O2 statt CO2?

Da käm schon der erste Schuss "mit voller Kraft", sobald das mit Öl oder ähnlichem in Verbindung gerät, gibts ne schöne Verpuffung, die wahrscheinlich deine Co2 in Stücke zerlegen würde... ...wenn ich nicht irre.

Die Physiker bitte zu Wort!

Harry

Auf keinen Fall probieren! Die Pistolle kann Dir in der Hand verbrennen. Hoffentlich gibts die O² Patronen nicht in handelsüblicher Größe.

Physiker vor....

Pellet

Wenn ich mich recht entsinne, ist O² aber Sauerstoff und keine Pressluft.....oder?

Und seit wann funktioniert die Drulov mit Pressluft??

Harry

Ich mein reiner Sauerstoff. Der ist gefährlich. Ich bin mir jetzt im Moment nicht sicher, ob man das jetzt O² oder nur O schreibt. Ich denke nur O ist richtig. Kommt aber fast nur als O² vor oder so.
Die Drulov funzt nur mit Co2. Das abgebildete Crosmann 1077 hat lediglich enen größeren Co2 Tank. Die Twinmaster funzt mit beidem Pressluft und Co2. Wird sie mit Pressluft betrieben, so wird ein Druckminderer vorgeschaltet, der auf ca 60bar runterregelt. Niemals wird die Waffe mit Sauerstoff betrieben.

Pellet

PS. Wenn ich mich nicht irre, ist das Bild von Volker Blüm /germanft.com

Diesen Zusatztank gibts auch für die Gamo1200, allerdings mal wieder nicht bei uns - denn damit hat die >200m/s

Harry

Laß ja die Finger davon!

Ich habe über das Thema erst kürzlich was gelesen - keine Ahnung mehr, ob das im 'Die Luftpistole' von Bruker oder 'From Trigger to Target' war.

Aber der Hinweis dort war deutlich: O2 ist hochreagibel mit allem, was brennt, also auch dem Öl in der Waffe.

Das Ding fliegt Dir höchstwarscheinlich dermaßen um die Ohren, daß Du im Krankenhaus wieder zu Dir kommst (wenn überhaupt).

Kann ich nur zustimmen.

Von den mechanischen Eigenschaften her ist Sauerstoff ( O₂ ) mit Preßluft zu vergleichen, das heißt, ohne Druckminderer läuft da nichts. Der Druck in den Kapseln ist mir nicht bekannt, ist aber in jedem Fall deutlich höher als in den CO₂-Kapseln, so daß man nicht mehr viel Freude an den Ventilen der Waffe haben wird. (Ich seh gerade, Klepto sagt,es sind 200 bar, das kann ich mir gut vorstellen und das entspricht etwa dem Druck in Preßluftflaschen. Damit belastet man sein CO2-Gewehr besser nicht!)

Über die Verwendung in Preßluftwaffen könnte man nachdenken. Rein von den mechanischen Eigenschaften gibt es keine Vorteile - da die Dichte von Sauerstoff etwas größer ist als die von Luft, wird bei gleichem Druck mehr Energie für die Beschleunigung des Gases selbst verbraucht, und es bleibt weniger für das Geschoß übrig.

Allerdings kommen noch die chemischen Eigenschaften von reinem Sauerstoff dazu: Der Effekt, daß Öle oder ähnliches verbrannt werden, ist mit Sauerstoff sicher höher als mit Druckluft. Ein "Boost" durch Ölverbrennung, wie er in diesen Waffen auch mit Druckluft regelmäßig vorkommt, würde mit reinem Sauerstoff sicherlich deutlich stärker werden. Die Sauerstoffmenge in der "Kammer" wäre fünfmal so hoch wie bei Pressluft, also könnte auch die Reaktion etwa fünfmal so stark sein! Da überlegt man sich besser vorher, ob die Waffe das aushält.

"In der Hand verbrennen" wird die Waffe nicht, weil dem Sauerstoff weitgehend die Reaktionspartner fehlen. Allerdings wird die ganze Waffe auch schneller korrodieren, d.h. Ventile und Metallteile sind schneller hinüber, und es können leicht überall in der Waffe, wo Öl oder sonst was brennbares ist, Vepuffungen auftreten.

