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Sauerstoff (Expertenwissen)

Ohne Sauerstoff gäbe es kein Leben auf der Erde. Sauerstoff ist ein chemisches Element mit dem Symbol O. Es ist ein farbloses, geruchloses Gas und stellt ein starkes Oxidationsmittel dar. Industriell wird Sauerstoff aus flüssiger Luft gewonnen. Wie er in der Medizin, Technik und Raumfahrt verwendet wird, sowie was für Eigenschaften er hat, lernst du im folgenden Artikel.

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Die Autor*innen
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André Otto
Sauerstoff (Expertenwissen)
lernst du in der Sekundarstufe 3. Klasse - 4. Klasse

Beschreibung zum Video Sauerstoff (Expertenwissen)

Wo kommt Sauerstoff überall vor und in welcher Form? Und wer hat ihn überhaupt entdeckt? Dieses Video stellt dir das Element Sauerstoff vor. Es wird erklärt, wo du es im Periodensystem finden kannst, welche Eigenschaften es hat, mit welchen anderen Elementen es reagiert und welche Bedeutung es in unserem Alltag hat. Im Anschluss helfen dir Übungsaufgaben und Arbeitsblätter dabei, dein Wissen zu testen.

Grundlagen zum Thema 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:

Sauerstoff ist das chemische Element mit dem Elementsymbol $\ce{O}$ und der Ordnungszahl $8$. Es gehört zu den Hauptbestandteilen der Luft und kommt dort in elementarer Form als zweiatomiges Gas $\left( \ce{O2} \right)$ vor. Daneben kommt Sauerstoff in gebundener Form in unzähligen Verbindungen auf der Erde vor, z. B. in Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ und in vielen Gesteinen und Mineralen.

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.

Rost

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:

Steckbrief Sauerstoff
Elementsymbol $\ce{O}$
Ordnungszahl $8$ (VI. Hauptgruppe, 2. Periode)
Modifikationen $\ce{O2}$ (Sauerstoff) und $\ce{O3}$ (Ozon)
Atommasse $\left( \ce{O} \right)$ $\pu{16 g//mol}$
Molare Masse $\left( \ce{O2} \right)$ $\pu{32 g//mol}$
Dichte $\rho$ $\pu{1,43 g//cm3}$
Schmelzpunkt (Smp.) $\pu{ -219 °C}$ bei Normaldruck
Siedepunkt (Sdp.) $\pu{-183 °C}$ bei Normaldruck
Erscheinung farbloses, geruchloses Gas unter Normalbedingungen

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.

Wusstest du schon?
Bei einem gesunden Menschen sind $95–100\,\%$ des Blutfarbstoffs (Hämoglobin) mit Sauerstoff gesättigt. Wird eine Sättigung von $70\,\%$ unterschritten, herrscht akute Lebensgefahr.
Der Sauerstoff in der Luft reicht in der Regel locker aus, um eine gesunde Sättigung zu erreichen. Nur etwa ein Fünftel des eingeatmeten Sauerstoffs wird tatsächlich über die Lungenbläschen aufgenommen. Der Rest wird unverbraucht wieder ausgeatmet.
Dennoch ist ein Anteil an Sauerstoff von rund $20\,\%$ in der Luft für uns wichtig, denn unsere Atmungsorgane sind in ihrer Funktion genau darauf eingestellt.

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.

Im 18. Jahrhundert gab es gleich drei berühmte Chemiker, die den Sauerstoff entdeckt haben:
Carl Wilhelm Scheele und Joseph Priestley haben elementaren Sauerstoff bereits in den Jahren 1771 und 1772 im Labor hergestellt.
Antoine Lavoisier gab dem Element im Jahr 1779 den Namen Sauerstoff, denn er glaubte, dass dieser in allen Säuren enthalten ist.

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.

Glimmspanprobe positiv

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:

Was passiert, wenn Quecksilberoxid $\left( \ce{HgO} \right)$ erhitzt wird?
Was passiert, wenn Kaliumchlorat $\left( \ce{KClO3} \right)$ erhitzt wird?

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.

Sauerstoffmasken im Flugzeug

  • 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.

