Sauerstoff

Sauerstoff
n., Plural: Oxygene

Definition: das farblose, geruchlose, gasförmige Element, dargestellt durch das Symbol „O“, mit der Ordnungszahl 8

Sauerstoff Definition

In der Biochemie ist Sauerstoff das farblose, geruchlose, gasförmiges Element mit dem Symbol „O“ und der Ordnungszahl 8, das etwa 21 Volumenprozent der Atmosphäre ausmacht und wegen seiner Rolle bei verschiedenen biochemischen und physiologischen Prozessen, insbesondere bei aeroben Organismen, biologisch wichtig ist. Etymologie: Altgriechisch ὀξύς (oxús, bedeutet „scharf“) + γενής (-genēs, bedeutet „Erzeuger“). Symbol: O.

Sauerstoff ist eines der in der Natur vorkommenden chemischen Elemente. Ein chemisches Element ist die reine Substanz einer Atomart. Gegenwärtig gibt es 94 natürliche und 24 synthetische Elemente. Sauerstoff ist zusammen mit Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff eines der häufigsten Elemente in Lebewesen. Außerdem ist es nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste Element im Universum.

Eigenschaften von Sauerstoff

Sauerstoff ist ein natürliches, gasförmiges Element mit der Ordnungszahl 8 und einem Atomgewicht von 15,96. Im Periodensystem gehört es zu den Chalkogenen. Es ist ein reaktives Nichtmetall mit der Elektronenkonfiguration He 2s2 2p4. Er kann sich mit allen Elementen, außer Fluor, zu Oxiden, Basen, Anhydriden von Sauerstoffsäuren usw. verbinden. Bei Raumtemperatur ist Sauerstoff mit den meisten Stoffen nur mäßig aktiv. Bei höheren Temperaturen wird er jedoch so aktiv, dass er als einer der stärksten chemischen Stoffe gilt. Der Schmelzpunkt von Sauerstoff liegt bei -218,79 °C. Seine Dichte bei STP beträgt 1,49 g/L bei 0 °C und 760 mm Druck.

Im 18. und 19. Jahrhundert entdeckten Wissenschaftler, dass die Luftbestandteile durch Komprimieren und Abkühlen der Luft verflüssigt werden können. Im Jahr 1883 wurde Sauerstoff zum ersten Mal in einem stabilen Zustand verflüssigt.1 Der flüssige Sauerstoff hat eine blassblaue Farbe, eine Dichte von 1,141 g/cm3, einen Siedepunkt von -182,96 °C bei 101,325 kPa (760 mmHg) und einen Gefrierpunkt von -218,79 °C. Gegenwärtig wird er in der Militärluftfahrt und in der Gasindustrie verwendet.

Fester Sauerstoff ist ein weiterer Aggregatzustand von Sauerstoff, der sich bei normalem atmosphärischem Druck bei einer Temperatur unter -218,79 °C bildet. Er hat ebenfalls eine blassblaue Farbe. Er hat eine Dichte von 21 cm3/mol in der α-Phase bis 23,5 cm3/mol in der γ-Phase.2

Isotope des Sauerstoffs

Die natürlich vorkommenden Isotope des Sauerstoffs sind Sauerstoff-16, Sauerstoff-17 und Sauerstoff-18. Alle drei Isotope sind stabil. Sauerstoff-16 (16O) hat 8 Neutronen und 8 Protonen in seinem Kern. Es ist das am häufigsten vorkommende Sauerstoffisotop und macht 99,762 % der natürlichen Häufigkeit aus (NA, d. h. die Häufigkeit des Isotops in der Natur). Sauerstoff-17 (17O) hat 9 Neutronen und 8 Protonen in seinem Kern. Seine NA beträgt 0,0373% im Meerwasser und 0,0377421% im Meerwasser. Sauerstoff-18 (18O) hat 10 Neutronen und 8 Protonen in seinem Kern. Sein NA beträgt 0,2 %.

Allotrope des Sauerstoffs

Ein Allotrop eines Elements ist eine der zahlreichen Substanzen, die von nur einer Art von Element gebildet werden. Beispiele für Allotrope von Sauerstoff sind atomarer Sauerstoff, Dioxygen, Ozon und Tetraoxygen. Atomarer Sauerstoff (O1) ist ein sehr reaktives Allotrop des Sauerstoffs. Er neigt dazu, sich schnell mit benachbarten Molekülen zu verbinden. Dioxygen (O2) (freier Sauerstoff) kommt in zwei Hauptformen vor: Triplett und Singulett. Der Triplett-Sauerstoff 3O2 ist der Triplett-Grundzustand von Dioxygen. Er ist besser bekannt als molekularer Sauerstoff.

