Quelltext der Seite Sauerstoff

{{Weiterleitungshinweis|Oxygenium|Zur gleichnamigen erdgeschichtlichen Periode siehe [[Oxygenium (Periode)]].}}
{{Infobox Chemisches Element
<!--- Periodensystem --->| Name = Sauerstoff
| Symbol = O
| Ordnungszahl = 8
| Serie = Nm
| Gruppe = 16
| Periode = 2
| Block = p
<!--- Allgemein --->| Aussehen = farbloses Gas
| CAS = {{CASRN|7782-44-7|Q5203615}} (O<sub>2</sub>)
| EG-Nummer = 231-956-9
| ECHA-ID = 100.029.051
| ATC-Code = {{ATC|V03|AN01}}
<!--- Atomar --->| Hauptquelle = <ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus [https://www.webelements.com/oxygen/ www.webelements.com (Sauerstoff)] entnommen.</ref>
| Massenanteil = 49,4 % (1. Rang)<ref name="Harry H. Binder">[[Harry H. Binder]]: ''Lexikon der chemischen Elemente.'' S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
| Atommasse = 15,999 (15,99903 – 15,99977)<ref>Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für die mittlere Atommasse der in Klammern angegebene Bereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: ''Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report).'' In: ''Pure and Applied Chemistry.'' 2010, S.&nbsp;1, [[doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14]].</ref><ref name="IUPAC">[https://www.ciaaw.org/atomic-weights.htm IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013].</ref>
| Atomradius = 60
| AtomradiusBerechnet = 48
| KovalenterRadius = 73
| VanDerWaalsRadius = 152
| Elektronenkonfiguration = &#91;[[Helium|He]]&#93; 2[[S-Orbital|s]]<sup>2</sup> 2[[P-Orbital|p]]<sup>4</sup>
| Austrittsarbeit = 
| Ionisierungsenergie_1 = {{ZahlExp|13,618055|suffix=(7)|post=[[Elektronenvolt|eV]]<ref name="NIST-ASD-oxygen">{{NIST-ASD|oxygen|Abruf=2020-06-11}}</ref>}} ≈ {{ZahlExp|1313,94|post=[[Joule|kJ]]/[[mol]]<ref name="Webelements-oxygen">{{Webelements|oxygen|atoms|Abruf=2020-06-11}}</ref>}}
| Ionisierungsenergie_2 = {{ZahlExp|35,12112|suffix=(6)|post=eV<ref name="NIST-ASD-oxygen" />}} ≈ {{ZahlExp|3388,67|post=kJ/mol<ref name="Webelements-oxygen" />}}
| Ionisierungsenergie_3 = {{ZahlExp|54,93554|suffix=(12)|post=eV<ref name="NIST-ASD-oxygen" />}} ≈ {{ZahlExp|5300,47|post=kJ/mol<ref name="Webelements-oxygen" />}}
| Ionisierungsenergie_4 = {{ZahlExp|77,41350|suffix=(25)|post=eV<ref name="NIST-ASD-oxygen" />}} ≈ {{ZahlExp|7469,27|post=kJ/mol<ref name="Webelements-oxygen" />}}
| Ionisierungsenergie_5 = {{ZahlExp|113,8990|suffix=(5)|post=eV<ref name="NIST-ASD-oxygen" />}} ≈ {{ZahlExp|10989,6|post=kJ/mol<ref name="Webelements-oxygen" />}}
| Ionisierungsenergie_6 = {{ZahlExp|138,1189|suffix=(21)|post=eV<ref name="NIST-ASD-oxygen" />}} ≈ {{ZahlExp|13326,4|post=kJ/mol<ref name="Webelements-oxygen" />}}
<!--- Physikalisch --->| Aggregatzustand = gasförmig (O<sub>2</sub>)
| Kristallstruktur = [[Kubisches Kristallsystem|kubisch]]
| Dichte = 1,429&nbsp;kg&nbsp;·&nbsp;m<sup>−3</sup><ref name="GESTIS">{{GESTIS|ZVG=7080|Name=Sauerstoff|CAS=7782-44-7|Abruf=2016-08-09}}</ref>
| RefTempDichte_K = 273,15
| Mohshärte = 
| Magnetismus = [[Paramagnetismus|paramagnetisch]] ([[Magnetische Suszeptibilität|''χ<sub>m</sub>'']] = 1,9 · 10<sup>−6</sup>)<ref>Robert C. Weast (Hrsg.): ''CRC Handbook of Chemistry and Physics''. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.</ref>
| Schmelzpunkt_K = 54,8
| Schmelzpunkt_C = −218,3
| Siedepunkt_K = 90,15 K<ref name="Zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks.'' In: ''Journal of Chemical & Engineering Data.'' 56, 2011, S.&nbsp;328–337, [[doi:10.1021/je1011086]].</ref>
| Siedepunkt_C = −183
| Verdampfungswärme = 6,82 kJ/mol<ref name="Zhang" />
| Schmelzwärme = 0,222
| Dampfdruck = 
| RefTempDampfdruck_K = 
| Schallgeschwindigkeit = 317,5
| RefTempSchallgeschwindigkeit_K = 293
| SpezifischeWärmekapazität = 920
| RefTempSpezifischeWärmekapazität_K = 298
| ElektrischeLeitfähigkeit = 
| RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = 
| Wärmeleitfähigkeit = 0,02658
| RefTempWärmeleitfähigkeit_K = <!--- Chemisch --->
| Oxidationszustände = '''−2''', −1, ±0, +1, +2
| Normalpotential = 1,23 V
| Elektronegativität = 3,44
| CLH = {{CLH-ECHA|ID=100.029.051|Name=Oxygen|Abruf=2016-08-01}}
| Quelle GHS-Kz = <ref name="GESTIS" />
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|03|04}}
| GHS-Signalwort = Gefahr
| H = {{H-Sätze|270|280}}
| EUH = {{EUH-Sätze|-}}
| P = {{P-Sätze|244|220|370+376|403}}
| Quelle P = <ref name="GESTIS" />
| Radioaktiv = <!--- Isotope --->
| Isotope = {{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = O
| Massenzahl = 15
| NH = 0
| Halbwertszeit = 122,24&nbsp;s
| Zerfallstyp1ZM = [[Betazerfall|β<sup>+</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 2,754
| Zerfallstyp1ZP = [[Stickstoff|<sup>15</sup>N]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Symbol = O
| Massenzahl = 16
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}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Symbol = O
| Massenzahl = 17
| NH = 0,038
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Symbol = O
| Massenzahl = 18
| NH = 0,2
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| NMREigenschaften = {{Infobox Chemisches Element/NMR
| Symbol = O
| Massenzahl_1 = 17
| Kernspin_1 = 5/2
| Gamma_1 = −3,628&nbsp;·&nbsp;10<sup>7</sup>
| Empfindlichkeit_1 = 0,029
| Larmorfrequenz_1 = {{0}}27,1
}}
}}

'''Sauerstoff''' (auch '''Oxygenium''', kurz ''Oxygen'', genannt; gebildet aus {{grcS|ὀξύς|oxýs}} „scharf, spitz, sauer“ und [[-gen]], zusammen „Säureerzeuger, Säurebildner“) ist ein [[chemisches Element]] mit dem [[Elementsymbol|Symbol]]&nbsp;'''O''' und der [[Ordnungszahl]]&nbsp;8. Es steht an achter Stelle im [[Periodensystem]] und dort zusammen mit den Elementen [[Schwefel]], [[Selen]], [[Tellur]], [[Polonium]] und [[Livermorium]], die die [[Chalkogene]] bilden, in der sechsten [[Hauptgruppe]], bzw. 16.&nbsp;[[Gruppe des Periodensystems|IUPAC-Gruppe]]. Sauerstoff ist bezüglich der Masse mit 48,9 %<ref name="römpp">{{RömppOnline|ID=RD-19-00520|Name=Sauerstoff|Abruf=2012-12-20}}</ref> das [[Elementhäufigkeit#Häufigkeiten auf der Erde|häufigste Element]] der [[Erdkruste]], das häufigste Element der [[Erdhülle]] und mit rund 30 % das zweithäufigste Element der Erde insgesamt ([[Eisen]] ist an 1.&nbsp;Stelle).<ref>Wissenschaft-Online-Lexika: ''Eintrag zu Sauerstoff im Lexikon der Geowissenschaften,'' abgerufen am 20. Dezember 2012.</ref>

Unter Normalbedingung tritt Sauerstoff in Form eines [[kovalent]]en [[Homodimer]]s auf, also einer Verbindung aus zwei Sauerstoff-[[Atom]]en und mit der [[Summenformel]] '''O<sub>2</sub>''', bezeichnet als ''molekularer Sauerstoff'', ''Dioxygen'' oder ''Disauerstoff''. Es ist ein farb- und geruchloses Gas, das in der [[Luft]] zu 20,942 % enthalten ist. Es ist an vielen [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennungs]]- und [[Korrosion]]svorgängen beteiligt. Fast alle Lebewesen benötigen Sauerstoff zum Leben (in der Regel geben Pflanzen aber während der [[Photosynthese]] mehr Sauerstoff ab, als sie verbrauchen). Sie entnehmen ihn meistens durch [[Atmung]] aus der Luft oder durch [[Resorption]] aus Wasser (gelöster Sauerstoff). In hohen Konzentrationen dagegen ist er für die meisten Lebewesen [[gift]]ig.

Die metastabile, energiereiche und reaktive [[Allotropie|allotrope]] Form aus drei Sauerstoffatomen (O<sub>3</sub>) wird [[Ozon]] genannt.

''Atomarer Sauerstoff'', das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt stabil nur unter extremen Bedingungen vor, beispielsweise im [[Vakuum]] des Weltalls oder in heißen Sternatmosphären. Er hat jedoch eine wesentliche Bedeutung als reaktives Zwischenprodukt in vielen Reaktionen der [[Atmosphärenchemie]].

== Geschichte ==
[[Datei:Carl Wilhelm Scheele from Familj-Journalen1874.png|mini|Carl Wilhelm Scheele, einer der Entdecker des Sauerstoffs]]
Im 18. Jahrhundert haben [[Carl Wilhelm Scheele]] (um 1772, veröffentlicht 1777) in Schweden und [[Joseph Priestley]] in England (1771, öffentlich beschrieben 1774) unabhängig voneinander im Zusammenhang mit der Erforschung von [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennungsvorgängen]] den Sauerstoff entdeckt.<ref name="Pilgrim">E. Pilgrim: ''Entdeckung der Elemente.'' Mundus Verlag, Stuttgart 1950.</ref><ref>[[Rudolf Frey (Mediziner)|Rudolf Frey]], [[Otto Mayrhofer]], mit Unterstützung von Thomas E. Keys und John S. Lundy: ''Wichtige Daten aus der Geschichte der Anaesthesie.'' In: R. Frey, [[Werner Hügin]], O. Mayrhofer (Hrsg.): ''Lehrbuch der Anaesthesiologie und Wiederbelebung.'' Springer, Heidelberg/Basel/Wien 1955; 2., neubearbeitete und erweiterte Auflage. Unter Mitarbeit von H. Benzer. Springer-Verlag, Berlin/Heidelberg/New York 1971, ISBN 3-540-05196-1, S. 13–16, hier: S. 14.</ref> Der Entdeckung sehr nahe kam auch [[Pierre Bayen]] (1774).

