Sauerstoff (Expertenwissen)

Sauerstoff in der Chemie

Ohne Sauerstoff wäre unser Leben und das der meisten anderen Lebensformen auf der Erde nicht möglich. Ein Mensch kann ohne den Sauerstoff in der Atemluft nur wenige Minuten überleben. Sauerstoff lässt sich im Sinne einer Definition wie folgt beschreiben:

Das allein wäre aber zum Kennenlernen des Elements viel zu wenig! Du wirst sehen, dass die Chemie des Sauerstoffs sehr vielfältig ist.

• Das Elementsymbol $\ce{O}$ ist abgeleitet vom griechischen Wort Oxygenium, das übersetzt so viel bedeutet wie Säurebildner. Als der Sauerstoff im 18. Jahrhundert als eigenständiges Element entdeckt wurde, ging man davon aus, dass jede Säure den Sauerstoff in gebundener Form enthält.
• Gasförmiger Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ hat mit rund $21\,\%$ den zweitgrößten Volumenanteil der in der Luft vertretenen Stoffe (nach Stickstoff).
• Mit seinen besonderen Eigenschaften ist Sauerstoff immens wichtig für einen Großteil der Lebewesen auf der Erde.
• Im Gegensatz zu Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ ist Sauerstoff ein sehr reaktionsfreudiges Gas. Viele Minerale enthalten Sauerstoff, denn unedle Metalle bilden Oxide (Verbindungen mit Sauerstoff), wenn sie frei an der Luft liegen. Ein typisches Beispiel ist Rost, was nichts anderes ist als Eisenoxid. Speziell den Prozess des Rostens nennt man auch Korrosion.

Eine besondere Form der Oxidation ist die Verbrennung. Damit ein Feuer brennen kann, muss Sauerstoff vorhanden sein. Ohne die nötige Sauerstoffzufuhr würde es erlöschen. Beim Verbrennen von Holz oder fossilen Brennstoffen wie Kohle, Erdöl oder Erdgas reagiert Sauerstoff mit Kohlenstoff bzw. Kohlenwasserstoffen und es entsteht (hauptsächlich) Kohlenstoffdioxid $\left( \ce{CO2} \right)$ und Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$.

Sauerstoff – Eigenschaften

Im Folgenden betrachten wir die wichtigsten physikalischen und chemischen Eigenschaften von Sauerstoff.

Sauerstoff – Steckbrief

Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Sauerstoff sind in folgendem Steckbrief zusammengefasst:

Elementarer Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ ist unter Normalbedingungen ein farbloses, geruchloses Gas. Die Dichte des Gases ist etwas größer als die Dichte von Luft. Elementarer Sauerstoff löst sich in Wasser nur in geringen Mengen: Etwa 10–20 Milligramm lösen sich in einem Liter Wasser bei moderaten Temperaturen.

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Nun sehen wir uns die wichtigsten chemischen Eigenschaften von Sauerstoff genauer an:

• Mit seiner sehr hohen Elektronegativität von $3,44$ (nach Pauling) ist Sauerstoff ein starkes Oxidationsmittel. Damit spielt Sauerstoff bei der Oxidation und Reduktion vieler verschiedener Stoffe eine große Rolle.
• Sauerstoff liegt normalerweise nicht atomar, sondern als zweiatomiges Molekül $\left( \ce{O2} \right)$ vor. Die Verteilung der Elektronen (in den sogenannten Orbitalen) im Sauerstoffmolekül ist allerdings etwas komplizierter. Man behilft sich hier mit zwei unterschiedlichen Strukturformeln:
  Die Strukturformel ${\color{red}{\cdot}}\,\overline{\underline{\ce{O}}}-\overline{\underline{\ce{O}}}\,{\color{red}{\cdot}}$ zeigt, dass im $\ce{O2}$-Molekül zwei ungepaarte Elektronen vorliegen. Sauerstoff kann demnach als sehr reaktives, zweifaches Radikal betrachtet werden. Diese Form nennt man auch Triplett‑Sauerstoff.
  Oft wird aber die Struktur von $\ce{O2}$ stattdessen mit einer Doppelbindung dargestellt: $\overline{\underline{\ce{O}}}{\color{red}{=}}\overline{\underline{\ce{O}}}$ Diese Form ist gleichermaßen richtig, denn auch hier ist die Oktettregel erfüllt. Die Schreibweise als Triplett‑Sauerstoff bringt den diradikalischen Charakter besser zum Ausdruck, während die Schreibweise mit Doppelbindung die Zweibindigkeit der Sauerstoffatome korrekt wiedergibt.
• In Verbindungen liegen Sauerstoffatome aufgrund ihrer hohen Elektronegativität und der Zweibindigkeit fast immer in der Oxidationsstufe $\text{-II}$ vor. Eine Ausnahme stellen sogenannte Peroxide dar, in denen Sauerstoff die Oxidationsstufe $\text{-I}$ annimmt. Nur in Verbindung mit Fluor ist die Oxidationszahl von Sauerstoff positiv, da Fluor das einzige Element ist, das eine größere Elektronegativität als Sauerstoff besitzt. Hier sind die Oxidationsstufen $\text{+I}$ und $\text{+II}$ möglich.
• Sauerstoff kann auch in einer zweiten Modifikation vorliegen, nämlich als Ozon. Ozon tritt als dreiatomiges Molekül $\left( \ce{O3} \right)$ auf. Die Molekülstruktur des Ozons kann ebenfalls nicht mit nur einer Strukturformel wiedergegeben werden. Die Struktur wird am besten mit zwei Ladungen – in der Mitte positiv und außen negativ – dargestellt. Dabei gibt es zwei mögliche Grenzstrukturen: Die negative Ladung kann entweder links oder rechts auftreten. Man spricht in diesem Zusammenhang von Mesomerie. Moleküle, die Mesomerie aufweisen, können in mehreren Zuständen vorliegen und sind dadurch besonders stabil.

${\color{red}{}^{-}}\vert{\overline{\underline{\ce{O}}}}-{\underline{\ce{O}}}^{+}=\overline{\underline{\ce{O}}} ~~~{\color{blue}\longleftrightarrow}~~~ \overline{\underline{\ce{O}}}={\underline{\ce{O}}}^{+}-{\overline{\underline{\ce{O}}}}\vert{\color{red}{}^{-}}$

Ozon erscheint in höherer Konzentration himmelblau, im Gegensatz zum farblosen, zweiatomigen Sauerstoff. Die Ozonschicht in der Erdatmosphäre ist von sehr großer Bedeutung, da sie uns vor hochenergetischer, ultravioletter Strahlung (UV-Strahlung) der Sonne schützt bzw. diese abschwächt. Sie befindet sich in der unteren Stratosphäre auf einer Höhe von ca. $15$ bis $30~\text{km}$. Verschiedene menschengemachte Abgase können aber auch die Bildung von bodennahem Ozon verursachen, das in dieser Form ein Umweltschadstoff ist und auch für den Menschen gefährlich sein kann. Es kann auch auf natürlichem Wege zur Bildung von bodennahem Ozon kommen, wenn es sehr warm ist. Daher gibt es im Sommer regelmäßig Ozonwarnungen.

Die Bildung und der Abbau von Ozon bilden ein Gleichgewicht, das sich in der Stratosphäre natürlicherweise aufgrund der Sonnenstrahlung einstellt. Durch die Energie der elektromagnetischen Strahlung, vor allem der UV-Strahlung, wird ein Molekül Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ in zwei Sauerstoffradikale gespalten. Diese reagieren weiter mit Sauerstoffmolekülen und bilden Ozon $\left( \ce{O3} \right)$, wobei der Abbau des Ozons die Rückreaktion davon darstellt:

$\ce{O2 ->[UV] 2 O\cdot}$

$\ce{O\cdot + O2 <=> O3}$

Das Ozonloch ist im 20. Jahrhundert entstanden, weil dieses Gleichgewicht durch Reaktionen mit bestimmten Halogenkohlenwasserstoffen gestört wurde. Sogenannte Fluor-Chlor-Kohlenwasserstoffe (FCKW) bildeten in der Stratosphäre Radikale, die zu einem erhöhten Abbau von Ozon führten.

Biologische Bedeutung und Eigenschaften von Sauerstoff

Als die Erde entstand, war die Atmosphäre des Planeten noch völlig anders zusammengesetzt. Erst als sie sich abgekühlt hatte und die ersten Einzeller und Algen anfingen, Fotosynthese zu betreiben, reicherte sich Sauerstoff in der Luft an. Die Fotosynthese gilt als Grundlage für die autotrophe und heterotrophe Ernährung der Lebewesen auf der Erde.

