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Chemie · Elemente und deren Verbindungen
Sauerstoff als Oxidationsmittel mit Oxiden, Ozon und Herstellung, dann das Wassermolekül als Dipol, Wasserstoffbrücken, ihre Folgen und Wasser als Lösungsmittel.
Sauerstoff nimmt als Oxidationsmittel Elektronen auf und bildet Oxide. Im Wasser macht seine hohe Elektronegativität die O–H-Bindung polar, und die entstehenden Wasserstoffbrücken erklären fast alle Besonderheiten des Wassers.
Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl −II. Diese vier Fälle musst du kennen:
| Beispiel |
|---|
| Wann |
|---|
| 0 | O₂, O₃ | Element |
| −II | H₂O, MgO, CO₂ | Oxide, der Normalfall |
| −I | H₂O₂, Na₂O₂ | Peroxide |
| +II | OF₂ | nur mit Fluor |
Das Oxid-Ion O²⁻ gibt es nur in Verbindungen, etwa im Ionengitter von MgO. → Ausführlich in: Oxidationszahlen
O₂ nimmt Elektronen auf und oxidiert dabei andere Stoffe. Die O=O-Bindung ist stark, darum brauchen die meisten Reaktionen Zündtemperatur und laufen dann stark exotherm.
Fast alle Metalle ergeben Metalloxide (2 Mg + O₂ → 2 MgO), Nichtmetalle ergeben Nichtmetalloxide (C + O₂ → CO₂, bei Sauerstoffmangel CO). Metalloxide bilden mit Wasser meist Basen, Nichtmetalloxide meist Säuren. N₂ + O₂ → 2 NO ist dagegen endotherm.
Mit einer Elektronegativität von 3,44 ist O ein Nichtmetall, nur Fluor zieht Elektronen stärker an. O₂ ist farb- und geruchlos und löst sich nur wenig in Wasser. Flüssiger Sauerstoff (unter −183 °C) ist blassblau.
Sauerstoff hat zwei Modifikationen (Allotrope): O₂ und Ozon (O₃). Ozon ist blassblau, giftig, energiereich und nur metastabil. Es entsteht aus O₂ durch elektrische Entladung oder UV-Strahlung. Seine Struktur schreibst du als zwei mesomere Grenzformeln.
Das häufigste Isotop ist ¹⁶O (99,76 %). Das Verhältnis ¹⁸O : ¹⁶O in Eisbohrkernen verrät das Klima der Vergangenheit.
| Thema | Fakt |
|---|---|
| Erdkruste | häufigstes Element, rund 49 Massenprozent (ganze Erde: Eisen vorn) |
| Luft | 21 Volumenprozent |
| Industrie | Linde-Verfahren: Luft verflüssigen, fraktionierend destillieren |
| Reinstsauerstoff | Elektrolyse von Wasser: O₂ an der Anode, H₂ an der Kathode |
| Labor | 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂ (mit Braunstein) |
| Natur | Photosynthese: 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ |
Gelöster O₂ treibt Zellatmung und Korrosion an; technisch braucht man reinen Sauerstoff vor allem in der Stahlerzeugung und als Atemgas.
Das Wassermolekül ist nicht linear, sondern gewinkelt (104,5°). Sauerstoff zieht die Bindungselektronen stärker an (Elektronegativität 3,44 gegen 2,20): O trägt δ⁻, die beiden H tragen δ⁺.
Beschriftbare Abbildung
Deine AufgabeOrdne O, H und die Partialladungen zu. Erkläre mithilfe der stärkeren Elektronenanziehung durch Sauerstoff und des Bindungswinkels, warum Wasser ein Dipol ist und trotzdem insgesamt neutral bleibt.
Tippe auf eine Beschriftung in der Abbildung, um ihre Erklärung zu lesen.
Weil das Molekül gewinkelt ist, heben sich die Teilladungen nicht auf. Wasser ist ein Dipol, nach außen aber elektrisch neutral. Das lineare CO₂ ist dagegen unpolar, obwohl seine C=O-Bindungen polar sind.
Eine Wasserstoffbrücke ist die Anziehung zwischen einem positiv polarisierten Wasserstoffatom (Donor) und einem freien Elektronenpaar eines Nachbarmoleküls (Akzeptor). Sie entsteht nur, wenn H an F, O oder N gebunden ist (FON-Regel) und der Akzeptor ebenfalls F, O oder N ist.
→ Alle zwischenmolekularen Kräfte im Überblick: Atombindung
Ein Wassermolekül bildet bis zu vier Brücken: zweimal als Donor über seine zwei H-Atome, zweimal als Akzeptor über die zwei freien Elektronenpaare des Sauerstoffs. So entsteht ein Netzwerk, das in flüssigem Wasser ständig umgebaut wird und im Eis fest ist.
Auch Proteine und die Basenpaare der DNA halten durch Wasserstoffbrücken zusammen: Proteine, DNA Aufbau.
Zum Schmelzen und Verdampfen müssen Brücken gelöst werden. Darum sind die Werte für ein so kleines Molekül ungewöhnlich hoch:
| Eigenschaft | Wert | Vergleich |
|---|---|---|
| Siedepunkt | 100 °C | H₂S: −60 °C |
| Oberflächenspannung | 73 mN/m | Tropfen, Wasserläufer |
| Schmelzwärme | 334 kJ/kg | bei 0 °C |
| Verdampfungswärme | 2256 kJ/kg | fast 7-mal die Schmelzwärme |
Beim Schmelzen (0 °C) und Sieden (100 °C) steigt die Temperatur nicht, obwohl du weiter heizt: Die Energie löst Wasserstoffbrücken und macht die Teilchen nicht schneller. H₂S ist schwerer als H₂O und siedet trotzdem bei −60 °C, denn Schwefel ist weniger elektronegativ und bildet keine starken Brücken.
Wasser löst, was selbst polar oder ionisch ist (hydrophil): Ähnliches löst sich in Ähnlichem. Zucker und Alkohole lösen sich über Wasserstoffbrücken. Unpolare Stoffe wie Fett und Öl (lipophil) lösen sich nicht, und auch O₂ löst sich nur wenig.
Bei Salzen lagern sich die Dipole mit dem passenden Pol an die Ionen und umgeben sie als Hydrathülle, so zerfällt das Ionengitter. → Ausführlich in: Ionenbindung
Wasser ist bei 4 °C am dichtesten. Beim Gefrieren entsteht ein weitmaschiges hexagonales Gitter: Eis (917 kg/m³) ist weniger dicht als Wasser (rund 1000 kg/m³) und schwimmt, Seen frieren nicht vom Grund her zu. → Ausführlich in: Anomalie des Wassers
Interaktives Phasenmodell
Deine AufgabeFahre unter 0 °C und über 100 °C. Vergleiche an der Dichteanzeige Eis, Wasser und Dampf und erkläre, warum Eis schwimmt.
