Sauerstoff

Sauerstoff (auch Oxygenium; von griechisch ὀξύς oxys „scharf, spitz, sauer“ und γεν- gen- „erzeugen“) ist ein chemisches Element mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde.

Elementar tritt Sauerstoff überwiegend 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. Es ist für viele Verbrennungs- und Korrosionsvorgänge nötig. Fast alle Tiere und die meisten Pflanzen benötigen Sauerstoff zum Leben. Sie entnehmen ihn meistens durch Atmung aus der Luft oder durch Resorption aus Wasser (gelöster Sauerstoff). In hohen Konzentrationen dagegen ist er für die meisten Lebewesen giftig.

Die metastabile, energiereiche und reaktive allotrope Form aus drei Sauerstoffatomen (O₃) wird Ozon genannt.

Atomarer Sauerstoff, das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt stabil nur unter extremen Bedingungen vor, beispielsweise im Vakuum des Weltalls oder in heißen Sternatmosphären. Er spielt aber eine wichtige Rolle als reaktives Zwischenprodukt in vielen Reaktionen der Atmosphärenchemie.

Inhaltsverzeichnis

1 Geschichte
2 Vorkommen
- 2.1 Vorkommen auf der Erde
- 2.2 Vorkommen im Weltraum
3 Gewinnung und Darstellung
4 Eigenschaften
- 4.1 Physikalische Eigenschaften
  - 4.1.1 Molekülorbitale
  - 4.1.2 Singulett-Sauerstoff
- 4.2 Chemische Eigenschaften
5 Allotrope
- 5.1 Ozon
- 5.2 Andere Allotrope
6 Isotope
- 6.1 Indirekte Temperaturmessung über das δ¹⁸O-Signal
7 Verwendung
8 Biologische Bedeutung
- 8.1 Problematische Auswirkungen
- 8.2 Hyperoxidanionen im Stoffwechsel
9 Nachweis und Konzentrationsmessung
10 Verbindungen
- 10.1 Anorganische Sauerstoffverbindungen
- 10.2 Organische Sauerstoffverbindungen
11 Einzelnachweise
12 Literatur
13 Weblinks

[Bearbeiten] Geschichte

Carl Wilhelm Scheele (1771) und Joseph Priestley (1774) haben unabhängig voneinander den Sauerstoff entdeckt, im Zusammenhang mit der Erforschung von Verbrennungsvorgängen.

Von der Steinzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung und wurde 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 würde. Bei dieser Annahme blieb es, bis der deutsch-schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte. Beim Erhitzen von Braunstein (Mangandioxid) oder Kaliumpermanganat mit konzentrierter Schwefelsäure (Vitriol) erhielt er ein farbloses Gas. Da dieses Verbrennungen förderte, nannte es Scheele zuerst „Feuerluft“ oder „Vitriolluft“. Er fand heraus, dass auch Luft aus Sauerstoff und Stickstoff („verdorbene Luft“, die Feuer erstickt) besteht. Scheele konnte sich jedoch nicht erklären, in welchem genauen Zusammenhang Verbrennung und Sauerstoff stehen. Völlig unabhängig davon konnte der Engländer Joseph Priestley zwei Jahre später durch Erhitzen von Quecksilberoxid Sauerstoffgas herstellen. Der Brite veröffentlichte seine Erkenntnisse im Jahr 1774, Scheele publizierte sein Buch Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer allerdings erst 1777.

Nach der Entdeckung des Sauerstoffs war 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 Reaktion mit Sauerstoff handeln müsse, denn er konnte durch Wägung nachweisen, dass ein Stoff nach seiner Verbrennung nicht leichter, sondern schwerer war. Dafür kam als Ursache nur das zusätzliche Gewicht des während des Verbrennungsprozesses aufgenommenen Sauerstoffs in Frage. Diese heute selbstverständliche Definition der Verbrennung war daher ein fundamentales Forschungsergebnis nach langer Zeit des Unwissens und mystischer Spekulationen.

Früher wurde der Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich gemacht. Aus diesem Grund wurde der Begriff Oxygenium (Säurebildner) 1779 von Lavoisier für Sauerstoff vorgeschlagen. Tatsächlich entstehen die meisten anorganischen Säuren bei der Lösung von Nichtmetalloxiden in Wasser, welches aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Die Halogene Chlor und Brom hielt man daher lange Zeit für Oxide unbekannter Elemente. Dass aber nicht der Sauerstoff, sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich ist, erkannte man erst später.