Leben ist prinzipiell auch ohne gasförmigen Sauerstoff möglich, aber sogenannte höhere Lebensformen wie Tiere und Menschen gäbe es ohne den Sauerstoff in der Luft (oder in gelöster Form auch im Wasser) nicht. Zudem enthalten fast alle wichtigen Naturstoffe wie Proteine, Kohlenhydrate und Fette Sauerstoffatome in gebundener Form.
Hämoglobin ist das Protein, das in unserem Blut den eingeatmeten Sauerstoff über eine Eisen‑Sauerstoff‑Bindung zu den Körperzellen transportiert. Dort findet die sogenannte Zellatmung statt – ein Prozess, bei dem u. a. über die Umwandlung von Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid Energie gewonnen wird.

Die Produzenten des Luftsauerstoffs sind Pflanzen, die mithilfe der Fotosynthese als Gegenstück zur Zellatmung Sauerstoffmoleküle bilden. Die Anreicherung des gasförmigen Sauerstoffs in der Atmosphäre begann vor etwa drei Milliarden Jahren mit der Evolution der oxygenen Fotosynthese in Cyanobakterien.

Besonderheiten von Sauerstoff

Sauerstoff ist eines der wichtigsten Elemente in der Chemie und Biologie. Die enorme Bedeutung des Stoffes hängt mit einigen Besonderheiten zusammen, die wir uns nun im Einzelnen ansehen.

Bedeutung für den Menschen

Wie alle Tiere atmen Menschen den elementaren Sauerstoff in der Luft, der für den Stoffwechsel, genauer gesagt die Zellatmung, unerlässlich ist. Über das Blut wird der Sauerstoff zu unseren Zellen transportiert. Dort vollzieht sich dann Schritt für Schritt die Reaktion mit dem Einfachzucker Glucose zu Kohlenstoffdioxid und Wasser, die vereinfacht so dargestellt werden kann:

Zellatmung (vereinfacht):

$\begin{array}{ccccccc} \text{Glucose} & & \text{Sauerstoff} & & \text{Kohlenstoffdioxid} & & \text{Wasser} \\[4pt] \ce{C6H12O6} & + & \ce{6 O2} & \longrightarrow & \ce{6 CO2} & + & \ce{6 H2O} \end{array}$

Dabei wird viel Energie frei. Diese kann dann für verschiedenste Prozesse im Körper genutzt werden. Der Sauerstoff wird in diesem Sinne aktiv vom Menschen (und allen anderen Tieren) genutzt. Aber auch Pflanzen benötigen Sauerstoff, wie wir im nächsten Abschnitt sehen werden.

Bedeutung für die Pflanzen

Pflanzen nehmen nicht Sauerstoff, sondern Kohlenstoffdioxid $\left( \ce{CO2} \right)$ aus der Luft auf. Dieses Gas benötigen sie für die Fotosynthese – das ist ein Prozess, der genau umgekehrt zur Zellatmung der Tiere verläuft.
Allerdings sind Sauerstoffatome in gebundener Form ja auch in $\ce{CO2}$ enthalten – in dieser Form ist Sauerstoff auch für Pflanzen überlebenswichtig, denn auch ihre Proteine, Kohlenhydrate, sowie viele weitere Biomoleküle der Pflanzen enthalten Sauerstoffatome. Diese werden v. a. in Form von $\ce{CO2}$ und Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ aufgenommen und in chemischen Reaktionen wie der Fotosynthese zu anderen Stoffen umgewandelt:

Fotosynthese (vereinfacht):

$\begin{array}{ccccccc} \text{Kohlenstoffdioxid} & & \text{Wasser} & & \text{Glucose} & & \text{Sauerstoff} \\[4pt] \ce{6 CO2} & + & \ce{6 H2O} & \longrightarrow & \ce{C6H12O6} & + & \ce{6 O2}\end{array}$

Pflanzen und Tiere ergänzen sich also in dieser Hinsicht ziemlich gut auf der Erde. Und wenn man bedenkt, dass beide zu einem Großteil aus Wasser bestehen und im Wassermolekül $\left( \ce{H2O} \right)$ das gebundene Sauerstoffatom einen Großteil der Masse ausmacht, kann man sogar sagen, dass Sauerstoff das wichtigste Element (fast) aller Lebewesen auf der Erde ist.

