Sauerstoff

Sauerstoff ist das chemische Element mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. Es ist ein Mitglied der Chalkogen-Gruppe des Periodensystems, ein hochreaktives Nichtmetall und ein Oxidationsmittel, das mit den meisten Elementen sowie mit anderen Verbindungen leicht Oxide bildet. Gemessen an der Masse ist Sauerstoff nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste Element im Universum. Bei Standardtemperatur und -druck verbinden sich zwei Atome des Elements zu Dioxyd, einem farb- und geruchlosen zweiatomigen Gas mit der Formel O2. Diatomares Sauerstoffgas macht 20,8% der Erdatmosphäre aus. Als Verbindungen einschließlich der Oxide macht das Element fast die Hälfte der Erdkruste aus.

Sauerstoff liefert die Energie, die bei der Verbrennung und der aeroben Zellatmung freigesetzt wird, und viele wichtige Klassen organischer Moleküle in lebenden Organismen enthalten Sauerstoffatome, wie Proteine, Nukleinsäuren, Kohlenhydrate und Fette, ebenso wie die wichtigsten anorganischen Bestandteile von Tierhüllen, Zähnen und Knochen. Der größte Teil der Masse lebender Organismen besteht aus Sauerstoff als Bestandteil von Wasser, dem Hauptbestandteil von Lebensformen. Sauerstoff wird in der Erdatmosphäre durch die Photosynthese, die die Energie des Sonnenlichts nutzt, um aus Wasser und Kohlendioxid Sauerstoff zu erzeugen, kontinuierlich nachgespeist. Sauerstoff ist zu chemisch reaktiv, um ein freies Element in der Luft zu bleiben, ohne dass er durch die Photosynthese lebender Organismen ständig nachgeliefert wird. Eine andere Form (Allotrop) von Sauerstoff, das Ozon (O 3), absorbiert die ultraviolette UVB-Strahlung stark, und die hochgelegene Ozonschicht trägt zum Schutz der Biosphäre vor ultravioletter Strahlung bei. An der Oberfläche vorhandenes Ozon ist jedoch ein Nebenprodukt des Smogs und damit ein Schadstoff.

Sauerstoff wurde vor 1604 von Michael Sendivogius isoliert, aber es wird allgemein angenommen, dass das Element unabhängig voneinander von Carl Wilhelm Scheele in Uppsala im Jahr 1773 oder früher und Joseph Priestley in Wiltshire im Jahr 1774 entdeckt wurde. Priestley wird oft Vorrang eingeräumt, weil sein Werk zuerst veröffentlicht wurde. Priestley nannte Sauerstoff jedoch “entgiftete Luft” und erkannte ihn nicht als chemisches Element an. Der Name Sauerstoff wurde 1777 von Antoine Lavoisier geprägt, der Sauerstoff erstmals als chemisches Element erkannte und die Rolle, die er bei der Verbrennung spielt, richtig charakterisierte.

Häufige Anwendungen von Sauerstoff sind die Herstellung von Stahl, Kunststoffen und Textilien, das Hartlöten, Schweißen und Schneiden von Stahl und anderen Metallen, Raketentreibstoff, Sauerstofftherapie und Lebenserhaltungssysteme in Flugzeugen, U-Booten, in der Raumfahrt und beim Tauchen.

Geschichte

Frühe Experimente

Eines der ersten bekannten Experimente über die Beziehung zwischen Verbrennung und Luft wurde von dem griechischen Mechanikschriftsteller Philo von Byzanz aus dem 2. In seinem Werk Pneumatica beobachtete Philo, dass das Umstülpen eines Gefäßes über eine brennende Kerze und das Umgeben des Gefäßhalses mit Wasser dazu führte, dass etwas Wasser in den Hals aufstieg. Philo vermutete fälschlicherweise, dass Teile der Luft in dem Gefäß in das klassische Element Feuer umgewandelt wurden und so durch Poren im Glas entweichen konnten. Viele Jahrhunderte später baute Leonardo da Vinci auf Philos Werk auf, indem er beobachtete, dass ein Teil der Luft bei der Verbrennung und Atmung verbraucht wird.

Im späten 17. Jahrhundert bewies Robert Boyle, dass Luft für die Verbrennung notwendig ist. Der englische Chemiker John Mayow (1641-1679) verfeinerte diese Arbeit, indem er zeigte, dass Feuer nur einen Teil der Luft benötigt, den er spiritus nitroaereus nannte. In einem Experiment stellte er fest, dass das Aufstellen einer Maus oder einer brennenden Kerze in einem geschlossenen Behälter über Wasser dazu führte, dass das Wasser aufstieg und ein Viertel des Luftvolumens ersetzte, bevor die Versuchspersonen gelöscht wurden. Daraus vermutete er, dass Nitroaereus sowohl bei der Atmung als auch bei der Verbrennung verbraucht wird.

Mayow beobachtete, dass Antimon beim Erhitzen an Gewicht zunahm, und schloss daraus, dass sich der Nitroaereus mit ihm verbunden haben musste. Er vermutete auch, dass die Lungen Nitroaereus von der Luft trennen und in das Blut abgeben und dass tierische Wärme und Muskelbewegungen aus der Reaktion von Nitroaereus mit bestimmten Substanzen im Körper resultieren. Berichte über diese und andere Experimente und Ideen wurden 1668 in seinem Werk Tractatus duo im Traktat “De respiratione” veröffentlicht.

Phlogiston-Theorie

Robert Hooke, Ole Borch, Mikhail Lomonosov und Pierre Bayen produzierten im 17. und 18. Jahrhundert in Experimenten Sauerstoff, aber keiner von ihnen erkannte ihn als chemisches Element an. Dies mag zum Teil auf die vorherrschende Philosophie der Verbrennung und Korrosion, die so genannte Phlogiston-Theorie, zurückzuführen sein, die damals die bevorzugte Erklärung dieser Prozesse war.

