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Sauerstoff

*** Shopping-Tipp: Sauerstoff
{{Infobox Chemisches Element | Name = Sauerstoff | Symbol = O | Ordnungszahl = 8 | Serie = Nichtmetalle | Gruppe = 16 | Periode = 2 | Block = p | Serienfarbe = LimeGreen | Aussehen = Farbloses Gas | Massenanteil = 49,4 | Atommasse = 15,9994 | Atomradius = 60 | AtomradiusBerechnet = 48 | KovalenterRadius = 73 | VanDerWaalsRadius = 152 | Elektronenkonfiguration = [Helium He]2s²2p⁴ | ElektronenProEnergieNiveau = 2, 6 | Austrittsarbeit = | Ionisierungsenergie_1 = 1313,9 | Ionisierungsenergie_2 = 3388,3 | Ionisierungsenergie_3 = 5300,5 | Ionisierungsenergie_4 = 7469,2 | Aggregatzustand = gasförmig | Modifikationen = 2 (O₂, Ozon O₃) | Kristallstruktur = kubisch | Dichte = 1,429 | RefTempDichte_K = | Mohshärte = keine (Gas) | Magnetismus = unmagnetisch | Schmelzpunkt_K = 54,40 | Schmelzpunkt_C = −218,75 | Siedepunkt_K = 90,18 | Siedepunkt_C = −182,97 | MolaresVolumen = 22,42 · 10⁻³ | Verdampfungswärme = 3,4099 | Schmelzwärme = 0,22259 | Dampfdruck = | RefTempDampfdruck_K = | Schallgeschwindigkeit = 317,5 | RefTempSchallgeschwindigkeit_K = 293 | SpezifischeWärmekapazität = 920 | RefTempSpezifischeWärmekapazität_K = 298 | ElektrischeLeitfähigkeit = | RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = | Wärmeleitfähigkeit = 0,02674 | RefTempWärmeleitfähigkeit_K = | Oxidationszustände = '''−2''', −1, 0, +1, +2 | Oxide = | Basizität = | Normalpotential = 1,23 | Elektronegativität = 3,44 | RL 67/548/EWG = Ja | Gefahrensymbole = {{Gefahrensymbole|O}} | R = {{R-Sätze|8}} | S = {{S-Sätze|(2-)|17}} | Radioaktiv = | Isotope = {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 1 | Symbol = O | Massenzahl = 14 | NH = 0 | Halbwertszeit = 70,606 s | Zerfallstyp1ZM = Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE = 5,143 | Zerfallstyp1ZP = Stickstoff ¹⁴N }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 1 | Symbol = O | Massenzahl = 15 | NH = 0 | Halbwertszeit = 122,24 s | Zerfallstyp1ZM = Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE = 2,754 | Zerfallstyp1ZP = Stickstoff ¹⁵N }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 0 | Symbol = O | Massenzahl = 16 | NH = '''99,762''' }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 0 | Symbol = O | Massenzahl = 17 | NH = 0,038 }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 0 | Symbol = O | Massenzahl = 18 | NH = 0,2 }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 1 | Symbol = O | Massenzahl = 19 | NH = 0 | Halbwertszeit = 26,91 s | Zerfallstyp1ZM = Betastrahlung β⁻ | Zerfallstyp1ZE = 4,820 | Zerfallstyp1ZP = Fluor ¹⁹F }} {{Infobox Chemisches Element/Isotop | AnzahlZerfallstypen = 1 | Symbol = O | Massenzahl = 20 | NH = 0 | Halbwertszeit = 13,51 s | Zerfallstyp1ZM = Betastrahlung β⁻ | Zerfallstyp1ZE = 3,814 | Zerfallstyp1ZP = Fluor ²⁰F }} | NMREigenschaften = {{Infobox_Chemisches_Element/NMR | Symbol = | Massenzahl_1 = 16 | Kernspin_1 = 0 | Gamma_1 = | Empfindlichkeit_1 = | Larmorfrequenz_1 = | Massenzahl_2 = 17 | Kernspin_2 = 5/2 | Gamma_2 = −3,628 · 10⁷ | Empfindlichkeit_2 = | Larmorfrequenz_2 = 27,1 MHertz (Einheit) Hz | Massenzahl_3 = 18 | Kernspin_3 = 0 | Gamma_3 = | Empfindlichkeit_3 = | Larmorfrequenz_3 = }} }} '''Sauerstoff''' (auch ''Oxygenium;'' von Griechische Sprache griech. ''οξ�?ς, oxýs'' „scharf, spitz, sauer“ und ''genese'' „erzeugen“) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. ''Atomarer Sauerstoff'', das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt in der Natur nur vereinzelt im Vakuum des Weltalls oder in heißen Sternatmosphären vor. Elementar tritt Sauerstoff überwiegend in Form eines kovalenten Homodimers, einer Chemische Verbindung chemischen Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen, auf (''molekularer Sauerstoff'', auch ''Dioxygen, Disauerstoff'', Summenformel O₂). Die weniger stabile, energiereiche und reaktive Allotropie allotrope Form aus drei Sauerstoffatomen (O₃) wird Ozon genannt. Weitere erforschte Allotropie allotrope Formen von Sauerstoff sind Tetrasauerstoff O₄ und Oktasauerstoff O₈, wobei letzteres bei hohem Druck (10 GPa) als roter Feststoff entsteht. Flüssiger elementarer Sauerstoff O₂ wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX (liquid oxygen) abgekürzt. Sauerstoff ist bei zu hoher Konzentration für die meisten Lebewesen ein Gift, doch alle Pflanzen und Tiere benötigen ihn zum Leben. Sie entnehmen ihn meistens durch Atmung aus der Luft, die zu 21 % aus Sauerstoff besteht, oder durch Resorption aus dem Wasser.