Ich möchte von Selbstversuchen mit dem höheren Boost-Effekt abraten - ich weiß nicht, wie die Waffen das verkraften und wie groß der Effekt wirklich ist. :flame:

Marcus

Zitat

Original von Old_Surehand
"In der Hand verbrennen" wird die Waffe nicht, weil dem Sauerstoff weitgehend die Reaktionspartner fehlen.

Ich bin mir da nicht so sicher, ob einem das Ding nicht um die Ohren fliegt. Die Warnung in dem Buch war meiner Erinnerung nach schon sehr eindringlich.

Bitte korrigiert mich, wenn ich da falsch liege, aber O₂ unter dem Druck - da reicht doch schon ein Öltröpfchen, und das Ding geht hoch...

Zitat

Original von Klepto
ich kann mir das nicht vorstellen da ja nur sauerstoff und öl nicht brennt, da bräuchte man ja auch die richtige temperatur dazu (naja die könnte dan aber unter dem druck und der reibungskraft schon entstehen)

Das ist wohl wie beim Dieselmotor: Unter dem Druck entzündet sich das Gemisch selbst. Ich kann aber heute abend zu Hause noch mal nachlesen, wenn ich es finde, und dann morgen, wenn ich die Zeit finde, hier auszugsweise reinstellen. (Habe nämlich gerade mächtigen Projektstress, wg. neuer Softwareversion, die morgen beim Kunden startet. Da hängen ein paar hunder CallCenter-Agenten dran! Das kann einem auch ganz gut um die Ohren fliegen... )

also, nie O2 und Öl bei dem hohen druck zusammenkommen laßen, das verpuft fast explosionsartig. Es ist verboten bei autogenen schweißgeräten die ventile der sauerstoffflasche zu fette oder ölen!!! also ist das hier das selbe verbot. desweiteren kann das metall sehr wohl verbrennen. denkt doch nur mal an stahlwolle.... wenn da das öl verpuft hat das preszink genug aktivirungs energie um zu brennen. mit dem O2 ist höchste vorsicht geboten. selbst schwer enflambare dinge ausm labor fangen wunderbar an zu brennen. hab da schon selber so einigen mißt im labor versaut, weil da O2 im spiel war.

Klepto, [klugscheißmodus an]
die atome verbinden sich zu molekülen. 1/2O2 muß das außerdem heißen un nicht einfach nur O, denn selbst im labor wird es das nicht geben, denn du wirt da wohl kaum mit nur einem einzigen atom arbeiten können! nur in chemischen reaktionsabläufen kommt 1/2O2 als radikal vor, aber nur so kurz das es eigentlich nicht erwähnenswert ist.
[klugscheißmodus aus]

Es gibt aber auch noch O3, das aber noch reaktionsfreudiger ist besser bekannt als Ozon

also noch viel spaß beim schießen mit CO2 oder pressluft und schweißen mit O2

Grüße Buddy

Das mit dem verbrennen hab ich schon ernst gemeint. Natürlich wird das Ding nicht vollständig in Flammen aufgehen, aber ich kann mir vorstellen, dass die Ventileinheit und das umliegende Metall schon ziemlich abkokelt. Beim Brennschneiden wird das Metall mit Gas und Sauerstoff angeglüht. Danach dreh ich das Gas zu und der reine Sauerstoff reicht, um das Metall durchzubrennen. Wenn Sauerstoffflaschen in die Luft gehen, weil Öl im Spiel war, so brennt auch das flaschenventil ab und die Flasche geht dann wie eine Rakete ab. 200 bar durch den engen Flaschenhals wirbeln das Ding schon kräftig durch die Gegend.

Pellet

Das 10/77 da oben sieht schon fett aus.

Von dem O2 würd ich allerdings auch die Finger lassen.
Bei einem Preis von 150 ¤ aufwärts für Co2 Waffen, die in 1 Sekunde ins Jenseizs zu schicken...nene.
Die Leistung reicht für den Hobbybereich allemal aus.
Sicher gibt es Leute denen das nicht reicht, aber dafür kann man ja in nen Schützenverein gehen, 22'er oder was grösseres Schiessen.