Die Phlogiston-Theorie, die 1667 von dem deutschen Alchemisten J. J. Becher aufgestellt und 1731 von dem Chemiker Georg Ernst Stahl modifiziert wurde, besagt, dass alle brennbaren Materialien aus zwei Teilen bestehen. Der eine Teil, Phlogiston genannt, wurde bei der Verbrennung der Substanz, die ihn enthielt, freigesetzt, während der entphlogistische Teil als seine wahre Form, oder Calx, angesehen wurde.

Leicht brennbare Materialien, die wenig Rückstände hinterlassen, wie z.B. Holz oder Kohle, wurden größtenteils aus Phlogiston hergestellt; nicht brennbare, korrodierende Substanzen, wie z.B. Eisen, enthielten sehr wenig. Luft spielte in der Phlogiston-Theorie keine Rolle, und es wurden auch keine ersten quantitativen Experimente durchgeführt, um die Idee zu testen; stattdessen beruhte sie auf Beobachtungen dessen, was passiert, wenn etwas brennt, dass die meisten gewöhnlichen Gegenstände scheinbar leichter werden und dabei etwas zu verlieren scheinen.

Entdeckung

Der polnische Alchemist, Philosoph und Arzt Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) beschrieb in seinem Werk De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti (1604) eine Substanz, die in der Luft enthalten ist, und bezeichnete sie als “cibus vitae” (Nahrung des Lebens), und diese Substanz ist identisch mit Sauerstoff. Sendivogius erkannte bei seinen zwischen 1598 und 1604 durchgeführten Experimenten richtig, dass die Substanz dem gasförmigen Nebenprodukt äquivalent ist, das bei der thermischen Zersetzung von Kaliumnitrat freigesetzt wird. Nach Bugajs Ansicht verleiht die Isolierung des Sauerstoffs und die richtige Verbindung der Substanz mit dem Teil der Luft, der für das Leben notwendig ist, der Entdeckung des Sauerstoffs durch Sendivogius genügend Gewicht. Diese Entdeckung von Sendivogius wurde jedoch von den Generationen von Wissenschaftlern und Chemikern, die ihm folgten, häufig bestritten.

Es wird auch allgemein behauptet, dass Sauerstoff zuerst von dem schwedischen Apotheker Carl Wilhelm Scheele entdeckt wurde. Er hatte 1771-2 durch Erhitzen von Quecksilberoxid und verschiedenen Nitraten Sauerstoffgas hergestellt. Scheele nannte das Gas “Feuerluft”, weil es damals das einzige bekannte Mittel zur Unterstützung der Verbrennung war. Er schrieb einen Bericht über diese Entdeckung in einem Manuskript mit dem Titel Abhandlung über Luft und Feuer, das er 1775 an seinen Verleger schickte. Dieses Dokument wurde 1777 veröffentlicht.

In der Zwischenzeit, am 1. August 1774, fokussierte ein Experiment des britischen Geistlichen Joseph Priestley das Sonnenlicht auf Quecksilberoxid (HgO), das sich in einer Glasröhre befand und ein Gas freisetzte, das er “dephlogisticated air” nannte. Er stellte fest, dass Kerzen in dem Gas heller brannten und dass eine Maus aktiver war und länger lebte, wenn sie es einatmete. Nachdem er das Gas selbst eingeatmet hatte, schrieb Priestley: “Das Gefühl, das es in meinen Lungen auslöste, unterschied sich nicht wesentlich von dem der gewöhnlichen Luft, aber ich stellte mir vor, dass sich meine Brust danach noch einige Zeit lang merkwürdig leicht und leicht anfühlte. Priestley veröffentlichte seine Ergebnisse 1775 in einem Aufsatz mit dem Titel “An Account of Further Discoveries in Air”, der in den zweiten Band seines Buches mit dem Titel “Experiments and Observations on Different Kinds of Air” aufgenommen wurde. Da er seine Ergebnisse zuerst veröffentlichte, wird Priestley bei der Entdeckung gewöhnlich Priorität eingeräumt.

Der französische Chemiker Antoine Laurent Lavoisier behauptete später, die neue Substanz unabhängig entdeckt zu haben. Priestley besuchte Lavoisier im Oktober 1774 und erzählte ihm von seinem Experiment und wie er das neue Gas freigesetzt hat. Scheele hatte am 30. September 1774 ebenfalls einen Brief an Lavoisier geschickt, in dem er seine Entdeckung der bis dahin unbekannten Substanz beschrieb, aber Lavoisier bestätigte nie, diesen erhalten zu haben. (Eine Kopie des Briefes wurde nach seinem Tod in Scheele’s Habseligkeiten gefunden).

Lavoisier’s Beitrag

Lavoisier führte die ersten adäquaten quantitativen Experimente zur Oxidation durch und gab die erste richtige Erklärung, wie die Verbrennung funktioniert. Er benutzte diese und ähnliche Experimente, die alle 1774 begannen, um die Phlogiston-Theorie zu diskreditieren und um zu beweisen, dass die von Priestley und Scheele entdeckte Substanz ein chemisches Element ist.

In einem Experiment stellte Lavoisier fest, dass es keine allgemeine Gewichtszunahme gab, wenn Zinn und Luft in einem geschlossenen Behälter erhitzt wurden. Er stellte fest, dass beim Öffnen des Behälters Luft hineinstürzte, was darauf hindeutete, dass ein Teil der eingeschlossenen Luft verbraucht worden war. Er bemerkte auch, dass die Dose an Gewicht zugenommen hatte, und diese Zunahme entsprach dem Gewicht der einströmenden Luft. Diese und andere Verbrennungsversuche wurden in seinem Buch Sur la combustion en général dokumentiert, das 1777 veröffentlicht wurde. In diesem Werk bewies er, dass Luft ein Gemisch aus zwei Gasen ist; “vitale Luft”, die für Verbrennung und Atmung wesentlich ist, und Azot (Gk. ἄζωτον “leblos”), das beides nicht unterstützt. Azote wurde später im Englischen zu Stickstoff, obwohl es den früheren Namen im Französischen und mehreren anderen europäischen Sprachen beibehalten hat.