Flüssiger Sauerstoff

Bei einer Temperatur von $\pu{ -219 °C}$ (oder niedriger) wird Sauerstoff flüssig (unter Normaldruck). In dieser Form kann reiner Sauerstoff leichter und sicherer transportiert werden und beispielsweise für medizinische Zwecke aufbewahrt und genutzt werden. In reiner Form ist Sauerstoff wesentlich reaktiver als Luftsauerstoff, der mit einem Volumenanteil von rund $21\,\%$ ja nur in verdünnter Form vorliegt.
Flüssiger Sauerstoff hat einen schwach blauen Farbton und wird für die meisten medizinischen Anwendungen wieder zu Gas umgewandelt und in der Regel mit anderen Gasen verdünnt. In reiner, flüssiger Form (als liquid oxygen, LOX) kommt er als starkes Oxidationsmittel vor allem in Treibstoffen für Raketen zum Einsatz.

Sauerstoff im Periodensystem

Sauerstoff hat im Periodensystem der Elemente die Ordnungszahl $8$. Es steht dort in der VI. Hauptgruppe, der Sauerstoff-Gruppe, und in der 2. Periode (über Schwefel). Damit zählt es zu den Nichtmetallen und, noch genauer, zu den Chalkogenen.
Als Element der VI. Hauptgruppe hat Sauerstoff sechs Valenzelektronen. In Verbindungen mit anderen Elementen nimmt Sauerstoff meistens zwei Elektronen auf und hat damit die Oxidationszahl $\text{-II}$. In Peroxiden tritt Sauerstoff mit der Oxidationszahl $\text{-I}$ auf. In sehr speziellen Sauerstoff‑Fluor‑Verbindungen kann es auch die Oxidationszahlen $\text{+I}$ und $\text{+II}$ annehmen.

Sauerstoff – Vorkommen

Sauerstoff ist mit einem Massenanteil von rund $50\,\%$ das mit Abstand am häufigsten vorkommende Element in der Erdkruste. Allerdings liegt hier der Sauerstoff chemisch gebunden vor, also in Form von verschiedenen Oxiden oder als Wasser. Gesteine und Minerale setzen sich aus verschiedenen Metalloxiden (und Salzen) zusammen, Sand besteht größtenteils aus Siliciumdioxid $\left( \ce{SiO2} \right)$. Die Landmassen enthalten also Sauerstoffatome in gebundener Form, zumeist als Oxide des Siliciums und der Metalle. In den Ozeanen, Flüssen, Binnenseen und Eisflächen sind gebundene Sauerstoffatome in Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ enthalten.

Elementarer Sauerstoff kommt als Gas in der Erdatmosphäre mit einem Volumenanteil von rund $21\,\%$ vor. Der größte Teil davon ist zweiatomiger Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$. In sehr geringen Mengen ist aber auch das dreiatomige Ozon $\left( \ce{O3} \right)$ vorhanden. In Form von winzigen Gasbläschen ist elementarer Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ auch in Meer- und Flusswasser gelöst. Das ist der Sauerstoff, den die Fische über ihre Kiemen atmen.

Auch wenn man den gesamten Weltraum betrachtet, ist Sauerstoff eines der am häufigsten vorkommenden Elemente. Nach den Elementen Wasserstoff und Helium (aus denen die Sonne und alle anderen Sterne bestehen) haben Sauerstoffatome beispielsweise in unserem Sonnensystem immerhin noch einen Massenanteil von etwa $0{,}8\,\%$.

Entdeckung von Sauerstoff

Obwohl Sauerstoff ein so wichtiges Element ist und viele Sauerstoffverbindungen (wie Wasser und verschiedene Metalloxide) natürlich schon seit Urzeiten bekannt sind, wurde reiner Sauerstoff erst im 18. Jahrhundert als zweifelsfrei eigenständiges Element entdeckt und beschrieben.

Sauerstoff – chemischer Nachweis

Sauerstoffgas kann mithilfe der Glimmspanprobe nachgewiesen werden. Dazu wird ein dünnes Holzstäbchen, der Glimmspan, an einem Ende entzündet und gewartet, bis er nur noch leicht glimmt. Dann wird der Glimmspan vorsichtig an die vermutete Sauerstoffquelle gehalten. Verstärkt sich das Glimmen oder entzündet er sich gar von neuem, ist Sauerstoff vorhanden (denn dieser hat eine brandfördernde Wirkung). Geschieht nichts oder erlischt der Glimmspan sogar vollständig, muss es sich um ein anderes Gas handeln oder um ein Gasgemisch mit vergleichsweise geringer Sauerstoffkonzentration (z. B. Raumluft). Die Abbildung zeigt den Ablauf einer positiv verlaufenden Glimmspanprobe.