Geschichte
Der Sauerstoff wurde 1772 von Carl Wilhelm Scheele und 1774 von Joseph Priestley unabhängig voneinander entdeckt. Von der Steinzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung. Lange Zeit wurde es von den Menschen als Gabe des Himmels hingenommen. Sowohl die Naturphilosophen der Antike als auch die Chemiker des Mittelalters, die so genannten Alchimisten, machten sich über das Wesen des Feuers Gedanken. Sie kamen dabei zu der Ansicht, das Feuer sei ein Grundstoff (siehe Vier-Elemente-Lehre). Im 17. Jahrhundert vermuteten die Forscher einen „leichten geheimnisvollen Stoff“ (Phlogiston), der aus dem brennenden Stoff entweichen solle. Bei dieser Annahme blieb man auch dann noch, als der deutsch-schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte. Er nannte ihn Feuerluft, konnte sich aber nicht erklären, welchen Zusammenhang Verbrennung und Sauerstoff hatten. Völlig unabhängig von Scheeles Entdeckungen kam der Engländer Joseph Priestley zu gleichen Forschungsergebnissen, allerdings erst zwei Jahre später, veröffentlichte seine Erkenntnisse aber schneller; Scheele publizierte seine Entdeckungen erst 1777. Der Sauerstoff war nun zwar entdeckt, doch seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Dafür sorgte erst der Franzose Antoine Lavoisier. Bei seinen Experimenten fand er heraus, dass es sich bei der Verbrennung einer Substanz um ihre Verbindung mit Sauerstoff handeln müsse, denn er konnte durch Wägung nachweisen, dass ein Stoff nach seiner Verbrennung nicht leichter, sondern schwerer war. Dafür kam aber eigentlich nur das zusätzliche Gewicht des während des Verbrennungsprozesses aufgenommenen Sauerstoffs als Ursache in Frage. Diese uns heute so selbstverständliche Definition der Verbrennung war also ein fundamentales Forschungsergebnis nach langer Zeit des Unwissens und z. T. mystischer Spekulation. Früher machte man den Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich, was ihm auch den Namen gab. Tatsächlich aber entstehen die meisten Anorganische Chemie anorganischen Säuren bei der Lösung (Chemie) Lösung von Oxid Nichtmetalloxiden in Wasser, welches aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Dass aber nicht der Sauerstoff, sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich ist, erkannte man erst später; ein Beweis ist die Salzsäure; sie ist auch als Gas eine Säure und besteht aus der Verbindung von Chlor mit Wasserstoff und enthält keinen Sauerstoff. Der Begriff Sauerstoff (''Oxygenium'') wurde 1779 von Lavoisier vorgeschlagen.

