Sauerstoff – Steckbrief

Stellung im Periodensystem

Zum ganzen Periodensystem

Vorkommen und Gewinnung

Sauerstoff ist auf der Erde allgegenwärtig. Die Luft besteht zu rund 21 Prozent aus Sauerstoffmolekülen. Noch mehr Sauerstoff steckt gebunden im Wasser, denn jedes Wassermolekül enthält ein Sauerstoffatom, das den größten Teil seiner Masse ausmacht. In der Erdkruste ist Sauerstoff mit knapp der Hälfte der Masse das häufigste Element überhaupt, gebunden in Silicaten, Oxiden und Carbonaten, aus denen Sand, Ton, Granit und Kalkstein bestehen. Im menschlichen Körper stellt Sauerstoff rund zwei Drittel der Masse, vor allem als Bestandteil des Wassers.

Der freie Sauerstoff der Atmosphäre ist ein Produkt des Lebens. Cyanobakterien und später Pflanzen setzen ihn bei der Photosynthese frei, wenn sie mit Lichtenergie Wasser spalten und Kohlenstoffdioxid zu Zucker aufbauen. Bevor es Photosynthese gab, enthielt die Atmosphäre praktisch keinen Sauerstoff. Lebewesen verbrauchen Sauerstoff bei der Atmung wieder, und auch Verbrennung, Verwitterung und Rosten zehren davon; die Photosynthese gleicht das aus. Technisch gewinnt man Sauerstoff hauptsächlich durch Luftzerlegung nach dem Linde-Verfahren: Luft wird gereinigt, verflüssigt und destilliert, wobei Sauerstoff als höher siedender Bestandteil zurückbleibt. Kleinere Mengen liefern Sauerstoffkonzentratoren mit Molekularsieben, wie sie Patienten zu Hause nutzen, oder die Elektrolyse von Wasser. Als Entdecker gelten Carl Wilhelm Scheele und Joseph Priestley, der das Gas 1774 durch Erhitzen von Quecksilberoxid darstellte; Antoine Lavoisier erkannte wenig später die Rolle des Sauerstoffs bei der Verbrennung.

Eigenschaften und Reaktionen

Sauerstoff hat die Elektronenkonfiguration [He] 2s² 2p⁴ und sechs Valenzelektronen; es fehlen ihm zwei Elektronen zur vollen Schale. Er steht in Periode 2 und Gruppe 16, bei den Chalkogenen. Mit einer Elektronegativität von 3,44 ist Sauerstoff nach Fluor das elektronegativste Element. In fast allen Verbindungen hat er daher die Oxidationsstufe minus zwei. Ausnahmen sind Peroxide wie Wasserstoffperoxid mit minus eins, Sonderfälle wie Kaliumhyperoxid und die Verbindungen mit Fluor; nur dort nimmt Sauerstoff positive Werte an.

Als Element bildet Sauerstoff zweiatomige Moleküle. Das Gas ist farblos und geruchlos, flüssiger Sauerstoff ist hellblau und wird von Magneten angezogen, weil das Molekül zwei ungepaarte Elektronen hat. Die Dichte des Gases beträgt 1,43 g/L, der Siedepunkt liegt bei -183 °C und der Schmelzpunkt bei -218,79 °C. Eine zweite Form ist Ozon aus drei Atomen; es riecht stechend, ist in Bodennähe ein Reizgas und schützt in der Stratosphäre vor ultravioletter Strahlung. Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel. Mit den meisten Elementen bildet er Oxide, oft unter Freisetzung von Wärme und Licht: Magnesium verbrennt grell weiß, Schwefel mit blauer Flamme, Eisenwolle sprüht Funken. Jede gewöhnliche Verbrennung ist eine Reaktion mit Sauerstoff, und die Glimmspanprobe weist ihn nach, weil ein glimmender Span in reinem Sauerstoff aufflammt. Auch das Rosten von Eisen und die Zellatmung sind Oxidationen, nur laufen sie langsam ab. Sauerstoff löst sich in geringer Menge in Wasser; davon leben Fische und andere Wassertiere.

Verwendung in Alltag und Technik

Die größte Menge technischen Sauerstoffs verbraucht die Stahlindustrie. Im Konverter wird Sauerstoff auf flüssiges Roheisen geblasen, um überschüssigen Kohlenstoff und andere Begleitelemente zu verbrennen; so entsteht Stahl. Auch bei der Herstellung von Kupfer, Blei und Zink, in der Glasindustrie und in Zementwerken wird Sauerstoff eingesetzt, um Flammen heißer und sauberer brennen zu lassen. Beim autogenen Schweißen und Brennschneiden erreicht die Flamme aus Acetylen und Sauerstoff Temperaturen, die Stahl schmelzen.

In der Chemie dient Sauerstoff zur Herstellung von Ethylenoxid, Salpetersäure und vielen Zwischenprodukten. Kläranlagen begasen Abwasser mit Sauerstoff, damit Bakterien organische Reste schneller abbauen. Fischzuchten und Aquarien reichern das Wasser mit Sauerstoff an. In der Medizin erhalten Patienten mit Lungenerkrankungen Sauerstoff über Masken oder Konzentratoren, in Kliniken kommt er aus zentralen Tanks. Bergsteiger in großen Höhen, Piloten und Astronauten führen Sauerstoff mit sich; Taucher mischen ihn in ihr Atemgas. Raketen verbrennen flüssigen Wasserstoff oder Kerosin mit flüssigem Sauerstoff, der dafür in großen Mengen mitgeführt wird. Im Alltag begegnet dir Sauerstoff als Bestandteil der Luft, als Ozon im Sommersmog und in Wasserstoffperoxid, das Haare bleicht und Wunden desinfiziert.

Moleküle mit diesem Element

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Kurz gefragt

Welche Ordnungszahl hat Sauerstoff (O)?

Häufige Fragen