Mit der Entdeckung des Sauerstoffs wurde die von [[Georg Ernst Stahl]]
eingeführte Hypothese vom [[Phlogiston]], das bei Verbrennungsprozessen entweichen sollte, zu Fall gebracht.<ref>[[Georg Fischer (Mediziner)|Georg Fischer]]: ''Chirurgie vor 100 Jahren. Historische Studie.'' [Gewidmet der [[Deutsche Gesellschaft für Chirurgie|Deutschen Gesellschaft für Chirurgie]]]. Verlag von F. C. W. Vogel, Leipzig 1876; Neudruck mit dem Untertitel ''Historische Studie über das 18. Jahrhundert aus dem Jahre 1876'' und mit einem Vorwort von [[Rolf Winau]]: Springer-Verlag, Berlin/ Heidelberg/ New York 1978, ISBN 3-540-08751-6, S. 377.</ref> Von der Steinzeit bis über das Mittelalter hinaus war das [[Feuer]] für den Menschen eine Erscheinung, die als Gabe des Himmels hingenommen wurde. Über das Wesen des Feuers entstanden verschiedene Vorstellungen durch die Naturphilosophen der Antike bis zu den [[Alchemie|Alchimisten]]. Das Feuer wurde auch als ein Grundstoff der [[Vier-Elemente-Lehre]] verstanden. Im 17.&nbsp;Jahrhundert entstand die Vorstellung eines „leichten geheimnisvollen Stoffs“. Dieses „Phlogiston“ würde aus dem brennenden Stoff entweichen, Wärme wurde als Stoff verstanden. Der deutsch-schwedische [[Apotheker]] Carl Wilhelm Scheele stellte Versuche dazu an. Beim Erhitzen von Braunstein ([[Mangandioxid]]) oder [[Kaliumpermanganat]] mit konzentrierter Schwefelsäure (''Vitriol'') erhielt er ein farbloses Gas. Dieses Gas förderte die Verbrennung und Scheele nannte es „Feuerluft“ oder nach der Herkunft „Vitriolluft“. Er fand, dass Luft aus diesem Gas (dem Sauerstoff) und „[[Stickstoff|verdorbener Luft]]“ besteht. Gänzlich unabhängig konnte der Engländer Joseph Priestley zwei Jahre später durch Erhitzen von [[Quecksilber(II)-oxid|Quecksilberoxid]] Sauerstoffgas herstellen. Der Brite veröffentlichte seine Erkenntnisse im Jahr 1774, Scheele publizierte sein Buch ''Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer'' allerdings erst 1777.<ref>Joseph Priestley: ''An Account of Further Discoveries in Air. By the Rev. Joseph Priestley, LL.D. F. R. S. in Letters to Sir John Pringle, Bart. P. R. S. and the Rev. Dr. Price, F. R. S.'' In: ''Phil. Trans.'' Band 65, 1. Januar 1775, S.&nbsp;384–394; [[doi:10.1098/rstl.1775.0039]] ([[:Datei:Priestley-An Account of Further Discoveries in Air.pdf|Volltext]]).</ref>

Mit der Entdeckung des Sauerstoffs war seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Der Franzose [[Antoine de Lavoisier]], der von 1777 bis 1789 seine Sauerstoffverbrennungstheorie<ref>[[Paul Diepgen]], [[Heinz Goerke]]: ''[[Ludwig Aschoff|Aschoff]]/Diepgen/Goerke: Kurze Übersichtstabelle zur Geschichte der Medizin.'' 7., neubearbeitete Auflage. Springer, Berlin/Göttingen/Heidelberg 1960, S. 29.</ref> entwickelte, fand bei seinen Experimenten, dass bei der Verbrennung nicht Phlogiston entweicht, sondern Sauerstoff gebunden wird. Durch Wägung wies er nach, dass ein Stoff nach der Verbrennung nicht leichter, sondern schwerer war. Ursache war das zusätzliche Gewicht des während des Verbrennungsprozesses aufgenommenen Sauerstoffs. [[Henry Cavendish]] erkannte 1783 Luft als Gemisch von Sauerstoff und [[Stickstoff]] im konstanten Verhältnis von etwa 1:4.<ref>Paul Diepgen, Heinz Goerke: ''Aschoff/Diepgen/Goerke: Kurze Übersichtstabelle zur Geschichte der Medizin.'' 1960, S. 29.</ref> Anfangs wurde der Sauerstoff als Grundbestandteil für die Bildung von [[Säure]]n angenommen. Deshalb wurde 1779 von Lavoisier die Bezeichnung ''Oxygenium'' („Säurebildner“) für Sauerstoff vorgeschlagen. Tatsächlich enthalten die meisten [[Anorganische Chemie|anorganischen]] Säuren bei der [[Lösung (Chemie)|Lösung]] von Nichtmetall[[oxide]]n in [[Wasser]] Sauerstoff. Die [[Halogene]], wie [[Chlor]] und [[Brom]], hielt man daher lange Zeit für Oxide unbekannter Elemente. Erst später wurde erkannt, dass Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich ist ([[Humphry Davy]], ab 1808). 1883 gelang es [[Karol Olszewski]] und [[Zygmunt Wróblewski]] erstmals, [[Flüssigsauerstoff]] herzustellen.

== Vorkommen ==
=== Vorkommen auf der Erde ===
[[Datei:Mineral Feldespato GDFL008.JPG|mini|links|[[Feldspat]]]]
[[Datei:Glacial iceberg in Argentina.jpg|mini|links|[[Wasser]]]]
Sauerstoff ist das häufigste und am weitesten verbreitete Element auf der Erde.<ref name="Allegre">Claude Allègre, Gérard Manhès, Éric Lewin: ''Chemical composition of the Earth and the volatility control on planetary genetics.'' In: ''Earth and Planetary Science Letters.'' 185&nbsp;(1–2), 2001, S.&nbsp;49–69; [[doi:10.1016/S0012-821X(00)00359-9]].</ref> Es kommt sowohl in der [[Erdatmosphäre]] als auch in der [[Lithosphäre]], der [[Hydrosphäre]] und der [[Biosphäre]] vor. Sauerstoff hat einen [[Massenanteil]] von 50,5 %<ref name="dtv">''dtv-Atlas Chemie.'' Band 1, dtv-Verlag, 2000.</ref> an der [[Erdhülle]] (bis 16&nbsp;km Tiefe, einschließlich Hydro- und Atmosphäre). An der Luft beträgt sein Massenanteil 23,16 %<ref name="Holleman-Wiberg" /> ([[Volumenanteil]]: 20,95 %<ref name="Holleman-Wiberg" />), im Wasser 88,8 %<ref name="Holleman-Wiberg">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=497|Endseite=540}}</ref> (im Meerwasser allerdings nur 86 %,<ref name="Holleman-Wiberg" /> da dort größere Mengen nichtsauerstoffhaltiger Salze, z.&nbsp;B. Natriumchlorid, gelöst sind).

Zumeist kommt Sauerstoff in seinen [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] auf und in der Erde vor. In der Erdhülle sind neben Wasser fast alle [[Mineral]]e und damit [[Gestein]]e sauerstoffhaltig. Zu den wichtigsten Sauerstoff enthaltenden Mineralen zählen [[Silikate|Silicate]] wie [[Feldspat]]e, [[Glimmer]] und [[Olivingruppe|Olivine]], [[Carbonate]] wie das [[Calciumcarbonat]] im [[Kalkstein]] sowie [[Oxide]] wie [[Siliciumdioxid]] als [[Quarz]].

Im elementaren Zustand befindet sich Sauerstoff in Form von O<sub>2</sub> gasförmig in der Atmosphäre und gelöst in Gewässern. Die Menge des relativ reaktionsfreudigen elementaren Sauerstoffs bleibt auf Dauer nur konstant, weil Sauerstoff produzierende Pflanzen so viel nachliefern, wie von aerob atmenden Lebewesen sowie durch andere Verbrennungsprozesse wieder verbraucht wird. Ohne diesen biologischen Kreislauf würde Sauerstoff nur in Verbindungen vorkommen, elementarer Sauerstoff existiert also in einem [[Fließgleichgewicht]]. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentration in der Erdatmosphäre ist im Artikel [[Entwicklung der Erdatmosphäre]] beschrieben. Das Sauerstoff-[[Allotrop]] O<sub>3</sub> [[Ozon]] ist in der Atmosphäre nur in geringer Konzentration vorhanden.

=== Vorkommen im Weltall ===
Im [[Weltall]] ist Sauerstoff nach [[Wasserstoff]] und [[Helium]] das dritthäufigste Element. Der Massenanteil von Sauerstoff beträgt im Sonnensystem etwa 0,8 % (dies entspricht einem (Atom-)Anzahlanteil von etwa 500&nbsp;[[Parts per million|ppm]]).<ref>A. M. Davies (Hrsg.): ''Treatise on Geochemistry.'' Volume 1: ''Meteorites, Comets, and Planets.'' Elsevier, 2003, ISBN 0-08-044720-1.</ref><ref>Glenn J. MacPherson: ''Oxygen in the solar system.'' Mineralogical Society of America, Chantilly 2008, ISBN 978-0-939950-80-5.</ref>
[[Datei:Hubble ultra deep field.jpg|mini|Hubble ultra deep field (Weltall)]]
Sauerstoff ist ''nicht'' in der [[Primordiale Nukleosynthese|primordialen Nukleosynthese]] entstanden, entsteht aber in verhältnismäßig großen Mengen in [[Riesenstern]]en durch [[Heliumbrennen]]. Dabei wird zunächst aus drei Heliumkernen <sup>12</sup>C gebildet (Drei-[[Alpha-Teilchen|Alpha]]-Prozess), das anschließend mit einem weiteren Heliumkern zu <sup>16</sup>O fusioniert. <sup>18</sup>O wird durch Fusion eines <sup>4</sup>He- mit einem <sup>14</sup>N-Kern gebildet. Auch in so genannten [[Hauptreihenstern]]en wie der Sonne spielt Sauerstoff bei der Energiegewinnung eine Rolle. Beim [[CNO-Zyklus]] (Bethe-Weizsäcker-Zyklus) stellt Sauerstoff ein Zwischenprodukt der Kernreaktion dar, bei der durch Protoneneinfang eines <sup>12</sup>C-Kerns, der als Katalysator wirkt, ein <sup>4</sup>He-Kern (Alpha-Teilchen) entsteht. In extrem schweren Sternen kommt es in der Spätphase ihrer Entwicklung zum [[Sauerstoffbrennen]], bei dem der Sauerstoff als nuklearer Brennstoff für Reaktionen dient, die zum Aufbau noch schwererer Kerne führen.

Die meisten [[Weißer Zwerg|Weißen Zwerge]], die nach Stand der Theorie den Endzustand von 97 % aller Sterne darstellen, bestehen neben [[Helium]] und [[Kohlenstoff]] zu einem großen Teil aus Sauerstoff.<ref>R. Kippenhahn, A. Weigert: ''Stellar Structure and Evolution.'' 1. Auflage. Springer, Berlin 1991, ISBN 3-540-58013-1.</ref>

== Gewinnung und Darstellung ==
[[Datei:Niederdruckverfahren farbig.svg|mini|hochkant=1.5|Verfahren zur industriellen Sauerstoff-Gewinnung nach Linde.]]
Technisch wird Sauerstoff heute fast ausschließlich durch [[Rektifikation (Verfahrenstechnik)|Rektifikation]] von [[Luft]] gewonnen. Das Verfahren wurde 1902<ref name="dtv" /> zunächst von [[Carl von Linde]] entwickelt ([[Linde-Verfahren]]) und von [[Georges Claude]] wirtschaftlich rentabel gestaltet. Technisch unbedeutende Mengen ergeben sich als Nebenprodukt bei der Wasserstoffproduktion durch Elektrolyse von Wasser.

Zur Sauerstoffgewinnung nach dem Claude-Verfahren wird Luft mit Hilfe von [[Verdichter]]n auf 5–6&nbsp;bar verdichtet, abgekühlt und dann zunächst durch Filter von [[Kohlenstoffdioxid]], [[Luftfeuchtigkeit]] und anderen Gasen befreit. Die verdichtete Luft wird durch vorbeiströmende Gase aus dem Prozess auf eine Temperatur nahe dem Siedepunkt abgekühlt. Danach wird sie in Turbinen expandiert. Dabei kann ein Teil der zur Kompression eingesetzten Energie wieder zurückgewonnen werden.<ref name="air liquide">[https://www.airliquide.de/loesungen/produkte/equipment/erzeugung/ee-lza.html Funktionsprinzip einer Sauerstoff-Produktionsanlage].</ref> Dadurch wird das Verfahren – im Gegensatz zum [[Linde-Verfahren]], bei dem keine Energie zurückgewonnen wird – deutlich wirtschaftlicher.

Die eigentliche Trennung von Stickstoff und Sauerstoff erfolgt durch [[Destillation]] in zwei [[Rektifikationskolonne]]n mit unterschiedlichen Drücken. Die Destillation erfolgt dabei im Gegenstromprinzip, das heißt, das durch die freiwerdende [[Kondensationsenthalpie]] verdampfte Gas strömt nach oben, während kondensierte Flüssigkeit nach unten tropft. Da Sauerstoff einen höheren Siedepunkt als Stickstoff besitzt, kondensiert er leichter und sammelt sich so am Boden, Stickstoff am Kopf der Kolonne. Die Trennung erfolgt zunächst bei 5–6&nbsp;bar<ref name="Greenwood" /> in der sogenannten Mitteldruckkolonne.<ref name="air liquide" /> Die dabei entstehende sauerstoffangereicherte Flüssigkeit wird anschließend in der Niederdruckkolonne (Druck etwa 0,5&nbsp;bar<ref name="Greenwood" />) weiter getrennt. Durch den flüssigen Sauerstoff der Niederdruckkolonne wird gasförmiger Stickstoff der Hochdruckkolonne geleitet. Dabei verflüssigt sich dieser und erwärmt mit der abgegebenen Kondensationsenthalpie die Flüssigkeit. Der leichter flüchtige Stickstoff wird bevorzugt abgegeben und es bleibt gereinigter flüssiger Sauerstoff zurück. Dieser enthält noch die Edelgase [[Krypton]] und [[Xenon]], die in einer separaten Kolonne abgetrennt werden.