Seine beiden Sauerstoffatome sind durch eine volle σ-Bindung und zwei π-Halbbindungen miteinander verbunden. Es ist das häufigste und stabilste Allotrop des Sauerstoffs auf der Erde. Es ist die Form, die von Organismen genutzt wird, z. B. bei der Zellatmung. Er wird auch als Nebenprodukt der Photosynthese von photoautotrophen Organismen freigesetzt.

Singlet-Sauerstoff 1O2 ist Dioxygen mit der Formel O=O. Er ist gegenüber organischen Verbindungen reaktiver als der Triplett-Sauerstoff. Er kann vom Triplett-Sauerstoff anhand der Anzahl der Elektronenspins unterschieden werden. Singulett-Sauerstoff hat nur eine mögliche Anordnung der Elektronenspins, während Triplett-Sauerstoff drei hat. Singulett-Sauerstoff gehört zu den reaktiven Sauerstoffspezies (ROS).

In photoautotrophen Organismen wird Singulett-Sauerstoff von Chlorophyllmolekülen während der Photosynthese erzeugt. Pflanzen wirken der schädlichen oxidativen Wirkung durch die Wirkung von Carotinoiden entgegen. Pflanzenfresser, die Pflanzenteile aufnehmen, die reich an Chlorophyllpigmenten sind, die Singulett-Sauerstoff produzieren, sind anfällig für Lichtempfindlichkeit.

Menschen beispielsweise, die sich vegan ernähren, können lichtempfindlicher werden und neigen zu Photodermatitis. Bei Säugetieren wird ROS mit der Oxidation von LDL-Cholesterin in Verbindung gebracht, was wiederum für die schädlichen Auswirkungen auf das Herz-Kreislauf-System verantwortlich ist. In der Medizin ist es die aktive Sauerstoffspezies in der photodynamischen Therapie.

Ozon (O3) ist ein Molekül, das in der Ozonschicht der Stratosphäre vorhanden ist. Es ist in der Lage, den größten Teil der ultravioletten Strahlung der Sonne zu absorbieren. Tetra-Sauerstoff (O4) wurde auch Oxozon genannt.

Sauerstoffhaltige Verbindungen

Wasser (H2O) ist eines der Oxide des Wasserstoffs und das häufigste Oxid. Die Wasserstoffatome sind durch kovalente Bindungen an den Sauerstoff gebunden. Wasser ist ein polares Molekül, denn der Sauerstoff ist leicht negativ geladen, während die Wasserstoffatome eine leichte positive Ladung aufweisen. Die Polarität des Wassers macht es zu einem ausgezeichneten Lösungsmittel. Der leicht negative Sauerstoff zieht Kationen an, während der leicht positive Wasserstoff Anionen anzieht. Daher hat Wasser die Fähigkeit, Moleküle zu dissoziieren und zu ionisieren. Wasser, CO2, MgO, Al2O3, Na2O, CaO, BaO und ZnO sind Beispiele für Oxide, die ebenfalls Beispiele für sauerstoffhaltige anorganische Verbindungen sind.

Organische Verbindungen sind grundsätzlich definiert als Stoffe, die Kohlenstoffatome und Kohlenstoff-Kohlenstoff- (C-C) und Kohlenstoff-Wasserstoff- (C-H) Bindungen enthalten. Beispiele für häufige organische Verbindungen, die Sauerstoff und R (die organische funktionelle Gruppe) enthalten, sind Alkohole (R-OH), Aldehyde (R-CO-H), Amide R-C(O)-NR2, Ester (R-COO-R), Ether (R-O-R) und Ketone (R-CO-R). Andere wichtige organische Verbindungen, die Sauerstoff enthalten, sind Zitronensäure, Formaldehyd, Glycerin, Acetamid, Formaldehyd und Glutaraldehyd.

Entdeckung des Sauerstoffs

Im 17. und 18. Jahrhundert führten die frühen Experimente von Wissenschaftlern wie Robert Hooke, Ole Borch und Pierre Bayen zur Herstellung von Sauerstoff. Allerdings wurde er damals noch nicht als chemisches Element anerkannt. Vielmehr herrschte jahrhundertelang die Vorstellung vor, dass die vier Hauptelemente Luft, Feuer, Wasser und Erde seien. Man wusste noch nicht, dass jedes von ihnen aus einfacheren Bestandteilen bestand, die später als chemische Elemente bezeichnet wurden.
Der britische Geistliche Joseph Priestley (1733-1804) bestritt diese Ansicht und behauptete, die Luft bestehe aus Substanzen wie dem Gas, das er bei seinen Experimenten aus Quecksilberoxid (HgO) freigesetzt hatte. Er bezeichnete dieses Gas als dephloginierte Luft. Später erhielt das Gas 1777 von dem französischen Chemiker Antoine Lavoisier (1743 – 1794) den Namen Oxygène.3 Priestley war der erste, der über Sauerstoff publizierte und wird daher gewöhnlich als Entdecker des Sauerstoffs bezeichnet.