Zusammenfassung des Sauerstoffs

  • Sauerstoff ist das Element mit der Ordnungszahl $8$ und unter Normalbedingungen ein farbloses, geruchloses Gas, das aus zweiatomigen Molekülen $\left( \ce{O2} \right)$ besteht.
  • Als Bestandteil der Luft mit einem Volumenanteil von rund $21\,\%$ ist Sauerstoff eines der wichtigsten Elemente überhaupt. Für Menschen, Tiere und Pilze, die Zellatmung betreiben, aber auch für Pflanzen ist Sauerstoff ein Grundbaustein des Lebens, der zur Bildung vieler Naturstoffe (z. B. Proteine, Kohlenhydrate und Fette) benötigt wird.
  • In gebundener Form ist Sauerstoff das am häufigsten vorkommende Element in der Erdkruste. In Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$, aber auch in Sand, Gestein und Mineralen kommt es vor – oft in Form von Metalloxiden.
  • Sauerstoff ist sehr reaktiv und ein starkes Oxidationsmittel. Viele Nichtmetalle und einige Metalle verbennen, wenn sie durch Sauerstoff oxidiert werden. Andere Metalle korrodieren langsam – das nennt man auch stille Verbrennung.
  • Sauerstoff ist das Element mit der zweithöchsten Elektronegativität. Ein Sauerstoffatom hat sechs Außenelektronen und ist in der Regel zweibindig. Es nimmt in Verbindungen meist die Oxidationsstufe $\text{-II}$ an.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Sauerstoff

Was ist Sauerstoff?
Wie viel Sauerstoff ist in der Luft?
Wie wird Sauerstoff hergestellt?
Wie viele Elektronen hat Sauerstoff?
Warum heißt Sauerstoff O2?
Warum ist reiner Sauerstoff giftig?
Für was braucht der Mensch Sauerstoff?
Welche Pflanzen produzieren am meisten Sauerstoff?
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Transkript Sauerstoff (Expertenwissen)

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um das chemische Element Sauerstoff. Der Film gehört zur Reihe "Elemente". Als Vorkenntnisse solltet ihr gut über Basen, Säuren und Salze Bescheid wissen. Im Video möchte ich dir einen Überblick über das chemische Element Sauerstoff und seine Bedeutung vermitteln. 

Der Film besteht aus 10 Abschnitten:

  1. Entdeckung

  2. Vorkommen

  3. Stellung im Periodensystem der Elemente

  4. Herstellung

  5. Eigenschaften

  6. Zwei Modifikationen

  7. Reaktionen

  8. Biologische Bedeutung

  9. Verwendung

  10. Zusammenfassung

  11. Entdeckung

Entdeckt wurde Sauerstoff erstmals 1771 durch Karl Wilhelm Scheele. 1774 wurde Sauerstoff wiederum entdeckt durch Priestley. 1779 erhielt das Element seinen eigentümlichen Namen "Sauerstoff". Denn Lavoisier, der ihm ihn gab, glaubte, dass alle Säuren ihn enthalten. 

  1. Vorkommen

Etwa die Hälfte der Erdhülle enthält das chemische Element Sauerstoff. Sauerstoff ist in gebundener Form enthalten: in Steinen, im Lehm, im Kies und im Sand. Gebirge bestehen zum großen Teil aus Sauerstoff. Die riesigen Wassermassen in der Erdhülle bestehen zum größten Teil aus Sauerstoff. Die Ozeane, die Seen, wie der riesige Obere See, die Gletscher und die Flüsse, wie der gewaltige Amazonas, sie alle bestehen aus Wasser und enthalten Sauerstoff. Und zwar zu fast 90%. Gefrorenes Wasser als Eis finden wir an den Polkappen, der Arktis und Antarktis. In ihnen sind große Mengen gebundenen Sauerstoffs enthalten. Die Atmosphäre enthält auch viel Sauerstoff, mehr als 20% bestehen daraus. 

