Sauerstoff: Gewinnung, Isotope und Oxidationsstufen
Wie man Sauerstoff gewinnt, welche Isotope er hat, welche Oxidationszahlen er annimmt und wie man Oxide nach Bindung und Säure-Base-Verhalten ordnet.
Das Wichtigste in Kürze
- Sauerstoff ist das erste Element der Chalkogene (Gruppe 16), hat sechs Valenzelektronen und ist in Verbindungen meist zweiwertig.
- Technisch gewinnt man ihn im Linde-Verfahren durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft, im Labor durch Elektrolyse von Wasser oder durch Zersetzung von \(\ce{H2O2}\) an \(\ce{MnO2}\) als Katalysator.
- \(\ce{O2}\) siedet bei −183 °C und damit höher als \(\ce{N2}\). Die natürlichen Isotope \(\ce{^{16}O}\), \(\ce{^{17}O}\) und \(\ce{^{18}O}\) sind alle stabil.
- \(\ce{^{15}O}\) zerfällt durch β⁺-Emission zu \(\ce{^{15}N}\): Massenzahl gleich, Ordnungszahl minus eins.
- Sauerstoff hat meist −2, in Peroxiden −1, im Element 0, in \(\ce{O2F2}\) +1 und in \(\ce{OF2}\) +2. In Peroxoverbindungen zählt man die \(\ce{O-O}\)-Gruppe mit −1.
- Ionische Metalloxide reagieren mit Wasser basisch, kovalente Nichtmetalloxide sauer.
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Steckbrief Sauerstoff
Sauerstoff ist das erste Element der Chalkogene und das häufigste Element der Erdkruste. In der Pharmazie begegnet er dir als medizinisches Gas, in Wasser und Wasserstoffperoxid und in fast jeder Rechnung mit Oxidationszahlen.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | Gruppe 16 (Chalkogene), 2. Periode, \(Z = 8\) |
| Elektronenkonfiguration | \(\mathrm{[He]\,2s^2\,2p^4}\), sechs Valenzelektronen |
| Wichtige Oxidationsstufen | meist −2, in Peroxiden −1, im Element 0, in \(\ce{O2F2}\) +1, in \(\ce{OF2}\) +2 |
| Vorkommen und Gewinnung | knapp 21 Vol-% der Luft, gebunden in Wasser und Gestein, technisch über das Linde-Verfahren |
| Eigenschaften des Elements | farbloses Gas aus \(\ce{O2}\)-Molekülen, Sdp. −183 °C, paramagnetisch, zweite Modifikation Ozon |
| Wichtige Verbindungen | Wasser, Wasserstoffperoxid, Metall- und Nichtmetalloxide |
Gruppe 16 im Überblick
Zur Gruppe 16, den Chalkogenen, gehören Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium. Alle haben sechs Valenzelektronen. Bis zum Oktett fehlen zwei. Deshalb ist Sauerstoff in seinen Verbindungen meist zweiwertig, wie im \(\ce{H2O}\).
Von oben nach unten nimmt der metallische Charakter zu:
| Element | Charakter |
|---|---|
| Sauerstoff, Schwefel | Nichtmetalle |
| Selen, Tellur | Halbmetalle |
| Polonium | radioaktives Metall |
Sauerstoff ist nach Fluor das elektronegativste Element. Diese Eigenschaft bestimmt seine Oxidationszahlen und den Bau seiner Oxide.
Vorkommen und Gewinnung
Luft besteht zu rund 78 % aus Stickstoff und nur zu knapp 21 % aus Sauerstoff. Technisch gewinnt man Sauerstoff aus Luft im Linde-Verfahren. Man verdichtet die Luft, kühlt sie und lässt sie entspannen, bis sie flüssig wird. Eine fraktionierte Destillation trennt dann nach Siedepunkten. Stickstoff verdampft zuerst, Sauerstoff reichert sich in der Flüssigkeit an. So erhält man reinen Sauerstoff und reinen Stickstoff nebeneinander.