@ buddy: [extraklugscheissmodus] 1/2 O² ist insofern erwähnenswert, als dass solche radikale vorallem in grossstädten entstehen, nach diversen reaktionen von kohlenmonooxid und all diese netten sachen.... dann verbindet sich 1/ O² mit O² und es entsteht O³ auch als Ozon bekannt, und das macht dann den schönen Smog. [/extraklugscheissmodus]
sorry, aber irgendwo muss das schulwissen ja hin

Dr.seltsam, sind das für dich etwas keine chemischen reaktionen??

hier mal ein kleiner text zu O3

Ozon

(Trisauerstoff, Trioxygen). O3, MG. 48,00. Farbloses, äußerst giftiges Gas, D. 1,65 (Luft = 1) u. Litergew. 2,143 g bzw. dunkelblaue Flüssigkeit, D. 1,571 (–183°), Sdp. –111,9° od. schwarzblaue Krist., Schmp. –192,5°, krit. Temp. –12,1°, krit. Druck 55,32 bar; 100 ml Wasser lösen bei 0° 49,4 ml Ozon. Der Geruch des O. (Name von griech.: ozein = nach etwas riechen) wird je nach Konz. als Nelken-, Heu-, Chlor-ähnlich od. als nach Stickoxiden riechend beschrieben u. ist etwa ab 0,01 ppm wahrnehmbar. Eine irrige Annahme ist, daß Waldluft bes. O.-haltig sei – dort ist der Gehalt an O. nicht, wohl aber derjenige an (oxidierten) Terpenen höher als in anderer Freilandluft. O3 kann in mehreren Resonanzstrukturen vorliegen:

O. zerfällt spontan nach O3 ® O2 + 1/2 O2 + 284 kJ mit HWZ von 3 Tagen (20°), 8 Tagen (–15°), 18 Tagen (–25°) bzw. 3 Monaten (–50°). In 20 N NaOH beträgt die HWZ bei Raumtemp. 83 Std. gegenüber 2 Min. in 1 N NaOH. Konz. Lsg. können beim Erwärmen explodieren u. auch bei niedriger Temp. kann bereits die Ggw. von Spuren oxidierbarer Stoffe zu explosiven Zers. führen, natürlich auch bei Ozonolysen u. Ozonisierungen, s. den Hinweis dort. Die Explosionsgrenze von O2/O3-Gemischen liegt bei ca. 13 Gew.-% Ozon. In den Handel gelangt O. als 20 Vol.-%ige Lsg. in Chlortrifluormethan (R 13) in bei Trockeneistemp. zu lagernden, rostfreien Stahlflaschen.

O. ist neben Fluor das stärkste bekannte Oxidans. Es bildet mit einigen Metallen Ozonide, oxidiert fast alle Metalle zu ihrer höchsten Oxidationsstufe (Ausnahme Au, Pt, Ir), Sulfide zu Sulfaten, Ammoniak zu Salpetersäure, Kohle schon bei gewöhnlicher Temp. zu Kohlendioxid, Iodkalium-Lsg. zu Iod, Silber zu Silber(II)-oxid, Indigo zu gelbem Isatin – hierauf beruht der Nachw. in Dräger-Prüfröhrchen 0,05–1,4 u. 10–300 ppm. Viele org. Farbstoffe werden durch O3 gebleicht, Gummischläuche zerstört, Ether, Alkohol, Schliff-Fette ggf. entflammt. Mit ungesätt. org. Verb. reagiert O3 unter Ozonolyse, wobei zunächst Ozonide gebildet werden. Diese Ozonisierungs-Reaktion macht O. zu einem präparativ u. analyt. (zum Nachw. von Doppelbindungen) sehr nützlichen Reagenz im chem. Laboratorium. Andererseits müssen deshalb vielen Prod. Antiozonantien zum Schutz vor Alterung zugesetzt werden. Zu Nachw. u. Best. von O. eigenen sich Chemilumineszenz, UV-Spektroskopie, Kalorimetrie u. kolorimetr. Meth. (Lit. ); für mehrere der Meth. existieren VDI-Richtlinien (2468, von 1978 u. 1979). Die Reaktion mit KI ist sehr empfindlich, die Stöchiometrie allerdings pH-abhängig; für Schnelltests (z.B. zur Lecksuche) werden Kaliumiodid-Stärkepapier (s. Iodstärke-Reaktion) od. Thallium(I)-oxid-Papier verwendet. Über Meth. zur Best. der O.-Gehalte u. -Verteilung in der Erdatmosphäre s. Ozonschicht u. Dobson-Einheit.

