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Sauerstoff,

 

Oxygenium, chemisches Symbol O, ein chemisches Element aus der sechsten Hauptgruppe des Periodensystems der chemischen Elemente. Sauerstoff tritt in zwei unterschiedlichen Formen (Modifikationen) auf: Normalerweise liegt er als »Disauerstoff« in Form zweiatomiger Moleküle, O₂, vor; aus ihm kann sich durch Anlagerung eines weiteren Sauerstoffatoms »Trisauerstoff«, O₃ (Ozon), bilden. - Sauerstoff ist bei normaler Temperatur ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas (in sehr dicker Schicht bläulich); flüssiger und fester Sauerstoff sind hellblau gefärbt. Beim zweiatomigen Molekül des Sauerstoffs entsprechen der Atomabstand und die Dissoziationsenergie etwa den Werten einer Doppelbindung, tatsächlich liegt in den O₂-Molekülen unter normalen Bedingungen eine Einfachbindung vor, und beide Sauerstoffatome tragen ein ungepaartes Elektron mit gleichgerichtetem Spin (antibindende π-Elektronen, »Triplett-S.«); aufgrund der ungepaarten Elektronen ist Sauerstoff paramagnetisch. Bei (photochemischer oder chemischer) Energiezufuhr geht das O₂-Molekül in besonders reaktionsfähigen und äußerst kurzlebigen, diamagnetischen »Singulett-S.« über (bei dem die π-Elektronen mit entgegengesetztem Spin in bindendem Zustand vorliegen). - Sauerstoff ist eines der am stärksten elektronegativen Elemente und chemisch sehr reaktionsfähig. Mit vielen anderen Elementen sowie mit Verbindungen reagiert Sauerstoff unter Wärme- und Lichtentwicklung, zum Teil sogar explosionsartig. Diese Reaktionen des Sauerstoffs werden Oxidation (besonders bei raschem Verlauf auch Verbrennung) genannt; die dabei entstehenden Verbindungen des Sauerstoffs werden als Oxide bezeichnet. Da dem Sauerstoff in seiner äußersten Elektronenschale zwei Elektronen zur Achterschale fehlen, tritt er in seinen Verbindungen fast ausschließlich in der Wertigkeitsstufe —2 auf. Die Reaktionen des Sauerstoffs verlaufen umso heftiger, je konzentrierter der Sauerstoff ist; bei Verbrennung in reinem Sauerstoff werden sehr hohe Temperaturen erreicht. Langsame Oxidationen bei gewöhnlicher Temperatur treten ebenfalls häufig auf; eine solche Reaktion liegt z. B. beim Rosten des Eisens vor. Viele organische Substanzen werden bei längerer Einwirkung von Sauerstoff in ihren Eigenschaften geschädigt (Autoxidation) und müssen durch geeignete Zusätze gegen den Einfluss des Sauerstoffs geschützt werden (Alterungsschutzmittel, Antioxidantien).

 

Vorkommen:

 

Sauerstoff ist auf der Erde mit 49,5 Gewichtsprozent das häufigste chemische Element. Er ist in der Luft zu 20,95 Volumenprozent (etwa 23,15 Gewichtsprozent) als freier Sauerstoff enthalten. In gebundener Form liegt Sauerstoff im Wasser (zu 88,81 Gewichtsprozent) und in der festen Erdkruste in Form von Oxiden und von Salzen der Sauerstoffsäuren (zu 47,3 Gewichtsprozent) vor. Aufgrund seines großen Atomradius nimmt der Sauerstoff in magmatischen Gesteinen etwa 90 % des Gesamtvolumens ein. In Wasser und einigen organischen Lösungsmitteln ist Sauerstoff etwas löslich; die Löslichkeit in Wasser beträgt in Gegenwart von Luft bei 20 ºC und 1 bar 9,1 mg O₂/l (in Gegenwart von reinem Sauerstoff 43 mg O₂/l ). Sauerstoffsättigung des Wassers

 

Gewinnung:

 

Sauerstoff wird technisch durch Luftverflüssigung und anschließende fraktionierende Destillation (Tieftemperaturzerlegung) oder aus Luft bei normaler Temperatur durch Adsorption des Stickstoffs, z. B. an Zeolithe, gewonnen (Luftzerlegung). Daneben kann an Sauerstoff angereicherte Luft auch durch Membrandiffusionsverfahren gewonnen werden. In den Handel kommt technisch erzeugter Sauerstoff meist in flüssiger Form in isolierten Tanks oder unter einem Druck von 200 bar in (blauen) Stahlflaschen. (Großverbraucher werden zum Teil über Fernleitungsnetze mit gasförmigem Sauerstoff versorgt.) Im Laboratorium kann man Sauerstoff z. B. durch Elektrolyse von Wasser (unter Zusatz einer geringen Menge eines Elektrolyten, z. B. Schwefelsäure) oder durch thermische Zersetzung von Verbindungen mit hohem Sauerstoffgehalt (z. B. Nitraten, Permanganaten, Peroxiden) gewinnen.