Lavoisier benannte 1777 die “vitale Luft” in Oxygène um, von den griechischen Wurzeln ὀξύς (oxys) (sauer, wörtlich “scharf”, vom Geschmack der Säuren) und -γενής (-genēs) (Produzent, wörtlich Erzeuger), weil er fälschlicherweise glaubte, dass Sauerstoff ein Bestandteil aller Säuren sei. Chemiker (wie Sir Humphry Davy im Jahre 1812) stellten schließlich fest, dass Lavoisier in dieser Hinsicht falsch lag (Wasserstoff bildet die Grundlage der Säurechemie), aber zu diesem Zeitpunkt war der Name zu gut etabliert.

Sauerstoff gelangte trotz des Widerstands englischer Wissenschaftler und der Tatsache, dass der Engländer Priestley das Gas zunächst isoliert und darüber geschrieben hatte, in die englische Sprache. Dies ist zum Teil auf ein Gedicht von Erasmus Darwin, dem Großvater von Charles Darwin, zurückzuführen, in dem das Gas im populären Buch The Botanic Garden (1791) mit dem Titel “Oxygen” gelobt wird.

Spätere Geschichte

Die ursprüngliche Atomhypothese von John Dalton ging davon aus, dass alle Elemente einatomig sind und dass die Atome in Verbindungen normalerweise die einfachsten Atomverhältnisse zueinander haben. Zum Beispiel nahm Dalton an, dass die Formel von Wasser die Formel HO sei, was zu der Schlussfolgerung führte, dass die Atommasse von Sauerstoff das 8-fache der Atommasse von Wasserstoff beträgt, statt des heutigen Wertes von etwa 16. 1805 zeigten Joseph Louis Gay-Lussac und Alexander von Humboldt, dass Wasser aus zwei Volumina Wasserstoff und einem Volumen Sauerstoff besteht. 1811 hatte Amedeo Avogadro die Zusammensetzung des Wassers korrekt interpretiert, basierend auf dem so genannten Avogadro’schen Gesetz und den diatomaren Elementarmolekülen in diesen Gasen.

Gegen Ende des 19. Jahrhunderts erkannten Wissenschaftler, dass Luft verflüssigt und ihre Bestandteile durch Komprimieren und Abkühlen isoliert werden können. Mit Hilfe einer Kaskadenmethode verdampfte der Schweizer Chemiker und Physiker Raoul Pierre Pictet flüssiges Schwefeldioxid, um Kohlendioxid zu verflüssigen, das seinerseits verdampft wurde, um Sauerstoffgas ausreichend abzukühlen, um es zu verflüssigen. Am 22. Dezember 1877 sandte er ein Telegramm an die Französische Akademie der Wissenschaften in Paris, in dem er seine Entdeckung des flüssigen Sauerstoffs bekannt gab. Nur zwei Tage später verkündete der französische Physiker Louis Paul Cailletet seine eigene Methode zur Verflüssigung von molekularem Sauerstoff. Dabei wurden jeweils nur wenige Tropfen der Flüssigkeit erzeugt, und es konnte keine aussagekräftige Analyse durchgeführt werden. Der Sauerstoff wurde am 29. März 1883 von den polnischen Wissenschaftlern der Jagiellonen-Universität, Zygmunt Wróblewski und Karol Olszewski, zum ersten Mal in einem stabilen Zustand verflüssigt.

Im Jahr 1891 konnte der schottische Chemiker James Dewar genügend flüssigen Sauerstoff für Studien herstellen. Das erste kommerziell nutzbare Verfahren zur Herstellung von flüssigem Sauerstoff wurde 1895 von dem deutschen Ingenieur Carl von Linde und dem britischen Ingenieur William Hampson unabhängig voneinander entwickelt. Beide Männer senkten die Temperatur der Luft, bis sie sich verflüssigte, und destillierten dann die Gaskomponenten, indem sie sie einzeln abkochten und separat auffingen. Später, im Jahr 1901, wurde das Autogenschweißen zum ersten Mal demonstriert, indem ein Gemisch aus Acetylen und komprimiertem O2 verbrannt wurde. Diese Methode des Schweißens und Schneidens von Metall wurde später üblich.

1923 entwickelte der amerikanische Wissenschaftler Robert H. Goddard als erster Mensch ein Raketentriebwerk, das flüssigen Treibstoff verbrannte; das Triebwerk verwendete Benzin als Treibstoff und flüssigen Sauerstoff als Oxidationsmittel. Goddard flog am 16. März 1926 in Auburn, Massachusetts, USA, erfolgreich eine kleine Rakete mit Flüssigbrennstoff in 56 m Höhe und 97 km/h.

In akademischen Laboratorien kann Sauerstoff durch gemeinsames Erhitzen von Kaliumchlorat gemischt mit einem kleinen Anteil von Mangandioxid hergestellt werden.

Der Sauerstoffgehalt in der Atmosphäre ist weltweit leicht rückläufig, was möglicherweise auf die Verbrennung fossiler Brennstoffe zurückzuführen ist.