Vorkommen
Das Element Sauerstoff stellt in der Erdhülle mit 49,4 Masseprozent das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar. Die bedeutendste Form des Sauerstoffs ist O₂, unter Normalbedingungen ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Es ist ein Bestandteil der Luft (etwa 21 Volumenprozent) und in Gewässern gelöst. In der Luft hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur auf Grund der Tatsache, dass die Erde Lebewesen beherbergt, die Sauerstoff produzieren - ansonsten würde er nur in Verbindungen vorkommen. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentrationen in der Erdatmosphäre wird im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben. Häufig kommt Sauerstoff in Verbindungen mit anderen Elementen als Oxid vor (z. B.: SiO₂ = Siliciumdioxid; H₂O = Wasser).

Gewinnung/Darstellung von O₂
Sauerstoff als O₂ wird heutzutage durch die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft (Linde-Verfahren nach Carl von Linde) hergestellt, die auf dem Joule-Thomson-Effekt beruht. Das Linde-Verfahren wird seit 1905 technisch eingesetzt. Davor war die Thermolyse von Bariumperoxid die einzige Möglichkeit, Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen:

2\,\mathrm{BaO}_2 \rightarrow 2\,\mathrm{BaO} + \mathrm{O}_2

(bei 700 °C) BaO₂ selbst kann man durch Einwirken von O₂ auf BaO bei 500 °C erzeugen. Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge: Kathodenreaktion 1:

2\,\mathrm{K}^++2\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm{K}

Kathodenreaktion 2:

2\,\mathrm{K}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}\rightarrow 2\,\mathrm{KOH}+\mathrm{H}_2

Anodenreaktion 1:

2\,\mathrm{OH}^- \rightarrow 2\,\mathrm{OH} + 2\,e^-

Anodenreaktion 2:

2\,\mathrm{OH} \rightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O} + \frac{1}{2}\;\mathrm{O}_2

O₂ wird ebenfalls bei der Spaltung von Oxiden frei. Am leichtesten (mit geringster Temperatur) erreicht man dies durch Spaltung von Edelmetalloxiden. Z. B.:

2\,\mathrm{Ag}_2\mathrm{O} \rightarrow 4\,\mathrm{Ag} + \mathrm{O}_2

(bei ''T'' > 160 °C)

Eigenschaften
Molekularer Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei tiefen Temperaturen (−182 °C) zu einer farblosen, in dicken Schichten bläulichen Flüssigkeit kondensiert. Sauerstoff ist in Wasser wenig löslich (49,1 ml in 1 l Wasser bei 0 °C). Die Löslichkeit ist auch abhängig vom Druck (14,16 mg/l bei 0 °C und bei 1013,25 hPa). Sie steigt mit abnehmender Temperatur und zunehmendem Druck.

Physikalische Eigenschaften

= Molekülorbitale
= Bild:MOO22.png thumb|Besetzung der Energieniveaus der Molekülorbitale des Sauerstoffs Das Sauerstoff-Atom hat im Grundzustand sechs Valenzelektronen auf dem zweiten Hauptenergieniveau. Die zwölf Valenzelektronen eines O₂-Sauerstoffmoleküls werden auf die vier bindenden (σ_s, σ_x, π_y, und π_z) und drei der vier antibindenden Molekülorbitale (σ_s^*, π_y^*, π_z^*) verteilt. Da zwei antibindende Orbitale mit nur einem Elektron besetzt sind (eine „halbe Bindung“), resultiert eine Doppelbindung. Durch diese Elektronenverteilung lässt sich der Paramagnetismus und der Radikal (Chemie) radikalische Charakter des Sauerstoffs erklären. Eine korrekte Strukturformel für O₂ lässt sich nicht angeben. bringt den Doppelbindungscharakter zum Ausdruck, ignoriert aber sowohl die besetzten antibindenden Orbitale als auch den Radikalcharakter. Die Schreibweise '''·'''Ō-Ō'''·''' wird gern verwendet, um die biradikalischen Eigenschaften hervorzuheben.