Der Glimmspan brennt stärker nach dem Eintauchen in das Reagenzglas (rechts). Im Reagenzglas ist offenbar elementarer Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ vorhanden.

Sauerstoff – Herstellung

Elementarer Sauerstoff wird industriell aus flüssiger Luft nach dem Linde-Verfahren gewonnen. Dabei wird Luft zunächst bei niedriger Temperatur und hohem Druck verflüssigt. Anschließend können die verschiedenen Bestandteile der Luft aufgrund ihrer unterschiedlichen Siedepunkte durch fraktionierte Destillation voneinander getrennt werden.

Im Labor können kleinere Mengen von Sauerstoff durch das Erhitzen bestimmter Salze oder Metalloxide hergestellt werden:

• Beim Erhitzen von Kaliumpermanganat $\left( \ce{KMnO4} \right)$ entsteht Braunstein $\left( \ce{MnO2} \right)$, Kaliummanganat $\left( \ce{K2MnO4} \right)$ und Sauerstoff:
  $\ce{2 KMnO4 ->[{erhitzen}] MnO2 + K2MnO4 + O2}$

• Beim Erhitzen von Quecksilberoxid $\left( \ce{HgO} \right)$ entsteht elementares Quecksilber $\left( \ce{Hg} \right)$ und Sauerstoff:
  $\ce{2 HgO ->[{erhitzen}] 2 Hg + O2}$

• Beim Erhitzen von Bariumperoxid $\left( \ce{BaO2} \right)$ entsteht Bariumoxid $\left( \ce{BaO} \right)$ und Sauerstoff:
  $\ce{2 BaO2 ->[{erhitzen}] 2 BaO + O2}$

• Beim Erhitzen von Kaliumchlorat $\left( \ce{KClO3} \right)$ entsteht Kaliumchlorid $\left( \ce{KCl} \right)$ und Sauerstoff:
  $\ce{2 KClO3 ->[{erhitzen}] 2 KCl + 3 O2}$

• Man kann zur Gewinnung von Sauerstoff im Labor auch Chlorkalk $\left( \ce{CaCl(ClO)} \right)$ mit Wasserstoffperoxid $\left( \ce{H2O2} \right)$ reagieren lassen:
  $\ce{CaCl(ClO) + H2O2 -> CaCl2 + H2O + O2}$

Den Prozess, bei dem ein Ausgangsstoff durch bloßes Erhitzen zersetzt wird, nennt man Thermolyse (thermische Zersetzung).
Daneben kann elementarer Sauerstoff auch über die Elektrolyse von Wasser, also die elektrochemische Zersetzung von Wasser, freigesetzt werden:

$\ce{2 H2O -> 2 H2 + O2}$

Hierbei entsteht neben Sauerstoff auch elementarer Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$.

Lass uns das Aufstellen der Reaktionsgleichungen nun noch einmal üben:

Reaktionen mit Sauerstoff

Die wichtigsten Reaktionen des Oxidationsmittels Sauerstoff sind Oxidationen. Dabei reagiert ein anderer Stoff mit Sauerstoff und es bildet sich ein Oxid.

Oxidationen

Oft wird eine Oxidation auch Verbrennung oder Verbrennungsreaktion genannt, denn Oxidationen sind in der Regel exotherm, d. h. es wird Energie in Form von Wärme und oft auch Licht freigesetzt. Feuer bzw. Flammen sind nichts anderes als Lichterscheinungen verbrennender Gase. So ist das zum Beispiel bei der Verbrennung von Brennstoffen, die hauptsächlich aus Kohlenstoff bzw. Kohlenwasserstoffen zusammengesetzt sind, wie Holz, Kohle, Erdöl und Erdgas.

Die Korrosion von unedlen Metallen ist ebenfalls eine Oxidation, z. B. das Rosten von Eisen durch den Sauerstoff in der Luft. Hier gibt es allerdings keine Lichterscheinungen, obwohl die Reaktion ebenfalls exotherm ist und Wärme freigesetzt wird. In diesem Fall spricht man auch von einer stillen Verbrennung.