Physiolog.: Auf Augen u. Schleimhäute wirkt O. reizend (MAK 0,2 mg/m3 bzw. 0,1 ppm), doch werden die Hauptschädigungen in den Atemwegen verursacht, wobei Atembeschwerden mit Abnahme des Respirationsvol., später auch Nasenbluten, Bronchitis, Lungenödeme auftreten können. Chron. Exposition (Flugpersonal) kann auch bei niedrigen O3-Konz. Brust- u. Kopfschmerzen sowie Schwindel zur Folge haben. Die Toxizität des O. wird z.T. auf die oxidative Zers. ungesätt. Fettsäuren im Organismus zurückgeführt, u. dieser Effekt kann durch Vitamin E-Mangel potenziert, durch -Zufuhr jedoch gemildert werden. Ist die schädigende Wirkung des O. auf niedere Organismen wie Viren, Bakterien u. Pilze für Desinfektions-Zwecke erwünscht u. bezweckt, so ist sie bei Pflanzen, wo sie als Folge der Luftverunreinigung auftreten kann, unerwünscht, da direkte Einwirkung des O. Chlorophylle, insbes. Chlorophyll G zerstört.

Vork.: Nur etwa 10–5 bis 10–6 Vol.-% (0,1–0,01 ppm) der Lufthülle (s. Geochemie) bestehen aus O3. Rund 90% davon befinden sich in der Stratosphäre mit einem breiten Maximum von 10 ppm in etwa 30 km Höhe. Die Konz. schwanken mit der Tages- u. Jahreszeit sowie mit den Sonnenaktivitäten. Die Sonnenstrahlung, insbes. im energiereichen UV-Bereich, ist die treibende Kraft der Ozonchemie: Nach der Theorie von Chapman (1930) erfolgt die O.-Bldg. durch Photodissoziation von Sauerstoff-Mol. gemäß

bei Wellenlängen <242 nm u. Rekombination gebildeter Sauerstoff-Atome mit weiteren Sauerstoff-Mol.

wobei M der zur Aufnahme frei werdender Energie notwendige Stoßpartner ist. Der O.-Entstehung entgegen wirkt insbes. die photolyt. Spaltung gemäß

bei Wellenlängen <1200 mm (vgl., Lit. u. Photoabbau).
Im dynam. Gleichgew. zwischen O.-Entstehung u. -Spaltung ist die Wirkung des O3 als UV-Absorber begründet, d.h. als Lichtfilter für die kurzwellige, bes. hautaktive UV-Strahlung u. damit als Schutz für das Leben auf der Erde. In die O.-Spaltung greifen zusätzlich zum Licht noch andere Prozesse ein, bei denen Abbauprod. von Spurengasen mitwirken, die in der Troposphäre freigesetzt werden, in den letzten Jahrzehnten verstärkt durch menschliche Aktivitäten. So entstammen Stickoxide, NOx z.T. dem Lachgas, das bei der Denitrifikation – vermehrt bei verstärkter Stickstoff-Düngung – entsteht. Zusätzliche NOx werden von hochfliegenden Überschallflugzeugen, Raketen u. atmosphär. Kernwaffentests geliefert. ClOx können natürlicherweise nach starken, HCl emittierenden Vulkanausbrüchen entstehen u. aus Methylchlorid, das in den Ozeanen gebildet wird; die wichtigsten Quellen sind allerdings die FCKW (Chlorfluorkohlenstoffe) sowie Methylenchlorid u.a. Chlor- u. Brom-haltige Halone. Die in den unteren Luftschichten relativ reaktionsträgen Substanzen gelangen nach zunächst rascher Verteilung durch Luftströmungen langsam in die Stratosphäre. Dort werden sie durch harte (kurzwellige) UV-Strahlung unter Mitwirkung von angeregtem Sauerstoff u. OH-Radikalen in NO-, Cl- u. Br-Radikale umgewandelt, die ihrerseits die O.-Spaltung katalysieren, z.B. gemäß