  1. Stellung im Periodensystem der Elemente

Im Periodensystem der Elemente befindet sich der Sauerstoff hier. Er gehört zur 6. Hauptgruppe. Das sind die Chalkogene. Sauerstoff ist ein Nichtmetall. Seine Elementesymbol ist O. Elementar kommt der Sauerstoff nicht atomar als O, sondern als Molekül O2 vor. O ist abgeleitet von Oxygenium. Das kommt aus dem Griechischen und bedeutet, wie wir gehört haben, "sauer". Die wichtigste Oxidationszahl in Verbindungen ist -2. Es gibt auch noch die Oxidationszahlen -1, 0, +1 und +2. 

  1. Herstellung

Hierbei hat man zu unterscheiden zwischen industrieller Herstellung und Herstellung im Labor.

Industriell wird der Sauerstoff nach dem Linde-Verfahren gewonnen. Dabei wird die Luft verflüssigt. Anschließend wird die Flüssigkeit destilliert. Es wird fraktioniert, das heißt die Stoffe mit unterschiedlichem Siedepunkt werden aufgefangen. Man erhält Stickstoff, Sauerstoff und Argon. 

Im Labor kann Sauerstoff durch Erhitzen eines Salzes KClO3 hergestellt werden. Es entstehen Kaliumchlorid und Sauerstoff wird frei. Das Salz ist Kaliumchlorat. Eine andere Sauerstoffquelle ist Calciumchloridhypochlorit (Chlorkalk). Chlorkalk reagiert mit Wasserstoffperoxid zu Calciumchlorid, Wasser und Sauerstoff. Beim Erhitzen gibt Quecksilberoxid Sauerstoff ab, das Gleiche geschieht mit BaO2 (Bariumperoxid). Und schließlich liefert das Erhitzen von KMnO4 (Kaliumpermanganat) das gewünschte Ergebnis. 

  1. Eigenschaften

Sauerstoff ist ein Gas. Es ist farblos und geruchlos. Die Dichte des Sauerstoffs ist etwas größer als die Dichte der Luft. Daher muss man ihn in einem Reagenzglas mit der Öffnung nach oben halten, weil der Sauerstoff sonst nach unten entweicht. Sauerstoff schmilzt bei -218°C. Er siedet bei -183°C. Das chemische Element ist in Wasser schlecht löslich. Nur etwa 10-20mg lösen sich in 1l nicht zu warmen Wassers. 

  1. Zwei Modifikationen

Modifikationen bedeutet Erscheinungsformen. Wenn man zu molekularem Sauerstoff O2 Energie hinzufügt, so ergibt sich ein neuer Sauerstoff, O3, der aus 3 Atomen pro Molekül besteht. Das ist die 2. Modifikation. Man nennt sie Ozon. Beide Modifikationen sind Oxidationsmittel, wobei Ozon das stärkere ist. Im Gegensatz zum farblosen Sauerstoff wird Ozon bei höheren Konzentrationen himmelblau. Sauerstoff ist für das Feuer und die vielen Brände verantwortlich. Die Ozonschicht schützt uns vor ultravioletter Strahlung. Interessant sind die Strukturen beider Moleküle. Das Sauerstoffmolekül ist so aufgebaut, dass 2 Elektronen ungepaart sind. Man spricht von einem Triplett. Das Ozonmolekül ist kein Ring, sondern eine Kette. Die Struktur ist am besten durch 2 Ladungen, in der Mitte positiv und außen negativ, darzustellen. Die negative Ladung kann man entweder links oder rechts anordnen. Man spricht von Mesomerie. Diese stabilisiert das Molekül. 

  1. Reaktionen

Sauerstoff reagiert mit vielen chemischen Elementen. Man bezeichnet diese Reaktionen als Oxidation. Oxidationen sind möglich mit Wasserstoff, Lithium, Beryllium, Bor, Kohlenstoff, Stickstoff, mit Fluor unter bestimmten Bedingungen, Natrium, Magnesium, Aluminium, Silizium, Phosphor, Schwefel usw. Die Halogene Chlor, Brom und Iod reagieren mit Sauerstoff nicht, Silber und Gold nur schwer. Auch Xenon reagiert direkt nicht. Die Verbindungen von Sauerstoff mit einem Element bezeichnet man als Oxid. Bei Raumtemperatur reagiert Sauerstoff mit den meisten Elementen nicht, nur mit den Alkalimetallen Nitrium, Natrium, Kalium, Rubidium und Caesium. Die letzten drei verbrennen im wahrsten Sinne des Wortes an der Luft. Möchte man, dass andere Elemente reagieren, muss man entweder Erwärmen oder mit Licht bestrahlen. Auch organische Verbindungen reagieren. Sie verbrennen wie die Kohlenwasserstoffe, Alkohole, Ketone usw. 