Kleine Mengen liefert die Elektrolyse von Wasser. Sauerstoff entsteht an der Anode, Wasserstoff an der Kathode:
\[\ce{2 H2O -> 2 H2 + O2}\]
Im Labor bequemer ist die katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid an Braunstein:
\[\ce{2 H2O2 ->[MnO2] 2 H2O + O2 ^}\]
Der Sauerstoff stammt dabei aus dem Peroxid. \(\ce{MnO2}\) beschleunigt nur den Zerfall und wird nicht verbraucht. Braunstein in reinem Wasser setzt deshalb keinen Sauerstoff frei. Mehr zum Zerfall steht unter Zerfall und Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid.
Physikalische Eigenschaften und Isotope
Sauerstoff siedet bei −183 °C, Stickstoff schon bei −196 °C. Das \(\ce{O2}\)-Molekül ist schwerer und leichter polarisierbar, die Van-der-Waals-Kräfte sind also stärker. Genau diesen Unterschied nutzt das Linde-Verfahren. Fester Sauerstoff ist ein Molekülkristall aus \(\ce{O2}\)-Einheiten und bildet kein Schichtgitter.
Natürlicher Sauerstoff ist ein Gemisch dreier stabiler Isotope: \(\ce{^{16}O}\) mit rund 99,8 %, dazu wenig \(\ce{^{18}O}\) und \(\ce{^{17}O}\). Auch das schwere \(\ce{^{18}O}\) ist nicht radioaktiv. Man setzt es als stabilen Marker ein und stellt daraus das PET-Nuklid \(\ce{^{18}F}\) her.
Künstlich erzeugt wird \(\ce{^{15}O}\), ein Positronenstrahler mit rund 2 Minuten Halbwertszeit. Beim β⁺-Zerfall wandelt sich im Kern ein Proton in ein Neutron um. Ein Positron und ein Neutrino verlassen den Kern:
\[\ce{^{15}_{8}O -> ^{15}_{7}N + e+ + \nu_e}\]
Die Massenzahl bleibt gleich, die Ordnungszahl sinkt um eins. Das Tochternuklid steht also ein Feld weiter links im Periodensystem. So bestimmst du es:
- Ordnungszahl ablesen: \(\ce{^{11}C}\) hat \(Z = 6\).
- Eins abziehen: \(Z = 5\) gehört zu Bor.
- Massenzahl übernehmen: Es entsteht \(\ce{^{11}B}\).
Nach demselben Schema zerfallen \(\ce{^{13}N}\) zu \(\ce{^{13}C}\) und \(\ce{^{18}F}\) zu \(\ce{^{18}O}\).
Oxidationsstufen und Oxide
Bei der Oxidationszahl bekommt der elektronegativere Partner die Bindungselektronen ganz zugeschlagen. Sauerstoff gewinnt fast immer und hat −2, etwa in Oxiden und in Wasser mit je +1 am Wasserstoff. Er hat aber nicht stets −2:
| Verbindungstyp | Beispiel | Oxidationszahl O |
|---|---|---|
| Oxide, Wasser | \(\ce{CaO}\), \(\ce{H2O}\) | −2 |
| Peroxide | \(\ce{H2O2}\), \(\ce{Na2O2}\) | −1 |
| Element | \(\ce{O2}\), \(\ce{O3}\) | 0 |
| Disauerstoffdifluorid | \(\ce{O2F2}\) | +1 |
| Sauerstoffdifluorid | \(\ce{OF2}\) | +2 |
Ein Peroxid enthält eine \(\ce{O-O}\)-Einfachbindung, die Peroxogruppe, in Salzen als Ion \(\ce{O2^2-}\). Die Bindung zwischen gleichen Atomen wird gleichmäßig geteilt, jedes O-Atom trägt daher −1.
In \(\ce{H2O2}\) folgt das aus der Neutralität: Zwei H mit +1 verlangen für beide O zusammen −2, also je −1 und nicht +1. Beim Zerfall von \(\ce{H2O2}\) disproportioniert dieser Sauerstoff zu Wasser mit −2 und \(\ce{O2}\) mit 0.