= Singulett- und Triplett-Sauerstoff
= Im Sauerstoff-Molekül sind zwei ungepaarte Elektronen vorhanden, deren Spin entweder gleich (Multiplizität Triplett-Sauerstoff (O₂(³Σ_g⁻)) oder entgegengesetzt (Multiplizität Singulett-Sauerstoff O₂(¹Δ_g)) gerichtet ist. Dabei ist der Triplett-Zustand energieärmer (Hundsche Regel). Die Änderung des elektronischen Zustands kann nur auf photochemischem Weg oder durch Kollision erfolgen.

= Sauerstoff-Ionen
= Von Sauerstoff sind folgende Radikal (Chemie) Radikalionen bekannt: Dioxygenyl O₂⁺, Hyperoxid (veraltet: Superoxid) O₂⁻ (Oxidationsstufe -1/2) und Ozonid O₃⁻ (Oxidationsstufe -1/3). Closed-shell-Ionen sind das Oxid O²⁻ sowie das Peroxid O₂²⁻.

= Bedeutung der Hyperoxidanionen im Stoffwechsel
= Unter Hyperoxidanionen (alte Bezeichnung: Superoxidanionen) versteht man, die durch Elektronenübertragung auf molekularen Sauerstoff erhaltenen einfach negativ geladenen, radikalen Sauerstoffionen (O2-). Diese sind äußerst reaktiv. Mitunter werden sie als Nebenprodukt des Metabolismus Stoffwechsels gebildet. Sie führen zu oxidativen Streß (oxidativer Streß). Beispielsweise kommt es beim Fettsäureabbau in den Peroxisomen zur Übertragung von Elektronen von FADH2 auf molekularen Sauerstoff. Die enstandenen Superoxidanionen können zum Zellgift Wasserstoffperoxid weiterreagieren. Beim Ablauf der Atmungskette entstehen diese radikalen Sauerstoffspezies in geringen Mengen. Es bestehen Vermutungen, dass die Erbgutschädigungen, die solche Sauerstoffspezies hervorrufen an Alterungsprozessen beteiligt sind. Es ist daher für den Organismus von essentieller Bedeutung, dieser Hyperoxidanionen habhaft zu werden mittels der Superoxid-Dismutase.

= Medizinische Eigenschaften
= Medizinischer Sauerstoff unterliegt aufgrund gesetzlicher Regelungen einer strengen Kontrolle. Er gilt in Deutschland als Medikament. Drohender oder tatsächlicher Sauerstoffmangel ist häufig das zentrale Problem bei einem medizinischen Notfall. Daher wird fast jedem Notfallpatienten vom Rettungsdienst / Notarzt Sauerstoff angeboten. Über verschiedene Sonden und Masken wird eine Anreicherung der Einatemluft eines Patienten mit Sauerstoff erreicht. Im Falle eines Atemstillstandes wird der Patient mit sauerstoffangereicherter Luft beatmet. Neben dem messbaren Effekt der Sauerstoffanreicherung im Blut und damit auch im Gewebe hat die Sauerstoffgabe meist einen nicht zu vernachlässigenden positiv-psychischen Effekt auf den Patienten. Vorsicht ist bei der Sauerstoffgabe geboten, wenn der Patient an einer mit Ateminsuffizienz Ateminsuffizienz einhergehenden Lungenerkrankung leidet: wegen überhöhten Kohlendioxidgehaltes im Blut erfolgt die Atemsteuerung hier ausnahmsweise über den Sauerstoffgehalt im Blut; ein plötzliches Überangebot an Sauerstoff kann hier zu einem Atemstillstand führen. Die Inhalation von 100 % Sauerstoff über eine Hochkonzentrationsmaske (7–15 l/min über 15–20 min.) ist das Mittel der ersten Wahl zur Akutbehandlung von Cluster-Kopfschmerz [http://www.dgn.org/45.0.html Leitlinie Clusterkopfschmerz der Deutschen Gesellschaft für Neurologie].

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff
Die bekannteste chemische Reaktion ist die Oxidation. Dem Sauerstoff fehlen zwei Elektronen, um seine äußere Schale aufzufüllen und somit einen besonders energiearmen Zustand zu erreichen. Daher und aufgrund seiner hohen Elektronegativität reagiert er heftig mit Stoffen, die ihn leicht mit zwei Elektronen versorgen können, z. B. Wasserstoff, Calcium, Magnesium, Alkalimetallen oder auch Silicium, Kohlenstoff und Aluminium. Kaum reagiert er deshalb mit Halogenen wie Chlor.

