Sauerstoff, Symbol O chem. Element aus der Vl. Hauptgruppe des Periodensystems, der Gruppe der Chalkogene (Sauerstoff-Schwefel-Gruppe); Nichtmetall; Z 8, Massenzahlen der natürlichen Isotope 16 (99,759 %), 17 (0,037 %), 18 (0,204 %), Atommasse 15,9994, Wertigkeit II, F. -218,4°C, Kp. -182,962 °C, krit. Temp. -118,4 °C, krit. Druck 5,06 MPa, Standardelektrodenpotential 1,229 V (2 H₂O

O₂ + 4 H⁺ + 4e).

Eigenschaften. Unter Normalbedingungen ist S. ein farbloses, geruch- und geschmackloses Gas. Er kondensiert bei sehr tiefer Temperatur zu einer hellblauen Flüssigkeit bzw. zu hellblauen kubischen Kristallen. In Wasser ist S. wenig löslich (bei 0 °C und 0,1 MPa lösen sich 4.,91 ml O₂ in 100 ml Wasser).

Als elektronegativstes Element der VI. Hauptgruppe mit der Valenzelektronenkonfiguration 2s²p⁴ vermag S. zwei Elektronen aufzunehmen und Oxid-Anionen O^2- zu bilden (z. B. Al₂O₃, MgO, CaO, Fe₂O₃ MnO₂). Auch durch Ausbildung zweier Kovalenzen wird eine Edelgaskonfiguration erreicht (z. B. Wasser, Alkohole, Ether, Siloxane). Die Bindungssituation wird meist vereinfachend im Sinne einer sp³-Hybridisierung am O. beschrieben. Die freien Elektronenpaare stellen die strukturelle Voraussetzung sowohl für die schwach basischen Eigenschaften dieser Verbindungen als auch für deren Donor-
verhalten gegenüber Lewis-Säuren dar. Im Ergeb-nis so gearteter Wechselwirkungen resultieren Derivate des dreifach koordinierten S. (z. B. H₃O⁺, (C₂H₅)₂O-BF₃.

Als Element der 1. Achterperiode ist S. in der Lage, pπpπ-Mehrfachbindungen auszubilden. Beispiele für diese Bindungssituation findet man in Disauerstoff O₂, CO, CO₂, NO, NO₂ und Carbonylverbindungen. In allen kovalenten Verbindungen – klammert man die Fluoroderivate, z. B. das Sauerstofffluorid OF₂ aus – resultiert infolge der hohen Elektronegativität des S. eine oft ausgeprägte Bindungs-

polarität im Sinne

Diese bewirkt – insbeson-

dere in der organischen Chemie – die leichte nucleophile Angreifbarkeit O-Funktionen tragender Reaktionszentren.

Die unter Normalbedingungen stabile Existenzform des S. ist der Disauerstoff O₂ daneben kennt man den Trisauerstoff O₃ der als Ozon bezeichnet wird. Bindungssituation und chem. Eigenschaften des Disauerstoffs lassen sich sehr gut anhand des MO-Schemas für das O₂-Molekül verstehen (Molekülorbitaltheorie, Abb. 4). Im Grundzustand befinden sich zwei Elektronen ungepaart auf antibindenden π*-Niveaus (Triplettsauerstoff ³O₂, Termsymbol ³Σ_g⁺). Dies erklärt den Radikalcharakter und Paramagnetismus des Sauerstoffmoleküls. Durch photochem. Aktivierung oder durch Energieübertragung mittels geeigneter Sensibilisatoren läßt sich S. in einen angeregten Zustand überführen, in dem die beiden energiereichsten Elektronen gepaart einen π*-Zustand besetzen. Diese auch durch Einwirkung von Natriumhypochlorit auf Wasserstoffperoxid und durch Zersetzung von Kaliumperoxochromat oder verschiedene Peroxide zugängliche, als Singulettsauerstoff¹O₂, Termsymbol ¹Δ_g, bezeichnete diamagnetische Form des molekularen S. übertrifft den üblichen Triplettsauerstoff hinsichtlich seiner Reaktivität und dient z. B. in der präparativen Chemie als stereospezifisches Oxidationsmittel. Die Bindungsordnung im O₂ ist 2. Die Aufnahme von Elektronen führt abhängig von der Art des Reduktionsmittels zu O₂-Ionen mit einer Bindungsordnung von 1,5 (Hyperoxide), zu O₂^2--Ionen mit einer Bindungsordnung von 1 (Peroxide) oder unter Bruch der O-O-Bindung zu O^2--Ionen (Oxide).