[Bearbeiten] Vorkommen

[Bearbeiten] Vorkommen auf der Erde

Feldspat

Sauerstoff ist das häufigste und am weitesten verbreitete Element auf der Erde. Es kommt sowohl in der Atmosphäre, als auch in der Lithosphäre, der Hydrosphäre und der Biosphäre vor. Sauerstoff hat einen Massenanteil von 50,5 %^[3] an der Erdhülle (bis 16 km Tiefe, einschließlich Hydro- und Atmosphäre). An der Luft beträgt sein Massenanteil 23,16 %^[4] (Volumenanteil: 20,95 %^[4]), an Wasser 88,8 %^[4] (Meerwasser: 86 %^[4], da dort größere Mengen Ionen gelöst sind).

In elementarem Zustand wird Sauerstoff in Form von O₂ in der Atmosphäre und in Gewässern gelöst gefunden. Dabei hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur in Form eines Fließgleichgewichtes, da Sauerstoff produzierende Pflanzen immer soviel nachliefern, wie ständig von aerob atmenden Lebewesen wieder verbraucht wird. Ohne diesen biologischen Kreislauf würde er nur in Verbindungen vorkommen. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentrationen in der Erdatmosphäre wird im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben. In geringen Mengen ist das Sauerstoff-Allotrop O₃ (Ozon) in der Atmosphäre vorhanden.

Wasser

In Verbindungen kommt Sauerstoff überall auf der Erde vor. In der Erdhülle sind fast alle Minerale und damit Gesteine sauerstoffhaltig. Zu den wichtigsten zählen dabei Silicate (Silicium-Sauerstoff-Verbindungen, wie Feldspäte, Glimmer und Olivine), Carbonate, beispielsweise Calciumcarbonat in Kalkstein und Oxide wie Siliciumdioxid (Quarz).

[Bearbeiten] Vorkommen im Weltraum

Im Weltall ist Sauerstoff nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste Element. Der Massenanteil von Sauerstoff beträgt im Sonnensystem etwa 0,8 % (dies entspricht einem Anzahlanteil von etwa 500 ppm).^[5]

Sauerstoff ist nicht in der primordialen Nukleosynthese entstanden, entsteht aber in verhältnismäßig großen Mengen in Riesensternen durch Heliumbrennen. Dabei wird zunächst aus drei Heliumkernen ¹²C gebildet (Drei-Alpha-Prozess), das anschließend mit einem weiteren Heliumkern zu ¹⁶O fusioniert. ¹⁸O wird durch Fusion eines ⁴He- mit einem ¹⁴N-Kern gebildet. Auch in so genannten Hauptreihensternen wie der Sonne spielt Sauerstoff bei der Energiegewinnung eine Rolle. Beim CNO-Zyklus (Bethe-Weizsäcker-Zyklus) stellt Sauerstoff ein Zwischenprodukt der Kernreaktion dar, bei der durch Protoneneinfang eines ¹²C-Kerns, der als Katalysator wirkt, ein ⁴He-Kern (Alpha-Teilchen) entsteht. In extrem schweren Sternen kommt es in der Spätphase ihrer Entwicklung zum Sauerstoffbrennen, bei dem der Sauerstoff als nuklearer Brennstoff für Reaktionen dient, die zum Aufbau noch schwererer Kerne führen.

Die meisten Weißen Zwerge, die nach Stand der Theorie den Endzustand von 97 % aller Sterne darstellen, bestehen neben Helium und Kohlenstoff zu einem großen Teil aus Sauerstoff.^[6]

[Bearbeiten] Gewinnung und Darstellung

Verfahren zur industriellen Sauerstoff-Gewinnung nach Linde.

Technisch wird Sauerstoff heute fast ausschließlich durch Rektifikation von Luft gewonnen. Das Verfahren wurde 1902^[3] zunächst von Carl von Linde entwickelt (Linde-Verfahren) und von Georges Claude wirtschaftlich rentabel gestaltet. Geringe Mengen ergeben sich als Nebenprodukt bei der Wasserstoffproduktion durch Elektrolyse von Wasser.

