Sauerstoff

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    (griechisch-lateinisch: oxygenium, "Säurebildner") auch: oxygen (englischer Name);

    chemisches Element, Nichtmetall, der zweiten Periode und der sechsten Hauptgruppe des Periodensystems; Ordnungszahl 8. Sauerstoff gehört zusammen mit Schwefel, Selen, Tellur und Polonium zur Gruppe der Chalkogene.

    Isotope

    Sauerstoff hat drei stabile Isotope, von denen O-16 mit 99,76 Prozent den bei weitem größten Anteil hat, sowie fünf künstliche und instabile. O-17 hat eine Häufigkeit von 0,04 Prozent und O-18 von 0,2 Prozent. 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.

    Eigenschaften

    Sauerstoff ist ein farbloses Gas, das weder Geruch noch Geschmack hat. Unter Normalbedingungen ist Sauerstoff schwerer als Luft. 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) mit einer Doppelbindung. Daneben ist eine zweite Form bekannt, die ein Molekül aus drei Sauerstoffatomen bildet und als Ozon bekannt ist. 2001 entdeckten Wissenschaftler der Universität Rom vieratomigen Sauerstoff. 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, es ist sehr reaktionsfähig, verbindet sich mit vielen Stoffen: Für viele Stoffe wirkt es als Oxidationsmittel (bei der Oxidation entstehen Oxide). Allerdings verlaufen die meisten dieser Reaktionen bei Raumtemperatur sehr langsam ab (Rosten und Anlaufen der Metalle), 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 fein verteilter Pulverform schon bei Raumtemperatur zur Selbstentzündung, da sie sehr heftig mit Luftsauerstoff reagieren. Auch mit Nichtmetallen reagiert Sauerstoff. Ausnahmen 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 -1.

    Vorkommen

    Nach Wasserstoff und Helium ist Sauerstoff das dritthäufigste Element im uns bekannten Teil des Universums. Auf der Erde hat es in allen Bereichen eine überragende Bedeutung: Nach Eisen kommt es auf der Erde am zweithäufigsten vor. 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. Sauerstoff ist auf Grund seines großen Atomradius in zahlreichen Mineralien und Gesteinstypen enthalten, aus denen ganze Gebirgsketten aufgebaut sind. Auch in der Hydrosphäre nimmt es gemessen am Anteil an der Masse mit knapp 90 Gewichtsprozent Platz eins ein, und in der Atmosphäre rangiert es hinter Stickstoff mit 23 Gewichtsprozent bzw. 21 Volumenprozent an zweiter Stelle. In der Luft liegt er frei, in Wasser und Erdkruste in gebundener Form vor. Auch die biologischen Organismen bestehen größtenteils aus Sauerstoff. Knapp zwei Drittel des menschlichen Körpers bestehen nur aus diesem Element. Dies macht deutlich, dass der Sauerstoffkreislauf einer der grundlegendsten ökologischen Zyklen auf der Erde ist. Allein durch die Fotosynthese der grünen Pflanzen (Assimilation) wird jährlich eine Sauerstoffmenge von 300 Milliarden Tonnen freigesetzt. Technisch wird Sauerstoff meist durch Verflüssigung der Luft und anschließende Destillation hergestellt, auch durch Elektrolyse.

    Verwendung

    Jährlich werden weltweit 100 Millionen Tonnen Sauerstoff für industrielle Zwecke gewonnen. 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.

    Biologische Bedeutung

    Sauerstoff ist essenziell für alle biologischen Organismen und Grundvoraussetzung für die Atmungsvorgänge der aeroben Lebewesen. Im Körper eines Erwachsenen (mit einem Durchschnittsgewicht von 70 Kilogramm) befinden sich ca. 43 Kilogramm Sauerstoff. Jährlich setzt der Mensch eine Menge von ungefähr 300 Kilogramm atembaren Sauerstoff um. In der Atemluft sollte mehr als 7 Prozent Sauerstoff enthalten sein. Geringere Konzentrationen führen mehr oder weniger schnell zum Erstickungstod. Auch eine reine Sauerstoffatmosphäre ist auf längere Sicht gefährlich. Die Wasserlöslichkeit des Sauerstoffs ist für die in Gewässern lebenden Organismen zum Leben essenziell.

    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.

    Geschichte

    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 seit einiger Zeit mit Braustein (MnO2) experimentiert und im Rahmen dieser Untersuchungen unter anderem Mangan und Chlor entdeckt. So erhitzte er 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 die chemische Industrie erlangte das Gas erst Anfang unseres Jahrhunderts, als Carl von Linde die 1877 erstmals durchgeführte Sauerstoffverflüssigung im Industriemaßstab umsetzte.


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