Diese von Rowland u. Molina (Lit. ) 1974 formulierte „erste Ozon-Hypothese“ löste wegen der befürchteten Beeinträchtigung der Schutzfunktion stratosphär. O. vor kurzwelliger UV-Strahlung nicht nur Überlegungen u. Maßnahmen zur Reduzierung bis zum Verbot der Verw. von FCKW in Sprays u.a. Einsatzgebieten aus, sondern regte auch weltweit zahlreiche Unters. über die meteorolog. u. anthropogenen Einflüsse auf die O3-Chemie in der Atmosphäre an; vgl. Lit. , antarktisches Ozon-Loch, Ozon-Schicht.

Rund 10% des atmosphär. O. befinden sich in der bis 10 km Höhe reichenden Troposphäre. Am Erdboden beträgt die Konz. in ländlichen Gebieten 0,02–0,03 ppm, über See 0,05 ppm, in Städten weit weniger – außer im Falle von Smog (bis 0,5 ppm, vgl. Lit. ). Für die Entstehung von Smog kann die photolyt. O3-Bldg. aus Kraftfahrzeug- u. Kraftwerksabgasen bei bestimmten Witterungsverhältnissen eine Ursache sein; vgl. Smog u. Lit. . Nach WHO (Lit. ) sollte der O3-Gehalt im 8 Std.-Mittel den Richtwert von 0,05 bis 0,06 ppm (100–120 mg/m3) nicht überschreiten. Auch eine Beteiligung des O3 am „Waldsterben“ wird diskutiert („zweite Ozon-Hypothese“, s. Lit. ).

Bei leichten, regional unterschiedlichen Schwankungen der vertikalen O.-Verteilung hat sich die atmosphär. Gesamtkonz. im Zeitraum 1970 bis 1984 nicht signifikant verändert .
Herst.: O3 entsteht in geringen Mengen bei vielen chem. u. physik. Vorgängen, so z.B. bei der Erhitzung von Sauerstoff-Gas auf 2000° u. nachheriger sehr rascher Abkühlung (Ausbeute 0,13%), bei der Verbrennung eines Knallgas-Gemisches u. beim Schweißen, beim Einblasen von Luft in Brenngas, in der Nähe von Hochspannungsleitungen, bei Elektrolysen (z.B. von Schwefelsäure od. Perchlorsäure), Gewitterblitzen, elektr. Funkentladungen, beim Auftropfen von konz. Schwefelsäure auf Bariumperoxid, beim Erhitzen einer Kaliumchlorat-Braunstein-Mischung, beim Zerfall von Manganheptoxid, bei der Einwirkung ionisierender od. ultravioletter Strahlen (l 185 nm) auf Luftsauerstoff (die Luft in der Nähe einer Elektronenstrahlquelle, einer Quecksilber-Quarzlampe od. Höhensonne riecht nach O3), bei der langsamen Oxid. von weißem Phosphor, bei der Einwirkung von elementarem Fluor auf Wasser usw. Zur O3-Gewinnung in präparativen Mengen eignet sich neben der UV-Bestrahlung unter den genannten Bildungsweisen als einzig wirtschaftliche Meth. nur die stille elektr. Entladung (s. Gasentladung) im Ozonisator. Dabei werden aus trockenem Sauerstoff bis zu 90 g/m3, aus Luft bis zu 40 g/m3 O3 (bei Kühlung) gewonnen; für 1 kg O3 aus Sauerstoff sind 14 kWh elektr. Arbeit u. 1,8 m3/h Kühlwasser nötig, für Luft sind die entsprechenden Zahlen 30 kWh u. 3,6 m3/h. Man wendet Spannungen zwischen 5000 u. 20000 V an u. arbeitet bei Netzfrequenz od. 500–800 Hz. Näheres s. bei Kirk-Othmer (Lit.). Neben Großgeräten, die 20 kg/h u. mehr O3 erzeugen, sind für Laboratoriumszwecke kleiner dimensionierte App. für 1–16 g O3/h verfügbar, vgl. Lit. . Für Ozonolyse-Unters. gereinigtes O. in Stickstoff erhält man, indem man das aus der elektr. Entladung stammende Roh-O. bei –78° an grobem Kieselgel adsorbiert (Blaufärbung) u. dann mit N2 unter Erwärmenlassen wieder austreibt.