  1. Biologische Bedeutung

Das chemische Element Sauerstoff ist gleichzusetzen mit dem Leben. Ohne Sauerstoff gibt es kein Leben. Die Verbraucher des Sauerstoffs sind die Menschen, die Tiere und, ich möchte betonen, auch die Fische. Produzenten des Sauerstoffs sind Pflanzen, die grüne Anteile enthalten, und vor allem Wasserpflanzen wie die Algen. Sauerstoff ist Bestandteil zweier wichtiger Naturstoffe. Zum einen der Proteine, der Eiweiße. Sauerstoff finden wir im Fisch und im Fleisch. Auch Kohlenhydrate enthalten gebunden den Sauerstoff als Zucker, Mehl und Stärke. 

  1. Verwendung

In der Medizin verwendet man Sauerstoff für die Frühchenbeatmung. Er hilft bei Cluster-Kopfschmerzen. Unabkömmlich ist er in der Notfallmedizin. Man braucht Sauerstoff in der Raumfahrt. In der Technik verwendet man Sauerstoff für die Kupferraffination und die Herstellung von Eisen und Stahl. Die dritte Anwendung ist beim Schweißen und Hartlöten. In der Lebensmittelindustrie ist Sauerstoff als Zusatzstoff zugelassen. Benutzt wird er als Treibgas, Packgas und zur Sahneherstellung. Es gab und gibt die Mode, dass Sauerstoff im Wellness- und Lebensmittelbereich Getränken zugeführt wird. Der Effekt ist null, denn wir atmen den Sauerstoff. Wir konsumieren ihn nicht mit dem Magen. 

  1. Zusammenfassung

Das chemische Element Sauerstoff ist das Element des Lebens schlechthin. Ohne Sauerstoff ist das irdische Leben unmöglich. Ich hoffe, es hat euch ein bisschen Spaß bereitet. Ich wünsch euch alles Gute. Auf Wiedersehen.  

19 Kommentare
19 Kommentare
  1. Hallo @Kwilck, könntest du mir bitte verraten, wie das Buch heißt welches du parallel benutzt? Suche dringend nach einem aber finde nicht wirklich eines, welches bei Null anfängt. Vielen Dank schonmal.

    Von Leea Steppan, vor mehr als 4 Jahren
  2. Gut waere ein Chemiekurs, der bei Null beginnt und kohaerent in der Abfolge der Videos ist. Das ist eine Sache. Trotzdem sehe ich die Videos hier sehr gern, weil ich an vielen Stellen Informationen bekomme, ohne viel lesen zu muessen. Es macht mir Spass, diese Informationen zu sammeln und spaeter einsetzen zu koennen. Da die Kohaerenz hier fehlt, habe ich mir ein Buch gekauft, in dem der Stoff programmiert in Lernschritten Schritt fuer Schritt aufbereitet wird. Beides ergaenzt sich sehr gut.

    Von Kwilck, vor mehr als 5 Jahren
  3. Hallo Flush,
    es stimmt, dass es auch Leben ohne Sauerstoff gibt. Die Aussage sollte deutlich machen, dass der Sauerstoff für sehr viele Lebensformen lebensnotwendig ist.

    Von Karsten S., vor mehr als 5 Jahren
  4. "Ohne Sauerstoff kein Leben" ist eine Falschaussage.
    Das Leben entstand noch vor der Entstehung von Sauerstoff. Sauerstoff gelang vermutlich erst duch Blaualgen (Cyanobakterien) in die Atmosphäre. Auch heute leben anaerobe Bakterien ohne Sauerstoff (Zum Beispiel die meisten Darmbakterien).

    Von Flush2006, vor mehr als 5 Jahren
  5. tolles Video ☺

    Von Ginaweinz, vor mehr als 6 Jahren
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Sauerstoff (Expertenwissen) Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Sauerstoff (Expertenwissen) kannst du es wiederholen und üben.
  • Bestimme verschiedene Reaktionen für die Synthese von Sauerstoff.

