Periodensystem 
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| Eigenschaften:
Sauerstoff ist bei Zimmertemperatur ein farb- und geruchloses Gas, welches schwerer als Luft ist. Sauerstoff gehört zur Familie der Chalkogene und bildet zweiatomige Moleküle (O2). Die Fähigkeit zur Molekülbildung zwischen gleichartigen Atomen kommt auch bei den anderen Chalkogenen vor. Bei -182,97°C kondensiert Sauerstoff zu einer hellblauen Flüssigkeit (flüssiger Sauerstoff). In Wasser und in Ethanol ist Sauerstoff schwach löslich. Die Wasserlöslichkeit nimmt mit zunehmender Temperatur ab (Grafik).     Sauerstoff ist im Gegensatz zu Stickstoff sehr reaktionsfreudig und verstärkt Verbrennungen. Er verbrennt mit den meisten Elementen unter Feuer- und Lichterscheinung zu den entsprechenden Oxiden. Beispiele: 3 Fe + 2 O2 -----> Fe3O4 DHR = -1118 kJ/mol S + O2 -----> SO2 DHR = -297 kJ/mol Ce + O2 -----> CeO2 DHR = -975 kJ/mol Eine sehr heftige Reaktionen erfolgt mit Cer-Eisen. Dabei entstehen Temperaturen von bis zu 4000°C. Die höchste erreichbare Temperatur erhält man bei der Verbrennung von Zirconiumpulver in reinem Sauerstoff (4660°C): Zr + O2 -----> ZrO2 DHR = -1101 kJ/mol Derartige Reaktionen werden als Oxidationen bezeichnet. Zu den Oxidationen zählen die Verbrennungen, aber auch der Rostvorgang oder die Atmung. 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. Sauerstoffatome kommen auch in zahlreichen anderen chemische Verbindungen vor, z.B. in anorganischen Mineralsäuren wie Phosphorsäure, Salpetersäure oder Schwefelsäure und deren jeweiligen Salzen, in Laugen, in Alkoholen wie Methanol oder Ethanol, in Aldehyden wie Formaldehyd, in Ketonen wie Aceton und organischen Säuren wie Methansäure oder Ethansäure. Im Labor weist der Chemiker gasförmigen Sauerstoff mit der Glimmspanprobe nach. Dazu entzündet er einen Holzspan, lässt ihn eine Weile glühen und bläst dann die Flamme wieder aus. Hält man den glühenden Span in ein Gefäß mit reinem Sauerstoff, entzündet sich der Span wieder.  |
| Vorkommen:
Sauerstoffatome kommen nach den Wasserstoff- und Heliumatomen am dritthäufigsten im Universum vor. Viele Mineralien in der Erdkruste wie Eisenoxid oder Kalkstein enthalten Sauerstoffatome. Sie stellen mit über 50% Gewichtsanteil die häufigste Atomsorte in der Erdhülle dar. Der Sauerstoffanteil der Luft beträgt 21 Volumenprozent.  Für die Lebewesen ist er von großer Bedeutung: Die Pflanzen stellen aus Kohlenstoffdioxid mit Hilfe von Sonnenlicht Sauerstoff her (Fotosynthese). Diesen benötigen die Tiere zum Atmen. Über die Atmungsorgane gelangt er in die Blutbahnen und von dort zur Muskulatur und den Organen. Bei der Energiegewinnung im menschlichen Körper oxidiert der Sauerstoff die über die Verdauung aufgenommenen Kohlenhydrate zu Kohlenstoffdioxid.  Elementarer Sauerstoff tritt in der Natur in zwei Formen auf: "Gewöhnlicher" Sauerstoff in Form zweiatomiger Moleküle (O2) und als Ozon in Form dreiatomiger Moleküle (O3). |
| Geschichtliches:
Das Element wurde im Jahre 1771/1772 von dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele erstmals durch das Erhitzen von Braunstein (Mangandioxid) mit konzentrierter Schwefelsäure hergestellt. Da das entstandene Gas Verbrennungen förderte, nannte es Scheele zuerst "Feuerluft". Völlig unabhängig davon entdeckte der englische Chemiker Joseph Priestley, dass sich beim Erhitzen von Quecksilberoxid ein Gas bildete, das er "dephlogistisierte Luft" nannte. Die Mitwirkung des Sauerstoffs bei Oxidationen und bei Atmungsvorgängen wurde von dem französischen Chemiker Antoine Lavoisier aber erst im Jahre 1775 genau erklärt. Von ihm stammt auch der französische Name Oxygéne, da er irrtümlich angenommen hatte, dass Sauerstoff Bestandteil aller Säuren ist.  In eine durch einen Kohleofen geheizte Retorte A gab Lavoisier eine bestimmte Menge Quecksilber. Das flache Gefäß auf dem Tisch war ebenfalls mit Quecksilber gefüllt. Das Ende der Retorte tauchte in die schwimmende Glocke B, die mit einer abgemessenen Menge an Luft gefüllt war. Das Quecksilber in der Retorte wurde 12 Tage lang fast bis zum Siedepunkt erhitzt. Mit der Zeit bildeten sich auf dem Quecksilber in der Retorte Schuppen von rotem Quecksilberoxid. Gleichzeitig begann das Quecksilber in der Glocke zu steigen. Nach dem Verbrauch von einem Fünftel der Luft kam die Reaktion zum Stillstand. Das gebildete, rote Quecksilberoxid wurde gesammelt und in einer neuen Retorte erhitzt. Dabei entstand genau die selbe Menge an Sauerstoff, die beim vorigen Versuch verbraucht worden war. Durch diesen Versuch widerlegte Lavoisier die "Phlogistontheorie", nach deren Vorstellung in allen brennbaren Stoffen ein "Brennstoff", bzw. ein "Phlogiston" enthalten sei, das bei der Verbrennung entweiche. Dieses mische sich mit der Luft und mache sie dadurch ungeeignet, weitere Verbrennungen zu unterhalten ("phlogistisierte Luft"). Obwohl zu dieser Zeit schon bekannt war, dass Metalle bei ihrer "Verkalkung" (Oxidation) an Gewicht zulegten, hielten die Chemiker jener Zeit an der Phlogistontheorie eine Weile fest. Lavoisier bewies mit dem beschriebenen Versuch aber, dass der Sauerstoff alleine für die Oxidationen und Verbrennungen verantwortlich war.  |
| Herstellung:
Im Labor erhält man Sauerstoff (neben Wasserstoff) durch die elektrolytische Zersetzung von Wasser im Hofmannschen Wasserzersetzungsapparat am Pluspol. Dabei entsteht Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis 2 : 1.  Eine andere Möglichkeit ist die thermische Zersetzung sauerstoffreicher chemischer Verbindungen wie Kaliumchlorat (Vorsicht Explosionsgefahr!) oder Kaliumpermanganat. In der Technik erfolgt die Gewinnung durch Verflüssigung von Luft (Komprimieren und Abkühlen auf weniger als -200°C) und einer anschließenden fraktionierten Destillation: Bei -196°C verdampft der Stickstoffanteil der Luft, bei -183°C der Sauerstoff. |
| Verwendung:
In der Technik wird Sauerstoff überall dort verwendet, wo Verbrennungsvorgänge unter hohen Temperaturen durchgeführt werden sollen: beim Schweißen, im Hochofen, bei der Stahlerzeugung nach dem Sauerstoffblasverfahren, als Raketentreibstoff. Das Space Shuttle verwendet flüssigen Sauerstoff als Oxidationsmittel und Wasserstoff als Brennstoff. Außerdem benötigt man Sauerstoff zur Herstellung zahlreicher chemischer Verbindungen. Beispiele: Die Oxidation von Ammoniak führt zur Salpetersäure (Ostwald-Verfahren); durch die Oxidation von Schwefel und Schwefeldioxid erhält man Schwefelsäure (Doppelkontaktverfahren). Das technische Gas ist im Handel in blauen oder grauen Stahlflaschen mit weißer Schulter erhältlich.  |
| Copyright: Thomas Seilnacht |
