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Sauerstoff

Steckbrief

Abb.1
Sauerstoff

Sauerstoff, O, ist das häufigste Element der Erde. Luft enthält 21 Volumenprozent Sauerstoff, die Erdkruste 46,6 Massenprozent.

Sauerstoff ist für fast alle Tiere lebensnotwendig. Er wird durch Atmung aus der Luft oder durch Resorption aus dem Wasser aufgenommen. Pflanzen produzieren hingegen Sauerstoff durch Photosynthese aus Wasser und Licht und geben ihn an die Atmosphäre ab. (Siehe auch: Sauerstoff-bindende Proteine und Einführung in die Photosynthese)

Obwohl Sauerstoff für die meisten Lebenswesen lebensnotwendig ist, kann die starke Reaktivität des Sauerstoffs auf der anderen Seite Zellen zerstören und toxisch wirken. Bestimmte Alterungseffekte beim Menschen werden auf die Veränderungen von Zellstrukturen zurückgeführt, die durch O2 hervorgerufen wurden. Antioxidative Schutzenzyme wirken diesen Prozessen entgegen.

Sauerstoff besitzt drei natürliche Isotope O16 (99,76 %), O17 (0,037 %) und O18 (0,20 %). Unter Normalbedingungen liegt Sauerstoff in O2-Molekülen als ein farbloses, geruch- und geschmackloses Gas vor. In flüssiger Form ist Sauerstoff hellblau, daher sind auch die Stahlflaschen, in denen er in den Handel kommt, blau. In fester Form bildet er hellblaue Kristalle.

Bindung im O2-Molekül

Geschichte

Sauerstoff wurde 1772 von dem Apotheker Carl Wilhelm Scheele entdeckt. Er nannte ihn zunächst Feuerluft, ohne erklären zu können, welche Funktion der Sauerstoff bei der Verbrennung einnimmt. Seine Bedeutung für die Verbrennung erkannte erst der Franzose Lavoisier, der durch Wägungen festgestellt hatte, dass bei Verbrennung die Masse des Stoffes zunimmt. Den Namen Oxonium (griechisch: sauer, scharf, spitz, deutsch: Sauerstoff) erhielt das Gas 1779 von Lavoisier aufgrund der Annahme, dass es für die Bildung von sauren Lösungen bzw. Säuren verantwortlich sein sollte. Dies begründete sich in der Tatsache, dass die meisten Säuren aus Nichtmetalloxiden und Wasser entstehen, das ja ebenfalls Sauerstoff enthält. Dies gilt auch für seinen nichtdeutschen Namen Oxigenium.

Reaktionsverhalten

Sauerstoff ist sehr reaktionsfreudig, seine hohe Elektronegativität ist eine entscheidende Triebkraft. Er verbindet sich mit fast allen Elementen. Gegenüber Halogenen, die selbst sehr elektronegativ sind, und Edelmetallen ist die Reaktivität gering. Mit Helium, Neon, Argon und Krypton sind keine Sauerstoff-Verbindungen bekannt.

Die vorherrschende chemische Reaktion von Sauerstoff ist die Oxidation. Der Sauerstoff wird dabei selbst reduziert und erreicht durch die Aufnahme von zwei Elektronen in die äußere Schale einen Edelgaszustand in der Oxidationsstufe -2. Daher ist dies für Sauerstoff die stabilste Oxidationsstufe. Mit elektropositiven Elementen wie Wasserstoff, unedlen Metallen, Aluminium, aber auch Halb- oder Nichtmetallen wie Silizium und Kohlenstoff, die leicht oxidierbar sind, verlaufen die Reaktionen sehr heftig und stark exotherm.

Fluor ist das einzige Element, mit dem Sauerstoff Verbindungen mit positiven Oxidationsstufen eingeht: +1 in O2F2 und +2 in OF2. Da bei diesen Verbindungen die negative Polarisierung beim Fluor liegt, werden sie als Fluoride und nicht als Oxide bezeichnet.

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