    Tipps

    Die Stöchiometrie zwischen den Edukten und Produkten muss ausgeglichen sein. Das heißt, dass jedes Element auf Seiten der Edukte und Produkte in selber Anzahl vorliegen muss.

    Beispiel:

    • $\ce{Cl}$ im Edukt bedeutet, dass ein Chloratom im Produkt enthalten sein muss.
    • $\ce{Cl2}$ im Edukt bedeutet, dass zwei Chloratome im Produkt enthalten sind.
    • $\ce{2 Cl2}$ auf Seiten der Edukte bedeutet, dass vier Chlor im Produkt enthalten sind.

    Lösung

    Sauerstoff stellt man im Labor her aus:

    • Kaliumchlorat $\left( \ce{KClO3} \right)$:
    $\ce{2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2}$
    • Calciumhypochlorit $\left( \ce{CaCl(ClO)} \right)$:
    $\ce{CaCl(ClO) + H2O2 -> CaCl2 + H2O + O2}$
    • Quecksilber(II)-oxid $\left( \ce{HgO} \right)$:
    $\ce{2 HgO -> 2 Hg + O2}$
    • Bariumperoxid $\left( \ce{BaO2} \right)$:
    $\ce{2 BaO2 -> 2 BaO + O2}$
    • Kaliumpermanganat $\left( \ce{KMnO4} \right)$:
    $\ce{2 KMnO4 -> MnO2 + K2MnO4 + O2}$

  • Nenne wesentliche Aspekte zum Sauerstoff.

    Tipps

    Eine Kugel Blei hat eine höhere Dichte als eine gleichgroße Kugel Aluminium. Welche der Kugeln ist leichter?

    Sauerstoff ist ein Atemgas. Wo muss Sauerstoff vorliegen, damit du es einatmen kannst?

    Lösung

    Die Entdeckung des Sauerstoffes erstreckte sich über mehrere Jahre, doch erst 1779 erhielt das Element seinen heute bekannten Namen „Sauerstoff“. Lavoisier nahm damals an, dass Sauerstoff in jeder Säure enthalten sei.

    Sauerstoff mit dem Elementsymbol $\ce{O}$ findet man im Gestein, im Wasser und auch in der Atmosphäre. Im Periodensystem steht es in der 6. Hauptgruppe. Da Sauerstoff eine höhere Dichte als Luft hat, ist es folglich auch schwerer als Luft.

  • Ordne den Stoffen die passende Oxidationsstufe des Sauerstoffes zu.

    Tipps

    Bei der Bestimmung der Oxidationszahlen werden die Bindungselektronen je nach Elektronegativität einem Element der Bindung zugeordnet.

    Dem Element mit der höheren Elektronegativität werden die Elektronen zugeordnet.

    Sauerstoff hat eine hohe Elektronegativität.

    Das elektronegativste Element ist Fluor.

    Lösung

    Sauerstoff steht in der <nobr>6. Hauptgruppe.</nobr> Um eine volle und damit stabile Schale zu erhalten, kann er entweder $6$ Elektronen abgeben oder $2$ Elektronen aufnehmen. Da seine Elektronegativität sehr hoch ist, nimmt er in der Regel die Bindungselektronen auf. Die häufigtse Oxidationsstufe ist daher $\text{-II}$, wie in Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ oder in Kohlenstoffdioxid $\left( \ce{CO2} \right)$.

    Aber auch in der Oxidationsstufe $\text{-I}$ liegt Sauerstoff in einigen Verbindungen vor, zum Beispiel in Wasserstoffperoxid $\left( \ce{H2O2} \right)$.

    Als Elementmolekül $\ce{O2}$ besitzt Sauerstoff die Oxidationszahl $0$. Beide Sauerstoffatome in der Verbindung besitzen dieselbe Elektronegativität, weshalb sie sich die Elektronen der Bindung gleichermaßen teilen.