Die hohe Dissoziationsenthalpie des O₂-Moleküls von 498 kJ/mol ist die Ursache dafür, daß molekularer S. relativ reaktionsträge ist und entsprechende Umsetzungen meist einer thermischen oder photochem. Aktivierung bedürfen. S. vereinigt sich direkt oder indirekt mit allen Elementen außer dem Helium, Neon und Argon.

Für den Ablauf insbesondere der energieliefernden Reaktionen in biologischen Systemen, vor allem für die Atmung, ist die Anwesenheit von S. unverzichtbar. Ein erwachsener Mensch verbraucht beim Atmen im Ruhezustand etwa 20 l in der Stunde. Atemluft mit einem Sauerstoffgehalt unter 7 % ruft Bewußtlosigkeit hervor, solche mit weniger als 3 % führt zum Tod durch Ersticken. Dagegen kann reiner S., sofern der Druck 0,1 MPa nicht übersteigt, kurzzeitig ohne Schädigungen eingeatmet werden.

Analytisches. In höheren Konzentrationen auftretenden S. kann man leicht daran erkennen, daß ein in das Gasgemisch eintauchender glimmender Holzspan aufflammt und mit heller Flamme verbrennt. Qualitativ und quantitativ läßt sich S. gaschromatographisch bestimmen. Auch die gasvolumetrische Bestimmung durch Absorption in alkalischer Pyrogallollösung ist in Gebrauch (Gasanalyse). Daneben gibt es eine Reihe apparativer Methoden, nach denen der O₂-Gehalt von Gasgemischen oder auch Lösungen auf physikalisch-chem. Wege bestimmt wird.

Vorkommen. S. ist am Aufbau der Erdkruste zu 50,5 % beteiligt und damit das auf der Erde am häufigsten vorkommende Element. Mit 23,2 Masse-% , bzw. 20,9 Vol.-% ist S. Bestandteil der Luft. Die Hauptmasse des S. ist gebunden an Wasserstoff im Wasser enthalten, ferner in erz- bzw. gesteinsbildenden Oxiden und Salzen von Sauerstoffsäuren, z. B. in Magnetit Fe₃O₄, Kalkstein CaCO₃, Dolomit CaCO₃·MgCO₃, Anhydrit CaSO₄, Gips CaSO₄·2 H₂O und in zahlreichen Silicaten. Trotz des hohen Sauerstoffverbrauchs durch verschiedenartigste Verbrennungsprozesse in Industrie und Haushalt, durch Atmung, Verwesung, Verwitterung u. a. ist durch die ständige Bildung von S. bei der Photosynthese der Sauerstoffgehalt der Atmosphäre weitgehend konstant. Auch im Weltraum ist S. nachweisbar.

Gewinnung. Im Laboratorium kann S. durch thermische Zersetzung von Bariumperoxid BaO₂ erhalten werden. Die industrielle Gewinnung erfolgt meist durch fraktionierte Destillation verflüssigter Luft (Luftzerlegung).

Verwendung. Überall dort, wo es bei Verbrennungsvorgängen auf die Erreichung möglichst hoher Temperaturen ankommt, wird S. anstelle von Luft verwendet. Dies gilt speziell für das autogene Schweißen mit Acetylen und S. und für die Verwendung der Knallgasflamme zum Schmelzen von Quarz und hochschmelzenden Metallen oder zur Herstellung künstlicher Edelsteine. Große Mengen S. werden in der Metallurgie, z. B. beim Hochofenprozeß, zum Schmelzen und Frischen von Eisen u. ä., benutzt. Auch in die industrielle Synthese hat S. Eingang gefunden. Man benötigt ihn bei der Olefinoxidation (z. B. bei der Herstellung von Ethylenoxid aus Ethylen), bei der Oxychlorierung von Alkenen zu Chloralkanen, bei der Umwandlung von SO₂ in SO₃, NH₃ in NO₂, HS in SO₂ u. dgl. Auch zur Synthesegaserzeugung und als Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe wird S. benötigt. S. dient ferner zur Füllung von Atemschutzgeräten; mit S. angereicherte Luft kommt in der Medizin zur Unterstützung der Atmung zur Anwendung. Bedeutung hat S. auch in der biologischen Abwasserbehandlung erlangt.