Isotope
Das häufigste stabile Sauerstoffisotop ist ¹⁶O (99,76 %), daneben kommt noch ¹⁸O (0,20 %) sowie ¹⁷O (0,037 %) vor. Das Anteilsverhältnis von ¹⁶O und ¹⁸O in Eisbohrkernen kann zur Schätzung der Durchschnittstemperatur früherer Zeiten dienen, da Wassermoleküle mit dem leichteren ¹⁶O schneller Verdunstung verdunsten. Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an ¹⁸O müssen demnach aus wärmeren Zeiten stammen, da nur bei der starken Verdunstung wärmerer Perioden vermehrt ¹⁸O Isotope mit zur Wolkenbildung beitragen. Je wärmer die globale Temperatur, desto weiter können auch diese mit schweren Sauerstoffisotopen beladene Wolken in die Polarregionen vordringen ohne bereits vorher abzuregnen. In kälteren Perioden findet man dahingegen mehr ¹⁸O Isotope in Meeressedimenten. Meereis besteht hauptsächlich aus den leichteren Wassermolekülen aus ¹⁶O Isotopen. Kommt es nun in einer Kaltphase zu einer starken Neubildung von Meereis, bleibt vermehrt Meerwasser aus ¹⁸O Isotopen zurück, welches durch die permanente Einlagerung von Sauerstoff in die Kalkschalen der Meerestiere (CaCO3 CaCO₃) verstärkt in Sedimentschichten dieser Zeit nachweisbar ist. Auch gibt es regionale Unterschiede in der ¹⁸O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle. ''Siehe auch:'' Klimaerwärmung, Isotopenuntersuchung

Biologische Bedeutung
Sauerstoff wird von autotrophen Lebewesen wie Cyanobakterien, Algen und Pflanzen bei der oxygenen Photosynthese aus Wasser freigesetzt. Die Cyanobakterien (veraltet auch als Blaualgen bezeichnet) waren vermutlich dabei die ersten Organismen, die molekularen Sauerstoff als ihr Abfallprodukt in der Atmosphäre anreicherten. Heterotrophe Organismen – also auch der Mensch – benötigen heute diesen Sauerstoff in Form von O₂ hauptsächlich zur Energiegewinnung durch Oxidation. Er fungiert dabei wie in einer normalen Redoxreaktion als Elektronenakzeptor, wobei er sich wieder mit Wasserstoff zu Wasser verbindet. Sie läuft im Rahmen der Atmungskette bei den Eukaryoten in den Mitochondrien ab. Unter den Mikroben gibt es sowohl aerob und als auch Anaerobier anaerob lebende Mikroorganismen. Anaerobier nutzen andere Elektronenakzeptoren, zu denen auch Sauerstoffverbindungen wie Nitrate oder Sulfate gehören. Die starke Reaktivität des Sauerstoffs kann Zellstrukturen zerstören und macht Schutzenzyme notwendig. Daher ist Sauerstoff für einige Organismen toxisch und wird nicht zuletzt für bestimmte Alterungseffekte beim Menschen verantwortlich gemacht. ''Siehe auch:'' Sauerstoffstress Weitere Probleme: * Atmung von reinem Sauerstoff oder höherer Anteile über längere Zeit – Lorraine-Smith-Effekt
* Atmung bei Hochdruck (Paul-Bert-Effekt Sauerstoffvergiftung)
* Sauerstoff (Tauchen), Apollo 1