Verw.: Im Laboratorium zur Ozonisierung, in der Technik zum Bleichen von Ölen, Fetten, Wachsen, Synthesefasern, Papieren, Zellstoff, Textilien usw., zur Verbesserung der Klebfähigkeit von Kunststoff-Oberflächen, als „Luftverbesserungs-“ u. Desinfektionsmittel (Lit. ) in Brauhäusern, Kühlräumen u. dgl., zur künstlichen Alterung von Weinbrand, zur Reinigung von Trinkwasser (wichtigstes O.-Anw.-Gebiet, s. Lit. ), zur Entkeimung von Schwimmbadwasser, zur Desodorierung übler Gerüche usw.; Abwasser mit Cyaniden, Sulfiden, Sulfiten, Phenolen, Ölen können durch O3 gereinigt od. zumindest entgiftet werden. In der chem. Ind. wird O. auch zur Ozonolyse von Ölsäure zur Azelain- u. Pelargonsäure verwendet. Der Verw. als Raketentreibstoff stehen techn. u. ökolog. Gesichtspunkte im Wege.

Grüße buddy

aber es geht hier ja um O2 also da auch noch mal meinen senf dazu

Sauerstoff

(chem. Symbol O, von lat.: Oxygenium). Gasförmiges Element der 6. Hauptgruppe des Periodensystems, Atom-Gew. 15,9994±0,0003, Ordnungszahl 8. Natürliche Isotope (in Klammern jeweils die prozentuale Häufigkeit) 16 (99,762%), 17 (0,038%), 18 (0,200%), ferner kennt man noch künstliche Isotope zwischen 13O u. 24O, von denen jedoch nur die Isotope 14 u. 15 mit HZW von 71 s bzw. 124 s ausreichend langlebig für evtl. medizin.-diagnost. Verw. sind. Das Verhältnis der natürlichen Isotope kann je nach den terrestr. Vork. erheblich variieren: 16O von 99,7771–99,7539%, 17O von 0,0407–0,035%, 18O von 0,2084–0,1879%, d.h. das mittlere Atom-Gew. schwankt zwischen 15,9990 u. 16,000. In Verb. hat S. die Oxidationszahl –2. Die O-Atome haben in der äußeren Elektronenschale 6 gebundene Elektronen, die sich unter Aufnahme von 2 weiteren Elektronen leicht zur Edelgasschale (8er-Schale) ergänzen. Das O-Atom verfügt dadurch über zwei neg. Ladungen; es ist außer in Fluoroxiden (also Sauerstoff-fluoriden) stets der neg. Bestandteil von heteropolaren Verb. (Näheres s. unter Atombau u. Periodensystem).