Die Zellatmung, bei der Sauerstoff in unseren Zellen zu Kohlenstoffdioxid oxidiert, ist (vereinfacht gesehen) ebenso eine stille Verbrennung. Da hierbei ebenfalls Energie freigesetzt wird, spricht man in der Lebensmittelchemie (ähnlich wie im Energiesektor) auch vom Brennwert eines (Nähr-)Stoffes, welcher üblicherweise in Kilokalorien $\left( \text{kcal} \right)$ oder Kilojoule $\left( \text{kJ} \right)$ pro $100\,\text{g}$ angegeben wird.

Nun aber zu einigen konkreten Reaktionen:

• Oxidation von Wasserstoff:
  Mit wenig zugeführter Aktivierungsenergie (ein kleiner Funke reicht) verbrennt Wasserstoff explosionsartig durch die Reaktion mit Sauerstoff zu Wasserstoffoxid $\left( \ce{H2O} \right)$, besser bekannt als Wasser:
  $\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$

Auch andere Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Schwefel oder Phosphor lassen sich durch Sauerstoff oxidieren, ebenso wie Stickstoff (unter bestimmten Bedingungen). Sauerstoff reagiert jedoch unter normalen Umständen nicht mit den Halogenen Chlor, Brom und Iod und auch nicht mit den Edelgasen.

• Oxidation von Alkalimetallen:
  Sauerstoff reagiert mit den Alkalimetallen Lithium $\left( \ce{Li} \right)$, Natrium $\left( \ce{Na} \right)$, Kalium $\left( \ce{K} \right)$, Rubidium $\left( \ce{Rb} \right)$ und Cäsium $\left( \ce{Cs} \right)$ unter Bildung der entsprechenden Alkalimetalloxide. Diese Reaktionen laufen teilweise sehr heftig und bereits an der Raumluft ohne die Zuführung von Wärme ab. Als Beispiel folgt die Reaktionsgleichung für eine solche Verbrennung von Natrium zu Natriumoxid $\left( \ce{Na2O} \right)$:
  $\ce{4 Na + O2 -> 2 Na2O}$
  Auch die Bildung von Natriumperoxid $\left( \ce{Na2O2} \right)$ ist möglich:
  $\ce{2 Na + O2 -> Na2O2}$
  Beachte, dass im Peroxid der Sauerstoff die Oxidationszahl $\text{-I}$ hat.

• Oxidation von Erdalkalimetallen:
  Die Erdalkalimetalle Beryllium $\left( \ce{Be} \right)$, Magnesium $\left( \ce{Mg} \right)$, Calcium $\left( \ce{Ca} \right)$, Strontium $\left( \ce{Sr} \right)$ und Barium $\left( \ce{Ba} \right)$ oxidieren ebenfalls relativ leicht mit Sauerstoff zu entsprechenden Oxiden. Als Beispiel folgt die Reaktionsgleichung einer solchen Verbrennung von Magnesium zu Magnesiumoxid:
  $\ce{2 Mg + O2 -> 2 MgO}$
  Bei dieser Reaktion ist oft eine Flamme mit einem sehr hellen, weißen Licht zu beobachten.

Auch die meisten Metalle der Nebengruppen reagieren mit Sauerstoff zu entsprechenden Oxiden. Sauerstoff reagiert unter normalen Umständen jedoch nicht mit dem Edelmetall Gold $\left( \ce{Au} \right)$.

• Oxidation von organischen Verbindungen:
  Sauerstoff reagiert auch mit organischen Verbindungen. Kohlenwasserstoffe reagieren bei der vollständigen Verbrennung mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid $\left( \ce{CO2} \right)$ und Wasser. Als Beispiel folgt die vollständige Verbrennung von Methan $\left( \ce{CH4} \right)$, dem einfachsten Kohlenwasserstoff:
  $\ce{CH4 + 2 O2 -> 2 H2O + CO2}$

Methan ist unter Normalbedingungen gasförmig und der Hauptbestandteil von Erdgas. Schon ein kleiner Funke kann das Gas entzünden, auch wenn die Reaktion dabei in der Regel nicht so explosiv verläuft wie beispielsweise bei reinem Wasserstoff.

