Sauerstoff

Synonyme

  • Oxygen [engl.], Oxygenium [lat.]

Übersicht

Chemie

Allgemeine Eigenschaften

Formelzeichen O
Ordnungszahl 8
Isotope [%] 13O - künstlich (8,9 msec -> 13N)
14O - künstlich (70,6 sec -> 14N)
15O - künstlich (122,24 sec -> 15N)
16O - 99,762
17O - 0,038
18O - 0,200

Chemische Eigenschaften

Elektronegativität nach Pauling (Oxidationsstufe) 3,44 (II)
Elektronenkonfiguration 1s22s22p4
Oxidationszahlen -2, -1
bevorzugt -2

Physikalische Eigenschaften

Mittlere Atommasse [u] 15,9994 ± 3
Dichte [d/cm3] 1,42904
Schmelztemperatur [°C] -218,8
Siedetemperatur [°C] -182,962
Härte [Mohs] k.A.
Atomradius [pm] 60,4
Ionenradius [pm] (Ladung bzw. Oxidationszahl) 140 (2-)
1. Ionisierungsenergie [kJ/mol] (bei 25 °C) 1320

Sonstige Eigenschaften

  • Sauerstoff ist ein bei Zimmertemperatur farb- und geruchloses Gas, welches schwerer als Luft ist.
  • Flüssiger Sauerstoff ist eine hellblaue Flüssigkeit.
  • In Wasser und in Ethanol ist Sauerstoff schwach löslich. Die Wasserlöslichkeit nimmt, wie bei Gasen üblich, mit zunehmender Temperatur ab.
  • Sauerstoff ist sehr reaktionsfreudig. Er oxidiert die meisten anderen Elemente, oftmals unter Feuer- und Lichterscheinung.
  • Je höher die Sauerstoffkonzentration ist, umso heftiger verlaufen die Verbrennungen. Sie laufen in der Regel erst unter Zufuhr von Aktivierungsenergie an. Besonders heftig verläuft die Reaktion bei der Zündung eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches im Verhältnis 2:1 (Knallgasgemisch). Hierbei entsteht als Reaktionsprodukt Wasserdampf.

Geschichtliches

  • Durch Erhitzen von Braunstein (MnO2) mit konzentrierter Schwefelsäure stellt der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele 1771/72 ein Gas her, das er, da es Verbrennungen fördert, zuerst als "Feuerluft" bezeichnet.
  • Völlig unabhängig davon entdeckt der englische Chemiker Joseph Priestley im Sommer 1774 ein Gas, dass sich beim Erhitzen von Quecksilberoxid bildet. Dieses nennt er "dephlogistisierte Luft".
  • Der französische Chemiker Antoine Lavoisier erklärt 1775 die Mitwirkung von Sauerstoff bei Oxidationen und bei Atmungsvorgängen. Von ihm stammt auch der französische Name Oxygéne ("Säurebildner"), da er irrtümlich annimmt, dass Sauerstoff Bestandteil aller Säuren ist.

Vorkommen

  • Sauerstoff ist das nach Wasserstoff und Helium dritthäufigste Element im Universum.
  • Im Wasser ist Sauerstoff zu 88,1 % (m/m), in der Erdkruste mit 47,3 % (m/m) enthalten, womit es das häufigste chemische Element auf der Erde ist.
  • Viele Mineralien enthalten Sauerstoff.
  • 20,95 % der Lufthülle der Erde bestehen aus Sauerstoff.
  • Sauerstoff ist für die meisten Lebewesen der Erde von existentieller Bedeutung.
  • Elementarer Sauerstoff tritt in der Natur in zwei Formen auf: In Form zweiatomiger Moleküle (O2) und als Ozon in Form dreiatomiger Moleküle (O3).
  • Der normale Luftsauerstoff O2 liegt als Diradikal (·O-O·) vor, was seine hohe Reaktivität erklärt.

Verwendung

  • Reiner Sauerstoff findet überall Verwendung, wo Verbrennungsvorgänge unter hohen Temperaturen durchgeführt werden sollen, z.B. beim Schweißen, oder bei der Stahlerzeugung nach dem Sauerstoffblasverfahren.
  • Flüssiger Sauerstoff wird von Flüssiggasraketen als Treibstoff (zusammen mit Wasserstoff oder Methanol) verwendet.
  • Technischer Sauerstoff ist im Handel in blauen Stahlflaschen erhältlich, medizinischer wird in weißen Druckflaschen ausgeliefert.
  • Sauerstoff ist Bestandteil vieler Stoffe, aufgrund der Gefährlichkeit reinen Sauerstoffs wird er jedoch in der synthetischen Chemie praktisch nur in Form seiner Verbindungen eingesetzt.  

Herstellung

Laborverfahren

  • Durch elektrolytische Zersetzung von Wasser im Hofmannschen Zersetzungsapparat am Pluspol
  • Durch thermische Zersetzung sauerstoffreicher chemischer Verbindungen wie Kaliumchlorat oder Kaliumpermanganat

Technische Verfahren

  • Durch Verflüssigung von Luft und anschließende fraktionierte Destillation

Analytik

Identität

  •  Sauerstoff

    Glimmspanprobe

    Bemerkungen
    • Ein glimmender Holzspan brennt beim Einbringen in eine stark sauerstoffhaltige Atmosphäre mit heller Flamme.
  • Wasserstoffperoxid

    Mit Iodid

    Reaktion

    2 I- + H2O2 + 2 H+ I2 + 2 H2O

    Bemerkungen
    • Wasserstoffperoxid ist ein Oxidationsmittel, das z.B. Iodid zu Iod zu oxidieren vermag. Das freie Iod erzeugt eine Gelb- bis Braunfärbung.

    Mit PbS

    Reaktion

    4 H2O2 + PbS 4 H2O + PbSO4

    Bemerkungen
    • Wasserstoffperoxid vermag schwarz-braunes Bleisulfid zu weißem Bleisulfat zu oxidieren.

Technologie

Verwendung

  • Treibgas (z.B. in Sahnedosen)

E-Nummer

  • E 948

Toxikologische Bewertung

  • Unbedenklich
 

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