Nachweis und Konzentrationsmessung
Sauerstoff kann dadurch nachgewiesen werden, dass er Verbrennungen unterhält. Am einfachsten ist die sogenannte Glimmspanprobe, bei der ein leicht glühender Holzspan in das zu untersuchende Gasgemisch gehalten wird, ein Aufleuchten weist auf hohe Sauerstoffkonzentrationen hin. Zur genaueren Bestimmung der Sauerstoffkonzentration eines Gases finden unterschiedliche Messverfahren Anwendung, die von dem jeweils zu erfassenden Konzentrationsbereich sowie den begleitenden Substanzen abhängen. Man kann physikalische und Chemie chemische Messverfahren unterscheiden. Zu den physikalischen Messverfahren zählt das Paramagnetismus paramagnetische Verfahren (Magnos). Es geht von der Tatsache aus, dass die Sauerstoffmoleküle auf Grund ihres permanenten magnetischen Dipolmoments paramagnetisch sind, alle anderen Gase mit geringen Ausnahmen Diamagnetismus diamagnetisch sind. Bei der messtechnischen Realisierung in so genannten thermomagnetischen Geräten wird das Messgas der Wirkung eines Magnetismus Magnetfeldes und anschließend in einem Teilstrom einem Temperaturfeld ausgesetzt. Es entsteht in der Messzelle eine Gasströmung, der so genannte „magnetische Wind“. Die Geräte können auch für den Einsatz in explosionsgefährdeten Bereichen ausgebildet werden. Ein weit verbreitetes Elektrochemie elektrochemisches Messverfahren nutzt die Elektrische Leitfähigkeit Sauerstoffleitfähigkeit von Zirkondioxid aus. Leitet man das sauerstoffhaltige Messgas beispielsweise durch ein auf über 700 °C erhitztes Zirkondioxid-Röhrchen, das innen und außen Elektroden trägt und außen der Umgebungsluft ausgesetzt ist, dann entsteht an den Elektroden eine elektrische Spannung, die nach dem Nernst-Gleichung Nernstschen Gesetz von der absoluten Elektrodentemperatur und dem Verhältnis der Sauerstoffpartialdrücke an den beiden Elektroden abhängt. Der Sauerstoffpartialdruck der Luft dient hierbei als bekannte und konstante Vergleichsgröße. Bevorzugte Anwendungen sind Rauchgasmesssonden und die in den Kraftfahrzeugen verwendeten Lambda-Sonden. Mit Hilfe von Zirkondioxid-Sensoren können ohne Probleme einerseits Sauerstoffpartialdrücke im ppm-Bereich (parts per million) und andererseits bei hohen Temperaturen (ca. 1.500 °C) gemessen werden.

Verbindungen
Sauerstoff bildet mit fast allen Chemisches Element Elementen – außer mit den Edelgasen Helium, Neon, Argon und Krypton und Edelmetallen wie Platin und Gold – Verbindungen. Da Sauerstoff sehr Elektronegativität elektronegativ ist, kommt Sauerstoff in fast allen Verbindungen in den Oxidationsstufen −II und (selten) −I vor. Ausnahmen sind Verbindungen mit dem noch elektronegativeren Element Fluor mit dem es Verbindungen mit der Oxidationsstufe +I (O₂F₂) und +II (OF₂) bildet. Da bei ihnen die negative Polarisierung beim Fluor vorliegt, werden diese nicht als Oxide, sondern als Fluoride bezeichnet. Sauerstoff bildet abhängig vom Bindungspartner sowohl Ionenbindung ionisch als auch kovalente Bindung kovalent aufgebaute Verbindungen.

Anorganische Sauerstoffverbindungen
Zu den anorganischen Sauerstoffverbindungen zählen die Verbindungen von Sauerstoff mit Metallen, Halbmetallen, Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Schwefel und den Halogenen. Sie gehören zu den wichtigsten Verbindungen überhaupt. Die meisten Sauerstoffverbindungen sind Oxide, in ihnen tritt der Sauerstoff, ionisch oder kovalent gebunden, in der Oxidationsstufe −II auf. Mit den Metallen bildet Sauerstoff in niedrigen Oxidationsstufen ionisch aufgebaute und in der Regel basische Oxide. :

\mathrm{4 \ Na + O_2 \longrightarrow 2 \ Na_2O}

:Bei der Verbrennung von Natrium in Anwesenheit von Sauerstoff entsteht Natriumoxid. :

\mathrm{Na_2O + H_2O \longrightarrow 2 \ NaOH (aq)}

:Bei der Reaktion von Natriumoxid mit Wasser entsteht Natronlauge. Mit steigender Oxidationsstufe haben die Oxide zunehmend amphoteren (Zink(II)-oxid, Aluminium(III)-oxid) und schließlich sauren Charakter (Chrom(VI)-oxid). :