Um mittlere oder kleine Mengen Sauerstoff zu produzieren, kann Sauerstoff aus der Luft durch [[Druckwechsel-Adsorption]] von anderen Gasen getrennt werden. Dazu strömt Luft durch [[Molekularsieb]]e, wobei Stickstoff und Kohlenstoffdioxid adsorbiert werden und nur Sauerstoff und Argon  hindurch gelangen.<ref>[https://www.airliquide.de/loesungen/produkte/equipment/erzeugung/ee-vsa.html Prinzip der Gastrennung durch Adsorption (air liquide)].</ref> Dies wird im überwiegend medizinisch verwendeten [[Sauerstoffkonzentrator]] genutzt.

Ein älteres Verfahren ist das auf chemischen Reaktionen beruhende Bariumoxid-Verfahren. Es ist infolge des hohen Energieaufwandes unwirtschaftlich. Dafür wird [[Bariumoxid]] unter Luftzufuhr auf 500&nbsp;°C erhitzt, wobei sich [[Bariumperoxid]] bildet. Beim Erhitzen auf 700&nbsp;°C wird der zuvor aufgenommene Sauerstoff durch [[Thermolyse]] wieder freigesetzt. Vor Entwicklung des Linde-Verfahrens war dieses Verfahren die einzige Möglichkeit, reinen Sauerstoff darzustellen.

:<math>\mathrm{2\, BaO + O_2 \ \xrightarrow{500\,^{\circ}C} \ 2\,BaO_2}</math>
:: <small>Bildung des Bariumperoxids</small>

:<math>\mathrm{2\,BaO_2 \ \xrightarrow{700\,^{\circ}C} \ 2\, BaO + O_2}</math>
:: <small>Freisetzung von Sauerstoff und Rückgewinnung des Bariumoxids</small>

Einige sauerstoffreiche anorganische Verbindungen wie [[Kaliumpermanganat]], [[Kaliumnitrat]] (Salpeter), [[Kaliumchlorat]] und [[Kaliumchromat]] geben bei Erwärmung oder Reaktion mit Reduktionsmitteln Sauerstoff ab.

Eine weitere Möglichkeit, Sauerstoff im Labor zu erzeugen, ist die Zersetzung von Wasserstoffperoxid an platinierter [[Nickel]]folie.<ref name="Greenwood">N. N. Greenwood, A. Earnshaw: ''Chemie der Elemente.'' 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S.&nbsp;775–839.</ref>

Reinen Sauerstoff kann man mittels [[Elektrolyse]] von 30%iger [[Kalilauge]] an Nickel[[elektrode]]n erhalten. Dabei entstehen Wasserstoff und Sauerstoff getrennt voneinander.

:<math>\mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}</math>
: <small>[[Kathode]]nreaktion</small>

:<math>\mathrm{4\,OH^- \longrightarrow O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^-}</math>
: <small>[[Anode]]nreaktion</small>

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
Molekularer Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses [[Gas]], welches bei 90,15&nbsp;K (−183&nbsp;°C) zu einer bläulichen Flüssigkeit kondensiert. In dicken Schichten zeigt gasförmiger und [[Flüssigsauerstoff|flüssiger Sauerstoff]] eine blaue Farbe. Unterhalb von 54,4&nbsp;K (−218,75&nbsp;°C) erstarrt Sauerstoff zu blauen Kristallen. Im Feststoff liegen paramagnetische O<sub>2</sub>-Moleküle mit einem O–O-Abstand von 121&nbsp;pm (Doppelbindung) vor. Das Element kommt fest in mehreren [[Polymorphie (Stoffeigenschaft)|Modifikationen]] vor. Zwischen 54,4&nbsp;K und 43,8&nbsp;K<ref name="Holleman-Wiberg" /> liegt Sauerstoff in der [[Kubisches Kristallsystem|kubischen]] γ-Modifikation und zwischen 43,8&nbsp;K und 23,9&nbsp;K<ref name="Holleman-Wiberg" /> in einer [[Trigonales Kristallsystem|rhomboedrischen]] β-Modifikation vor. Unterhalb von 23,9&nbsp;K ist schließlich die [[Monoklines Kristallsystem|monokline]] α-Modifikation am stabilsten. Es ist – im Gegensatz zu anderen Nichtmetallen – [[paramagnetisch]] und besitzt [[Radikal (Chemie)|diradikalischen]] Charakter. Der [[Tripelpunkt]] liegt bei 54,36&nbsp;K (−218,79&nbsp;°C) und 0,1480&nbsp;kPa.<ref name="Ullmann">M. J. Kirschner: ''Oxygen'' In: ''[[Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie|Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry]].'' Wiley-VCH Verlag, Weinheim 2012, {{DOI|10.1002/14356007.a18_329}}</ref> Der [[Kritischer Punkt (Thermodynamik)|kritische Punkt]] liegt bei einem [[Druck (Physik)|Druck]] von 50,4&nbsp;bar und einer [[Temperatur]] von 154,7&nbsp;K (−118,4&nbsp;°C).<ref>National Physical Laboratory: ''Kaye and Laby Tables of Physical and Chemical Constants.'' 16. Auflage. 1995; D. Ambrose, M. B. Ewing, M. L. McGlashan: {{Webarchiv|url=http://www.kayelaby.npl.co.uk/chemistry/3_5/3_5.html |wayback=20170324045806 |text=''Critical constants and second virial coefficients of gases.''}}</ref> Die [[Kritischer Punkt (Thermodynamik)|kritische Dichte]] beträgt 0,436&nbsp;g/cm<sup>3</sup>.<ref>J. A. Dean: ''Lange’s Handbook of Chemistry.'' 15. Auflage. McGraw-Hill, 1999; Section 6; Table 6.5 Critical Properties</ref> Die Dichte als Flüssigkeit bei Normaldruck beträgt 1,142&nbsp;g/cm<sup>3</sup>.<ref>[http://www.engineeringtoolbox.com/oxygen-d_1422.html Physikalische Eigenschaften]</ref>

Sauerstoff ist in Wasser wenig löslich. Die Löslichkeit ist abhängig vom Druck und der Temperatur. Sie steigt mit abnehmender Temperatur und zunehmendem Druck. Bei 0&nbsp;°C lösen sich aus Luft unter Normaldruck (Sauerstoffpartialdruck von 212&nbsp;hPa) im Gleichgewicht 14,16&nbsp;mg/l Sauerstoff.

[[Datei:Oxygen discharge tube.jpg|mini|Sauerstoff in einer [[Entladungsröhre]]]]
In der Sauerstoff-Gasentladungs-Spektralröhre werden die Molekülorbitale des Sauerstoffs zum Leuchten angeregt. Die Betriebsbedingungen sind dabei ein Druck von ca. 5–10&nbsp;mBar, eine [[Hochspannung]] von 1,8&nbsp;kV, eine [[Stromstärke]] von 18&nbsp;mA und eine [[Frequenz]] von 35&nbsp;kHz. Bei der [[Rekombination (Physik)|Rekombination]] der ionisierten Gasmoleküle wird das charakteristische Farbspektrum [[Spontane Emission|abgestrahlt]].<ref>[http://www.pse-mendelejew.de/bilder/o.jpg Sauerstoff Spektralröhre].</ref> Hierbei wird zum kleinen Teil, bedingt durch die Zuführung von Energie, reversibel Ozon gebildet.

==== Molekülorbitale ====
Die Bindung und die Eigenschaften des Sauerstoff-Moleküls können sehr gut mit dem [[Molekülorbitaltheorie|Molekülorbital-Modell]] erklärt werden. Dabei werden die s- und p-[[Atomorbital]]e der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekülorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Sauerstoffatome werden jeweils zu σ<sub>s</sub> und σ<sub>s</sub>*- bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Da diese Orbitale vollständig mit [[Elektron]]en gefüllt sind, tragen sie nicht zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekülorbitale mit unterschiedlichem Energieniveau. Dies sind die bindenden σ<sub>p</sub>-, π<sub>x</sub>- und π<sub>y</sub>- sowie die entsprechenden antibindenden σ<sub>p</sub>*-, π<sub>x</sub>*- und π<sub>y</sub>*-Molekülorbitale.

Die π-Orbitale besitzen dabei gleiche Energie. Werden Elektronen in die Molekülorbitale verteilt, kommt es zur folgenden Aufteilung der acht p-Elektronen: sechs füllen die bindenden und zwei in die antibindenden π*-Orbitale; die Bindungsordnung beträgt also (6–2)/2&nbsp;=&nbsp;2. Diese beiden bestimmen als [[Valenzelektron]]en die Eigenschaften des O<sub>2</sub>-Moleküls. Sauerstoff besitzt für die Verteilung dieser Elektronen insgesamt drei erlaubte und energetisch erreichbare [[Quantenmechanik|quantenmechanische]] [[Quantenmechanischer Zustand|Zustände]].
[[Datei:MO O2.svg|mini|zentriert|hochkant=4.2|Besetzung der Energieniveaus der Molekülorbitale des Sauerstoffs in Grund- und angeregten Zuständen]]

Im [[Grundzustand]] sind die [[Spin]]s der beiden Valenzelektronen der [[Hundsche Regel|Hundschen Regel]] gehorchend parallel angeordnet. Es handelt sich also um einen [[Multiplizität|Triplett]]-Zustand mit dem [[Termsymbol]] <sup>3</sup>Σ<sub>g</sub>. Er ist der Zustand mit der niedrigsten Energie. Durch die beiden ungepaarten Elektronen sind die zwei π*-Orbitale nur halb besetzt. Diese verursacht einige charakteristische Eigenschaften, wie den [[Radikal (Chemie)|diradikalischen]] Charakter und den [[Paramagnetismus]] des Sauerstoff-Moleküls.

Trotz der formalen [[Bindungsordnung]] „zwei“ lässt sich keine entsprechende korrekte Valenzstrichformel für O<sub>2</sub> angeben.&nbsp;<O=O>&nbsp;bringt den Doppelbindungscharakter zum Ausdruck, ignoriert aber sowohl die besetzten antibindenden Orbitale als auch den Radikalcharakter. Die Schreibweise&nbsp;·'''O̲̅-O̲̅'''·&nbsp;wird verwendet, um die biradikalischen Eigenschaften hervorzuheben, deutet jedoch nur eine Bindungsordnung von eins an. Um die Bindungsordnung zwei und den radikalischen Charakter anzudeuten, sollte die Darstellung <O÷O> mit Radikalpunkten auf dem Bindungsstrich verwendet werden.

==== Singulett-Sauerstoff {{Anker|Singulett-Sauerstoff}} ====
Sauerstoff besitzt zwei unterschiedliche [[Angeregter Zustand|angeregte Zustände]], die beide eine deutlich größere Energie als der Grundzustand besitzen. Bei beiden Zuständen sind die Spins der Elektronen entgegen der Hundschen Regel antiparallel ausgerichtet. Der stabilere angeregte Sauerstoff wird nach der quantenmechanischen Bezeichnung für diesen Zustand auch Singulett-Sauerstoff (<sup>1</sup>O<sub>2</sub>) genannt. Die beiden Singulett-Zustände unterscheiden sich dadurch, ob sich die beiden Elektronen in einem (Termsymbol: <sup>1</sup>Δ<sub>g</sub>) oder beiden π*-Orbitalen (Termsymbol: <sup>1</sup>Σ<sub>g</sub>) befinden. Der <sup>1</sup>Σ<sub>g</sub>-Zustand ist energetisch ungünstiger und wandelt sich sehr schnell in den <sup>1</sup>Δ<sub>g</sub>-Zustand um. Der <sup>1</sup>Σ<sub>g</sub>-Zustand ist diamagnetisch, der energetisch stabilere <sup>1</sup>Δ<sub>g</sub>-Zustand zeigt jedoch aufgrund des vorhandenen Bahnmomentes (die der Projektion des Bahndrehimpulses auf die Kern-Kern-Verbindungsachse entsprechende Quantenzahl – symbolisiert durch Σ, Π, Δ etc. – hat im <sup>1</sup>Δ<sub>g</sub>-Zustand den Wert ±2) Paramagnetismus vergleichbarer Stärke wie der von Triplett-Sauerstoff.<ref name="Hasegawa">Keisuke Hasegawa: ''Direct measurements of absolute concentration and lifetime of singlet oxygen in the gas phase by electron paramagnetic resonance.'' In: ''Chemical Physics Letters.'' 457&nbsp;(4–6), 2008, S.&nbsp;312–314; [[doi:10.1016/j.cplett.2008.04.031]].</ref><ref name="Shinkarenko">N. V. Shinkarenko, V. B. Aleskovskiji: ''Singlet Oxygen: Methods of Preparation and Detection.'' In: ''Russian Chemical Reviews.'' 50, 1981, S.&nbsp;320–231; [[doi:10.1070/RC1981v050n03ABEH002587]].</ref>