    Eine positive Oxidationszahl besitzt Sauerstoff in Verbindungen mit Fluor, zum Beispiel in $\ce{F2O2}$. Fluor besitzt eine höhere Elektronegativität als Sauerstoff, weshalb die Elektronen der Bindung dem Fluor zugeordnet werden. Sauerstoff besitzt in dieser Verbindung die Oxidationszahl $\text{+I}$.

  • Gib an, ob es sich um eine organische oder eine anorganische Sauerstoffverbindung handelt.

    Tipps

    Organische Substanzen sind Kohlenwasserstoffverbindungen.

    Ölsäure ist eine ungesättigte Fettsäure.

    Sauerstoffverbindungen sind alle Verbindungen die Sauerstoff als Element enthalten.

    Lösung

    Sauerstoff lässt sich vielfältig in Verbindungen der belebten und unbelebten Natur finden.

    Organische Verbindungen (also im Grunde die Verbindungen der belebten Natur) bestehen aus einem Kohlenwasserstoffgerüst. Die Bestandteile der Nahrung enthalten häufig Sauerstoff, so wie die Zucker Glucose und Saccharose oder die Ölsäure.

    Aber auch anorganische Verbindungen (die Verbindungen in der unbelebten Natur) enthalten häufig Sauerstoff. Ozon kennst du ja bereits, aber auch die Schwefelsäure und die Natronlauge enthalten Sauerstoff.

    Kochsalz und Salzsäure besitzen hingegen keine Sauerstoffverbindungen. Lavoisier nahm ursprünglich an, dass alle Säuren Sauerstoff enthalten. Die Salzsäure ist jedoch ein Beispiel dafür, dass Sauerstoff nicht in Säuren enthalten sein muss.

  • Entscheide, ob die Aussagen zum Sauerstoff korrekt sind.

    Tipps

    Lavoisier irrte sich in seiner Annahme über den Sauerstoff.

    Lösung

    Lavoisier nahm 1779 an, dass Sauerstoff in jeder Säure enthalten sei. Durch diese Annahme gab er dem Element den Namen „Sauerstoff". Heute wissen wir, dass Sauerstoff nicht in Säuren enthalten sein muss. Den Namen behielt das Element dennoch.

    Sauerstoff findet man in der Atmosphäre, im Gestein und auch im Wasser. Natürlich kommt Sauerstoff in dem Temperaturbereich, der auf der Erde herrscht, nur gasförmig vor. Allerdings hat auch Sauerstoff, genau wie jedes andere Element, alle drei Aggregatzustände.

    Möchte man reinen Sauerstoff gewinnen, so kann dies industriell durch das Linde-Verfahren ermöglicht werden. Man erhält flüssiges $\ce{O2}$. Eine weitere Modifikation des Sauerstoffes in der Natur ist das Ozon. Ozon besteht aus drei Sauerstoffatomen.

    Sauerstoff ist, anders als beispielsweise Methan, schwerer als Luft.

  • Formuliere die Oxidationsreaktionen von folgenden Elementen.

    Tipps

    Die Namen der Reaktionsprodukte geben dir Auskunft über die Anzahl der enthaltenen Atome.

    Die Anzahl der Atome auf der linken Seite muss gleich der Anzahl der Atome auf der rechten Seite des Reaktionspfeils sein.

    Lösung

    Reaktionen zwischen Elementen und Sauerstoff werden Oxidation genannt. Reagieren Metalle mit Sauerstoff, entstehen Metalloxide, reagieren Nichtmetalle mit Sauerstoff, entstehen Nichtmetalloxide.

    Die Namen der Reaktionsprodukte geben dir oft schon Auskunft über die Anzahl der enthaltenen Atome. In Siliciumdioxid sind <nobr>z. B.</nobr> zwei Sauerstoffatome enthalten und in Stickstoffmonoxid nur eins.

    Wichtig ist außerdem, dass die gleiche Anzahl an Atomen, die reagieren, auf der Produktseite auch wieder erscheinen müssen. Grundsätzlich geht nichts verloren und es kommt auch nichts dazu.

    Wenn also ein Molekül Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ mit einem Molekül Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ reagiert, dann müssen auch insgesamt wieder zwei Atome Stickstoff und zwei Atome Sauerstoff auf der Produktseite erscheinen, also $\ce{2 NO}$.