Sauerstoff, Oxidation und Oxide.

Du lernst auf dieser Seite den Sauerstoff ein bisschen näher kennen. Und auch, wie man ihn erzeugen kann und wofür er so alles gut ist. Natürlich gehen wir auch kurz auf die Oxidation und Oxide [also einige Verbindungen, die Sauerstoff enthalten] ein.

Historisches
  • Entdeckung von Sauerstoff → Entdeckung des Sauerstoffs 1774 durch Joseph Priestley (1733 – 1804); er beschrieb das Gas erstmals in einer Zeitschrift am 1. August 1774
  • Bedeutung des Sauerstoffs erkannt → Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794) entdeckt 1774, dass bei Verbrennungen eine Reaktion mit Sauerstoff stattfindet
  • Leistungen von Priestley → außer Sauerstoff entdeckte Priestley weitere Gase [bzw. stellte sie erstmalig her] wie z.B. Distickstoffmonooxid [Lachgas N2O], Ammoniak [NH4], Schwefeldioxid [SO2], Schwefelwasserstoff [H2S] oder Chlorwasserstoff [HCl] und er stellte als Erster 1772 Sodawasser her
  • Phlogiston-Theorie → Priestley war Anhänger der Phlogiston-Theorie, die versuchte, Verbrennungen zu erklären; danach war Phlogiston eine vermutete Substanz [neben den 4 Urelementen Feuer, Wasser, Erde, Luft], die aus allen brennbaren Körpern bei der Verbrennung entweicht sowie bei Erwärmung in sie eindringt; diese Theorie wurde später im 18. Jahrhundert widerlegt und als Irrtum dargestellt
Vorkommen und Eigenschaften von Sauerstoff
  • Vorkommen auf der Erde → als Elementsubstanz in der Luft [ca. 20%] und gelöst im Wasser; gebunden als Element in allen Oxiden, z.B. Sand, Wasser oder Eisenerzen
  • Eigenschaften bei 20°C → farbloses, geruchloses Gas; etwas größere Dicht als Luft [ρ ≈ 1,43 g/m3; im Vergleich: Dichte der Luft ρ ≈ 1,29 g/m3], nur wenig wasserlöslich, fördert die Verbrennung [unterhält Flammen, brandfördernd]
  • Aufbewahrung → Stahlflaschen [Druckgasbehälter mit blauem Ring]
  • Sicherheitshinweise → Sauerstoff ist brandfördernd [oxidierende Wirkung]; Stahlflaschen mit Sauerstoff stehen unter Druck [sachgerechter Umgang damit ist nötig]
Formel und Bau des Sauerstoffmoleküls
  • Name → Sauerstoff
  • englisch → Oxygen
  • Struktur [Bau] → Sauerstoff besteht aus Molekülen [ist somit eine Molekülsubstanz]; Moleküle bestehen stets jeweils aus 2 Sauerstoffatomen, also desselben Elements [Elementsubstanz]; große Anziehungskräfte im Molekül, geringe Anziehung zwischen Molekülen
  • Beschreibung → Molekül aus 2 Sauerstoffatomen bestehend, die durch eine Doppelbindung, also einer Elektronenpaarbindung [Atombindung] aus 2 gemeinsamen Elektronenpaaren verbunden sind; beide positiv geladenen Atomkerne ziehen die gemeinsamen [bindenden] Elektronenpaare an
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  • Formel → O2
    chemisches Zeichen für 1 Molekül Sauerstoff und für das Gas (also den Stoff) Sauerstoff
  • Struktur des Moleküls, Formel in LEWIS-Schreibweise → die beiden Sauerstoffatome sind durch eine Doppelbindung [Elektronenpaarbindung bestehend aus 2 gemeinsamen Elektronenpaaren] miteinander verbunden
  • Atombindung und Edelgasregel [Oktettregel] → Sauerstoffatome besitzen je 6 Außenelektronen - daher werden 2 gemeinsame Elektronenpaare ausgebildet, denn 8 Außenelektronen ergeben eine stabile Elektronenanordnung für das Molekül, wie sie sonst nur Edelgasatome bereits besitzen; jeweils 4 Außenelektronen beider O-Atome sind somit nicht in die Bindung einbezogen [bilden nichtbindende Elektronenpaare]
    Edelgaskonfiguration können Teilchen durch Molekülbildung oder Ionenbildung erreichen
  • Hinweis → es gibt auch 3-atomige Sauerstoffmoleküle O3 - dieser Stoff heißt Ozon; das Gas entsteht auch bei Gewittern und "riecht" nach elektrischen Entladungen
Darstellung und Nachweis von Sauerstoff
  • Darstellung von Sauerstoff → durch Zersetzung von Wasserstoffperoxidlösung durch Reaktion mit Katalysatoren wie Braunstein [Manganoxid], exotherm
    2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) ; ΔH = -98,02 kJ/mol
    Hinweis → Wasserstoffperoxid zerfällt auch sehr langsam unter Lichteinwirkung in Wasser und Sauerstoff [daher muss die Lösung dunkel aufbewahrt werden und die Flasche einen Druckausgleich besitzen]; der Katalysator beschleunigt die Reaktion
    Darstellung von Sauerstoff im Behelfsgasentwickler → durch Zerfall von Wasserstoffperoxidlösung mit Hilfe des Katalysators Braunstein [Manganoxid] in Wasser und Sauerstoff [exotherm];
    anschließend verschließt man den Standzylinder noch unter Wasser [Glasplatte oder Stopfen] und kann dann später den Sauerstoff per Glimmspanprobe nachweisen
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  • Darstellung von Sauerstoff aus Kaliumpermanganat → durch Erhitzen brandfördernder Salze [enthalten das Element Sauerstoff] wie Kaliumpermanganat oder Kaliumnitrat [Salpeter] wird ebenfalls Sauerstoff erzeugt [endotherm]
    Darstellung und Nachweis von Sauerstoff in einem Experiment → durch Erhitzen des violetten Salzes entweicht unter Knistern Sauerstoff; dieser wird nun durch Glimmspanprobe nachgewiesen [glimmender Holzspan flammt auf]
    Die Sauerstoffentwicklung durch Wärme macht man sich im Falle von Kaliumnitrat in Feuerwerkskörpern oder Schwarzpulver zu Nutze.
    Kaliumnitrat und Kaliumpermanganat sind brandfördernd; Kaliumpermanganat ist auch gesundheitsschädlich und belastet die Umwelt.