Die Bildung von Singulett-Sauerstoff ist auf verschiedenen Wegen möglich: sowohl photochemisch aus Triplett-Sauerstoff, als auch chemisch aus anderen Sauerstoffverbindungen. Eine direkte Gewinnung aus Triplett-Sauerstoff durch Bestrahlung mit [[Elektromagnetische Welle|elektromagnetischer Strahlung]] (z.&nbsp;B. [[Licht]]) ist allerdings aus quantenmechanischen Gründen, in Form der [[Auswahlregeln]] für die Emission oder Absorption von elektromagnetischer Strahlung, ausgeschlossen. Eine Möglichkeit, dieses Verbot zu umgehen, ist die gleichzeitige Bestrahlung mit [[Photon]]en und Kollision zweier Moleküle. Durch diesen unwahrscheinlichen Vorgang, der in der flüssigen Phase wahrscheinlicher ist, entsteht die blaue Farbe des flüssigen Sauerstoffs ([[Absorption (Physik)|Absorption]] im roten Spektralbereich). Auch mit Hilfe geeigneter [[Farbstoffe]], wie [[Methylenblau]] oder [[Eosin Y|Eosin]], lässt sich auf photochemischem Weg Singulett-Sauerstoff darstellen.<ref>{{Literatur |Autor=Michael Gemki, Ömer Taspinar, Andreas Adler, Axel G. Griesbeck, Dirk Gründemann |Titel=Scalable Synthesis of N,N′-Di(2,3-dihydroxy-propyl)-1,4-naphthalenedipropanamide and Its 1,4-Endoperoxide as a Singlet Oxygen-Releasing Molecule |Sammelwerk=Organic Process Research & Development |Band=25 |Nummer=12 |Datum=2021-12-17 |DOI=10.1021/acs.oprd.1c00364 |Seiten=2747–2753 }}</ref> Chemisch wird er aus [[Peroxide]]n gewonnen. Bei der Umsetzung von [[Wasserstoffperoxid]] mit [[Hypochlorit|Natriumhypochlorit]] entsteht zunächst die instabile Peroxohypochlorige Säure, die schnell in [[Chlorwasserstoff]] bzw. [[Chlorid]] und Singulett-Sauerstoff zerfällt. Experimentell kann man auch [[Chlor]] in eine alkalische Wasserstoffperoxidlösung einleiten, wobei dann zunächst Hypochlorit entsteht, das dann weiter reagiert. Der Singulett-Sauerstoff reagiert schnell mit Emissionen im roten Bereich bei 633,4&nbsp;nm und 703,2&nbsp;nm zu Triplett-Sauerstoff.<ref>{{Literatur |Autor=Peter Lechtken |Titel=Singulett-Sauerstoff |Sammelwerk=Chemie in unserer Zeit |Band=8 |Nummer=1 |Datum=1974 |Seiten=11–16 |DOI=10.1002/ciuz.19740080103}}</ref><ref>[https://www.youtube.com/watch?v=KkkhMZ1BVT8 Video, das das rote Leuchten von Singulett-Sauerstoff zeigt]</ref>

:<math>\mathrm{NaOCl  + H_2O_2 \ \longrightarrow NaCl + H_2O \ + \ ^1O_2}</math>

Diese Form von Sauerstoff ist ein starkes und selektives [[Oxidationsmittel]] und wird in der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] häufig verwendet.<ref>{{Literatur |Autor=Maria C DeRosa, Robert J Crutchley |Titel=Photosensitized singlet oxygen and its applications |Sammelwerk=Coordination Chemistry Reviews |Band=233-234 |Datum=2002-11-01 |DOI=10.1016/S0010-8545(02)00034-6 |Seiten=351–371 }}</ref><ref>{{Literatur |Autor=[[Waldemar Adam]], Dmitri V. Kazakov, Valeri P. Kazakov |Titel=Singlet-Oxygen Chemiluminescence in Peroxide Reactions |Sammelwerk=Chemical Reviews |Band=105 |Nummer=9 |Datum=2005-09-01 |DOI=10.1021/cr0300035 |Seiten=3371–3387 }}</ref><ref>{{Literatur |Autor=Peter R. Ogilby |Titel=Singlet oxygen: there is indeed something new under the sun |Sammelwerk=Chemical Society Reviews |Band=39 |Nummer=8 |Datum=2010-07-22 |DOI=10.1039/B926014P |Seiten=3181–3209 }}</ref><ref>{{Literatur |Autor=Ashwini A. Ghogare, Alexander Greer |Titel=Using Singlet Oxygen to Synthesize Natural Products and Drugs |Sammelwerk=Chemical Reviews |Band=116 |Nummer=17 |Datum=2016-09-14 |DOI=10.1021/acs.chemrev.5b00726 |Seiten=9994–10034 }}</ref> So reagiert er im Gegensatz zu normalem Sauerstoff mit 1,3-[[Diene]]n in einer <nowiki>[4+2]</nowiki>-[[Cycloaddition]] zu [[Peroxide]]n. Mit [[Alkene]]n und [[Alkine]]n reagiert Singulett-Sauerstoff in einer <nowiki>[2+2]</nowiki>-Cycloaddition.

=== Chemische Eigenschaften ===
Sauerstoff reagiert mit den meisten anderen [[Chemisches Element|Elementen]] direkt und bildet [[Oxide]]. Es gibt einige Ausnahmen, insbesondere unter den [[Nichtmetalle]]n und [[Edelmetalle]]n. Mit einigen [[Chemisches Element|Elementen]], zum Beispiel [[Kohlenstoff]] und [[Schwefel]], reagiert Sauerstoff nur bei hohen [[Temperatur]]en. Bei der [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]] wird sehr viel Energie frei und es entstehen [[Flamme]]n.<ref>Universität Bayreuth: [https://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/kohlenstoffdioxid/kohlenstoffdioxid.htm Kohlenstoffdioxid und Kohlensäure]</ref><ref>[https://www.chemieunterricht.de/dc2/katalyse/so2-oxid.htm Katalytische Oxidation von Schwefeldioxid]</ref>

:<math>\mathrm{C + O_2 \longrightarrow CO_2}</math>
:<small>Verbrennung von Kohlenstoff zu Kohlenstoffdioxid</small>
:<math>\mathrm{S + O_2 \longrightarrow SO_2}</math>
:<small>Verbrennung von Schwefel zu Schwefeldioxid</small>

Mit [[Stickstoff]] sind [[Chemische Reaktion|Reaktionen]] nur unter speziellen Bedingungen, etwa bei [[Blitz]]en, aber auch im [[Verbrennungsmotor]]<ref>Juergen Carstens: ''[https://ip.com/IPCOM/000019466 Berechnung der NOx-Rohemission eines Verbrennungsmotor im Schichtladebetrieb].'' In: ''The IP.com Journal.'' 2003.</ref> möglich. Dabei entstehen [[Stickoxide]]. [[Fluor]] bildet nur bei tiefen [[Temperatur]]en unter [[Elektrische Entladung|elektrischen Entladungen]] die [[Chemische Stabilität|instabile]] [[Chemische Verbindung|Verbindung]] [[Disauerstoffdifluorid]] (O<sub>2</sub>F<sub>2</sub>).<ref>G. Brauer; Handbuch der präparativen anorganischen Chemie, F. Enke Verlag 1978, ISBN 978-3-432-26081-5.</ref>

:<math>\mathrm{F_2 + O_2 \longrightarrow O_2F_2}</math>
:<small>[[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] von Fluor zu Disauerstoffdifluorid</small>

Das edelste Metall [[Gold]], die [[Halogene]] [[Chlor]], [[Brom]] und [[Iod]], sowie die [[Edelgase]] reagieren nicht direkt mit Sauerstoff. Einige weitere Edelmetalle wie [[Platin]] und [[Silber]] reagieren nur schlecht mit Sauerstoff.

[[Chemisches Element|Elementarer]], [[gasförmig]]er Sauerstoff ist relativ [[Reaktionsträgheit|reaktionsträge]], viele [[Chemische Reaktion|Reaktionen]] finden bei [[Normalbedingungen]] gar nicht oder nur langsam statt. Der Grund hierfür liegt darin, dass die [[Chemische Reaktion|Reaktionen]] mit anderen [[Chemischer Stoff|Stoffen]] [[Kinetik (Chemie)|kinetisch]] gehemmt sind. Zur [[Chemische Reaktion|Reaktion]] werden entweder eine hohe [[Aktivierungsenergie]] oder sehr [[Reaktivität (Chemie)|reaktive]] [[Radikale (Chemie)|Radikale]] benötigt. Diese Barriere kann durch Temperaturerhöhung, [[Licht]] oder [[Katalysator]]en, beispielsweise [[Platin]], überschritten werden. Zusätzlich wird bei vielen [[Metalle]]n die [[Chemische Reaktion|Reaktion]] dadurch gehindert, dass das Material mit einer dünnen [[Metalloxide|Metalloxidschicht]] überzogen ist und dadurch [[Passivierung|passiviert]] wird. Bei einigen [[Chemische Reaktion|Reaktionen]] wie der [[Knallgasreaktion]] reichen wenige [[Radikal (Chemie)|Radikale]] für eine [[Chemische Reaktion|Reaktion]] aus, da diese nach einem [[Kettenreaktion (Chemie)|Kettenreaktions]]-Mechanismus weiterreagieren.

:<math>\mathrm{2 \ H_2 + O_2 \longrightarrow 2 \ H_2O}</math>
:<small>Verbrennung von Wasserstoff zu Wasser</small>

Deutlich stärker [[Oxidation|oxidierend]] als [[gasförmig]]er Sauerstoff wirkt trotz der tiefen [[Temperatur]]en [[flüssig]]er Sauerstoff. In diesem bildet sich der [[Reaktivität (Chemie)|reaktive]] Singulett-Sauerstoff leicht. Auch in Gegenwart von [[Wasser]] oder [[Wasserdampf]] verlaufen viele [[Oxidation]]en mit Sauerstoff leichter.

[[Chemische Reaktion|Reaktionen]] mit Sauerstoff sind fast immer [[Redox-Reaktion]]en, bei denen Sauerstoff in der Regel zwei [[Elektron]]en aufnimmt und so zum [[Oxide|Oxid]] [[Reduktion (Chemie)|reduziert]] wird. Das [[Chemisches Element|Element]] zählt somit zu den [[Oxidationsmittel]]n. Häufig verlaufen diese [[Chemische Reaktion|Reaktionen]] bedingt durch die große freiwerdende [[Bindungsenergie|Bindungs-]] oder [[Gitterenergie]] unter starker Wärmeabgabe. Es gibt auch [[explosion]]sartig verlaufende [[Chemische Reaktion|Reaktionen]], wie die [[Knallgasreaktion]] oder [[Staubexplosion]]en von feinverteilten [[Chemischer Stoff|Stoffen]] in [[Luft]] oder reinem Sauerstoff.

== Allotrope ==
{{Hauptartikel|Allotrope Formen von Sauerstoff}}
Neben dem in diesem Artikel beschriebenen Disauerstoff O<sub>2</sub> bildet Sauerstoff mehrere Allotrope, die nach der Anzahl Sauerstoffatome zu unterscheiden sind. Das wichtigste Allotrop ist dabei Ozon O<sub>3</sub>, daneben sind die selteneren Allotrope Tetrasauerstoff (O<sub>4</sub>) und Oktasauerstoff (O<sub>8</sub>) bekannt.

=== Ozon ===
{{Hauptartikel|Ozon}}
Ozon (O<sub>3</sub>) ist ein blaues, charakteristisch riechendes Gas, das aus drei Sauerstoff-Atomen besteht. Es ist instabil, sehr reaktiv und ein starkes Oxidationsmittel. Gebildet wird es aus molekularem Sauerstoff und Sauerstoff-Atomen, aber auch z.&nbsp;B. durch Reaktion von [[Stickstoffdioxid]] mit Sauerstoff unter [[UV-Strahlung]].

Aufgrund seiner hohen Reaktivität ist es in Bodennähe der menschlichen Gesundheit eher abträglich – in der [[Ozonschicht]] der [[Erdatmosphäre]] dagegen spielt das Ozon eine wichtige Rolle bei der Absorption der auf die Erde treffenden UV-Strahlung.