 

Verwendung:

 

Sauerstoff wird technisch sehr vielfältig verwendet. Mit Wasserstoff oder Acetylen benutzt man ihn in Gebläsebrennern zur Erzielung hoher Verbrennungstemperaturen z. B. für das autogene Schweißen oder zum Schmelzen von Metallen. Auch bei der Gewinnung von Metallen (Sauerstoffmetallurgie) und bei chemisch-technischen Prozessen wie bei der Vergasung von Kohle und Öl und in thermischen Crackverfahren spielt Sauerstoff eine große Rolle. Außerdem wird Sauerstoff bei vielen chemischen Oxidationsreaktionen benötigt. Flüssiger Sauerstoff dient als Oxidator für Raketentreibstoffe und für spezielle Sprengzwecke. Größere Bedeutung gewinnt Sauerstoff neuerdings bei der biologischen Abwasserreinigung (Sauerstoffbegasung anstelle Begasung mit Luft) sowie beim Bleichen von Zellstoff (statt anderer Bleichmittel). Verwendung findet Sauerstoff (oder mit Sauerstoff angereicherte Luft) ferner als Atemgas in der Medizin, in der Luft- und Raumfahrt sowie in der Tauchtechnik. - Sauerstoff lässt sich in Gasgemischen durch Absorption in alkalische Pyrogallollösung oder aufgrund seines Paramagnetismus bestimmen. Eine qualitative Probe zum Nachweis von Sauerstoff (in höherer Konzentration) besteht im Aufflammen eines glimmenden Holzspans (»Glimmspanprobe«).

 

Sauerstoff wurde (unabhängig voneinander) durch J. Priestley und C. W. Scheele entdeckt. A. L. de Lavoisier erkannte die Bedeutung des Sauerstoffs für die Oxidations- und Verbrennungsvorgänge sowie für die Atmung. Er gab dem Element den Namen, da er fälschlich annahm, dass Säuren stets Sauerstoff enthalten.

 

Biologie:

 

Praktisch der gesamte freie Sauerstoff und der in den Meeren, Flüssen und Seen gelöste Sauerstoff sind biologischen Ursprungs, entstanden durch die Tätigkeit photosynthetisch aktiver Organismen. Sauerstoff ist für die Energie liefernden Prozesse, v. a. für die Atmung fast aller Lebewesen lebensnotwendig. Einzige Ausnahme sind strikt anaerobe Bakterienarten, für die höhere Sauerstoffkonzentrationen sogar tödlich sein können. - Der Mensch verbraucht täglich etwa 900 g freien Sauerstoff (Atemluft) und benötigt zusätzlich etwa 225 g Sauerstoff in chemisch gebundener Form, der über die Nahrung aufgenommen wird. Weniger als 7 % Sauerstoff in der Atemluft führt nach einiger Zeit zu Cyanose und Bewusstlosigkeit, ab 3 % tritt der Erstickungstod ein. Am empfindlichsten reagiert das Gehirn auf Sauerstoffmangel. Jedoch wirken auch höhere Sauerstoffkonzentrationen (60 % und mehr), über längere Zeit eingeatmet, toxisch, wobei die zellschädigende Wirkung v. a. der Bildung von freien Radikalen, besonders des Hyperoxidradikals, O^{. —}₂ zugeschrieben wird. - Der Kreislauf des Sauerstoffs in der Biosphäre hängt über die Photosynthese eng mit dem Kreislauf des Kohlendioxids zusammen.

 

Literatur:

 

M. Ardon: Oxygen (New York 1965);

 E. A. V. Ebsworth u. a.: The chemistry of oxygen (Oxford 1975);

 S. Engels u. A. Nowak: Auf der Spur der Elemente (Leipzig ²1977);

 P. Nicholls: The biology of oxygen (Burlington, N. C., 1982);

 L. L. Ingraham u. Damon L. Meyer: Biochemistry of dioxygen (New York 1985);

 E. F. Elstner: Der S. (1990).