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  • Nachweis von Sauerstoff → Glimmspanprobe [glimmender Holzspan flammt auf]
  • pneumatisches Auffangen → experimentelle Methode, um schlecht wasserlösliche Gase durch Verdrängung der Sperrflüssigkeit Wasser in einem Standzylinder o.ä. aufgefangen werden können
    Hinweis: Man verwendet u.U. auch andere Sperrflüssigkeiten, z.B. Natriumchloridlösung, um das wasserlösliche Kohlenstoffdioxid pneumatisch aufzufangen
Herstellung in der Industrie
  • Variante 1 → Luftverflüssigung durch hohen Druck und tiefe Temperaturen, dann Abdestillieren des Sauerstoffs bei –183°C [Stickstoff  bei –196°C, Helium bei –269°C]
  • Variante 2 → Elektrolyse von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff durch elektrischen Strom [Zerlegung von Wasser ist endotherm] ...
    2 H2O 2 H2 + O2 ; ΔH = +571,8 kJ/mol
Bedeutung und Verwendung
  • Bedeutung in der Natur → Fotosyntheseprodukt und somit Grundlage des Lebens auf der Erde, da Sauerstoff Ausgangsstoff der Zellatmung ist [biologische Oxidation; Energiegewinnung in den meisten Lebewesen]
  • Bildung und Zerfall von Ozon → Ozon bildet sich in der Atmosphäre aus Sauerstoff und freien Sauerstoffatomen, die in der Stratosphäre durch UV-Strahlen aus Sauerstoffmolekülen [in Erdnähe aus Stickstoffdioxid und bei Gewitter] entstehen - in der Stratosphäre schützt Ozon uns vor der UV-Strahlung der Sonne, in Erdnähe allerdings [z.B. durch Luftverschmutzung begünstigt] ist Ozon ein Atemgift; Bildung und Zerfall von Ozon [Grundreaktion ohne Berücksichtigung von Stickstoffoxiden] ...
    O + O2 O3 ; ΔH = +286 kJ/mol
  • Bedeutung bei Verbrennungen → für alle Verbrennungen [Oxidationen] erforderlich, da Sauerstoff Ausgangsstoff jeder Verbrennung ist, Beispiele nachfolgend ...
    • Verbrennung von Wasserstoff → aus Wasserstoff und Sauerstoff entsteht Wasser [exotherm]
      2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (g) ; ΔH = -571,8 kJ/mol
      Jeweils zwei Wasserstoffmoleküle reagieren mit einem Sauerstoffmolekül zu 2 Wassermolekülen.
    • Verbrennung von Kohlenstoff → aus Kohlenstoff und Sauerstoff entsteht Kohlenstoffdioxid [exotherm]
      C (s) + O2(g) CO2 (g) ; ΔH = -393 kJ/mol
      Jeweils ein Kohlenstoffatom reagiert mit einem Sauerstoffmolekül zu einem Molekül Kohlenstoffdioxid
      Auch bei der Verbrennung von Energieträgern wie Erdöl, Erdgas oder Benzin entsteht bei der Verbrennung Kohlenstoffdioxid, zudem Wasserdampf.
  • Verwendung in der Praxis → z.B. zum autogenen Schweißen und Brennschneiden, zur Beatmung in der Medizin und für Taucher, bei der Verpackung von Lebensmitteln [z.B. sieht Fleisch in Sauerstoffatmosphäre verpackt schön rot aus, auch wenn es schon älter ist]
Oxidationen
  • Begriff im engeren Sinne → eine Reaktion mit Sauerstoff [also eine Verbrennung], z.B. Verbrennung von Magnesium
    2 Mg + O2 2 MgO ; exotherm
  • Begriff im weitesten Sinne → eine Reaktion mit Elektronenabgabe [eine Teilreaktion von Redoxreaktionen, die zusätzlich eine Teilreaktion mit Elektronenaufnahme, die Reduktion, erfordert],
    z.B. Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff
    Elektronenabgabe [Oxidation] → 2 Mg2 Mg2+ + 4 e
    Elektronenaufnahme [Reduktion] → O2 + 4 e2 O2 –
    Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 2 Mg + O2 2 MgO
    z.B. Reaktion von Zink mit Salzsäure
    Elektronenabgabe [Oxidation] → ZnZn2+ + 2 e
    Elektronenaufnahme [Reduktion] → 2 H+ + 2 eH2
    Redoxreaktion [Elektronenübergang] → Zn + 2 H+ Zn2+ + H2
    mit Gegenionen → Zn + 2 H+ + 2 Cl Zn2+ + 2 Cl + H2
  • Tipp → mehr zu Redoxreaktion und Oxidationszahlen auch hier
Oxide
  • Metalloxide, Prinzip → Metall + Sauerstoff → Metalloxid [exotherm]
  • Nichtmetalloxide, Prinzip → Nichtmetall + Sauerstoff → Nichtmetalloxid [exotherm]
  • Hinweis → es gibt noch weitere Reaktionen, bei denen Oxide als Reaktionsprodukte entstehen
  • Kurzbeschreibung einiger Metalloxide ↓
    Oxid, Name und Formel Besonderheiten
    Magnesiumoxid MgO auch Magnesia; weißes Pulver; Medizin [z.B. gegen Sodbrennen als Säureregulator], feuerfeste Geräte und Steine, Trennmittel (E 530) in Lebensmitteln

