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Sauerstoff (auch Oxygenium genannt; von altgriechisch ὀξύς ‚oxys‘ „scharf, spitz, sauer“ und γεννάω ‚gen-‘ „erzeugen, gebären“, zusammen „Säure-Erzeuger“) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol O. Entsprechend seiner Ordnungszahl 8 steht es an achter Stelle im Periodensystem und dort zusammen mit den Elementen Schwefel, Selen, Tellur, Polonium und Livermorium, die die Chalkogene bilden, in der sechsten Hauptgruppe, bzw. 16. IUPAC-Gruppe. Sauerstoff ist bezüglich seines Gewichts mit 48,9 % das häufigste Element der Erdkruste, das häufigste Element der Erdhülle und mit rund 30 % das zweithäufigste Element der Erde insgesamt. Ältere Bezeichnungen für Sauerstoff sind Oxygenium, Lebensluft, Feuerluft und dephlogistisierte Luft. Unter Normalbedingung tritt Sauerstoff in Form eines kovalenten Homodimers auf, also einer Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen und mit der Summenformel O2, bezeichnet als molekularer Sauerstoff, Dioxygen oder Disauerstoff. Es ist ein farb- und geruchloses Gas, das in der Luft zu 20,942 % enthalten ist.
Im 18. Jahrhundert haben Carl Wilhelm Scheele (zwischen 1771 und 1773, veröffentlicht 1777) in Schweden und Joseph Priestley in England (1771, öffentlich beschrieben 1774) unabhängig voneinander im Zusammenhang mit der Erforschung von Verbrennungsvorgängen den Sauerstoff entdeckt. Mit der Entdeckung des Sauerstoffs war seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Der Franzose Antoine Lavoisier fand bei seinen Experimenten, dass bei der Verbrennung nicht Phlogiston entweicht, sondern Sauerstoff gebunden wird. Durch Wägung wies er nach, dass ein Stoff nach der Verbrennung nicht leichter, sondern schwerer war. Ursache war das zusätzliche Gewicht des während des Verbrennungsprozesses aufgenommenen Sauerstoffs. Anfangs wurde der Sauerstoff als Grundbestandteil für die Bildung von Säuren angenommen. Deshalb wurde die Bezeichnung Oxygenium (Säurebildner) 1779 von Lavoisier für Sauerstoff vorgeschlagen.
Molekularer Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei 90,15 K (−183 °C) zu einer bläulichen Flüssigkeit kondensiert. In dicken Schichten zeigt gasförmiger und flüssiger Sauerstoff eine blaue Farbe. Unterhalb von 54,4 K (−218,75 °C) erstarrt Sauerstoff zu blauen Kristallen. Im Feststoff liegen paramagnetische O2-Moleküle mit einem O–O-Abstand von 121 pm (Doppelbindung) vor. Sauerstoff ist in Wasser wenig löslich. Die Löslichkeit ist abhängig vom Druck und der Temperatur. Sie steigt mit abnehmender Temperatur und zunehmendem Druck. Bei 0 °C lösen sich aus Luft unter Normaldruck (Sauerstoffpartialdruck von 212 hPa) im Gleichgewicht 14,16 mg/l Sauerstoff.
Sauerstoff reagiert mit den meisten anderen Elementen direkt. Es gibt einige Ausnahmen, insbesondere unter den Nichtmetallen und Edelmetallen. Mit Stickstoff sind Reaktionen nur unter speziellen Bedingungen, etwa bei Blitzen, aber auch im Verbrennungsmotor möglich. Fluor bildet nur bei tiefen Temperaturen unter elektrischen Entladungen die Verbindung Disauerstoffdifluorid (O2F2). Das edelste Metall Gold, die Halogene Chlor, Brom und Iod, sowie die Edelgase reagieren nicht direkt mit Sauerstoff. Einige weitere Edelmetalle wie Platin und Silber reagieren nur schlecht mit Sauerstoff.
Sauerstoff ist das häufigste und am weitesten verbreitete Element auf der Erde. Es kommt sowohl in der Erdatmosphäre als auch in der Lithosphäre, der Hydrosphäre und der Biosphäre vor. Sauerstoff hat einen Massenanteil von 50,5 % an der Erdhülle (bis 16 km Tiefe, einschließlich Hydro- und Atmosphäre). An der Luft beträgt sein Massenanteil 23,16 % (Volumenanteil: 20,95 %), am Wasser 88,8 % (am Meerwasser allerdings nur 86 %, da dort größere Mengen nichtsauerstoffhaltiger Salze, z. B. Natriumchlorid, gelöst sind).