Der englische Name oxygen wurde von Lavoisiers oxygène übernommen, das wiederum vom griechischen ὀξύς (oxús, „scharf“) und -γενής (-genēs, „Erzeuger“) abgeleitet wurde. Diese Bezeichnung war jedoch falsch, da man davon ausging, dass das Element ein Bestandteil bei der Bildung aller Säuren ist. Der Name hat sich so eingebürgert, dass er bis heute erhalten geblieben ist, auch nachdem sich herausgestellt hat, dass er nicht stimmt.

Biologische Bedeutung

In der Biologie spielt Sauerstoff eine entscheidende Rolle bei verschiedenen biochemischen und physiologischen Prozessen. Er ist das am häufigsten vorkommende Element (65 % der Masse) im menschlichen Körper, gefolgt von Kohlenstoff (18,5 %), Wasserstoff (9,5 %), Stickstoff (3,2 %), Kalzium (1,5 %) und Phosphor (1 %).

Atmung

Beim Menschen und anderen Landwirbeltieren gelangt der Sauerstoff (O2) durch die Lungen in den Körper und bindet sich dann an das Hämoglobin der roten Blutkörperchen, um an verschiedene Teile des Körpers abgegeben zu werden. Der Sauerstoff löst sich vom Hämoglobin und gelangt durch Diffusion in die Gewebe. Im Gegenzug wird Kohlendioxid aufgenommen und in die Lunge gebracht, um nach außen abgegeben zu werden.

Sauerstoff gelangt in die Zelle und wird von den Mitochondrien zur Erzeugung von ATP durch Zellatmung verwendet. Er fungiert als letzter Elektronenakzeptor in der Elektronentransportkette während der oxidativen Phosphorylierung. Die Gesamtreaktion der Zellatmung lautet: C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + 2880 kJ/mol.

Da sie Sauerstoff verwendet, wird der Prozess als aerob bezeichnet. Die Anwesenheit von Sauerstoff macht die Zellatmung etwa zehnmal effizienter bei der Gewinnung von ATP.

Immunfunktion

Beim Menschen sind Wasserstoffperoxid (H2O2), Singulett-Sauerstoff und Superoxid-Ionen einige der ROS, die natürlich als Nebenprodukte der Sauerstoffverwendung auftreten. Sie werden zur Zerstörung von Krankheitserregern verwendet und haben daher eine Immunfunktion.

Photosynthese

Photoautotrophe Organismen, wie Cyanobakterien, Grünalgen und Pflanzen, produzieren Sauerstoff durch Photosynthese. Die allgemeine Formel des Prozesses lautet:
6 CO2 + 6 H2O + Photonen → C6H12O6 + 6 O2
Kohlendioxid, Wasser und Photonen werden benötigt, um Glukose und O2 zu erzeugen. Der Sauerstoff wird schließlich an die Atmosphäre abgegeben.

Sauerstofftherapie

Sauerstoff wird auch eine therapeutische Rolle zugeschrieben, insbesondere bei der Behandlung von ischämischen Geweben. Die Sauerstofftherapie, die Verwendung von Sauerstoff zur medizinischen Behandlung, wird zur Behandlung von Erkrankungen mit beeinträchtigter Sauerstoffaufnahme, wie Lungenentzündung und Emphysem, eingesetzt. Sauerstoff (O2) kann jedoch bei hohen Partialdrücken (<50 Kilopascal) toxisch sein. Er kann zu Gesundheitsproblemen und Krämpfen führen.

Geologische Geschichte des Sauerstoffs

Vor 3,85 bis 2,45 Milliarden Jahren gab es noch keinen freien Sauerstoff in der Erdatmosphäre und die meisten ozeanischen Teile waren anoxisch. Freier Sauerstoff begann in der Atmosphäre zu existieren, als sich photosynthetische Organismen entwickelten. Man geht davon aus, dass dies vor etwa 3,5 Milliarden Jahren geschah. Durch Photosynthese nutzten sie Kohlendioxid, Wasser und Photonen, um Zucker zu erzeugen. Auch der bei der Photosynthese entstehende Sauerstoff wurde als Abfallprodukt entsorgt.
Vor 2,45 bis 1,85 Millionen Jahren begann der Sauerstoffgehalt deutlich anzusteigen. Ein Großteil des von Organismen produzierten freien Sauerstoffs wurde in den Ozeanen und im Gestein des Meeresbodens gebunden. Die biologisch bedingte Sauerstoffanreicherung wird als „Great Oxygenation Event“ bezeichnet. Es wird vermutet, dass er während der Siderischen Periode (vor 2,5-2,3 Milliarden Jahren) des Paläoproterozoikums stattfand. Die starke Anreicherung von freiem Sauerstoff führte zum Aussterben vieler obligater Anaerobier.