Zur Sauerstoffgewinnung nach dem Claude-Verfahren wird zunächst die durch Filter von Kohlenstoffdioxid, Luftfeuchtigkeit und anderen Gasen befreite Luft mit Hilfe von Verdichtern auf 5–6 bar verdichtet. Die dabei entstehende Wärme kann dabei zunächst in mechanische und über Generatoren in elektrische Energie umgewandelt werden und so sinnvoll genutzt werden.^[7] Dadurch wird das Verfahren – im Gegensatz zum Linde-Verfahren, bei dem die Wärme durch Wasserkühlung abgeführt wird – deutlich wirtschaftlicher. Die verdichtete Luft wird durch vorbeiströmende Gase aus dem Prozess auf eine Temperatur nahe dem Siedepunkt abgekühlt.

Die eigentliche Trennung von Stickstoff und Sauerstoff erfolgt durch Destillation in zwei Rektifikationskolonnen mit unterschiedlichen Drücken. Die Destillation erfolgt dabei im Gegenstromprinzip, das heißt durch die Kondensationswärme verdampftes Gas strömt nach oben, kondensierte Flüssigkeit tropft nach unten. Da Sauerstoff einen höheren Siedepunkt als Stickstoff besitzt, kondensiert es leichter und sammelt sich so am Boden, Stickstoff am Kopf der Kolonne. Die Trennung erfolgt zunächst bei 5–6 bar^[8] in der sogenannten Mitteldruckkolonne^[7]. Die dabei entstehende sauerstoffangereicherte Flüssigkeit wird anschließend in der Niederdruckkolonne (Druck etwa 0,5 bar^[8]) weiter getrennt. Durch den flüssigen Sauerstoff der Niederdruckkolonne wird gasförmiger Stickstoff der Hochdruckkolonne geleitet. Dabei verflüssigt sich dieser und erwärmt mit der abgegebenen Kondensationswärme die Flüssigkeit. Der leichter flüchtige Stickstoff wird bevorzugt abgegeben und es bleibt gereinigter flüssiger Sauerstoff zurück. Dieser enthält noch die Edelgase Krypton und Xenon, die in einer separaten Kolonne abgetrennt werden.

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.^[9]

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.

$\mathrm{2\, BaO + O_2 \ \xrightarrow{500\,^{\circ}C} \ 2\,BaO_2}$

Bildung des Bariumperoxids

$\mathrm{2\,BaO_2 \ \xrightarrow{700\,^{\circ}C} \ 2\, BaO + O_2}$

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.^[8]

Reinen Sauerstoff kann man mittels Elektrolyse von 30 %iger Kalilauge an Nickelelektroden erhalten. Dabei entstehen Wasserstoff und Sauerstoff getrennt voneinander.

$\mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}$

Kathodenreaktion

$\mathrm{4\,OH^- \longrightarrow O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^-}$

Anodenreaktion

[Bearbeiten] Eigenschaften

[Bearbeiten] Physikalische Eigenschaften

Molekularer Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei −182,97 °C^[4] zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert. In dicken Schichten zeigt gasförmiger und flüssiger Sauerstoff eine blaue Farbe. Unterhalb −218,75 °C^[4] erstarrt Sauerstoff zu blauen Kristallen. Das Element kommt fest in mehreren Modifikationen vor. Zwischen −218,75 und −229,35 °C^[4] liegt Sauerstoff in der kubischen γ-Modifikation und zwischen −229,35 und −249,26 °C^[4] in einer rhomboedrischen β-Modifikation vor. Unterhalb von −249,26 °C ist schließlich die monokline α-Modifikation am stabilsten. Es ist – im Gegensatz zu anderen Nichtmetallen – paramagnetisch und besitzt diradikalischen Charakter. Der kritische Punkt liegt bei einem Druck von 50,4 bar und einer Temperatur von 154,7 K (-118,4 °C).^[10] Die kritische Dichte beträgt 0,436 g/cm³.^[11]

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 und einem Sauerstoffpartialdruck der Luft von 212 hPa lösen sich in reinem Wasser 14,16 mg/l Sauerstoff.