Die Oxidationszahlen des Sauerstoffs werden im Examen gerne gefragt. Sicher zuordnen musst du −2 in Oxiden, −1 in Peroxiden, 0 im Element, +1 in \(\ce{O2F2}\) und +2 in \(\ce{OF2}\). Positive Werte gibt es nur mit Fluor, weil nur Fluor elektronegativer ist.
In Peroxoverbindungen erkennst du zuerst die \(\ce{O-O}\)-Gruppe. Wer alle O-Atome mit −2 rechnet, erhält für Schwefel in \(\ce{H2SO5}\) den unmöglichen Wert +8.
- Peroxogruppe zählen: \(\ce{H2SO5}\) hat zwei O mit −1 und drei O mit −2.
- Bilanz aufstellen: \(2\cdot(+1) + x + 2\cdot(-1) + 3\cdot(-2) = 0\)
- Auflösen: \(x = +6\), wie in der Schwefelsäure.
Für Peroxodisulfat gilt entsprechend \(2x + 2\cdot(-1) + 6\cdot(-2) = -2\), also ebenfalls \(x = +6\).
Sauerstoff bildet ionische und kovalente Oxide. Metalle geben Elektronen ab, im Gitter sitzt das Oxid-Ion \(\ce{O^2-}\), etwa in \(\ce{CaO}\) oder im Zinkoxid \(\ce{ZnO}\) der Zinkpaste. Nichtmetalle bilden Moleküle wie \(\ce{CO2}\) oder \(\ce{SO3}\). Daraus folgt das Verhalten gegenüber Wasser:
Meist ionische Metalloxide. Das Oxid-Ion nimmt ein Proton auf, es entsteht Hydroxid: \(\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}\). Die Lösung reagiert alkalisch.
Meist kovalente Nichtmetalloxide. Mit Wasser entsteht eine Oxosäure: \(\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}\). Die Lösung reagiert sauer, das Oxid ist ein Säureanhydrid.
Dazwischen stehen amphotere Oxide wie \(\ce{Al2O3}\), die mit Säuren und Basen reagieren. In der 3. Periode verläuft der Übergang vom basischen \(\ce{Na2O}\) zum stark sauren \(\ce{Cl2O7}\).
Quiz
Aussage 1
Beim β⁺-Zerfall von \(\ce{^{15}O}\) entsteht ein Stickstoffnuklid mit der Massenzahl 15.
Die Ordnungszahl sinkt von 8 auf 7, die Massenzahl bleibt 15. Es entsteht \(\ce{^{15}N}\).
Aussage 2
In der Peroxomonoschwefelsäure \(\ce{H2SO5}\) hat Schwefel die Oxidationszahl +8.
Die beiden Peroxo-Sauerstoffatome tragen je −1, die übrigen drei je −2. Damit ergibt sich für Schwefel +6.
Aussage 3
Das Isotop \(\ce{^{18}O}\) ist ein radioaktiver Positronenstrahler.
Alle drei natürlichen Sauerstoffisotope sind stabil. Positronenstrahler ist das künstliche \(\ce{^{15}O}\).
Aussage 4
In \(\ce{OF2}\) hat Sauerstoff die Oxidationszahl +2.
Fluor ist elektronegativer und erhält je −1. Für die Neutralität bleibt für Sauerstoff +2.
Aussage 5
Bei der Destillation flüssiger Luft reichert sich Sauerstoff in der Flüssigkeit an, weil er höher siedet als Stickstoff.
\(\ce{O2}\) siedet bei −183 °C, \(\ce{N2}\) bei −196 °C. Stickstoff verdampft daher zuerst.
Aussage 6
Gibt man Braunstein in reines Wasser, entsteht Sauerstoff, weil \(\ce{MnO2}\) das Wasser zersetzt.
\(\ce{MnO2}\) katalysiert nur den Zerfall von Wasserstoffperoxid. Der Sauerstoff stammt aus dem \(\ce{H2O2}\), reines Wasser liefert keinen.
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