Natürliches Vorkommen

Sauerstoff ist das nach Masse am häufigsten vorkommende chemische Element in der Biosphäre der Erde, in der Luft, im Meer und an Land. Sauerstoff ist nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste chemische Element im Universum. Etwa 0,9 % der Masse der Sonne besteht aus Sauerstoff. Sauerstoff macht als Teil von Oxidverbindungen wie Siliziumdioxid 49,2 Massenprozent der Erdkruste aus und ist das massenmäßig häufigste Element in der Erdkruste. Er ist auch der Hauptbestandteil der Weltmeere (88,8 Massenprozent). Sauerstoffgas ist der zweithäufigste Bestandteil der Erdatmosphäre und nimmt 20,8 % seines Volumens und 23,1 % seiner Masse (etwa 1015 Tonnen) ein. Es ist unter den Planeten des Sonnensystems ungewöhnlich, dass die Erde eine so hohe Konzentration von Sauerstoffgas in ihrer Atmosphäre aufweist: Auf dem Mars (mit 0,1 Volumenprozent O2) und auf der Venus ist der Sauerstoffgehalt viel geringer. Das O2, das diese Planeten umgibt, wird ausschließlich durch die Einwirkung von ultravioletter Strahlung auf sauerstoffhaltige Moleküle wie Kohlendioxid erzeugt. Weltkarte, die zeigt, dass der Sauerstoff an der Meeresoberfläche um den Äquator herum erschöpft ist und zu den Polen hin zunimmt.

Die ungewöhnlich hohe Konzentration von Sauerstoffgas auf der Erde ist das Ergebnis des Sauerstoffzyklus. Dieser biogeochemische Zyklus beschreibt die Bewegung des Sauerstoffs innerhalb und zwischen seinen drei Hauptreservoiren auf der Erde: der Atmosphäre, der Biosphäre und der Lithosphäre. Der wichtigste treibende Faktor des Sauerstoffkreislaufs ist die Photosynthese, die für die moderne Erdatmosphäre verantwortlich ist. Durch die Photosynthese wird Sauerstoff in die Atmosphäre freigesetzt, während er durch Atmung, Zerfall und Verbrennung aus der Atmosphäre entfernt wird. Im gegenwärtigen Gleichgewicht erfolgen Produktion und Verbrauch mit der gleichen Geschwindigkeit.

Freier Sauerstoff kommt auch in Lösung in den Wasserkörpern der Welt vor. Die erhöhte Löslichkeit von O2 bei niedrigeren Temperaturen (siehe Physikalische Eigenschaften) hat wichtige Auswirkungen auf das Leben in den Ozeanen, da die polaren Ozeane aufgrund ihres höheren Sauerstoffgehalts eine viel höhere Lebensdichte aufweisen. Wasser, das mit Pflanzennährstoffen wie Nitraten oder Phosphaten verunreinigt ist, kann das Wachstum von Algen durch einen Prozess namens Eutrophierung stimulieren, und der Zerfall dieser Organismen und anderer Biomaterialien kann den O2-Gehalt in eutrophierten Wasserkörpern verringern. Wissenschaftler beurteilen diesen Aspekt der Wasserqualität, indem sie den biochemischen Sauerstoffbedarf des Wassers oder die Menge an O2 messen, die zur Wiederherstellung einer normalen Konzentration erforderlich ist.

Analyse

Zeitliche Entwicklung der Sauerstoff-18-Konzentration auf der Skala von 500 Millionen Jahren mit vielen lokalen Spitzenwerten.

Paläoklimatologen messen das Verhältnis von Sauerstoff-18 und Sauerstoff-16 in den Schalen und Skeletten von Meeresorganismen, um das Klima vor Millionen von Jahren zu bestimmen (siehe Zyklus des Sauerstoff-Isotopenverhältnisses). Meerwassermoleküle, die das leichtere Isotop, Sauerstoff-16, enthalten, verdampfen etwas schneller als Wassermoleküle, die den 12% schwereren Sauerstoff-18 enthalten, und dieses Missverhältnis nimmt bei niedrigeren Temperaturen zu. In Zeiten niedrigerer globaler Temperaturen sind Schnee und Regen aus diesem verdampften Wasser tendenziell höher in Sauerstoff-16, und das zurückbleibende Meerwasser ist tendenziell höher in Sauerstoff-18. Meeresorganismen bauen dann mehr Sauerstoff-18 in ihre Skelette und Schalen ein, als sie es in einem wärmeren Klima tun würden. Paläoklimatologen messen dieses Verhältnis auch direkt in den Wassermolekülen von Eiskernproben, die hunderttausende von Jahren alt sind.

Planetengeologen haben die relativen Mengen von Sauerstoffisotopen in Proben von Erde, Mond, Mars und Meteoriten gemessen, konnten aber lange Zeit keine Referenzwerte für die Isotopenverhältnisse in der Sonne erhalten, von denen man annahm, dass sie denen des ursprünglichen Sonnennebels entsprechen. Die Analyse eines Siliziumwafers, der im Weltraum dem Sonnenwind ausgesetzt war und von der abgestürzten Genesis-Raumsonde zurückgebracht wurde, hat gezeigt, dass die Sonne einen höheren Anteil an Sauerstoff-16 hat als die Erde. Die Messung deutet darauf hin, dass ein unbekannter Prozess Sauerstoff-16 aus der Sonnenscheibe vor dem Zusammenwachsen der Staubkörner, die die Erde bildeten, an protoplanetarem Material abgereichert hat.

Sauerstoff weist zwei spektrophotometrische Absorptionsbanden auf, die bei den Wellenlängen 687 und 760 nm ihren Höhepunkt erreichen. Einige Fernerkundungswissenschaftler haben vorgeschlagen, die Messung der von den Vegetationskappen ausgehenden Strahldichte in diesen Bändern zu verwenden, um den Pflanzengesundheitszustand von einer Satellitenplattform aus zu charakterisieren. Dieser Ansatz macht sich die Tatsache zunutze, dass es in diesen Bändern möglich ist, das Reflexionsvermögen der Vegetation von ihrer Fluoreszenz zu unterscheiden, die viel schwächer ist. Die Messung ist wegen des geringen Signal-Rausch-Verhältnisses und der physikalischen Struktur der Vegetation technisch schwierig; sie wurde jedoch als eine mögliche Methode zur Überwachung des Kohlenstoffkreislaufs von Satelliten aus auf globaler Ebene vorgeschlagen.