=== Andere Allotrope ===
Eine Hochdruckphase des Sauerstoffs entsteht bei Drücken größer 10&nbsp;[[Pascal (Einheit)|GPa]] als roter Feststoff. Nach kristallographischen Untersuchungen wird angenommen, dass es sich um [[Allotrope Formen von Sauerstoff#Oktasauerstoff|Oktasauerstoff]] O<sub>8</sub>-Ringe handelt. Daneben existiert [[Allotrope Formen von Sauerstoff#Tetrasauerstoff|Tetrasauerstoff]] als ein sehr seltenes und instabiles Allotrop des Sauerstoffs. Es konnte 2001 im Massenspektrometer nachgewiesen werden.<ref name="PMID12404493">F. Cacace, G. De Petris, A. Troiani: ''Experimental Detection of Tetraoxygen'' In: ''Angewandte Chemie (International ed. in English).'' Band 40, Nummer 21, November 2001, S.&nbsp;4062–4065. PMID 12404493; {{DOI|10.1002/1521-3773(20011105)40:21<4062::AID-ANIE4062>3.0.CO;2-X}}</ref><ref name="nature.com">{{Internetquelle |url=https://www.nature.com/news/2001/011122/full/news011122-3.html |titel=New form of oxygen found |autor=Philip Ball |werk=Nature News |datum=2001-11-16 |abruf=2013-09-10 |sprache=en |kommentar=[[doi:10.1038/news011122-3]]}}</ref> In geringer Konzentration kommt es in flüssigem Sauerstoff vor.

== Isotope ==
Das häufigste stabile Sauerstoff[[isotop]] ist <sup>16</sup>O (99,76 %), daneben kommt noch <sup>18</sup>O (0,20 %) sowie <sup>17</sup>O (0,037 %) vor. Neben den stabilen Sauerstoffisotopen sind noch insgesamt 13 instabile, [[radioaktiv]]e Nuklide von <sup>12</sup>O bis <sup>28</sup>O<ref name="nubase">G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: ''The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties.'' In: ''Chinese Physics C.'' 41, 2017, S.&nbsp;030001, {{DOI|10.1088/1674-1137/41/3/030001}} ([https://www-nds.iaea.org/amdc/ame2016/NUBASE2016.pdf Volltext]).</ref> bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre [[Halbwertszeit]]en betragen meist nur Millisekunden bis Sekunden, <sup>15</sup>O besitzt dabei mit zwei Minuten die längste Halbwertszeit<ref name="nubase" /> und wird häufig in der [[Positronen-Emissions-Tomographie]] verwendet.

Als einziges stabiles Isotop besitzt das seltene <sup>17</sup>O einen [[Kernspin]] von <sup>5</sup>/<sub>2</sub><ref name="Webelements-NMR">[https://www.webelements.com/oxygen/isotopes.html NMR-Eigenschaften von Sauerstoff bei www.webelements.com]</ref> und kann damit für [[Kernspinresonanz|NMR]]-Untersuchungen verwendet werden. Die anderen stabilen Isotope besitzen den Kernspin 0 und sind damit NMR-inaktiv.

{{siehe auch|Liste der Isotope/bis Ordnungszahl 10#8 Sauerstoff|titel1=Liste der Sauerstoff-Isotope}}

=== Indirekte Temperaturmessung über das δ<sup>18</sup>O-Signal ===
{{Hauptartikel|Δ18O|titel1=δ18O}}

[[Wassermolekül]]e mit dem um 12 % leichteren <sup>16</sup>O [[Verdunstung|verdunsten]] schneller. Deshalb müssen Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an <sup>18</sup>O aus wärmeren Zeiten stammen, da nur bei der starken Verdunstung wärmerer Perioden vermehrt <sup>18</sup>O-Wasser mit zur Wolkenbildung beiträgt. Je höher die globale Temperatur ist, desto weiter können mit schweren Sauerstoffisotopen beladene Wolken in die Polarregionen vordringen, ohne vorher abzuregnen.

In kälteren Perioden befindet sich mehr <sup>18</sup>O in [[Meeressediment]]en. Meereis besteht hauptsächlich aus den leichteren Wassermolekülen aus <sup>16</sup>O. Wenn es in einer Kaltphase zu einer starken Neubildung von Meereis kommt, bleibt vermehrt Meerwasser aus <sup>18</sup>O zurück, welches durch die permanente Einlagerung von Sauerstoff in die Kalkschalen der Meerestiere ([[Calciumcarbonat]]) verstärkt in Sedimentschichten dieser Zeit nachweisbar ist. Auch gibt es regionale Unterschiede in der <sup>18</sup>O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle.

Durch eine [[Isotopenuntersuchung]] von [[Eisbohrkern]]en oder Sedimentproben und die Bestimmung des <sup>18</sup>O-/<sup>16</sup>O-Verhältnisses mit Hilfe eines [[Massenspektrometer]]s lassen sich Informationen über die Durchschnittstemperatur und damit die Klimaerwärmung und -abkühlung in früheren Zeiten gewinnen.
Daneben kann durch Bestimmung der Zahl der Oszillationen zwischen warm (Sommer) und kalt (Winter) das Alter des Bohrkerns exakt bestimmt werden.

== Verwendung ==
Sauerstoff wird für industrielle Verbrennungs-, Oxidations- und Heizprozesse, in der Medizin und in Luft- und Raumfahrt verwendet.

=== Medizin ===
Sauerstoff zur Anwendung in der [[Humanmedizin]] unterliegt aufgrund gesetzlicher Regelungen einer strengen Kontrolle. Der in [[Sauerstoffflasche|weiß gekennzeichneten Flaschen]] abgefüllte medizinische Sauerstoff gilt in Deutschland als [[Fertigarzneimittel]] im Sinne des [[Arzneimittelgesetz (Deutschland)|Arzneimittelgesetzes]] (AMG).<ref>Gesetz über den Verkehr mit Arzneimitteln (Arzneimittelgesetz – AMG), §&nbsp;50. Fassung der Bekanntmachung vom 12. Dezember 2005 ({{BGBl|2005 I S. 3394}}), zuletzt geändert durch Artikel 30 des Gesetzes vom 26.&nbsp;März 2007.</ref>

Vorsicht ist bei der Sauerstoffgabe geboten, wenn es sich um Neugeborene handelt (Risiko der [[Retinopathia praematurorum|retrolentalen Fibroplasie]]<ref>E. K. Betts, J. J. Downes, D. B. Schaffer, R. John: ''Retrolental fibroplasia and oxygen administration during general anaesthesia.'' In: ''Anesthesiology.'' Band 47, 1977, S. 518 ff.</ref>) sowie bei Patienten, die an einer chronischen Lungenerkrankung (siehe [[Chronisch obstruktive Lungenerkrankung|COPD]]) mit erhöhtem CO<sub>2</sub>-[[Partialdruck]] leiden. Bei letzteren kann das plötzliche „Überangebot“ an Sauerstoff zu einer [[CO2-Narkose|CO<sub>2</sub>-Narkose]] mit Atemstillstand führen.<ref>A. New: ''Oxygen: kill or cure? Prehospital hyperoxia in the COPD patient.'' In: ''Emerg Med J.'' 23, 2006, S.&nbsp;144–146. PMID 16439751.</ref>

==== Notfallmedizin ====
Verletzungen und viele Erkrankungen der Lunge sowie einige Herzkrankheiten und insbesondere [[Schock (Medizin)|Schockzustände]] können zu einem Sauerstoffmangel ([[Hypoxie (Medizin)|Hypoxie]]) in den Schlagadern ([[Arterie]]n) und im Gewebe lebenswichtiger Organe führen. Aus diesem Grund wird Patienten in der [[Notfallmedizin|Notfall-]] und [[Intensivmedizin]] sehr häufig zusätzlicher Sauerstoff verabreicht. Bei selbstständig atmenden Patienten wird die Umgebungsluft mit Hilfe verschiedener Sonden und Masken mit Sauerstoff angereichert, bei künstlich beatmeten Patienten wird der Sauerstoff im [[Beatmungsgerät]] zugemischt. Der Effekt der Sauerstoffanreicherung im Blut ist mit Hilfe der [[Pulsoxymetrie]] oder anhand von [[Blutgasanalyse]]n messbar.<ref>F. J. Andrews, J. P. Nolan: ''Critical care in the emergency department: monitoring the critically ill patient.'' In: ''Emerg Med J.'' 23, 2006, S.&nbsp;561–564. PMID 16794104.</ref>

==== Sauerstoff-Langzeittherapie ====
Bei Krankheiten mit einem schweren chronischen Sauerstoffmangel im Blut werden durch eine langfristige und täglich mehrstündige Zufuhr von Sauerstoff ([[Sauerstoff-Langzeittherapie]]) sowohl die Lebensqualität als auch die Überlebensdauer verbessert.<ref>Deutsche Gesellschaft für Pneumologie: ''Empfehlungen zur Sauerstoff-Langzeit-Therapie bei schwerer chronischer Hypoxämie.'' In: ''Pneumologie.'' 74, 1993, S.&nbsp;2–4.</ref> Der reine Sauerstoff kann bei der [[Beatmung]] zu Problemen wegen Verdrängens des [[Kohlenstoffdioxid]] aus den Gefäßen<ref>S. Iscoe, J. A. Fisher: ''Hyperoxia-induced hypocapnia: an underappreciated risk.'' In: ''Chest.'' 128 (1), Jul 2005, S.&nbsp;430–433. PMID 16002967; [[doi:10.1378/chest.128.1.430]].</ref> sowie zur unerwünschten Erhöhung der Hirnaktivität in [[Hypothalamus]], der [[Inselrinde|Insula]] sowie im [[Hippocampus]] führen. Diese negativen Folgen werden durch den Zusatz von Kohlenstoffdioxid vermieden.<ref>Paul M. Macey, Mary A. Woo, Ronald M. Harper: ''Hyperoxic Brain Effects Are Normalized by Addition of CO<sub>2</sub>.'' In: ''Public Library of Science Medicine.'' 4 (5), 2007, S. e173; [[doi:10.1371/journal.pmed.0040173]].</ref>

==== Cluster-Kopfschmerz ====
[[Datei:CH mask.jpg|mini|Hochkonzentrationsmaske]]
Nach den Empfehlungen der [[Weltgesundheitsorganisation]] ist das Einatmen von Sauerstoff zur Behandlung von [[Cluster-Kopfschmerz]]-Attacken geeignet.<ref>[https://www.who.int/mental_health/neurology/who_ehf_aids_headache.pdf WHO – Lifting The Burden: Aids for management of common headache disorders in primary care.] (PDF-Datei; 279&nbsp;kB).</ref> Die Anwendung von hochkonzentriertem Sauerstoff mittels spezieller Maskensysteme lindert die Beschwerden in der Regel innerhalb von Minuten effektiv.<ref name="DG">[http://www.dgn.org/leitlinien/11-leitlinien-der-dgn/3051-ll-54-ll-clusterkopfschmerz-und-trigeminoautonome-kopfschmerzen Leitlinie ''Clusterkopfschmerz und trigeminoautonome Kopfschmerzen''.] Herausgegeben von der Kommission Leitlinien der [[Deutsche Gesellschaft für Neurologie|''Deutschen Gesellschaft für Neurologie'']], der [[Deutsche Migräne- und Kopfschmerz-Gesellschaft|''Deutschen Migräne- und Kopfschmerzgesellschaft'']], der [[Österreichische Gesellschaft für Neurologie|''Österreichischen Gesellschaft für Neurologie'']], der [[Schweizerische Neurologische Gesellschaft|''Schweizerischen Neurologischen Gesellschaft'']] und dem [[Berufsverband Deutscher Neurologen|''Berufsverband deutscher Neurologen'']]. Stand: 14. Mai 2015, gültig bis 13. Mai 2020.</ref>

=== Technik ===
Industriell verwendet wird Sauerstoff hauptsächlich in der Metallurgie zur Herstellung von Roheisen und Stahl sowie bei der Kupfer-Raffination. Reiner Sauerstoff oder sauerstoffangereicherte Luft dient hier einerseits zum Erreichen hoher Temperaturen, andererseits zum [[Frischen]] des Rohstahls, d.&nbsp;h. zum Entfernen unerwünschter Beimengungen von [[Kohlenstoff]], [[Silicium]], [[Mangan]] und [[Phosphor]], die oxidiert und abgetrennt werden. Reiner Sauerstoff hat im Vergleich zu Luft den Vorteil, dass kein Stickstoff in die Schmelze eingetragen wird. Stickstoff hat einen negativen Einfluss auf die mechanischen Eigenschaften von Stahl (siehe auch [[Thomas-Verfahren]]).
In chemischen Prozessen wird Sauerstoff meist zur Oxidation von verschiedenen Grundstoffen, wie bei der Olefin-Oxidation von [[Ethen]] zu Ethylenoxid und bei der teilweisen (partiellen) Oxidation von Schweröl und Kohle verwendet. Benötigt wird Sauerstoff außerdem zur Erzeugung von Wasserstoff- und Synthesegas und der Herstellung von [[Schwefelsäure|Schwefel-]] und [[Salpetersäure]]. Weitere durch Oxidation mit Sauerstoff hergestellte wichtige Produkte sind [[Ethin|Acetylen]] (Ethin), [[Acetaldehyd]], [[Essigsäure]], [[Vinylacetat]] und [[Chlor]].

