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Eigenschaften und Vorkommen

Gasförmiger Sauerstoff kann bei einer Temperatur von -182,96 °C zu einer blassblauen Flüssigkeit kondensiert werden. In diesem Zustand zeigt das Element starke magnetische Eigenschaften (siehe Magnetismus). Ebenfalls blassblau ist der feste Sauerstoff, der sich durch weitere Kompression des flüssigen Elements erhalten lässt. Sauerstoff besitzt die Atommasse 15,9994 u, siedet unter Atmosphärendruck bei -182,96 °C und schmilzt bei -218,4 °C. In der Natur kommt Sauerstoff in drei Isotopenformen vor: ¹⁶O (zu etwa 99,76 Prozent), ¹⁷O (zu etwa 0,04 Prozent) und ¹⁸O (zu etwa 0,2 Prozent). Die natürlichen Sauerstoffisotope mit den Massenzahlen 17 und 18 wurden 1929 durch den amerikanischen Physikochemiker William Francis Giauque mit Hilfe der Spektroskopie entdeckt. Darüber hinaus sind auch nur künstlich erzeugbare Sauerstoffisotope bekannt (von ¹²O bis ²⁴O).

Sauerstoff ist zu 21 Volumenprozent bzw. 23,15 Gewichtsprozent in der Atmosphäre enthalten. Ungefähr 85,8 Gewichtsprozent des Meerwassers bestehen aus Sauerstoff (reines Wasser enthält 88,8 Gewichtsprozent Sauerstoff). Außerdem ist Sauerstoff ein Bestandteil fast aller Gesteine und Mineralien – meist in Form von Oxiden. Er macht etwa 46,7 Gewichtsprozent der Erdkruste aus. Der menschliche Körper enthält rund 60 Prozent Sauerstoff (ebenfalls in gebundener Form). Der Sauerstoff findet sich in allen lebenden Geweben. Bei nahezu allen Pflanzen, Tieren und auch beim Menschen spielt der Sauerstoff eine entscheidende Rolle für die Lebensvorgänge, sei es in elementarer Form oder in Form seiner Verbindungen (siehe Atmung).

Es gibt drei Molekülstrukturen, in denen der Sauerstoff auftreten kann. Gewöhnlicher Sauerstoff besteht aus zweiatomigen Molekülen mit der chemischen Formel O₂. Im Ozon liegen dreiatomige Moleküle vor: O₃. Man kennt drei stabile Isotope des Sauerstoffs. Das häufigste ist der Sauerstoff 16 (mit der Massenzahl 16). ¹⁶O macht etwa 99,76 Prozent des normalen Sauerstoffs aus. Bis in die sechziger Jahre diente die Atommasse des Isotops ¹⁶O als Standard, auf den die Atommassen aller anderen Elemente bezogen wurden (siehe Atom).

Im Labor stellt man Sauerstoff aus Salzen wie z. B. Kaliumchlorat oder aus Oxiden wie Bariumperoxid oder Natriumperoxid her. Die wichtigsten industriellen Produktionsverfahren sind die Elektrolyse von Wasser und die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft. Bei der Luftverflüssigung wird Luft zunächst zu einer Flüssigkeit kondensiert, die man anschließend verdampfen lässt. Der in der Luft enthaltene Stickstoff ist leichter flüchtig als der Sauerstoff. Der Stickstoff verdampft daher zuerst, wobei flüssiger Sauerstoff zurückbleibt. Sauerstoff wird üblicherweise unter hohem Druck in Stahlflaschen aufbewahrt.

Sauerstoff ist Bestandteil vieler organischer und anorganischer Verbindungen. Er bildet mit fast allen Elementen (sogar mit einigen Edelgasen) Oxide. Eine chemische Reaktion eines Elements mit Sauerstoff, bei der dessen Oxid entsteht, wird als Oxidation bezeichnet. Allgemein versteht man darunter eine chemische Reaktion, bei der mindestens ein Elektron von dem oxidierenden Element (Elektronendonator) auf das Oxidationsmittel (in diesem Falle der Sauerstoff) übertragen wird. Sie verläuft bei den einzelnen Elementen unterschiedlich schnell oder heftig. Die normale Verbrennung ist eine Art der schnellen Oxidation. Bei der spontanen Verbrennung wird infolge der Oxidationsreaktion Wärme frei. Dadurch bilden sich Flammen, und die Verbrennung schreitet selbständig fort.

Um diesen Prozess in Gang zu setzen, muss nur ein kleiner Teil der betreffenden Substanz auf sehr hohe Temperatur gebracht werden. Beispielsweise reagiert Phosphor so heftig mit Sauerstoff, dass er aufgrund der frei werdenden Reaktionswärme schmilzt. Dabei kommt es auch zur Flammenbildung. Wird eine Substanz extrem fein verteilt, also zu einem Pulver oder Staub mit extrem kleinen Körnchen verarbeitet, so bieten diese (bezogen auf die Substanzmenge) der Luft eine sehr große Angriffsfläche. Das kann bei einigen Substanzen zu spontaner Entzündung oder Explosion führen. Derartige Substanzen bezeichnet man als pyrophor, d. h. selbstentzündlich. Die so genannten Staubexplosionen sind z. B. in Bergwerken oder in Mühlen beim Mahlen oder Abfüllen des Mahlgutes sehr gefürchtet.

Mit Sauerstoff reagieren z. B. die Elemente Schwefel, Wasserstoff, Natrium und Magnesium nur, wenn man die Mischung erhitzt. Einige Elemente, darunter Kupfer und Quecksilber, reagieren auch beim Erwärmen nur langsam mit Sauerstoff. Aus Metallen wie Platin, Iridium oder Gold lassen sich die Oxide nicht auf direktem Weg, sondern nur über andere chemische Reaktionen herstellen. Die Oxide werden in den Artikeln der betreffenden Elemente besprochen.