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Physikalisch-chemische Eigenschaften |
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| Sauerstoff
ist bei Zimmertemperatur ein farb- und geruchloses Gas, das schwerer als
Luft ist. Sauerstoff gehört zur Familie der Chalkogene
und bildet normalerweise 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.
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 oder -wolle 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, zum Beispiel 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. |
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Physiologie - Toxikologie |
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Für
die Lebewesen ist Sauerstoff von großer Bedeutung: Die Pflanzen stellen
bei der Fotosynthese aus Kohlenstoffdioxid
(und Wasser) mit Hilfe von Sonnenlicht Sauerstoff und Kohlenhydrate her.
Den Sauerstoff benötigen die Tiere zum Atmen. Über die Atmungsorgane
gelangt er in die Blutbahnen und von dort zur Muskulatur und den Organen.
Beim Atmungsprozess in den Zellen werden die Kohlenhydrate zur Energiegewinnung
mit Hilfe des Sauerstoffs wieder zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Beim Menschen
wird vom gesamten Grundumsatz an Sauerstoff bei den einzelnen Organen mit
19% am meisten im Gehirn verbraucht, es folgen Muskulatur (18%) und Herz
(14%). Pro Minute setzt der Mensch 230ml Sauerstoff um. Lit[13]
Oxidationen und Reduktionen
unter Beteiligung von Sauerstoff finden im menschlichen Körper auch
bei zahlreichen anderen biochemischen Vorgängen statt.
Sauerstoff ist das bedeutendste Bioelement im menschlichen Körper. Die meisten Sauerstoffatome sind beim Menschen im Wasser chemisch gebunden. Da die relative Atommasse von einem Sauerstoffatom etwa 16 mal höher ist wie bei einem Wasserstoffatom, fällt der Sauerstoff mehr ins Gewicht, obwohl im Wassermolekül H2O zwei Wasserstoffatome mit einem Sauerstoffatom verbunden sind.
Das Einatmen von Luftsauerstoff über Luft mit normaler Zusammensetzung ist unschädlich. Ist der Sauerstoffgehalt jedoch höher oder wird reiner Sauerstoff eingeatmet, kann es nach einem bestimmten Zeitraum zu einer Lungenschädigung kommen. Die Lungenbläschen schwellen an, der Gasaustausch in der Lunge wird gestört. Die Symptome entsprechen dem Effekt, wenn ein Taucher längere Zeit einem hohen Wasserdruck ausgesetzt ist. Ozon O3 ist ein Gas, das die Gesundheit akut und chronisch gefährdet. Das Einatmen von Luft mit erhöhten Ozonwerten im Sommer kann zu Kopfschmerzen, Schleimhautreizungen und zu einer erhöhten Anfälligkeit für Atemwegserkrankungen führen. Ozon steht im Verdacht, Krebs auslösen zu können. Bei den Sauerstoffradikalen haben die Atome oder Moleküle mindestens ein ungepaartes Elektron (Beispiel: O=O•- ). Freie Radikale entstehen grundsätzlich bei Oxidationen und vielen Stoffwechselprozessen im menschlichen Organismus. Ihre Hauptaufgabe ist die Abwehr von Infekten. Sie sind außergewöhnlich reaktionsfähig und können daher aber auch das Entstehen von Krebstumoren oder von allergischen Erkrankungen begünstigen. Die Antioxidanzien als Gegenspieler werden vom menschlichen Körper selbst gebildet, sie sind als Radikalfänger in der Lage, Radikale zu neutralisieren. Bestimmte Spurenelemente wie Zink oder Selen, aber auch die Vitamine C oder E sind als Antioxidanzien wirksam. Mit fortschreitendem Alter wird das Radikal-Antioxidanz-Gleichgewicht gestört, dadurch können zahlreiche Krankheiten verursacht werden. |
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Vorkommen |
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Elementarer
Sauerstoff tritt in der Natur in verschiedenen Formen auf: "Gewöhnlicher"
Sauerstoff in Form zweiatomiger Moleküle (O2), als
Ozon in Form dreiatomiger Moleküle (O3)
und in Form von freien Radikalen.
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. Sauerstoffatome
machen im Wasser den Hauptanteil der Masse aus.
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Geschichte |
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Der
elementare Stoff 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 (L) war ebenfalls mit Quecksilber gefüllt. Das Ende der Retorte tauchte in die schwimmende Glocke (E), 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. |
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Herstellung |
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| Im
Labor erhält man Sauerstoff (neben Wasserstoff)
durch die elektrolytische Zersetzung von Wasser im Hofmannschen Wasserzersetzungsapparat
oder in einem U-Rohr mit Elektroden am Pluspol. Dabei entsteht Wasserstoff
und Sauerstoff im Verhältnis 2 : 1. Dieses Prinzip ist auch bei der
Wasserstofftechnologie von Bedeutung.
Wasser
Wasserstoff + Sauerstoff DHR
= +572kJ/mol
2 H2O
2 H2 +
O2
Eine andere Möglichkeit ist die thermische Zersetzung sauerstoffreicher chemischer Verbindungen wie Kaliumchlorat oder Kaliumpermanganat oder Silberoxid. In der Industrie erfolgt die Gewinnung von Sauerstoff für technische Anwendungen nach dem Lindeverfahren und einer anschließenden, fraktionierten Destillation. |
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Verwendung |
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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.
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Sauerstoffverbindungen im Portrait |
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| Copyright: Thomas Seilnacht |
Gefahr