In einer Sauerstoff-Gasentladungs-Spektralröhre werden bei einem Unterdruck von ca. 5-10 mBar die Molekülorbitale des Sauerstoffs beim Betrieb mit 1,8 kV Hochspannung, 18 mA Stromstärke und einer Frequenz von 35 kHz zum Leuchten angeregt. Bei der Rekombination der ionisierten Gasmoleküle wird hierbei das charakteristische Farbspektrum abgestrahlt.^[12]

[Bearbeiten] Molekülorbitale

Die Bindung und die Eigenschaften des Sauerstoff-Moleküls können am besten mit dem Molekülorbital-Modell beschrieben werden. Dabei werden die s- und p-Atomorbitale der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekülorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Sauerstoffatome werden jeweils zu σ_s und σ_s*- bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Da diese Orbitale vollständig mit Elektronen gefüllt sind, tragen sie nichts zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekülorbitale mit unterschiedlicher Energie. Dies sind die bindenden σ_p-, π_x- und π_y-, sowie die entsprechenden antibindenden σ_p*-, π_x*- und π_y*-Molekülorbitale. Die π-Orbitale besitzen dabei gleiche Energie. Werden Elektronen in die Molekülorbitale verteilt, kommt es dazu, dass von den acht p-Elektronen sechs die bindenden füllen und zwei in die antibindenden π*-Orbitale kommen, die Bindungsordnung beträgt als (6−2)/2=2. Diese beiden bestimmen als Valenzelektronen die Eigenschaften des O₂-Moleküls. Sauerstoff besitzt für die Verteilung dieser Elektronen insgesamt drei erlaubte und energetisch erreichbare quantenmechanische Zustände.

Besetzung der Energieniveaus der Molekülorbitale des Sauerstoffs in Grund- und angeregten Zuständen

Im Grundzustand sind die Spins der beiden Valenzelektronen der Hundschen Regel gehorchend parallel angeordnet. Es handelt sich also um einen Triplett-Zustand mit dem Termsymbol ³Σ_g. Er ist der Zustand mit der niedrigsten Energie. Durch die beiden ungepaarten Elektronen sind die zwei π*-Orbitale nur halb besetzt. Diese verursacht einige charakteristische Eigenschaften, wie den diradikalischen Charakter und den Paramagnetismus des Sauerstoff-Moleküls.

Trotz der formalen Bindungsordnung „zwei“ lässt sich keine entsprechende korrekte Valenzstrichformel für O₂ angeben. <O=O> 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.

[Bearbeiten] Singulett-Sauerstoff

Sauerstoff besitzt zwei unterschiedliche angeregte Zustände, die beide eine deutlich größere Energie als der Grundzustand besitzen. Bei beiden Zuständen sind die Spins der Elektronen entgegen der Hundschen Regel antiparallel ausgerichtet, sie sind somit diamagnetisch. Angeregter Sauerstoff wird nach der quantenmechanischen Bezeichnung für diesen Zustand auch Singulett-Sauerstoff (¹O) genannt. Die beiden Singulett-Zustände unterscheiden sich dadurch, ob sich die beiden Elektronen in einem (Termsymbol: ¹ Δ_g) oder beiden π*-Orbitalen (Termsymbol: ¹ Σ_g) befinden. Der ¹ Σ_g-Zustand ist energetisch ungünstiger und wandelt sich sehr schnell in den ¹ Δ_g-Zustand um.

Die Bildung von Singulett-Sauerstoff ist auf verschiedenen Wegen möglich: sowohl photochemisch aus Triplett-Sauerstoff, als auch chemisch aus anderen Sauerstoffverbindungen. Eine direkte Gewinnung aus Triplett-Sauerstoff durch Bestrahlung mit elektromagnetischer Strahlung (z. B. Licht) ist allerdings aus quantenmechanischen Gründen ausgeschlossen. Der Grund hierfür liegt darin, dass sich nach der Quantenmechanik der Gesamtspin eines Systems bei Bestrahlung mit Bosonen, zu denen das Photon gehört, nicht ändern darf. Eine Möglichkeit, dieses Verbot zu umgehen, ist die gleichzeitige Bestrahlung mit Photonen und Kollision zweier Moleküle. Durch diesen unwahrscheinlichen Vorgang, der in der flüssigen Phase wahrscheinlicher ist, entsteht die blaue Farbe des flüssigen Sauerstoffs (Absorption im roten Spektralbereich). Auch mit Hilfe geeigneter Farbstoffe, wie Methylenblau oder Eosin, lässt sich auf photochemischem Weg Singulett-Sauerstoff darstellen. Chemisch wird er aus Peroxiden gewonnen. Bei der Umsetzung von Wasserstoffperoxid mit Hypochlorit entsteht zunächst die instabile Peroxohypochlorige Säure, die schnell in Chlorwasserstoff und Singulett-Sauerstoff zerfällt.