Verschiedene [[Brenngas]]e ([[Propan]], [[Wasserstoff]], Ethin u.&nbsp;a.) erzielen erst durch Mischen mit Sauerstoff ausreichend heiße und rußfreie Flammen zum [[Autogenes Schweißen|Schweißen]] und [[Hartlöten]] oder Erschmelzen und Formbarmachen von [[Glas]]. Nach Aufheizen und Zünden erfolgt das Schneiden von Beton mit einer (selbst abbrennenden) [[Sauerstofflanze]] oder das Brennschneiden von Eisen alleine durch einen scharfen Sauerstoffstrahl.

Sauerstoff wird ebenso verwendet zur Darstellung von [[Ozon]], als Oxidationsmittel in Brennstoffzellen und in der Halbleitertechnik. In der [[Raketentechnik]] wird flüssiger Sauerstoff als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX ''(liquid oxygen)'' abgekürzt.

In der [[Umwelttechnik]] werden Abwässer durch Einleitung von Sauerstoffgas schneller durch Bakterien von organischen Schadstoffen und Giften befreit. In vielen Trinkwasserwerken dient die [[Trinkwasseraufbereitung]] mit Ozon ([[Ozon#Ozon in der Wasseraufbereitung|Ozonierung]]) zur Oxidation von organischen Stoffen oder etwa Eisen und der Entkeimung und kann zu einer deutlich besseren Reinigungswirkung der [[Kiesfilter|Filteranlagen]] führen.<ref>Dimitriadou Agapi, Komi Evangelia, Lykou Maria: ''[http://www.urbaner-metabolismus.de/strom.html Urbaner Metabolismus – Wasseraufbereitung]'' in Kapitel 5, Abschnitt 5.7</ref>

Für die [[Lebensmitteltechnologie|Lebensmitteltechnik]] ist Sauerstoff als [[Lebensmittelzusatzstoff]] als E 948 zugelassen und wird – neben Stickstoff, Kohlendioxid und Lachgas als Treibgas, Packgas, Gas zum Aufschlagen von Sahne ([[Schlagobers]]) u.&nbsp;ä. verwendet.<ref>{{EU-Verordnung|2008|1333|konsolidiert=2022-10-31}}</ref>

=== Wellness ===
In der Wellness- und Lebensmittelindustrie wird gelegentlich für Produkte geworben, die mit Sauerstoff angereichert seien. So wird etwa abgepacktes Wasser verkauft, das einen erhöhten Sauerstoffgehalt haben soll. Eine positive Wirkung auf Gesundheit und Wohlbefinden ist nicht zu erwarten, denn Sauerstoff löst sich nur in geringer Menge in Wasser und wird in vielen Größenordnungen mehr – nämlich mit jedem Atemzug – über die Lunge als via Magen aufgenommen.<ref>''[http://www.untersuchungsämter-bw.de/pub/beitrag.asp?subid=0&Thema_ID=2&ID=846&Pdf=No Alkoholfreie Getränke.]'' Die Untersuchungsämter für Lebensmittelüberwachung und Tiergesundheit, Baden-Württemberg. 2008.</ref>

=== Batterietechnik ===
Die [[Zink-Luft-Batterie|Zink-Luft-Zelle]] ist ein [[Primärelement]], das Luft aus der umgebenden Atmosphäre aufnimmt und den Sauerstoff chemisch mit dem Metall Zink umsetzt, um elektrische Spannung und Strom zu erzeugen. Der Vorzug dieses Batterietyps ist, dass er seine relativ hohe Energiedichte (bei geringer Stromentnahme) über einen ausgedehnten Zeitraum erstreckt abgeben kann. Das Verschlossenhalten der Ventilationsöffnung etwa durch einen Klebstreifen (Siegel) vor Gebrauch hilft die Alterung der Zelle bei Lagerung zu reduzieren. Gut faustgroße [[quader]]förmige Zellen dieses Typs im Kunststoffgehäuse wurden um 1980 in Blinkleuchten zur Baustellenabsicherung eingesetzt und sind bis heute als Knopfzellen für Hinter-dem-Ohr-[[Hörgerät]]e üblich.

Forschung und Entwicklung gehen auch in Richtung [[Metall-Sauerstoff-Akku]]s auf Basis von Alkalimetallen. Ziel ist es, die Energiedichte (Wattstunden pro Masse) von [[Lithium-Ionen-Akku]]s zu übertreffen.<ref>[https://steiermark.orf.at/news/stories/2832168/ Graz: Forscher verlängern Lebensdauer von Batterien] orf.at, 20. März 2017, abgerufen am 21. März 2017.</ref><ref>Nika Mahne, Bettina Schafzahl u.&nbsp;a.: ''Singlet oxygen generation as a major cause for parasitic reactions during cycling of aprotic lithium–oxygen batteries.'' In: ''Nature Energy.'' 2, 2017, S.&nbsp;17036, {{DOI|10.1038/nenergy.2017.36}}.</ref>

== Biologische Bedeutung ==
[[Datei:CHO-cycles de.png|mini|[[Sauerstoffkreislauf]] (rechts) im [[Stoffwechsel]] [[Photosynthese]] betreibender [[Pflanzen]]]]
[[Datei:CSIRO ScienceImage 4203 A bluegreen algae species Cylindrospermum sp under magnification.jpg|mini|[[Mikrofotografie|Mikrofoto]] von [[Cyanobakterien]] ]]
[[Datei:Animal mitochondrion diagram de.svg|mini|Aufbau eines [[Mitochondrium]]s]]
Sauerstoff befindet sich in der Natur in einem steten [[Sauerstoffkreislauf|Kreislauf]]. Er wird ständig von [[autotroph]]en [[Lebewesen]] wie [[Cyanobakterien]] („Blaualgen“), [[Algen]] und [[Pflanzen]] bei der oxygenen [[Photosynthese]] durch [[Photolyse]] aus [[Wasser]] freigesetzt. Er ist ein Endprodukt dieser biochemischen Reaktion und wird an die Umwelt abgegeben. Cyanobakterien waren wahrscheinlich die ersten [[Organismus|Organismen]], die [[Molekül|molekularen]] Sauerstoff als [[Abfallprodukt]] in der [[Erdatmosphäre|Atmosphäre]] anreicherten. Zuvor existierte eine praktisch sauerstofffreie, [[anaerob]]e [[Erdatmosphäre|Atmosphäre]] auf der [[Erde]].

: <math>\mathrm{6 \ CO_2 + 6 \ H_2O \longrightarrow C_6H_{12}O_6 + 6 \ O_2}</math>
: <small>vereinfachte Netto-Reaktionsgleichung für die oxygene Photosynthese</small><ref>Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft mbH: [https://www.spektrum.de/lexikon/biologie/photosynthese/51369 Photosynthese]</ref>

Die meisten [[aerob]]en [[Organismus|Organismen]], darunter die meisten [[Eukaryoten]], einschließlich des [[Mensch]]en und der [[Pflanzen]], und viele [[Bakterien]], benötigen diesen Sauerstoff zum [[Leben]]. Eukaryoten brauchen ihn zur Energiegewinnung durch [[Oxidation]] in den [[Mitochondrien]]. Der Sauerstoff wird dabei in der [[Atmungskette]] wieder zu [[Wasser]] [[Reduktion (Chemie)|reduziert]]. Die [[Oxidation#Geschichte und ursprüngliche Bedeutung|Oxygenierung]] von [[Stoffwechselprodukt]]en mithilfe von [[Enzym]]en ([[Oxygenasen]]) wird oft beim [[Katabolismus|Abbau]] von [[Chemischer Stoff|Stoffen]] angewendet. Die [[Chemische Reaktion|Reaktion]] benötigt Sauerstoff und findet in allen aeroben [[Lebewesen]] statt.

: <math>\mathrm{C_6H_{12}O_6 + 6 \ O_2 \longrightarrow 6 \ CO_2 + 6 \ H_2O}</math>
: <small>vereinfachte Netto-Reaktionsgleichung für die aerobe Atmung</small><ref>Ulrich Helmich: [https://www.u-helmich.de/bio/stoffwechsel/reihe3/indexAtmung.html Atmung, Dissimilation]</ref>

Da Sauerstoff und einige seiner [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] sehr [[Reaktivität (Chemie)|reaktiv]] sind und Zellstrukturen zerstören können, besitzen [[Organismus|Organismen]] Schutz[[enzym]]e wie [[Katalase]] und [[Peroxidase]]. Für [[Organismus|Organismen]], denen diese [[Enzym]]e fehlen, aber auch für Menschen bei zu hoher Konzentration<ref>Vgl. etwa W. B. Davis, S. I. Rennard, P. B. Bittermann, R. G. Crystal: ''Pulmonary oxygen toxicity: Early reversible changes in human alveolar structures induces by hyperoxia.'' In: ''New England Journal ofr Medicine.'' Band 309, 1983, S. 878 ff.</ref> wirkt Sauerstoff [[toxisch]]. Beim [[Zersetzung (Chemie)|Abbau]] des Sauerstoffs entstehen [[reaktive Sauerstoffspezies]], wie [[freie Radikale]], die ebenfalls [[Biomoleküle|biologische Moleküle]] zerstören können. Werden sie nicht schnell genug abgefangen, entsteht sogenannter [[oxidativer Stress]], der für [[Alterung (Chemie)|Alterungsprozesse]] verantwortlich gemacht wird.

In den [[Phagozyt]]en (Fresszellen) des [[Immunsystem]]s dienen diese reaktiven Sauerstoffspezies ([[Wasserstoffperoxid]] und [[Hyperoxide|Hyperoxidionen]]) neben [[Enzym]]en dazu, aufgenommene [[Krankheitserreger]] zu zerstören.

=== Problematische Auswirkungen ===
Wird reiner Sauerstoff oder Luft mit einem höheren Sauerstoffanteil über längere Zeit eingeatmet, kann es zur Vergiftung der Lunge, dem sogenannten [[Lorrain-Smith-Effekt]] kommen. Dabei werden die Lungenbläschen ([[Lungenalveole]]n) durch Anschwellen in ihrer normalen Funktion gehindert.

Der [[Paul-Bert-Effekt]] bezeichnet eine Sauerstoffvergiftung des [[Zentralnervensystem]]s. Diese kann bei Hochdruckatmung jeglicher Sauerstoff-Stickstoff-Gemische auftreten, das Risiko erhöht sich jedoch mit Erhöhung des Sauerstoffanteils und des Gesamtdrucks. Bei Sauerstoff-Teildrücken oberhalb 1,6&nbsp;bar kommt es innerhalb relativ kurzer Zeit zu einer [[Sauerstofftoxikose|Vergiftung]]. Dies spielt beispielsweise beim [[Gerätetauchen]] eine Rolle, da es die [[Nitrox#Maximale Tauchtiefe|maximale Tauchtiefe]] abhängig vom Sauerstoffpartialdruck begrenzt.

In der [[Raumfahrt]] wird beispielsweise in [[Raumanzug|Raumanzügen]] reiner Sauerstoff geatmet, allerdings unter stark vermindertem Druck, um gesundheitliche Folgen zu minimieren und weil der Raumanzug unter normalem Druck zu steif würde.

