werden. Der erwachsene Mensch verbraucht täglich etwa 900 g Sauerstoff aus der Luft. Zusätzlich müssen 225 g in chemisch gebundener Form mit der Nahrung aufgenommen werden. Im Durchschnitt verbrauchen die menschliche Leber 66, Skelettmuskeln 64, Gehirn 46, Herz 23 und Nieren 18 ml Sauerstoff pro Minute.

Sauerstoff wird in Verbrennungs-Prozessen vielfach vorteilhaft anstelle von Luft eingesetzt. In der Metallurgie und Metallbearbeitung verwendet man Sauerstoff unter aanderem bei der Herstellung von Eisen und Stahl. Außerdem wird Sauerstoff häufig in reiner Form zum Schweißen gebraucht.

In der chemischen Industrie dient Sauerstoff zur Herstellung von Schwefel und Schwefelsäure, zur katalytischen Oxidation von Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren) bei der Herstellung von Salpetersäure (Ostwals-Verfahren) und zur Gewinnung von Synthesegas verwendet.

Außerdem wird Sauerstoff zur Herstellung von künstlichen Rubinen und Saphiren gebraucht. Flüssiger Sauerstoff wird zu Sprengzwecken (Oxyliquit) und als Raketentreibstoff (Lox) verwendet.

 

© 2001-2005 [Chempage.de] – Michael Müller – michael.mueller@rwth-aachen.de http://www.chempage.de

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