Reiner S. ist ein farbloses, geruch- u. geschmackloses Gas, das aus O2-Mol. (= mol. S.) besteht, Litergew. 1,42895 g (bei 0° u. Normaldruck); also 1,1mal so schwer wie Luft. Bei –182,97° kondensiert O2 zu einer hellblauen Flüssigkeit, D. 1,118; diese erstarrt bei –218,4° zu einer hellblauen, hexagonal krist. Masse, D. 1,426 (bei –252°). S. hat eine Inversionstemp. von 767° u. krit. Temp. von –118,4°, krit. Druck von 5,043 MPa, krit. D. von 0,430. In je 100 ml Wasser lösen sich bei 0° 4,91, bei 20° 3,11 u. bei 100° 1,7 ml O2; geschmolzenes Silber löst das Zehnfache seines Vol. an S. auf. Neben der zweiatomigen ist unter natürlichen Bedingungen auch eine dreiatomige Form des S., das Ozon (O3), stabil. Der sehr reaktionsfähige atomare S. bildet sich aus O2 unter dem Einfluß einer Glimmentladung od. aus Ozon durch Photolyse, z.B. in der Erdatmosphäre . Im Grundzustand liegt S. anders als die meisten anderen Elemente elektron. als paramagnet. Triplett vor; da die den S. normalerweise begleitenden Gase diamagnet. sind, läßt sich der O2-Gehalt durch einfache Messung der magnet. Eig. des Gases bestimmen. Durch Energieübertragungsprozesse (vgl. Photooxidation) od. direkte photochem. Einwirkung kann man O2 in Singulett-Sauerstoff überführen. O2 dimerisiert wahrscheinlich zwischen –160 u. –196° zu O4-Mol.; das Dimere liegt als Mischung aus dem diamagnet. Singulettzustand u. der paramagnet. Form (Triplettzustand) vor. Im mol. S. sind zwei Elektronen ungepaart (einsame Elektronen), d.h. O2 ist ein Biradikal (s. Radikale), womit sein Paramagnetismus u. seine dehydrierende Wirkung in radikal., über Peroxyd-Radikale (R–OO·) u.a. Sauerstoffradikale ablaufenden Autoxidationen erklärt werden können. Die Reaktionen des Singulett-O2 mit org. Verb. geht im allg. unter prim. Bldg. von Hydroperoxiden u. Peroxiden vonstatten, wobei dank der Enophil- u. Dienophil-Eig. des O2-Mol. auch cycl. Peroxide (Epidioxide, Endoperoxide) u. Epoxide entstehen können; näheres s. bei Oxygenierung, Epoxidierung, Photooxidation.

Die Reaktion des S. mit paramagnet. Metallen resultiert vielfach in der Bldg. von Komplexen mit reversibel koordinativ gebundenem O2, z.B. mit Platinmetallen, Platin- u. Cobalt-org. Verb. (z.B. Salcomin), mit Eisen(II)-, Kupfer(II)-, Mangan(II)- u.a. Übergangsmetall-Komplexen, wie sie ähnlich auch bei enzymat. S.-Übertragungsreaktionen als Zwischenprod. auftreten . Den koordinativ gebundenen O2 bezeichnet man systemat. als Disauerstoff. Der bekannteste Komplex dieser Art ist das für den S.-Transport im Blut lebensnotwendige Hämoglobin (Hämocyanin bei niederen Tieren).

Molekularer S. ist ein außerordentlich reaktionsfähiges Gas, das mit vielen Stoffen (z.B. Kohlenstoff, Wasserstoff, org. Verb., Schwefel, Phosphor, Magnesium, Eisenpulver usw.) unter Licht- u. Wärmeentwicklung unter Bldg. von Oxiden reagiert; die unter Feuererscheinung verlaufenden Oxidationen werden auch als Verbrennungen bezeichnet. In reinem Sauerstoff-Gas verlaufen Oxid. viel rascher u. intensiver als in Luft, in der O2 mit etwa der 4fachen Menge Stickstoff verdünnt ist; diese Verdünnung bewirkt, daß die meisten Verbrennungsvorgänge auf der Erde beherrschbar bleiben. Während zur Einleitung von unter Flammen-Erscheinungen ablaufenden Verbrennungen eine meist erheblich über der gewöhnlichen Temp. liegende Zündtemperatur erreicht werden muß (vgl. Selbstentzündung), verlaufen Oxid. bei gewöhnlicher Temp. meist langsam, ohne Feuererscheinung u. mit kaum merklicher Wärmeentwicklung, z.B. Atmung, Fäulnis, Vermodern des Holzes, Essigsäure-Gärung des Alkohols, Rosten des Eisens usw. (vgl. auch Autoxidation).