=== Hyperoxidanionen im Stoffwechsel ===
Hyperoxidanionen (alte Bezeichnung: Superoxidanionen) sind einfach negativ geladene und radikalische Sauerstoffionen (O<sub>2</sub><sup>−</sup>), die durch [[Elektronentransfer|Elektronenübertragung]] auf molekularen Sauerstoff entstehen. Diese sind äußerst reaktiv. Mitunter werden sie als [[Nebenprodukt]] des [[Stoffwechsel]]s (Metabolismus) wie durch Nebenreaktionen bei einigen [[Oxidase]]n (Xanthin-Oxidase) gebildet. Hyperoxidanionen entstehen ebenfalls beim [[Photosynthese]]-Komplex&nbsp;I und als Nebenprodukt der Atmungskette (''mitochondriale Atmung''). Xenobiotika und cytostatische Antibiotika fördern dabei ihre Entstehung. Beim Auftreten einer [[Entzündung]] wird durch eine membranständige [[Nicotinamidadenindinukleotidphosphat|NADPH]]-abhängige Oxidase Hyperoxidanionen ins extrazelluläre Milieu abgegeben. Sie führen zu [[Oxidativer Stress|oxidativem Stress]]. Beispielsweise kommt es beim [[Fettsäureabbau]] in den [[Peroxisomen]] zur Übertragung von Elektronen von [[Flavin-Adenin-Dinukleotid|FADH<sub>2</sub>]] auf molekularen Sauerstoff. Die entstandenen Hyperoxidanionen können zum [[Zellgift]] [[Wasserstoffperoxid]] weiterreagieren. Beim Ablauf der [[Atmungskette]] entstehen diese radikalischen Sauerstoffspezies in geringen Mengen. Es bestehen Vermutungen, dass die [[Mutagen|Erbgutschädigungen]], die solche Sauerstoffspezies hervorrufen, an Alterungsprozessen beteiligt sind. Es ist daher für den [[Organismus]] von essentieller Bedeutung, diese Hyperoxidanionen zügig abzubauen. Dies geschieht mittels der [[Superoxid-Dismutase]].

== Analytik ==
=== Klassische Analytik ===
Gelöster Sauerstoff oxidiert zweiwertiges [[Mangan]] zu höheren Oxidationsstufen. Dieses wird nach der Methode von [[Oxymetrie|Winkler]] durch [[Iodid]] wieder vollständig reduziert. Die Stoffmenge des dabei gebildeten Iods steht in einem stöchiometrischen Verhältnis von 1:2 zu der Stoffmenge des ursprünglich gelösten Sauerstoffs und kann [[Iodometrie|iodometrisch]] mit [[Thiosulfat]] rücktitriert werden.<ref>L. G. Anderson, C. Haraldsson, R. Lindgren: ''Gran linearization of potentiometric Winkler titration.'' In: ''Marine Chemistry.'' 37 (3–4), 1992, S.&nbsp;179–190; [[doi:10.1016/0304-4203(92)90077-N]].</ref>

Als einfacher Nachweis für das Vorhandensein von Sauerstoff wird die [[Glimmspanprobe]] angewandt.

=== Instrumentelle quantitative Analytik ===
Die zur Verbrennungssteuerung von [[Otto-Motor]]en verwendete [[Lambdasonde]] misst den Sauerstoffgehalt im Autoabgas in Bezug zum O<sub>2</sub>-Gehalt in der Umgebungsluft. Dazu wird der Abgasstrom durch ein [[Yttrium]]-dotiertes [[Zirconiumdioxid]]röhrchen geleitet, welches innen und außen mit [[Platin]]elektroden versehen ist. Dabei steht die äußere Elektrode in Kontakt mit der Umgebungsluft. Unterschiedliche O<sub>2</sub>-Partialdrücke an den Elektroden führen zu einer elektrischen Potentialdifferenz, die gemessen wird. Die Vorteile dieser Messtechnik liegen in der niedrigen Nachweisgrenze von wenigen ppm und der großen Betriebstemperaturspanne (300&nbsp;°C bis 1500&nbsp;°C).<ref>J. Riegel, H. Neumann, H.-M. Wiedenmann: ''Exhaust gas sensors for automotive emission control.'' In: ''Solid State Ionics.'' 152/153, 2002, S.&nbsp;783–800; [[doi:10.1016/S0167-2738(02)00329-6]].</ref><ref>G. Eranna, B. C. Joshi, D. P. Runthala, R. P. Gupta: ''Oxide Materials for Development of Integrated Gas Sensors – A Comprehensive Review.'' In: ''Crit. Rev. Solid State Mat. Sci.'' 29, 2004, S.&nbsp;111–188; [[doi:10.1080/10408430490888977]].</ref><ref name="Gnaiger">E. Gnaiger, H. Forstner: ''Polarographic Oxygen Sensors.'' Springer-Verlag, Berlin/ Heidelberg/ New York 1983.</ref>

Die [[Clark-Elektrode]] ist ein [[Amperometrie|amperometrischer]] Sensor zur elektrochemischen Bestimmung von gelöstem, gasförmigem Sauerstoff.<ref>J. R. Stetter, J. Li: ''Amperometric Gas Sensors – A Review.'' In: ''Chemical Reviews.'' 108 (2), 2008, S.&nbsp;352–366; [[doi:10.1021/cr0681039]].</ref> Platin- und Ag/AgCl-Referenzelektrode befinden sich in einem Elektrolytsystem, welches durch eine gaspermeable Teflonmembran von der Probelösung getrennt ist. Gelöster Sauerstoff kann durch die Membran in die Elektrolytlösung diffundieren und wird in einem Potentialbereich von −600 mV bis −800 mV kathodisch reduziert. Der gemessene Strom ist dabei proportional zur Sauerstoffkonzentration in der Probelösung.<ref name="Gnaiger" />

Bei den optischen Methoden bedient man sich der Tatsache, dass Sauerstoff die [[Fluoreszenz]] von angeregten Molekülen zu löschen vermag.<ref>C. McDonagh, C. S. Burke, B. D. MacCraith: ''Optical Chemical Sensors.'' In: ''Chemical Reviews.'' 108 (2), 2008, S.&nbsp;400–422; [[doi:10.1021/cr068102g]].</ref> Auf Basis von fluoreszenten Übergangsmetallkomplexen wurden sog. [[Optrode]]n entwickelt, die den Sauerstoffgehalt über die [[Fluoreszenzlöschung]] von Sondenmolekülen bestimmen. Als Sondenmoleküle kommen häufig Metall-Liganden-Komplexe zum Einsatz. Als Metallionen haben sich Ru(II), Ir(II), Pt(II) und Pd(II) bewährt, als Liganden verschiedene [[Bipyridine]], [[Phenanthroline]] und (fluorierte) [[Porphyrine]].<ref>Y. Amao: ''Probes and Polymers for Optical Sensing of Oxygen.'' In: ''[[Microchimica Acta]].'' 143, 2003, S.&nbsp;1–12; [[doi:10.1007/s00604-003-0037-x]].</ref> Die Sonden werden in Polymermatrices eingebettet. Die Anregung erfolgt zumeist mit LEDs oder [[Laserdiode]]n. Man unterscheidet zwischen punktuellen Messungen z.&nbsp;B. mittels optischer Lichtleiterfasern<ref>S. Arain, S. Weiss, E. Heinzle, G. T. John, C. Krause, I. Klimant: ''Gas Sensing in Microplates with Optodes: Influence of Oxygen Exchange Between Sample, Air and Plate Material.'' In: ''[[Biotechnology and Bioengineering]].'' Vol. 90, No. 3, 2005, S. 271–280.</ref> und bildgebenden Messverfahren mittels planarer Sensorfilme.<ref>M. I. J. Stich, L. H. Fischer, O. S. Wolfbeis: ''Multiple fluorescent chemical sensing and imaging.'' In: ''[[Chemical Society Reviews]].'' 39, 2010, S. 3102–3114.</ref> Mit Optroden konnten Nachweisgrenzen von 5 ppbv (O<sub>2</sub>, ≈ 5,1&nbsp;·&nbsp;10<sup>−6</sup> hPa) erzielt werden, was einer Konzentration in Wasser von 7 pM entspricht.<ref>P. Lehner, C. Staudinger, S. M. Borisov, I. Klimant: ''Ultra-sensitive optical oxygen sensors for characterization of nearly anoxic systems.'' In: ''Nature Communications.'' 5, 2014, S. 4460; [[doi:10.1038/ncomms5460]].</ref>

== Verbindungen ==
Sauerstoff bildet [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] mit fast allen [[Chemisches Element|Elementen]] – außer mit den [[Edelgase]]n [[Helium]], [[Neon]] und [[Argon]]. Da Sauerstoff sehr [[Elektronegativität|elektronegativ]] ist, kommt es in fast allen seinen Verbindungen in den [[Oxidationsstufe]]n −II vor, nur in [[Peroxide]]n −I. Diese [[Ion]]en werden auch als Closed-shell-Ionen bezeichnet. Peroxide sind meist instabil und gehen leicht in [[Oxide]] über.

Positive Oxidationszahlen besitzt Sauerstoff nur in Verbindungen mit dem noch elektronegativeren Element [[Fluor]], mit dem es Verbindungen mit der Oxidationsstufe +I (Disauerstoffdifluorid O<sub>2</sub>F<sub>2</sub>) und +II ([[Sauerstoffdifluorid]] OF<sub>2</sub>) bildet. Da bei ihnen die negative [[Polarisation (Elektrizität)|Polarisierung]] beim Fluor vorliegt, werden diese nicht als Oxide, sondern als [[Fluoride]], genauer gesagt [[Sauerstofffluoride]], bezeichnet.

Neben den Oxidverbindungen tritt Sauerstoff noch in ionischen Verbindungen und [[Radikal (Chemie)|Radikalen]] als [[Peroxid]]- (O<sub>2</sub><sup>2−</sup>), [[Hyperoxide|Hyperoxid]]- (O<sub>2</sub><sup>−</sup> (Oxidationsstufe −1/2)) und [[Ozonid]]anion (O<sub>3</sub><sup>−</sup> (Oxidationsstufe −1/3)) sowie als Dioxygenylkation (O<sub>2</sub><sup>+</sup>) auf.

Sauerstoff bildet abhängig vom Bindungspartner sowohl [[Ionenbindung|ionisch]] als auch [[Kovalente Bindung|kovalent]] aufgebaute Verbindungen.

=== Anorganische Sauerstoffverbindungen ===
Zu den [[Anorganische Chemie|anorganischen]] Sauerstoffverbindungen zählen die Verbindungen von Sauerstoff mit [[Metalle]]n, [[Halbmetalle]]n, [[Nichtmetalle]]n wie [[Wasserstoff]], [[Kohlenstoff]], [[Stickstoff]], [[Schwefel]] und den [[Halogene]]n. Sie gehören zu den wichtigsten Verbindungen überhaupt.

==== Oxide ====
{{Hauptartikel|Oxide}}
Die meisten Sauerstoffverbindungen sind [[Oxide]]. In ihnen tritt der Sauerstoff, [[Ionische Bindung|ionisch]] oder [[Kovalente Bindung|kovalent]] gebunden, in der [[Oxidationsstufe]] −II auf. Viele natürlich vorkommende [[Salze]], die oft wichtige Quellen zur Herstellung von [[Metalle]]n sind, sind Oxide.
[[Datei:Zinc oxide.jpg|mini|[[Zinkoxid]]]]
Mit den Metallen bildet Sauerstoff in niedrigen Oxidationsstufen ionisch aufgebaute und in der Regel basische Oxide.

:<math>\mathrm{2\ Ca + O_2 \longrightarrow 2 \ CaO}</math>
: <small>Bei der Verbrennung von Calcium in Anwesenheit von Sauerstoff entsteht [[Calciumoxid]].</small>

:<math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math>
: <small>Bei der Reaktion von Calciumoxid mit Wasser entsteht [[Calciumhydroxid]].</small>

Mit steigender Oxidationsstufe haben die Oxide zunehmend amphoteren ([[Zink(II)-oxid]], [[Aluminium(III)-oxid]]) und schließlich sauren Charakter ([[Chrom(VI)-oxid]]).

:<math>\mathrm{CrO_3 + H_2O \longrightarrow H_2CrO_4}</math>
: <small>Chrom(VI)-oxid reagiert mit Wasser zu [[Chromsäure]]</small>

Mit [[Nichtmetalle]]n bildet Sauerstoff ausschließlich kovalente Oxide. Die Oxide von Nichtmetallen in niedrigen Oxidationsstufen reagieren meist neutral ([[Distickstoffmonoxid]]), mit steigender Oxidationsstufe zunehmend sauer.
[[Datei:Trockeneis.jpg|mini|Festes Kohlenstoffdioxid ([[Trockeneis]])]]
Unter den Sauerstoffverbindungen der Nichtmetalle spielen die mit [[Wasserstoff]] eine gesonderte Rolle. Sauerstoff bildet mit Wasserstoff zwei Verbindungen. An erster Stelle ist das [[Wasser]] zu nennen, ohne das es kein Leben auf der Erde gäbe. Die zweite Verbindung ist das [[Wasserstoffperoxid]] (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), eine thermodynamisch instabile Verbindung, die als [[Oxidationsmittel|Oxidations]]- und [[Bleichmittel]] Verwendung findet.