Vor 1,85 bis 0,85 Milliarden Jahren begann freier Sauerstoff aus den Ozeanen auszugasen. Die Landflächen absorbierten einen Großteil davon. Von da an bis heute reicherte sich der freie Sauerstoff in der Atmosphäre an, vor allem wenn die Sauerstoffspeicher gefüllt waren. Die Entwicklung von Organismen, die Sauerstoff verstoffwechseln konnten, dämpfte die Zunahme des verfügbaren freien Sauerstoffs.

Im Karbon (vor 358,9-298,9 Millionen Jahren) des Paläozoikums stieg der Sauerstoffgehalt in der Atmosphäre auf 35 Volumenprozent. Man nahm an, dass dies ein Faktor für die Entwicklung von großformatigen Insekten und Amphibien war. Es wurde auch angenommen, dass die Verfügbarkeit von Sauerstoff zur Vielfalt der aeroben Organismen führte.4

Sauerstoffkreislauf

Sauerstoff ist nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste Element im Universum. Es ist daher auf der Erde weit verbreitet und wird im Kreislauf geführt. Der Sauerstoffkreislauf ist einer der biogeochemischen Kreisläufe auf der Erde, bei dem er von einer Form in eine andere umgewandelt wird.

Die vier Hauptreservoirs für Sauerstoff sind die Atmosphäre, die Hydrosphäre, die Lithosphäre und die Biosphäre. Die Lithosphäre ist das größte Reservoir, insbesondere in den Silikat- und Oxidmineralen der Erdkruste und des Erdmantels. In der Atmosphäre kommt Sauerstoff überwiegend als Dioxygen vor. Es gibt aber auch andere sauerstoffhaltige Moleküle, wie Ozon (O3), CO2, H2O (als Wasserdampf) und andere Oxide. Die hohe Ozonkonzentration ist für die Bildung des UV-Schildes, der so genannten Ozonschicht, in der Stratosphäre verantwortlich. In der Hydrosphäre kommt Sauerstoff in Wassermolekülen, in Kohlensäure und als freier Sauerstoff vor. Eine wichtige Quelle für Sauerstoff ist die Biosphäre als Nebenprodukt des biologischen Prozesses Photosynthese. Auch durch Photolyse wird Sauerstoff gebildet. Sie spaltet Wasser und Distickstoffoxid und setzt freien Sauerstoff in der Atmosphäre frei, während Wasserstoff und Stickstoff in den Weltraum gelangen. Meerestiere mit Kalziumkarbonatschalen dienen ebenfalls als biologische Quelle. Wenn sie sterben, wird das Kalziumkarbonat in ihrer Schale in das Kalksedimentgestein eingebaut.

Freier Sauerstoff aus der Atmosphäre wird von aeroben Tieren zur Atmung verstoffwechselt. Dabei setzen sie Kohlendioxid frei.

Die Lithosphäre nimmt bei der chemischen Verwitterung freien Sauerstoff aus der Atmosphäre auf, zum Beispiel bei der Bildung von Rost.

Lesen:

• Sauerstofftransport bei der Photosynthese
• Zellatmung – Biologie Online Tutorial

1. Papanelopoulou, F. (2013). „Louis Paul Cailletet: Die Verflüssigung von Sauerstoff und das Aufkommen der Tieftemperaturforschung“. Notes and Records of the Royal Society of London. 67 (4): 355-73. doi:10.1098/rsnr.2013.0047
2. Roder, H. M. (1978). „Das molare Volumen (Dichte) von festem Sauerstoff im Gleichgewicht mit Dampf“. Journal of Physical and Chemical Reference Data. 7 (3): 949. doi:10.1063/1.555582
3. Joseph Priestley, Entdecker des Sauerstoffs National Historic Chemical Landmark – American Chemical Society. (2015, January 1). Abgerufen von www.acs.org/content/acs/en/education/whatischemistry/landmarks/josephpriestleyoxygen.html
4. Hickey, H. (2015, Januar 1). Sauerstoff war der Lebensatem, der die Entwicklung der Tiere ermöglichte. Abgerufen von www.washington.edu/news/2015/12/18/oxygen-provided-breath-of-life-that-allowed-animals-to-evolve/