Diese Form von Sauerstoff ist ein starkes und selektives Oxidationsmittel und wird in der organischen Chemie häufig verwendet. So reagiert er im Gegensatz zu normalen Sauerstoff mit 1,3-Dienen in einer [4+2]-Cycloaddition zu Peroxiden. Mit Alkenen und Alkinen reagiert Singulett-Sauerstoff in einer [2+2]-Cycloaddition.

[Bearbeiten] Chemische Eigenschaften

flüssiger Sauerstoff

Sauerstoff reagiert mit den meisten Elementen des Periodensystems direkt. Es gibt einige Ausnahmen, insbesondere unter den Nichtmetallen und Edelmetallen. Mit Stickstoff sind Reaktionen nur unter speziellen Bedingungen, etwa bei Blitzen, 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.

Elementarer, gasförmiger Sauerstoff ist relativ reaktionsträge, viele Reaktionen finden bei Normalbedingungen gar nicht oder nur langsam statt. Der Grund hierfür liegt darin, dass Sauerstoff metastabil ist und die Reaktionen mit anderen Stoffen kinetisch gehemmt sind. Zur Reaktion werden entweder eine hohe Aktivierungsenergie oder sehr reaktive Radikale benötigt. Diese Barriere kann durch Temperaturerhöhung, Licht oder Katalysatoren (beispielsweise Platin) überschritten werden. Zusätzlich wird bei vielen Metallen die Reaktion dadurch gehindert, dass das Material mit einer dünnen Metalloxidschicht überzogen ist und dadurch passiviert wird. Bei einigen Reaktionen wie der Knallgasreaktion reichen wenige Radikale für eine Reaktion aus, da diese nach einem Kettenreaktions-Mechanismus weiterreagieren. Deutlich stärker oxidierend als gasförmiger Sauerstoff wirkt trotz der tiefen Temperaturen flüssiger Sauerstoff. In diesem bildet sich der reaktive Singulett-Sauerstoff leicht. Auch in Gegenwart von Wasser oder Wasserdampf verlaufen viele Oxidationsreaktionen mit Sauerstoff leichter.

Reaktionen mit Sauerstoff sind fast immer Redox-Reaktionen, bei denen Sauerstoff in der Regel zwei Elektronen aufnimmt und so zum Oxid reduziert wird. Das Element zählt somit zu den Oxidationsmitteln. Häufig verlaufen diese Reaktionen bedingt durch die große freiwerdende Bindungs- oder Gitterenergie unter starker Wärmeabgabe. Es gibt auch explosionsartig verlaufende Reaktionen, wie die Knallgasreaktion oder Staubexplosionen von feinverteilten Stoffen in Luft oder reinem Sauerstoff.

[Bearbeiten] Allotrope

siehe auch Hauptartikel: Allotrope Formen von Sauerstoff

Neben dem in diesem Artikel beschriebenen Disauerstoff O₂ bildet Sauerstoff mehrere Allotrope, die nach der Anzahl Sauerstoffatome zu unterscheiden sind. Das wichtigste Allotrop ist dabei Ozon O₃, daneben sind die selteneren Allotrope Tetrasauerstoff (O₄) und Oktasauerstoff (O₈) bekannt.

[Bearbeiten] Ozon

siehe auch Hauptartikel: Ozon

Ozon (O₃) ist ein blaues, charakteristisch riechendes Gas, das aus drei Sauerstoff-Atomen besteht. Es ist instabil, sehr reaktiv und ein starkes Oxidationsmittel. Gebildet wird es aus molekularem Sauerstoff und Sauerstoff-Atomen. Auch eine Bildung durch Reaktion von Stickstoffdioxid mit Sauerstoff unter UV-Strahlung ist möglich.

Eine wichtige Rolle spielt Ozon in der Ozonschicht der Atmosphäre, von der ein Teil der UV-Strahlung, die auf die Erde trifft, adsorbiert wird.

[Bearbeiten] Andere Allotrope

Eine Hochdruckphase des Sauerstoffs entsteht bei Drücken größer 10 GPa als roter Feststoff. Nach kristallographischen Untersuchungen wird angenommen, dass es sich um Oktasauerstoff O₈-Ringe handelt. Daneben existiert Tetrasauerstoff als ein sehr seltenes und instabiles Allotrop des Sauerstoffs. Es konnte 2001 im Massenspektrometer nachgewiesen werden.^[13] In geringer Konzentration kommt es in flüssigem Sauerstoff vor.

