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Dieses Kapitel behandelt Vorkommen, physikalische und chemische Eigenschaften von Sauerstoff einschließlich seiner Isotope, Herstellung und technischen Anwendungen sowie die Besonderheiten des Wassermoleküls mit polaren Bindungen, Wasserstoffbrücken, Dichteanomalie und weiteren physikalischen Eigenschaften.
Sauerstoff ist mit 48,9 % das häufigste Element der Erdkruste und nach Eisen das zweithäufigste Element der Erde. In der Luft beträgt sein Volumenanteil etwa 21 %. Gebunden in Wasser macht er über 60 % des menschlichen Körpers aus.
Sauerstoffgas (O2) ist farb- und geruchlos. In flüssiger Form (unter -183 °C) ist es farblos, als Feststoff (unter -219 °C) bildet es blaue Kristalle. Seine Dichte beträgt 1,429 g/l bei 0 °C, und er ist nur wenig löslich in Wasser. Ozon (O3) ist eine metastabile, energiereiche und reaktivere Form, die blassblau und giftig ist und durch elektrische Entladung oder UV-Strahlung entsteht. Ozon ist ein Mesomer mit zwei Grenzstrukturen.
Sauerstoff (O) ist ein hochreaktives Nichtmetall mit einer sehr hohen Elektronegativität von 3,44. In der Natur kommt er meist als zweiatomiges Molekül (O2) vor. Wenn Sauerstoff mit Wasserstoff reagiert, entsteht Wasser (H2O), das aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz eine polare Atombindung aufweist.
In der Natur kommen drei Sauerstoffisotope vor: 16O (99,76 %), 17O (0,037 %) und 18O (0,20 %). Das Verhältnis von 18O zu 16O in Eisbohrkernen gibt Aufschluss über vergangene Klimabedingungen und Eiszeiten.
Sauerstoff ist der Prototyp eines Oxidationsmittels. Wegen der hohen Bindungsenergie der O-O-Bindung finden Reaktionen meist bei hohen Temperaturen statt und sind stark exotherm (z.B. Verbrennungen). In Wasser gelöster Sauerstoff reagiert schneller, was bei Atmung und Korrosion eine Rolle spielt. Sauerstoff reagiert mit fast allen Metallen (unter Bildung von Metalloxiden, z.B. 2 Mg + O2 → 2 MgO) und vielen Nichtmetallen. Die Oxidationszahl hängt von der Sauerstoffkonzentration ab: Bei wenig Sauerstoff entsteht z.B. giftiges Kohlenmonoxid (CO), bei ausreichend Sauerstoff Kohlendioxid (CO2), das schwerer als Luft ist und sich am Boden sammelt. Die Reaktion von Stickstoff mit Sauerstoff ist endotherm und führt über NO zu NO2.
Industriell wird Sauerstoff durch fraktionierte Destillation verflüssigter Luft (Linde-Verfahren) gewonnen. Reinstsauerstoff kann durch Elektrolyse von Wasser erhalten werden. Im Labor lässt sich Sauerstoff durch thermische Zersetzung von Oxiden, Peroxiden oder Nitraten darstellen, z.B. 2 Ag2O → 4 Ag + O2. Die natürliche Sauerstoffproduktion erfolgt durch Photosynthese: 6 H2O + 6 CO2 → C6H12O6 + 6 O2.
Wegen seiner oxidierenden Eigenschaften wird Sauerstoff in der Stahlerzeugung (LD-Verfahren), als Raketentreibstoff (mit Wasserstoff), in der Schweißtechnik (mit Acetylen), zur Abwasserbehandlung (Belebungsbecken) und als Atemgas in Medizin und Taucherflaschen verwendet.
Wasser macht über 60 % des menschlichen Körpers aus und kann in drei Aggregatzuständen vorkommen: als Eis, flüssiges Wasser und Dampf. Das Wassermolekül ist nicht linear, sondern gewinkelt aufgebaut (Winkel ca. 104,5°). Da der Sauerstoff die Elektronen stärker anzieht, ist er partial negativ geladen (δ⁻), während die Wasserstoffatome partial positiv geladen sind (δ⁺). Diese ungleiche Ladungsverteilung macht Wasser zu einem Dipol – man kann es sich wie einen winzigen Stabmagneten vorstellen.
Zwischen den Dipol-Molekülen wirken Anziehungskräfte, die Wasserstoffbrückenbindungen. Hierbei tritt ein Wasserstoffatom, das an ein stark elektronegatives Atom (wie O, N oder F) gebunden ist, in Wechselwirkung mit dem freien Elektronenpaar eines anderen elektronegativen Atoms. Diese Brücken sind die stärksten der zwischenmolekularen Kräfte und bestimmen maßgeblich die physikalischen Eigenschaften von Wasser.
Ein zentrales Phänomen ist die Anomalie des Wassers. Während sich fast alle Stoffe beim Abkühlen zusammenziehen und ihre Dichte erhöhen, erreicht Wasser seine maximale Dichte bei 4 °C. Kühlt es weiter ab, ordnen sich die Moleküle aufgrund der Wasserstoffbrücken in einem weitmaschigen, hexagonalen Kristallgitter an. Dadurch dehnt sich Wasser beim Gefrieren aus.
Diese Dichteanomalie ist lebenswichtig: Da Eis eine geringere Dichte als flüssiges Wasser hat, schwimmt es oben. In tiefen Gewässern sammelt sich am Boden das schwerere, 4 °C warme Wasser, was das Überleben von Wasserorganismen im Winter ermöglicht, da Seen nicht vom Grund her durchfrieren.
Zusätzlich führen die Wasserstoffbrücken zu einem ungewöhnlich hohen Siedepunkt von 100 °C und einer hohen Oberflächenspannung (73 mN/m bei Raumtemperatur). Ohne diese starken Anziehungskräfte wäre Wasser bei Raumtemperatur gasförmig, ähnlich wie der chemisch verwandte Schwefelwasserstoff (H2S), dem die Fähigkeit zur Ausbildung starker Wasserstoffbrücken fehlt. Der kritische Punkt von Wasser liegt bei 373 °C. Ein weiteres Phänomen ist der Mpemba-Effekt, bei dem heißes Wasser unter bestimmten Umständen schneller gefrieren kann als kaltes.