Obwohl die meisten sauerstoffhaltigen Kohlenstoffverbindungen in den Bereich der organischen Chemie eingeordnet werden, gibt es einige wichtige Ausnahmen. Die einfachen Oxide des Kohlenstoffs [[Kohlenstoffmonoxid]] (CO) und [[Kohlenstoffdioxid]] (CO<sub>2</sub>), sowie die [[Kohlensäure]] und deren Salze, die [[Carbonate]], werden als [[Anorganische Chemie|anorganische]] Verbindungen angesehen.

Sind in einer salzartigen Verbindung geringere Mengen Oxidionen bekannt als nach der [[Stöchiometrie]] und [[Wertigkeit (Chemie)|Wertigkeit]] des Sauerstoffs zu erwarten, spricht man von [[Suboxide]]n. In diesen kommen Element-Element-Bindungen vor, die formale Oxidationsstufe des Elements liegt bei unter +1. Elemente, die Suboxide bilden, sind die Alkalimetalle [[Rubidium]] und [[Caesium]], aber auch [[Bor]] oder [[Kohlenstoff]].

==== Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungen ====
Vor allem mit Alkalimetallen bildet Sauerstoff Verbindungen mit Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungen. Hierzu zählen die [[Peroxide]], die [[Hyperoxide]] und die [[Ozonide]]. Peroxide wie [[Wasserstoffperoxid]] besitzen das O<sub>2</sub><sup>2−</sup>-Ion und eine formale [[Oxidationsstufe]] des Sauerstoffs von −1. Durch die leichte Spaltung der Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung bilden sie leicht [[Radikal (Chemie)|Radikale]], die auf organische Substanzen bleichend wirken und dementsprechend als [[Bleichmittel]] eingesetzt werden. Es sind auch organische Peroxide bekannt.

In ''Hyperoxide''n kommt das radikalische Dioxid(1−)-Anion O<sub>2</sub><sup>−</sup> vor, die formale Oxidationsstufe ist −½ für jedes Sauerstoffatom. Hyperoxid-Ionen bilden sich im Stoffwechsel und zählen dabei zu den [[Reaktive Sauerstoffspezies|Reaktiven Sauerstoffspezies]], salzartige Hyperoxide sind lediglich von den Alkalimetallen außer Lithium bekannt. Ozonide leiten sich vom [[Ozon]] ab und haben dementsprechend das O<sub>3</sub><sup>−</sup>-Anion. Salzartige Ozonide sind wie Hyperoxide von allen Alkalimetallen außer Lithium bekannt, dazu gibt es auch organische Ozonide, die durch [[Additionsreaktion|Addition]] von Ozon an [[Alkene]] entstehen.

==== Hydroxide ====
Eine weitere große Gruppe der Sauerstoffverbindungen stellen die [[Hydroxide]] unter Beteiligung von [[Wasserstoff]] dar. Bei diesen handelt es sich um überwiegend ionische Verbindungen, denen das [[Hydroxidion]] gemein ist. Bis auf die Hydroxide der [[Alkalimetalle]] wie [[Natriumhydroxid]] (NaOH) oder [[Kaliumhydroxid]] (KOH) sind sie im Allgemeinen wenig [[Löslichkeit|löslich]] in [[Wasser]].

==== Sauerstoffsäuren ====
Bei der Reaktion von Nichtmetalloxiden sowie Metalloxiden von [[Metalle]]n in hohen Oxidationsstufen mit Wasser bilden sich die sogenannten [[Sauerstoffsäuren]], die für die Namensgebung des Sauerstoffs verantwortlich sind.

:<math>\mathrm{SO_3 + H_2O \longrightarrow H_2SO_4}</math>
: <small>Beim Lösen von [[Schwefeltrioxid]] in Wasser bildet sich [[Schwefelsäure]].</small>

Die stärksten [[Anorganische Chemie|anorganischen]] Sauerstoffsäuren leiten sich von den Nichtmetallen [[Stickstoff]] ([[Salpetersäure]]) und [[Schwefel]] (Schwefelsäure) sowie den [[Halogene]]n ab ([[Halogensauerstoffsäuren]]). Dabei gilt die Regel, dass die Säurestärke ([[PKs-Wert|pK<sub>s</sub>-Wert]]) mit zunehmender Anzahl von Sauerstoffatomen zunimmt:
{| class="wikitable"
!Name der Säure
!Formel
!Name der Salze
!Säurekonstante (pK<sub>s</sub>)<ref>{{Holleman-Wiberg |Auflage=102. |Startseite=?}}</ref>
|-
|[[Kohlensäure]]
|H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>
|[[Carbonate]]
|6,35
|-
|[[Orthokieselsäure]]
|H<sub>4</sub>SiO<sub>4</sub>
|[[Silicate]]
|9,51
|-
|[[Cyansäure]]
|HOCN
|[[Cyansäure#Cyanate|Cyanate]]
|3,7
|-
|[[Isocyansäure]]
|HNCO
|[[Cyanate]]
|3,92
|-
|[[Hyposalpetrige Säure]]
|H<sub>2</sub>N<sub>2</sub>O<sub>2</sub>
|[[Hyponitrite]]
|7,21
|-
|[[Salpetrige Säure]]
|HNO<sub>2</sub>
|[[Nitrite]]
|3,29
|-
|[[Salpetersäure]]
|HNO<sub>3</sub>
|[[Nitrate]]
| −1,37
|-
|[[Phosphinsäure]]
|H<sub>3</sub>PO<sub>2</sub>
|[[Phosphinate]]
|2,0
|-
|[[Phosphonsäure]]
|H<sub>3</sub>PO<sub>3</sub>
|[[Phosphonate]]
|2,0
|-
|[[Phosphorsäure]]
|H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>
|[[Phosphate]]
|2,16
|-
|[[Thioschwefelsäure]]
|H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>3</sub>
|[[Thiosulfate]]
|0,6
|-
|[[Schweflige Säure]]
|H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>
|[[Sulfite]]
|1,81
|-
|[[Schwefelsäure]]
|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
|[[Sulfate]]
| −3
|-
|[[Hypochlorige Säure]]
|HClO
|[[Hypochlorite]]
|7,54
|-
|[[Chlorige Säure]]
|HClO<sub>2</sub>
|[[Chlorite (Stoffgruppe)|Chlorite]]
|1,97
|-
|[[Chlorsäure]]
|HClO<sub>3</sub>
|[[Chlorate]]
| −2,7
|-
|[[Perchlorsäure]]
|HClO<sub>4</sub>
|[[Perchlorate]]
| −10
|}

=== Organische Sauerstoffverbindungen ===
Sauerstoff ist – neben [[Kohlenstoff]], [[Wasserstoff]] und [[Stickstoff]] – eines der wichtigsten Elemente der [[Organische Chemie|organischen Chemie]]. Er bildet eine Vielzahl wichtiger [[Funktionelle Gruppe|funktioneller Gruppen]], die sowohl Kohlenstoff-Sauerstoff-[[Einfachbindung]]en, als auch – in der [[Carbonylgruppe]] – Kohlenstoff-Sauerstoff-[[Doppelbindung]]en enthalten.

Zu den einfachsten organischen Verbindungen, die Sauerstoff enthalten, gehört [[Formaldehyd|Methanal]] (H<sub>2</sub>CO), das sich formal von [[Kohlenstoffdioxid]] (CO<sub>2</sub>) nur darin unterscheidet, dass statt des zweiten Sauerstoffatoms zwei Wasserstoffatome am Kohlenstoff gebunden sind. Wichtig für die Einteilung in die organische Chemie ist jedoch, dass sich Methanal von dem organischen Alkohol [[Methanol]] (CH<sub>3</sub>OH) ableitet, welcher wiederum ein Derivat des einfachsten [[Alkane|Alkans]] [[Methan]] (CH<sub>4</sub>) ist.

Die wichtigsten Verbindungsklassen:
* [[Alkohole]]: Von der Kohlenstoff-Sauerstoff-Einfachbindung leiten sich einige wichtige Verbindungsklassen ab. Die erste sind die Alkohole, bei denen am Sauerstoffatom ein Kohlenstoff- und ein Wasserstoffatom ([[Hydroxygruppe]]) gebunden sind. Die bekanntesten und gleichzeitig einfachsten Vertreter dieser Gruppe sind [[Methanol]] CH<sub>3</sub>OH und [[Ethanol]] C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH.
* [[Phenole]]: Diese Moleküle enthalten mindestens eine Hydroxygruppe, die mit einem [[Aromaten|aromatischen Ring]] verbunden ist.
[[Datei:Ethoxyethane 200.svg|hochkant=0.9|mini|Diethylether]]
* [[Ether]]: Sind am Sauerstoffatom zwei Kohlenstoffatome gebunden, wird die Gruppe [[Ethergruppe]] genannt und die Stoffklasse entsprechend Ether. Ein bekannter Vertreter der Ether ist das wichtige [[Lösungsmittel]] [[Diethylether]] (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>)<sub>2</sub>O.
* [[Aldehyde]]: Die [[Carbonylgruppe]] ist eine sehr vielseitige funktionelle Gruppe, die in vielen Stoffklassen enthalten ist. Diese unterscheiden sich darin, welche zusätzlichen Gruppen am Kohlenstoffatom gebunden sind. Die [[Aldehydgruppe]] R–CHO, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe ein Wasserstoffatom gebunden ist, kommt in Aldehyden wie [[Acetaldehyd]] vor.
* [[Ketone]]: Sie enthalten die [[Ketogruppe]], R–CO–R, bei der am Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe zwei Kohlenwasserstoffreste gebunden sind. Ein Beispiel ist [[Aceton]].
[[Datei:Essigsäure Skelett.svg|hochkant=0.7|mini|Essigsäure]]
* [[Carbonsäuren]]: Die [[Carboxygruppe]] R–COOH der Carbonsäuren besitzt an einem Kohlenstoffatom sowohl eine Carbonylgruppe, als auch eine Hydroxygruppe. Die wichtigsten Carbonsäuren sind die [[Ameisensäure|Ameisen-]] und die [[Essigsäure]].
* [[Ester]]: Ähnlich der Carboxygruppe ist die [[Estergruppe]] R–CO–O–R′ aufgebaut. Bei ihr ist das Proton der Carbonsäure durch einen weiteren Kohlenwasserstoffrest ausgetauscht. Die aus Carbonsäuren und Alkoholen gebildeten Ester werden entsprechend benannt. Ein Beispiel ist [[Essigsäureethylester]] aus [[Essigsäure]] und [[Ethanol]] (Ethylalkohol).
* [[Carbonsäureamide]]: In ihnen ist die Hydroxygruppe der Carboxygruppe durch eine [[Aminogruppe]] ausgetauscht.

Eine weitere wichtige Gruppe organischer Sauerstoffverbindungen sind die [[Kohlenhydrate]] oder ''Saccharide''. Chemisch sind dies Polyhydroxycarbonylverbindungen ([[Hydroxyaldehyde]] oder [[Hydroxyketone]]). Sie kombinieren also Eigenschaften der Alkohole mit denen der Aldehyde und Ketone.

Daneben existieren noch eine Reihe weiterer Verbindungen mit [[Funktionelle Gruppe|funktionellen Gruppen]], bei denen der Sauerstoff an ein weiteres [[Heteroatom]], wie etwa [[Stickstoff]], [[Schwefel]] oder [[Phosphor]], beispielsweise bei [[Phosphorsäureester|organischen Phosphaten]] (etwa [[Adenosintriphosphat|ATP]] oder innerhalb der [[Desoxyribonukleinsäure|DNA-Moleküle]]) gebunden ist.

== Siehe auch ==
* [[Erdatmosphäre]]
* [[Flüssigsauerstoff]]

== Literatur ==
* {{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=497|Endseite=540}}
* [[Norman N. Greenwood]], [[Alan Earnshaw]]: ''Chemie der Elemente.'' 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S.&nbsp;775–839.
* [[Ralf Steudel]]: ''Chemie der Nichtmetalle.'' de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3.
* [[Nick Lane]]: ''Oxygen – the molecule that made the world.'' Oxford Univ. Press, Oxford 2003, ISBN 0-19-860783-0.

== Weblinks ==
{{Commons|Oxygen|Sauerstoff|audio=1|video=1}}
{{Wiktionary}}
{{Wikibooks|Wikijunior Die Elemente/ Elemente/ Sauerstoff}}
* {{DNB-Portal|4051803-6}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Periodensystem}}

{{Lesenswert|5. Juli 2007|34046996}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4051803-6|LCCN=sh85096329|NDL=00570181}}

[[Kategorie:Antidot]]
[[Kategorie:Notfallmedikament]]
[[Kategorie:Arzneistoff]]
[[Kategorie:Atemgas]]
[[Kategorie:Lebensmittelzusatzstoff (EU)]]
[[Kategorie:Radikal (Chemie)]]