Sauerstoff (O)

Vorkommen

in der Luft (21 Vol% oder 23,1%). In gebundener Form in Form von Oxiden und Oxosalzen (Carbonaten, Sulfaten, Phosphaten, etc.) Meerwasser zu 86%.
am weitesten verbreitet in der Biosphäre in Zuckern, Fetten, Eiweißen.
O2 ist die Grundlage des Lebens ,für die Atmung essentiell.
der Mensch veratmet täglich 900g Sauerstoff

Gewinnung

Gewinnung aus der Luft: Durch physikalische Verfahren (Destillation verflüssigter Luft), oder auf chemischem Weg: 2BaO + O2 <-- -->  2BaO2 die Hinreaktion (500°C), Luftsauerstoff wird an BaO gebunden, in der Rückreaktion(700°C) Sauerstoff wieder freigesetzt  --> reinen Sauerstoff (Brin’sches Bariumperoxidverfahren)

Chemische Eigenschaften

Standardbedingungen: ein farb- und geruchloses Gas,in sehr dicken Schichten bläulich.
lässt sich verflüssigen (Siedepunkt: -182°C) hellblaue Flüssigkeit, -219°C kristallisiert. ständiger Interaktion mit der Biosphäre:
Kohlenhydrate + Sauerstoff <-- -->  Kohlendioxid + Wasser + Energie
Reaktion von links nach rechts in Form der Dissimilation, Reaktion von rechts nach links vollzogen wird (Assimilation).

Verwendung

in der Technik zur Erzeugung höherer Temperaturen bei Verbrennungsprozessen (Stahlindustrie), bei Kohlenvergasung, Raketentechnik.
zur Herstellung von Acethylen, Schwefelsäure, Salpetersäure, zur Verhütung von Cu, Zn, Pb-Erzen, bei Röstprozessen von sulfidischen Erzen (Schwefel durch Sauerstoff ersetzt), zur Erzeugung elektrischer Energie in Brennstoffzellen, in der Medizin und Biologie zur Verstärkung und Anregung von Lebens- und Wachstumsprozessen, in Technik und Haushalt zum Bleichen, Desodorieren, zur Abwasserbehandlung, in Oxyliquid-Sprengstoffen. an jeder Verbrennung in Luft.
Oxidationsstufe –II, Seltener in Oxidationsstufe –I (Na2O2, H2O2) oder -0,5 (NaO2). Ausnahmen sind -2/3 (H2O3) oder -1/3 (KO3).
wichtigste und häufigste Sauerstoffverbindung ist Wasser, durch Verbrennung von Wasserstoff
Wasser gewinkeltes Molekül, der Winkel 104,5°, (nicht bindenden Elektronenpaare). Wasser (H-brückenbindung) Siedepunkt: +100°C (rechnerisch -100°C) +4°C größte Dichte  -->  Eis dehnt sich aus, schwimmt auf flüssigen Wasser.

Wasserstoffperoxid.

Durch Dehydrierung von Wasser oder Oxidation von Wasserstoff (Antrachnionverfahren) 2H2O  -->  H2O2 + H2; H2 + O2  -->  H2O2
zerfällt unter Wärmeentwicklung zu Wasser und Sauerstoff, bei Raumtemperatur Reaktion extrem langsam. oxidierende Wirkung des Wasserstoffperoxids, vielseitige Verwendung.
verwendet zum Bleichen von Stroh, Federn, Schwämmen, Elfenbein, Stärke, Leim, Leder, Pelzen, Wolle, Textilien, Papier, Ölen, Fetten, etc.
Verwendung gebunden in Form von Perboraten oder Perhydraten in Waschmittel. In 3% Lösung zur Desinfektionszwecke, die 30%ige Lösung Perhydrol.

Ozon O3 („Trioxygen“)

Wird durch Reaktion von Sauerstoffatomen mit O3 hergestellt: O + O2 <--  -->  O3
Energie verbraucht die Herstellung der Sauerstoffatome (Spaltung von O2 entsteht)
Spaltung auch thermischem, elektrischem, photochemischem oder chemischen Weg. Elektrisch z.B. durch stille Entladung: Sauerstoff durch Glasrohre, innen mit Metall beschichtet, Spannung angelegt,  -->  Stille Entladung. Man erhält damit 15%iges Ozon in Sauerstoff, durch fraktionierte Verflüssigung abtrennbar.
Im Gaszustand deutlich blau, im flüssigen Zustand (Siedepunkt: -110°C) violettblau. Besser wasserlöslich als O2. charakteristischen Geruch (auch bei ganz geringen Konzentrationen wahrnehmbar).
starke Oxidationswirkung, beispielsweise werden Zinn-II zu Zinn-IV-Verbindungen, Blei-II zu Blei-IV-Verbindungen oxidiert ebenso NO2 zu N2O5, aus Iodidlösungen durch Oxidation elementares Iod.

Verwendung

Technisch zur Luftverbesserung, Desinfektion, Sterilisation von Lebensmitteln (Bestrahlung von Lebensmitteln, dabei wird O3 gebildet). Zur Entkeimung von Trinkwasser, und Schwimmbadwasser.