Neben den gezeigten anorganischen Oxiden (auch $\ce{CO2}$ zählt als anorganische Verbindung) sind auch einige der bekanntesten Säuren und Basen anorganische Sauerstoffverbindungen:

• sogenannte Sauerstoffsäuren wie Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$, Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$, Phosphorsäure $\left( \ce{H3PO4} \right)$, Kohlensäure $\left( \ce{H2CO3} \right)$ und Chlorsäure $\left( \ce{HClO3} \right)$
  (und natürlich alle Salze, die mit den jeweiligen Säureresten gebildet werden können)
• sogenannte Hydroxide wie Natriumhydroxid $\left( \ce{NaOH} \right)$, Kaliumhydroxid $\left( \ce{KOH} \right)$, Calciumhydroxid $\left( \ce{Ca(OH)2} \right)$ und Magnesiumhydroxid $\left( \ce{Mg(OH)2} \right)$

Die Bildung solcher Säuren und Basen erfolgt oft durch die Reaktion eines Oxids oder eines Salzes mit Wasser. Dabei ändert der Sauerstoff selbst seine Oxidationsstufe $\left( \text{-II} \right)$ im Endeffekt nicht mehr.

Reaktionen mit organischen Verbindungen

Nicht jede Reaktion, bei der Sauerstoff beteiligt ist, ist automatisch eine Oxidation. Vor allem in der organischen Chemie gibt es viele weitere Reaktionstypen, bei denen Sauerstoff eine Rolle spielt. Das erkennt man schon daran, dass viele Stoffklassen bzw. deren funktionelle Gruppen ein oder mehrere Sauerstoffatome enthalten. Beispiele sind:

• Alkohole und Phenole $\left( \ce{-OH} \right)$,
• Aldehyde $\left( \ce{-CHO} \right)$,
• Ketone $\left( \ce{-C=O} \right)$,
• Carbonsäuren $\left( \ce{-COOH} \right)$,
• Carbonsäureamide $\left( \ce{-(C=O)-N-} \right)$,
• Ether $\left( \ce{-O-} \right)$,
• Ester $\left( \ce{-(C=O)-O-} \right)$

und einige mehr. Grundsätzlich lassen sich Sauerstoffverbindungen also in organische und anorganische Verbindungen unterscheiden.

Sauerstoff – Verwendung

Die wichtigste Anwendung des Sauerstoffs ist natürlich seine Funktion als Bestandteil der Luft, also des Atemgases für uns Menschen sowie für Tiere und Pilze. In manchen Situationen ist es darüber hinaus notwendig, das Atemgas bzw. dessen Aufnahme technisch sicherzustellen:

• In der Medizin verwendet man Sauerstoff (in Flaschen) für die Beatmung von Notfallpatienten, Frühgeborenen oder chronisch Lungenkranken.
• Im Flugzeug befinden sich über den Sitzen Sauerstoffmasken für den Notfall.

• Auch Extrembergsteiger nutzen Sauerstoffmasken und -flaschen, denn die Höhenluft enthält deutlich weniger Sauerstoff als die Luft in der Nähe des Erdbodens.
• Taucherinnen und Taucher nutzen Sauerstoff, um unter Wasser atmen zu können.

In all diesen Fällen ist zu beachten, dass es sich immer um ein Gasgemisch handelt, das eingeatmet wird. Denn reiner Sauerstoff wäre für den Menschen gefährlich. In hohen Konzentrationen ist Sauerstoff besonders reaktiv und wirkt stark oxidierend. Das führt zu Reizungen der Atemwege und kann durch vermehrte Bildung von Sauerstoffradikalen im Blut auch andere Zellen und Organe schwer schädigen.

Die hohe Reaktivität von reinem Sauerstoff ist aber wiederum in anderen Anwendungen von Nutzen:

• In der Technik verwendet man Sauerstoff beim Schweißen, für die Kupferraffination und die Herstellung von Eisen und Stahl.
• Als starkes Oxidationsmittel kommt Sauerstoff auch bei vielen anderen chemischen Reaktionen zum Einsatz, zum Beispiel bei der Herstellung von Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ aus Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ (dem sogenannten Ostwald-Verfahren) oder auch der Herstellung von Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$.
• Flüssiger Sauerstoff (liquid oxygen, LOX) wird als Oxidationsmittel in Raketenantrieben genutzt.

Viele Metalle können durch Sauerstoff oxidiert werden. In reiner Sauerstoffatmosphäre läuft eine solche Oxidation deutlich schneller ab, teilweise sogar schon bei Raumtemperatur.
Unter geeigneten Bedingungen ist ein regelrechtes Verbrennen eines Metalls wie Eisen zu beobachten, welches an normaler Raumluft nur langsam korrodieren würde.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Sauerstoff