Produktion

Hundert Millionen Tonnen O2 werden der Luft für industrielle Zwecke jährlich durch zwei primäre Verfahren entzogen. Die gebräuchlichste Methode ist die fraktionierte Destillation von verflüssigter Luft, wobei N2 als Dampf destilliert wird, während O2 als Flüssigkeit zurückbleibt.

Die andere primäre Methode zur Herstellung von O2 besteht darin, einen Strom sauberer, trockener Luft durch ein Bett aus einem Paar identischer Zeolith-Molekularsiebe zu leiten, die den Stickstoff absorbiert und einen Gasstrom liefert, der 90 % bis 93 % O2 enthält. Gleichzeitig wird Stickstoffgas aus dem anderen stickstoffgesättigten Zeolithbett freigesetzt, indem der Kammerbetriebsdruck reduziert und ein Teil des Sauerstoffgases aus dem Erzeugerbett in umgekehrter Strömungsrichtung durch das Bett hindurch umgeleitet wird. Nach einer festgelegten Zykluszeit wird der Betrieb der beiden Betten vertauscht, wodurch eine kontinuierliche Zufuhr von gasförmigem Sauerstoff ermöglicht wird, der durch eine Rohrleitung gepumpt wird. Dies wird als Druckwechseladsorption bezeichnet. Sauerstoffgas wird zunehmend durch diese nicht-kryogenen Technologien gewonnen (siehe auch die zugehörige Vakuumwechseladsorption).

Sauerstoffgas kann auch durch Elektrolyse von Wasser in molekularen Sauerstoff und Wasserstoff hergestellt werden. Dabei muss Gleichstrom verwendet werden: Bei Verwendung von Wechselstrom bestehen die Gase in jedem Stumpf aus Wasserstoff und Sauerstoff im Explosionsverhältnis 2:1. Eine ähnliche Methode ist die elektrokatalytische O2-Entwicklung aus Oxiden und Oxosäuren. Chemische Katalysatoren können ebenfalls verwendet werden, wie z.B. in chemischen Sauerstoffgeneratoren oder Sauerstoffkerzen, die als Teil der lebenserhaltenden Ausrüstung auf U-Booten verwendet werden und immer noch Teil der Standardausrüstung auf kommerziellen Flugzeugen im Falle von Druckabfall-Notfällen sind. Eine andere Methode der Luftzerlegung besteht darin, Luft durch Keramikmembranen auf der Basis von Zirkoniumdioxid entweder durch hohen Druck oder durch elektrischen Strom zur Auflösung zu zwingen, um nahezu reines O2-Gas zu erzeugen.

Lagerung

Zu den Methoden der Sauerstoffspeicherung gehören Hochdruck-Sauerstofftanks, Kryogenik und chemische Verbindungen. Aus Gründen der Wirtschaftlichkeit wird Sauerstoff häufig als Schüttgut in speziell isolierten Tankschiffen als Flüssigkeit transportiert, da ein Liter verflüssigter Sauerstoff bei atmosphärischem Druck und 20 °C (68 °F) 840 Litern gasförmigem Sauerstoff entspricht. Solche Tankwagen werden zum Nachfüllen von Flüssigsauerstoff-Lagerbehältern verwendet, die außerhalb von Krankenhäusern und anderen Einrichtungen stehen, die große Mengen an reinem Sauerstoffgas benötigen. Der flüssige Sauerstoff wird durch Wärmetauscher geleitet, die die kryogene Flüssigkeit in Gas umwandeln, bevor sie in das Gebäude gelangt. Sauerstoff wird auch in kleineren Flaschen gelagert und versandt, die das komprimierte Gas enthalten; eine Form, die bei bestimmten tragbaren medizinischen Anwendungen und beim Autogenschweißen und -schneiden nützlich ist.

Wirtschaftliche Nutzung

Medizin

Die Aufnahme von O2 aus der Luft ist der wesentliche Zweck der Atmung, daher wird die Sauerstoffergänzung in der Medizin eingesetzt. Die Behandlung erhöht nicht nur den Sauerstoffgehalt im Blut des Patienten, sondern hat auch den Nebeneffekt, dass der Widerstand gegen den Blutfluss in vielen Arten von erkrankten Lungen verringert wird, wodurch das Herz entlastet wird. Die Sauerstofftherapie wird zur Behandlung von Emphysemen, Lungenentzündungen, einigen Herzerkrankungen (kongestive Herzinsuffizienz), einigen Erkrankungen, die einen erhöhten Lungenarteriendruck verursachen, und allen Erkrankungen, die die Fähigkeit des Körpers zur Aufnahme und Nutzung von gasförmigem Sauerstoff beeinträchtigen, eingesetzt.

Die Behandlungen sind flexibel genug, um in Krankenhäusern, beim Patienten zu Hause oder zunehmend auch mit tragbaren Geräten eingesetzt werden zu können. Sauerstoffzelte wurden früher häufig zur Sauerstoffergänzung eingesetzt, sind aber seither meist durch die Verwendung von Sauerstoffmasken oder Nasenbrille ersetzt worden.