    Calciumoxid CaO

    auch Branntkalk; weißes Pulver; in der Bauindustrie und als Düngekalk
    Aluminiumoxid Al2O3 auch Korund, Tonerde; weißes Pulver; feuerfeste Geräte und Steine, Keramik, bruchsichere Gläser, Kondensatoren, mit Farbbeimengungen als Korund, Saphir [+TiO2] oder Rubin [+Cr2O3] (Korund: härtester Stoff, für Schneid- und Schleifwerkzeuge; Rubin: Schmuck, Saphir: Schmuck, Lasertechnik)
    Gewinnung von Aluminiumoxid und Aluminium aus Bauxit, das u.a. auch noch Al(OH)3 enthält

    Zinkoxid ZnO

    weißes Pulver; Farben, Salben, Sonnenschutzmittel
    Kupferoxide Cu2O und CuO braun bzw. schwarz; Elektronik, Farben [z.B. Unterwasserfarben]

    Eisenoxide FeO, Fe2O3, Fe3O4

    Eisen- und Stahlherstellung, Thermitverfahren
  • Kurzbeschreibung einiger Nichtmetalloxide ↓
    Oxid, Name und Formel Besonderheiten
    Wasser H2O eigentlich Diwasserstoffoxid; lebenswichtig auf unserem Planeten; Ausgangsstoff der Fotosynthese, Lösungs- und Transportmittel u.v.a. [mehr]