In elementarem Zustand befindet sich Sauerstoff in Form von O2 gasförmig in der Atmosphäre und gelöst in Gewässern. Die Menge des relativ reaktionsfreudigen elementaren Sauerstoffs bleibt auf Dauer nur konstant, weil Sauerstoff produzierende Pflanzen so viel nachliefern, wie von aerob atmenden Lebewesen sowie durch andere Verbrennungsprozesse wieder verbraucht wird. Ohne diesen biologischen Kreislauf würde Sauerstoff nur in Verbindungen vorkommen, elementarer Sauerstoff existiert also in einem Fließgleichgewicht. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentration in der Erdatmosphäre ist im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben. Das Sauerstoff-Allotrop O3 Ozon ist in der Atmosphäre nur in geringer Konzentration vorhanden.
Um kleinere Mengen Sauerstoff zu produzieren, kann Sauerstoff aus der Luft durch Adsorption von anderen Gasen getrennt werden. Dazu strömt Luft durch Molekularsiebe. Dabei werden Stickstoff und Kohlenstoffdioxid adsorbiert und nur Sauerstoff und Argon gelangen hindurch. Dies wird im überwiegend medizinisch verwendeten Sauerstoffkonzentratorgenutzt.
Ein älteres Verfahren ist das auf chemischen Reaktionen beruhende Bariumoxid-Verfahren. Es ist infolge des hohen Energieaufwandes unwirtschaftlich. Dafür wird Bariumoxid unter Luftzufuhr auf 500 °C erhitzt, wobei sich Bariumperoxid bildet. Beim Erhitzen auf 700 °C wird der zuvor aufgenommene Sauerstoff durch Thermolyse wieder freigesetzt. Vor Entwicklung des Linde-Verfahrens war dieses Verfahren die einzige Möglichkeit, reinen Sauerstoff darzustellen.
Bildung des Bariumperoxids
Freisetzung von Sauerstoff und Rückgewinnung des Bariumoxids
Einige sauerstoffreiche anorganische Verbindungen wie Kaliumpermanganat, Kaliumnitrat (Salpeter), Kaliumchlorat und Kaliumchromat geben bei Erwärmung oder Reaktion mit Reduktionsmitteln Sauerstoff ab.
Eine weitere Möglichkeit, Sauerstoff im Labor zu erzeugen, ist die Zersetzung von Wasserstoffperoxid an platinierter Nickelfolie.
Reinen Sauerstoff kann man mittels Elektrolyse von 30%iger Kalilauge an Nickelelektroden erhalten. Dabei entstehen Wasserstoff und Sauerstoff getrennt voneinander.
Sauerstoff bildet Verbindungen mit fast allen Elementen – außer mit den Edelgasen Helium, Neon und Argon. Da Sauerstoff sehr elektronegativ ist, kommt es in fast allen seinen Verbindungen in den Oxidationsstufen −II vor, nur in Peroxiden −I. Diese Ionen werden auch als Closed-shell-Ionen bezeichnet. Peroxide sind meist instabil und gehen leicht in Oxide über.
Positive Oxidationszahlen besitzt Sauerstoff nur in Verbindungen mit dem noch elektronegativeren Element Fluor, mit dem es Verbindungen mit der Oxidationsstufe +I (Disauerstoffdifluorid O2F2) und +II (Sauerstoffdifluorid OF2) bildet. Da bei ihnen die negative Polarisierung beim Fluor vorliegt, werden diese nicht als Oxide, sondern als Fluoride, genauer gesagt Sauerstofffluoride, bezeichnet.
Neben den Oxidverbindungen tritt Sauerstoff noch in ionischen Verbindungen und Radikalen als Peroxid- (O22−), Hyperoxid- (O2− (Oxidationsstufe −1/2)) und Ozonidanion (O3−(Oxidationsstufe −1/3)) sowie als Dioxygenylkation (O2+) auf.
Sauerstoff bildet abhängig vom Bindungspartner sowohl ionisch als auch kovalent aufgebaute Verbindungen.
Das häufigste stabile Sauerstoffisotop ist 16O (99,76 %), daneben kommt noch 18O (0,20 %) sowie 17O (0,037 %) vor. Neben den stabilen Sauerstoffisotopen sind noch insgesamt 13 instabile, radioaktive Nuklide von 12O bis 28O bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre Halbwertszeiten betragen meist nur Millisekunden bis Sekunden, 15O besitzt dabei mit zwei Minuten die längste Halbwertszeit und wird häufig in der Positronen-Emissions-Tomographie verwendet.
Als einziges stabiles Isotop besitzt das seltene 17O einen Kernspin von 5/2 und kann damit für NMR-Untersuchungen verwendet werden. Die anderen stabilen Isotope besitzen den Kernspin 0 und sind damit NMR-inaktiv.