\mathrm{CrO_3 + H_2O \longrightarrow H_2CrO_4}

:Chrom(VI)-oxid reagiert mit Wasser zu Chromsäure Mit Nichtmetallen bildet Sauerstoff ausschließlich kovalente Oxide. Die Oxide von Nichtmetallen in niedrigen Oxidationsstufen reagieren meist neutral (Distickstoffmonoxid), mit steigender Oxidationsstufe zunehmend sauer. Bei der Reaktion der Oxide von Nichtmetallen in hohen Oxidationsstufen bilden sich die sogenannten ''Sauerstoffsäuren''. Von dieser Eigenschaft ist auch der Name des Sauerstoffs abgeleitet. :

\mathrm{SO_3 + H_2O \longrightarrow H_2SO_4}

:Beim Lösen von Schwefeltrioxid in Wasser bildet sich Schwefelsäure. Unter den Sauerstoffverbindungen der Nichtmetalle spielen die mit Wasserstoff eine gesonderte Rolle. Sauerstoff bildet mit Wasserstoff zwei Verbindungen. An erster Stelle ist das Wasser zu nennen, das man formal auch Wasserstoffoxid bezeichnen könnte. Wasser ist in vielerlei Hinsicht ein außergewöhnliches Molekül, das eine ganze Reihe von Anomalien aufweist, aufgrund derer das Leben wie wir es kennen wohl überhaupt erst möglich ist. Die zweite Verbindung ist das Wasserstoffperoxid (H₂O₂), eine thermodynamisch instabile Verbindung, die heute vielfach Verwendung als Oxidations- und Bleichmittel findet. Obwohl die meisten sauerstoffhaltigen Kohlenstoffverbindungen in den Bereich organischen Chemie eingeordnet werden, gibt es einige wichtige Ausnahmen. Die einfachen Oxide des Kohlenstoffs Kohlenstoffmonooxid (CO) und Kohlenstoffdioxid (CO₂), sowie die Kohlensäure und deren Salze, die Carbonate werden als anorganische Verbindungen angesehen. Zu den einfachsten organische Verbindungen, die Sauerstoff enthalten, gehört Formaldehyd Methanal (HCHO) das sich formal von CO₂ nur darin unterscheidet, dass statt dem zweiten Sauerstoffatom zwei Wasserstoffatome am Kohlenstoff gebunden sind. Wichtig für die Einteilung in die organische Chemie ist jedoch, dass sich Methanal von dem organischen Alkohol Methanol (CH₃OH) ableitet, welcher wiederum ein Derivat des Methans (CH₄) ist. Neben den Oxidverbindungen tritt Sauerstoff noch in ionischen Verbindungen als Peroxid- (O₂²⁻), Hyperoxid- (O₂⁻) und Ozonidanion (O₃⁻) auf. Viele natürlich vorkommenden Salze, die oft wichtige Quellen zur Herstellung von Metallen sind, sind Oxide. Zu den bekanntesten zählen Siliciumdioxid (SiO₂) und Eisenoxide wie Hämatit (Fe₂O₃). Peroxide sind meist instabil und gehen leicht in Oxide über.

Hydroxide
Eine weitere große Gruppe der Sauerstoffverbindungen stellen die Hydroxide unter Beteiligung von Wasserstoff dar. Bei diesen handelt es sich um überwiegend ionische Verbindungen, denen das Hydroxidion gemein ist. Bis auf die Hydroxide der Alkalimetalle wie Natriumhydroxid (NaOH) oder Kaliumhydroxid (KOH) sind sie im allgemeinen wenig löslich in Wasser.