    Kohlenstoffdioxid CO2

    farblose Gas, geruchlos, erstickende Wirkung, schwerer als Luft [mehr], bildet mit Wasser Kohlensäure; z.B. für Feuerlöschzwecke, Getränke; Ausgangsstoff der Fotosynthese [mehr]

    Kohlenstoffmonooxid CO

    farbloses Gas, brennbar und sehr giftig [siehe Rauchgasvergiftungen u.ä.]; zur Herstellung von Methanol nötig

    Schwefeldioxid SO2

    farblose Gas, stechend riechend, erstickende Wirkung, bleichend, keimtötend [z.B. "Schwefeln" von Wein] reagiert mit Wasser unter Bildung schwefliger Säure; Atemgift, Umweltgift [saurer Regen]; Herstellung von Schwefeltrioxid

    Schwefeltrioxid SO3

    eigentlich fest, aber schnell flüchtig bei Zimmertemperatur, ätzende Wirkung; zur Herstellung von Schwefelsäure

    Diphosphorpent(a)oxid P4O10

    weißes Pulver, stark ätzend; zur Herstellung von Phosphorsäure
Einige Fachbegriffe dieser Seite
  • Aggregatzustände in Reaktionsgleichungen → (g) gasförmig [gaseous], (l) flüssig [liquid], (s) fest [solid]; (aq) wässrige Lösung
  • Reaktionswärme exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = -n kJ/mol; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ/mol; manchmal auch mit Q = ... statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kJ/mol auch als kJ · mol-1 möglich
    Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das Gegenteil]!
  • ΔH → Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also Energiebilanz bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Produkte und Ausgangsstoffe, d.h. ihrer chemischen Energien]
  • Katalysator → Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne selbst verbraucht zu werden [liegt nach der Reaktion wieder unverändert vor]
  • Elektronenpaarbindung [Atombindung] → Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem elektrisch negativ geladenen gemeinsamen Elektronenpaar und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht
  • Natriumchloridlösung → Kochsalzlösung [NaCl]
  • Sodawasser → mit Kohlenstoffdioxid-Gas angereichertes Wasser
  • autogenes Schweißen → Schweißverfahren ohne elektrischen Strom, dafür benötigt man eine Gasflasche mit Sauerstoff sowie eine mit brennbaren Gas [Wasserstoff oder Acetylen] sowie einen geeigneten Schweißbrenner
  • Brennschneiden → Zerlegen von Stahlteilen mit einem Schneidbrenner, dafür benötigt man eine Gasflasche mit Sauerstoff sowie eine mit brennbaren Gas [Wasserstoff oder Acetylen]; die Gasmischung erfolgt anders als beim autogenen Schweißen
  • Redoxreaktion → Reaktion mit Elektronenübergang; mindestens ein Elektron wird von einem Teilchen abgegeben [Reduktionsmittel; wird oxidiert], das von einem anderen Teilchen [Oxidationsmittel, wird reduziert] wieder aufgenommen wird
  • Edelgaskonfiguration → Außenelektronenanordnung von Edelgasatomen [siehe VIII. Hauptgruppe]; d.h. 8 Außenelektronen [oder 2 auf der 1. Elektronenschale, wenn diese bei Helium Außenschale ist]
  • LEWIS-Schreibweise → Elektronenschreibweise; durch Striche werden Außenelektronenpaare, durch Punkte einzelne Außenelektronen, außerdem bei Ionen Ladungen angegeben
  • Molekül → zusammengesetztes Teilchen, bestehend aus mindestens 2 Atomen, die durch starke Anziehungskräfte zusammengehalten werden
  • [chemische] Formel → zusammengesetztes chemisches Zeichen aus Symbolen und Ziffern, die Teilchenanzahlen in Molekülen oder -verhältnisse in Baueinheiten [Elementargruppen] kennzeichnen
  • Destillation → Trennverfahren von Stoffgemischen meist flüssiger Stoffe auf Grund unterschiedlicher Siedetemperaturen der Bestandteile
  • umkehrbare Reaktion → Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hin- und Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil [mehr]
HInweise und Quellenangaben
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  • Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch folgende Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, darüber hinaus die Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw. 1998 für Sachsen]. Zitate oder Kopien erfolgten nicht.

  • Diese Seite wurde auf dem Niveau der Realschule und Sekundarstufe I erstellt.

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