Sauerstoff wird für industrielle Verbrennungs-, Oxidations- und Heizprozesse, in der Medizin und in Luft- und Raumfahrt verwendet.
Sauerstoff zur Anwendung in der Humanmedizin unterliegt aufgrund gesetzlicher Regelungen einer strengen Kontrolle. Der in weiß gekennzeichneten Flaschen abgefüllte medizinische Sauerstoff gilt in Deutschland als Fertigarzneimittel im Sinne des Arzneimittelgesetzes (AMG).
Vorsicht ist bei der Sauerstoffgabe geboten, wenn Patienten an einer chronischen Lungenerkrankung (COPD) mit erhöhtem CO2-Partialdruck leiden. Bei ihnen kann das plötzliche „Überangebot“ an Sauerstoff zu einer CO2-Narkose mit Atemstillstand führen.
Verletzungen und viele Erkrankungen der Lunge sowie einige Herzkrankheiten und insbesondere Schockzustände können zu einem Sauerstoffmangel (Hypoxie) in den Schlagadern (Arterien) und im Gewebe lebenswichtiger Organe führen. Aus diesem Grund wird Patienten in der Notfall- und Intensivmedizin sehr häufig zusätzlicher Sauerstoff verabreicht. Bei selbstständig atmenden Patienten wird die Umgebungsluft mit Hilfe verschiedener Sonden und Masken mit Sauerstoff angereichert, bei künstlich beatmeten Patienten wird der Sauerstoff im Beatmungsgerät zugemischt. Der Effekt der Sauerstoffanreicherung im Blut ist mit Hilfe der Pulsoxymetrie oder anhand von Blutgasanalysen messbar.
Bei Krankheiten mit einem schweren chronischen Sauerstoffmangel im Blut werden durch eine langfristige und täglich mehrstündige Zufuhr von Sauerstoff (Sauerstoff-Langzeittherapie) sowohl die Lebensqualität als auch die Überlebensdauer verbessert. Der reine Sauerstoff kann bei der Beatmung zu Problemen wegen Verdrängens des Kohlenstoffdioxid aus den Gefäßen sowie zur unerwünschten Erhöhung der Hirnaktivität in Hypothalamus, der Insula sowie im Hippocampus führen. Diese negativen Folgen werden durch den Zusatz von Kohlenstoffdioxid vermieden.
Nach den Empfehlungen der Weltgesundheitsorganisation ist das Einatmen von Sauerstoff zur Behandlung von Cluster-Kopfschmerz-Attacken geeignet. Die Anwendung von hochkonzentriertem Sauerstoff mittels spezieller Maskensysteme lindert die Beschwerden in der Regel innerhalb von Minuten effektiv.
Die meisten aeroben Organismen, darunter die meisten Eukaryoten, einschließlich des Menschen und der Pflanzen, und viele Bakterien, benötigen diesen Sauerstoff zum Leben. Eukaryoten brauchen ihn zur Energiegewinnung durch Oxidation in den Mitochondrien. Der Sauerstoff wird dabei in der Atmungskette wieder zu Wasser reduziert. Die Oxygenierungvon Stoffwechselprodukten mithilfe von Enzymen (Oxygenasen) wird oft beim Abbau von Stoffen angewendet; die Reaktion benötigt Sauerstoff und findet in allen aeroben Lebewesen statt.
Ein starker O2-Partialdruck kann zur Selbstentzündung führen, kann die Verbrennung bereits beschleunigen und bei Vorhandensein guter Kraftstoffe Explosionen erzeugen. Dies gilt auch für sauerstoffreiche Verbindungen wie Chlorate, Dichromatperchlorate usw.
Beim Umgang mit reinem komprimiertem O2 müssen zur Vermeidung von Verbrennungen oder Explosionen sauerstoffkompatible oder saubere Sauerstoffgeräte verwendet werden, dh gründlich von allen Spuren von Fetten und Ölen gereinigt werden und bei denen das komprimierte O2 niemals in Kontakt mit brennbaren Materialien kommt (z. B. Dichtungen oder unverträglichen Metallen).
Eine längere O2-Exposition bei hohen Partialdrücken ist toxisch, da sie die Neutralisationsniveaus überschreitet und je nach Druck und Zeitpunkt der Exposition Lungen- und neurologische Folgen haben kann. Lungeneffekte umfassen Kapazitätsverlust und Gewebeschäden. Zu den neurologischen Wirkungen zählen Krämpfe, Blindheit und Koma. Sauerstoffverbindungen wie Ozon O3, Peroxide und Superoxide sind hochreaktiv und daher für Organismen tödlich.
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