Die hyperbare (Hochdruck-)Medizin verwendet spezielle Sauerstoffkammern, um den Partialdruck von O2 um den Patienten und bei Bedarf auch um das medizinische Personal zu erhöhen. Kohlenmonoxidvergiftung, Gasgangrän und Dekompressionskrankheit (die “Kurven”) werden manchmal mit dieser Therapie behandelt. Eine erhöhte O2-Konzentration in der Lunge hilft, Kohlenmonoxid aus der Häm-Gruppe des Hämoglobins zu verdrängen. Sauerstoffgas ist giftig für die anaeroben Bakterien, die Gasgangrän verursachen, so dass die Erhöhung seines Partialdrucks dazu beiträgt, sie abzutöten. Die Dekompressionskrankheit tritt bei Tauchern auf, die nach einem Tauchgang zu schnell dekomprimieren, was zur Bildung von Blasen aus inertem Gas, meist Stickstoff und Helium, im Blut führt. Eine möglichst rasche Erhöhung des O2-Drucks trägt dazu bei, die Blasen wieder in das Blut aufzulösen, so dass diese überschüssigen Gase auf natürlichem Wege durch die Lungen ausgeatmet werden können. Die Verabreichung von normobarem Sauerstoff in der höchsten verfügbaren Konzentration wird häufig als erste Hilfe bei Tauchverletzungen eingesetzt, bei denen es zur Bildung von Inertgasblasen im Gewebe kommen kann. Es gibt epidemiologische Unterstützung für seine Verwendung durch eine statistische Studie von Fällen, die in einer Langzeitdatenbank aufgezeichnet wurden.

Lebenserhaltung und Freizeitgebrauch

Eine Anwendung von O2 als Niederdruck-Atemgas findet sich in modernen Raumanzügen, die den Körper ihres Insassen mit dem Atemgas umgeben. Diese Geräte verwenden nahezu reinen Sauerstoff bei etwa einem Drittel Normaldruck, was zu einem normalen Blutpartialdruck von O2 führt. Dieser Kompromiss zwischen höherer Sauerstoffkonzentration und niedrigerem Druck ist notwendig, um die Flexibilität des Anzugs aufrechtzuerhalten.

Taucher und Unterwasser-Taucher und U-Boot-Fahrer sind ebenfalls auf künstlich zugeführten O2 angewiesen. U-Boote, Tauchfahrzeuge und atmosphärische Tauchanzüge arbeiten normalerweise bei normalem atmosphärischen Druck. Die Atemluft wird durch chemische Extraktion von Kohlendioxid gereinigt und Sauerstoff ersetzt, um einen konstanten Partialdruck aufrechtzuerhalten. Taucher mit Umgebungsdruck atmen Luft oder Gasgemische mit einem der Einsatztiefe angepassten Sauerstoffanteil ein. Die Verwendung von reinem oder fast reinem O2 beim Tauchen bei höheren Drücken als dem atmosphärischen Druck ist in der Regel auf Rebreather oder Dekompression in relativ geringer Tiefe (~6 Meter Tiefe oder weniger) oder auf die medizinische Behandlung in Rekompressionskammern bei Drücken bis zu 2,8 bar beschränkt, wo eine akute Sauerstofftoxizität ohne das Risiko des Ertrinkens bewältigt werden kann. Tieferes Tauchen erfordert eine signifikante Verdünnung von O2 mit anderen Gasen, wie Stickstoff oder Helium, um eine Sauerstofftoxizität zu verhindern.

Personen, die Berge besteigen oder in drucklosen Starrflüglern fliegen, verfügen manchmal über eine zusätzliche O2-Versorgung. Verkehrsflugzeuge mit Druckkabine verfügen über eine Notversorgung mit O2, die den Passagieren bei einem Druckabfall in der Kabine automatisch zur Verfügung steht. Ein plötzlicher Druckverlust in der Kabine aktiviert chemische Sauerstoffgeneratoren über jedem Sitz, wodurch die Sauerstoffmasken fallen. Wenn man an den Masken zieht, “um den Sauerstofffluss zu starten”, wie es die Sicherheitsanweisungen in der Kabine vorschreiben, werden Eisenspäne in das Natriumchlorat im Inneren des Kanisters gepresst. Durch die exotherme Reaktion wird dann ein stetiger Strom von Sauerstoffgas erzeugt.

Sauerstoff, als mildes Euphorikum, hat eine Geschichte des Freizeitgebrauchs in Sauerstoffbars und beim Sport. Sauerstoffbars sind Einrichtungen, die seit Ende der 1990er Jahre in den Vereinigten Staaten zu finden sind und eine höhere als die normale O2-Belastung gegen eine minimale Gebühr anbieten. Profisportler, insbesondere im American Football, gehen manchmal zwischen den Spielen vom Spielfeld, um Sauerstoffmasken zur Leistungssteigerung aufzusetzen. Die pharmakologische Wirkung wird bezweifelt; ein Placebo-Effekt ist eine wahrscheinlichere Erklärung. Verfügbare Studien unterstützen einen Leistungsschub durch sauerstoffangereicherte Mischungen nur dann, wenn sie während des aeroben Trainings eingeatmet werden.

Andere Freizeitanwendungen, bei denen keine Atmung erforderlich ist, sind pyrotechnische Anwendungen, wie z.B. George Gobles Fünf-Sekunden-Zündung von Barbecue-Grillgeräten.

Industrie

Das Schmelzen von Eisenerz zu Stahl verbraucht 55% des kommerziell produzierten Sauerstoffs. Bei diesem Prozess wird O2 durch eine Hochdrucklanze in geschmolzenes Eisen injiziert, wodurch Schwefelverunreinigungen und überschüssiger Kohlenstoff als die entsprechenden Oxide, SO2 und CO2, entfernt werden. Die Reaktionen sind exotherm, so dass die Temperatur auf 1.700 °C ansteigt.

Weitere 25% des kommerziell produzierten Sauerstoffs werden von der chemischen Industrie verwendet. Ethylen wird mit O2 umgesetzt, um Ethylenoxid zu erzeugen, das wiederum in Ethylenglykol umgewandelt wird; das primäre Einsatzmaterial, das zur Herstellung einer Vielzahl von Produkten verwendet wird, darunter Frostschutzmittel und Polyesterpolymere (die Vorläufer vieler Kunststoffe und Gewebe).