Organische Sauerstoffverbindungen
Sauerstoff ist – nach Kohlenstoff und Wasserstoff – das drittwichtigste Element der organischen Chemie. Die bedeutendsten funktionelle Gruppe funktionellen Gruppen mit Sauerstoff in der organischen Chemie sind (R: organischer Rest): * Die Hydroxylgruppe Hydroxyl- oder Alkoholgruppe R-OH, die in Alkoholen, wie Methanol oder Ethanol vorkommt. * Die Ethergruppe R-O-R in Ethern wie beispielsweise Diethylether. * Die Carbonylgruppe ist eine C-O Doppelbindung, die in verschiedenen Verbindungsklassen vorkommt. Darunter sind: ** Die Aldehydgruppe R-CHO, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe ein Wasserstoffatom gebunden ist. Sie kommt in Aldehyden wie Acetaldehyd vor. ** Die Ketogruppe, R-CO-R, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe zwei Kohlenwasserstoffreste gebunden sind. Die dazugehörige Verbindungsklasse sind die Ketone, der bekannteste Vertreter das Aceton. ** Die Carboxylgruppe Carboxyl- oder Carbonsäuregruppe R-COOH besitzt an einem Kohlenstoffatom sowohl eine Carbonylgruppe, als auch eine Hydroxylgruppe. Die wichtigsten Carbonsäuren sind die Ameisensäure Ameisen- und die Essigsäure. **Ähnlich der Carboxylgruppe ist die Estergruppe R-CO-O-R' aufgebaut. Bei ihr ist das Proton der Carbonsäure durch einen weiteren Kohlenwasserstoffrest ausgetauscht. Da Ester aus Carbonsäure und Alkohol gebildet werden, benennt man sie entsprechend. Ein Beispiel ist Essigsäureethylester aus Essigsäure und Ethanol. ** Wird die Hydroxylgruppe der Carbonsäure durch eine Aminogruppe getauscht, spricht man von einem Amide Amid.

Siehe auch
* Knallgasreaktion * Carbogen * Oxidation * Phlogiston * Hydroxid * Rost * Ozon * Sauerstoff-Langzeittherapie * Epoxybrücke * Oxymetrie

Quellen

Weblinks
{{Commons|oxygen|Sauerstoff}} {{Wiktionary|Sauerstoff}}
- Sauerstoff: Darstellung, Singulett, Triplett, Ozon
- Reaktion mit Singulett-Sauerstoff
- Flüssiger Sauerstoff
- Sauerstoffisotope {{Navigationsleiste Periodensystem}} Kategorie:Antidot Kategorie:Gas Kategorie:Nichtmetall Kategorie:Notfallmedikament Kategorie:Arzneistoff Kategorie:ATC-V03 af:Suurstof als:Sauerstoff ar:أكسجين ast:Oxíxenu az:Oksigen bg:Ки�?лород bn:অক�?সিজেন bs:Kiseonik ca:Oxigen co:Ossigenu cs:Kyslík cy:Ocsigen da:Ilt el:Οξυγόνο en:Oxygen eo:Oksigeno es:Oxígeno et:Hapnik eu:Oxigeno fa:اکسیژن fi:Happi fr:Oxygène ga:Ocsaigin gd:Àile-beatha gl:Osíxeno (elemento) gu:ઑક�?સીજન he:חמצן hr:Kisik hu:Oxigén hy:Թթվածին ia:Oxygeno id:Oksigen io:Oxo is:Súrefni it:Ossigeno ja:酸素 jbo:kijno ka:ჟ�?ნგბ�?დი ko:산소 ku:Oksîjen la:Oxygenium lb:Sauerstoff li:Zoerstof ln:Oksijɛ�?ní lt:Deguonis lv:Sk�?beklis mi:H�?ora mk:Ки�?лород ml:ഓക�?സിജന�?�? ms:Oksigen nds:Suerstoff new:अक�?सिजन nl:Zuurstof nn:Oksygen no:Oksygen pl:Tlen pt:Oxigénio qu:Muksichaq ro:Oxigen ru:Ки�?лород sh:Kiseonik simple:Oxygen sk:Kyslík sl:Kisik sq:Oksigjeni sr:Ки�?еоник su:Oksigén sv:Syre ta:ஆக�?ஸிஜன�? tg:Ок�?иген th:ออ�?ซิเจน tl:Oksiheno tr:Oksijen ug:Oksigén uk:Ки�?ень uz:Kislorod vi:Ôxy yi:�?קסיגען zh:氧 zh-min-nan:O (goân-sò͘) zh-yue:氧

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[Der Artikel zu Sauerstoff stammt aus dem Nachschlagewerk Wikipedia, der freien Enzyklopädie. Dort findet sich neben einer Übersicht der Autoren die Möglichkeit, den Original-Text des Artikels Sauerstoff zu editieren.
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