[Bearbeiten] Isotope

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 ^[14] bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre Halbwertszeiten betragen meist nur Millisekunden bis Sekunden, ¹⁵O besitzt dabei mit zwei Minuten die längste Halbwertszeit^[14] und wird häufig in der Positronen-Emissions-Tomographie verwendet.

Als einziges stabiles Isotop besitzt das seltene ¹⁷O einen Kernspin von ⁵/₂^[15] und kann damit für NMR-Untersuchungen verwendet werden. Die anderen stabilen Isotope besitzen den Kernspin 0 und sind damit NMR-inaktiv.

Siehe auch: Liste der Sauerstoff-Isotope

[Bearbeiten] Indirekte Temperaturmessung über das δ¹⁸O-Signal

Wassermoleküle mit dem um 12 % leichteren ¹⁶O verdunsten schneller. Deshalb müssen Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an ¹⁸O aus wärmeren Zeiten stammen, da nur bei der starken Verdunstung wärmerer Perioden vermehrt ¹⁸O mit zur Wolkenbildung beitragen. Je höher die globale Temperatur ist, desto weiter können die mit schweren Sauerstoffisotopen beladene Wolken in die Polarregionen vordringen, ohne vorher abzuregnen.

In kälteren Perioden befindet sich mehr ¹⁸O in Meeressedimenten. Meereis besteht hauptsächlich aus den leichteren Wassermolekülen aus ¹⁶O. Wenn es in einer Kaltphase zu einer starken Neubildung von Meereis kommt, bleibt vermehrt Meerwasser aus ¹⁸O zurück, welches durch die permanente Einlagerung von Sauerstoff in die Kalkschalen der Meerestiere (Calciumcarbonat) verstärkt in Sedimentschichten dieser Zeit nachweisbar ist. Auch gibt es regionale Unterschiede in der ¹⁸O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle.

Durch eine Isotopenuntersuchung von Eisbohrkernen oder Sedimentproben und die Bestimmung des ¹⁶O-/¹⁸O-Verhältnisses mit Hilfe eines Massenspektrometers lassen sich Informationen über die Durchschnittstemperatur und damit die Klimaerwärmung und -abkühlung in früheren Zeiten gewinnen. Daneben kann durch Bestimmung der Zahl der Oszillationen zwischen warm (Sommer) und kalt (Winter) das Alter des Bohrkern exakt bestimmt werden.

[Bearbeiten] Verwendung

Sauerstoff wird für industrielle Verbrennungs-, Oxidations- und Heizprozesse, in der Medizin und in Luft- und Raumfahrt verwendet.

[Bearbeiten] Medizin

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).^[16]

Vorsicht ist bei der Sauerstoffgabe geboten, wenn Patienten an einer chronischen Lungenerkrankung (siehe COPD) mit erhöhtem CO₂-Partialdruck leiden. Bei ihnen kann das plötzliche „Überangebot“ an Sauerstoff zu einer CO₂-Narkose mit Atemstillstand führen.^[17]

Wenn Säuglinge und Kleinkinder nach einer zerebralen Hypoxie mit reinem Sauerstoff beatmet werden, könnte das laut einer Studie die Hirnschäden noch vergrößern.^[18]

[Bearbeiten] Notfallmedizin

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.^[19]

[Bearbeiten] Sauerstoff-Langzeittherapie

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.^[20] Der 100 %-ige Sauerstoff kann bei der Beatmung zu Problemen wegen Verdrängens des Kohlenstoffdioxid aus den Gefäßen^[21] sowie zur unerwünschten Erhöhung der Hirnaktivität in Hypothalamus, der Insula sowie im Hippocampus führen. Diese negativen Folgen werden durch den Zusatz von Kohlenstoffdioxid vermieden.^[22]

[Bearbeiten] Cluster-Kopfschmerz

Hochkonzentrationsmaske

Nach den Empfehlungen der Weltgesundheitsorganisation ist das Einatmen von Sauerstoff zur Behandlung von Cluster-Kopfschmerz Attacken geeignet.

Empfohlen wird das Einatmen von 100 % (medizinischem) Sauerstoff mit einem Volumenstrom von 7 bis 15 l/min unter

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