Die meisten der verbleibenden 20% des kommerziell produzierten Sauerstoffs werden in medizinischen Anwendungen, beim Schneiden und Schweißen von Metallen, als Oxidationsmittel in Raketentreibstoff und in der Wasseraufbereitung verwendet. Sauerstoff wird beim Autogenschweißen verwendet, wobei Acetylen mit O2 verbrannt wird, um eine sehr heiße Flamme zu erzeugen. Bei diesem Verfahren wird Metall bis zu einer Dicke von 60 cm (24 Zoll) zunächst mit einer kleinen Acetylen-Sauerstoff-Flamme erhitzt und dann schnell durch einen großen O2-Strom geschnitten.

Biologie

Photosynthese und Atmung

In der Natur wird freier Sauerstoff durch die lichtbedingte Spaltung von Wasser während der Sauerstoff-Photosynthese erzeugt. Einigen Schätzungen zufolge liefern Grünalgen und Cyanobakterien in marinen Umgebungen etwa 70% des auf der Erde produzierten freien Sauerstoffs, der Rest wird von Landpflanzen produziert. Andere Schätzungen des ozeanischen Beitrags zum Luftsauerstoff sind höher, während einige Schätzungen niedriger liegen und davon ausgehen, dass die Ozeane ~45% des Luftsauerstoffs der Erde jedes Jahr produzieren.

Die photolytische Sauerstoffentwicklung findet in den Thylakoidmembranen photosynthetischer Organismen statt und erfordert die Energie von vier Photonen. Es sind viele Schritte erforderlich, aber das Ergebnis ist die Bildung eines Protonengradienten über die Thylakoidmembran, der zur Synthese von Adenosintriphosphat (ATP) durch Photophosphorylierung verwendet wird. Die O2 (nach der Produktion des Wassermoleküls) in die Atmosphäre freigesetzt wird.

Die chemische Energie des Sauerstoffs wird in den Mitochondrien freigesetzt, um bei der oxidativen Phosphorylierung ATP zu erzeugen. Bei Wirbeltieren diffundiert O2 durch Membranen in den Lungen und in die roten Blutkörperchen. Hämoglobin bindet O2 und ändert seine Farbe von bläulich-rot zu leuchtend rot (CO2 wird durch den Bohr-Effekt aus einem anderen Teil des Hämoglobins freigesetzt). Andere Tiere verwenden Hämocyanin (Mollusken und einige Arthropoden) oder Hämerythrin (Spinnen und Hummer). Ein Liter Blut kann 200 cm3 O2 auflösen.

Bis zur Entdeckung der anaeroben Metazoen galt Sauerstoff als eine Voraussetzung für alles komplexe Leben.

Teile des Immunsystems von höheren Organismen erzeugen Peroxid, Superoxid und Singulett-Sauerstoff, um eindringende Mikroben zu zerstören. Reaktive Sauerstoffspezies spielen auch eine wichtige Rolle bei der überempfindlichen Reaktion von Pflanzen gegen den Angriff von Krankheitserregern. Sauerstoff ist schädlich für zwangsweise anaerobe Organismen, die die dominierende Form des frühen Lebens auf der Erde waren, bis sich O2 vor etwa 2,5 Milliarden Jahren während des Großen Oxygenierungsereignisses in der Atmosphäre zu akkumulieren begann, etwa eine Milliarde Jahre nach dem ersten Auftreten dieser Organismen.

Ein erwachsener Mensch atmet in Ruhe 1,8 bis 2,4 Gramm Sauerstoff pro Minute ein. Dies entspricht mehr als 6 Milliarden Tonnen Sauerstoff, die der Mensch pro Jahr einatmet.

Lebende Organismen

Der Partialdruck des freien Sauerstoffs im Körper eines lebenden Wirbeltiers ist im Atmungssystem am höchsten und sinkt entlang des arteriellen Systems, des peripheren Gewebes und des Venensystems. Der Partialdruck ist der Druck, den Sauerstoff hätte, wenn er allein das Volumen einnehmen würde.

Atmosphäre

Freies Sauerstoffgas war in der Erdatmosphäre fast nicht vorhanden, bevor sich photosynthetische Archaeen und Bakterien entwickelten, wahrscheinlich vor etwa 3,5 Milliarden Jahren. Freier Sauerstoff trat erstmals während des Paläoproterozoikums (vor 3,0 bis 2,3 Milliarden Jahren) in signifikanten Mengen auf. Auch wenn es in den Ozeanen viel gelöstes Eisen gab, als die sauerstoffhaltige Photosynthese immer häufiger vorkam, scheinen die gebänderten Eisenformationen durch anoxyenische oder mikro-aerophile eisenoxidierende Bakterien entstanden zu sein, die die tieferen Bereiche der photischen Zone dominierten, während sauerstoffproduzierende Cyanobakterien die flachen Bereiche bedeckten. Freier Sauerstoff begann vor 3-2,7 Milliarden Jahren aus den Ozeanen auszugasen und erreichte vor etwa 1,7 Milliarden Jahren 10% seines heutigen Niveaus.

Das Vorhandensein großer Mengen an gelöstem und freiem Sauerstoff in den Ozeanen und der Atmosphäre hat möglicherweise die meisten der noch vorhandenen anaeroben Organismen während des Großen Oxygenierungsereignisses (Sauerstoffkatastrophe) vor etwa 2,4 Milliarden Jahren zum Aussterben gebracht. Die Zellatmung mit O2 ermöglicht es aeroben Organismen, viel mehr ATP zu produzieren als anaerobe Organismen. Die Zellatmung von O2 kommt in allen Eukaryonten vor, einschließlich aller komplexen mehrzelligen Organismen wie Pflanzen und Tiere.

Seit Beginn des Kambriums vor 540 Millionen Jahren schwankt der atmosphärische O2-Gehalt zwischen 15 und 30 Volumenprozent. Gegen Ende der Karbonzeit (vor etwa 300 Millionen Jahren) erreichte der atmosphärische O2-Gehalt ein Maximum von 35 Volumenprozent, was möglicherweise zu der großen Größe der Insekten und Amphibien in dieser Zeit beigetragen hat.

Schwankungen in der atmosphärischen Sauerstoffkonzentration haben das Klima der Vergangenheit geprägt. Als der Sauerstoffgehalt abnahm, nahm die atmosphärische Dichte ab, was wiederum die Oberflächenverdampfung erhöhte, was zu vermehrten Niederschlägen und wärmeren Temperaturen führte.

Bei der gegenwärtigen Geschwindigkeit der Photosynthese würde es etwa 2.000 Jahre dauern, um das gesamte O2 in der heutigen Atmosphäre zu regenerieren.

Sicherheit

Die Norm NFPA 704 stuft komprimiertes Sauerstoffgas als gesundheitlich unbedenklich, nicht brennbar und nicht reaktiv ein, jedoch als Oxidationsmittel. Gekühlter Flüssigsauerstoff (LOX) wird mit der Gesundheitsgefährdungsklasse 3 eingestuft (für ein erhöhtes Risiko von Hyperoxie durch kondensierte Dämpfe und für Gefahren, die bei kryogenen Flüssigkeiten üblich sind, wie z.B. Erfrierungen), und alle anderen Einstufungen sind die gleichen wie für die komprimierte Gasform.

Sauerstoffgas (O2) kann bei erhöhtem Partialdruck toxisch sein und zu Krämpfen und anderen Gesundheitsproblemen führen. Sauerstofftoxizität beginnt normalerweise bei Partialdrücken von mehr als 50 Kilopascal (kPa) aufzutreten, was etwa 50% der Sauerstoffzusammensetzung bei Standarddruck oder dem 2,5-fachen des normalen Meeresspiegels O2 Partialdruck von etwa 21 kPa. Dies stellt außer bei Patienten an mechanischen Beatmungsgeräten kein Problem dar, da das durch Sauerstoffmasken zugeführte Gas in medizinischen Anwendungen typischerweise nur zu 30%-50% aus O2 nach Volumen (etwa 30 kPa bei Standarddruck).

Früher wurden Frühgeborene in Inkubatoren gelegt, die O2-reiche Luft, aber diese Praxis wurde eingestellt, nachdem einige Babys durch einen zu hohen Sauerstoffgehalt erblindet waren.

Das Einatmen von reinem O2 bei Weltraumanwendungen, wie z.B. in einigen modernen Raumanzügen oder in frühen Raumfahrzeugen wie Apollo, verursacht aufgrund der niedrigen verwendeten Gesamtdrücke keine Schäden. Im Falle von Raumanzügen beträgt der O2-Partialdruck im Atemgas im Allgemeinen etwa 30 kPa (1,4-mal so hoch wie normal), und der resultierende O2-Partialdruck im arteriellen Blut des Astronauten ist nur geringfügig höher als der normale O2-Partialdruck auf Meereshöhe.

Sauerstofftoxizität für die Lungen und das zentrale Nervensystem kann auch beim Tieftauchen und beim Tauchen an der Oberfläche auftreten. Längeres Einatmen eines Luftgemischs mit einem O2-Partialdruck von mehr als 60 kPa kann schließlich zu einer dauerhaften Lungenfibrose führen. Die Exposition gegenüber einem O2-Partialdruck von mehr als 160 kPa (etwa 1,6 atm) kann zu Krämpfen führen (normalerweise tödlich für Taucher). Akute Sauerstofftoxizität (die Anfälle verursacht, ihre gefürchtetste Wirkung für Taucher) kann durch Einatmen eines Luftgemischs mit 21% O2 in 66 m (217 ft) oder mehr Tiefe auftreten; dasselbe kann durch Einatmen von 100% O2 in nur 6 m (20 ft) Tiefe geschehen.

Verbrennung und andere Gefahren

Hochkonzentrierte Sauerstoffquellen fördern eine schnelle Verbrennung. Brand- und Explosionsgefahr besteht, wenn konzentrierte Oxidationsmittel und Brennstoffe in unmittelbare Nähe gebracht werden; ein Entzündungsereignis, wie Hitze oder ein Funke, ist erforderlich, um die Verbrennung auszulösen. Sauerstoff ist das Oxidationsmittel, nicht der Brennstoff, aber dennoch die Quelle des größten Teils der chemischen Energie, die bei der Verbrennung freigesetzt wird.

Konzentriertes O2 ermöglicht eine schnelle und energiereiche Verbrennung. Stahlrohre und Lagerbehälter, die zur Lagerung und Übertragung sowohl von gasförmigem als auch flüssigem Sauerstoff verwendet werden, werden als Brennstoff dienen; daher erfordert die Konstruktion und Herstellung von O2-Systemen eine spezielle Ausbildung, um sicherzustellen, dass die Zündquellen minimiert werden. Das Feuer, das die Besatzung von Apollo 1 bei einem Test auf der Startrampe tötete, breitete sich deshalb so schnell aus, weil die Kapsel mit reinem O2 unter Druck gesetzt wurde, jedoch mit etwas mehr als atmosphärischem Druck, anstatt mit dem normalen Druck von 1, der bei einer Mission verwendet werden würde.

Flüssiger Sauerstoff kann, wenn er in organische Stoffe wie Holz, Petrochemikalien und Asphalt eindringt, dazu führen, dass diese Materialien bei einem späteren mechanischen Aufprall unvorhersehbar detonieren.