Physiologie: Für die überwältigende Mehrzahl der Organismen ist S. für die Aufrechterhaltung der energieliefernden Umsetzungen (s. Stoffwechsel), z.B. die Atmung, lebensnotwendig. Nur wenige Bakterienarten (Anaerobier) gedeihen ganz ohne freien Sauerstoff; sie können durch größere Luftsauerstoff-Mengen sogar abgetötet werden, s.a. Pasteur-Effekt. Der erwachsene Mensch verbraucht täglich etwa 900 g S. aus der Luft. Zusätzlich müssen 225 g in chem. gebundener Form mit der Nahrung aufgenommen werden. Im Durchschnitt verbrauchen die menschliche Leber 66, Skelettmuskeln 64, Gehirn 46, Herz 23 u. Nieren 18 ml O2 pro Minute. Der Mensch kann Sauerstoff-arme Gemische mit 8–9% O2 (gewöhnliche Luft enthält durchschnittlich 20,95 Vol.-% od. 23,1 Gew.-% O2) gerade noch ohne Schaden in seiner Lunge verwerten. Jedoch verursacht die Einatmung von Gasgemischen mit nur 7% O2 nach einiger Zeit Cyanose u. Bewußtlosigkeit, u. ein Anteil von nur 3% O2 führt mit Sicherheit zur Erstickung. Das Gehirn ist bes. S.-bedürftig u. bei über 50jährigen ist S.-Mangel (Hypoxie) sehr gefährlich. Andererseits kann O2 bis zu einer Konz. von 60% im Gemisch mit einem inerten Gas (z.B. Helium) unbedenklich inhaliert werden. Über längere Zeit in höherer Konz. eingeatmet, wirkt S. toxisch, wobei entscheidend für die Wirkung der Partialdruck des S. ist, nicht die Konz. als solche: 100% O2 kann bei einem Unterdruck von 0,5 bar ohne Schaden inhaliert werden. Für die zellschädigende Wirkung des S. wird hauptsächlich die Bldg. von freien Radikalen, insbes. des Hyperoxid-Radikals O2·– (Superoxid) verantwortlich gemacht . Dieses, das als Quelle für Wasserstoffperoxid u. Hydroxy-Radikale gilt, wird normalerweise durch Superoxid-Dismutasen (älterer Name: Erythrocuprein) desaktiviert, die in allen S.-metabolisierenden Zellen anzutreffen sind. Den erwähnten hochreaktiven Spezies wird u.a. auch eine wichtige Rolle beim Altern des Menschen u. bei der Entstehung von Entzündungen zugeschrieben . Zur O2-Aufnahme- u. -Abgabefähigkeit des Blutes s. Bohr-Effekt; eine Verbesserung der S.-Aufnahme bei alten Menschen soll durch die sog. Sauerstoff-Mehrschritt-Immunstimulation nach vonArdenne möglich sein . Da O2 wegen der Geruchlosigkeit zu schweren Unfällen, z.B. beim Schweißen u. Schneiden, führen kann, wird die Gasodorierung empfohlen. Allg. sind beim Arbeiten mit S. die Unfallverhütungsvorschriften der Berufsgenossenschaften der chem. u. der Eisen- u. Stahl-Ind. zu beachten .
Lit.), zu Fermentationen, Desodorierungen etc.

Grüße Buddy

Teil 2 der unendlichen sauerstoffgeschichte

Nachw.: Größere Konz. von S. erkennt man qual. am Aufflammen eines glimmenden Spans. Diese Reaktion erfolgt bei Konz. >28%, bei geringerem Sauerstoff-Gehalt erlischt der Span. In der Gasanalyse verwendet man alkal. Pyrogallol-Lsg. zur O2-Absorption od. auch Lsg., die einen oxidierbaren Stoff (z.B. Alkalisulfide, Polysulfide, Antimonsulfid-Lsg.) u. einen Sauerstoff-Überträger (z.B. Anthrachinon-2-sulfonsäure-Natriumsalz, 2-Aminoanthrachinon, Brenzcatechin, Hydrochinon u. dgl.) enthalten. Zur Best. niedriger Sauerstoff-Konz. in Gasen kann man auch saure Lsg. von CrCl2 verwenden, die ebenfalls Sauerstoff binden:

4CrCl2+4HCl+O2®4CrCl3+2H2O.
Für Routinemessungen der O2-Konz. in Gasen u. Flüssigkeiten (z.B. Wasser, insbes. in Abwässern zur Best. des Sauerstoff-Bedarfs, s. BSB) sind eine Vielzahl von Geräten u. Verf. entwickelt worden, die z.B. auf der elektrochem. O2-Messung nach Tödt u. auf dem sog. Clark-Effekt mit polarisierten Membranelektroden beruhen . Einen Überblick über Wirkungsweise u. Aufbau von Geräten zur S.-Best. auf magnetochem. od. galvan. Weg od. mit Zirkonoxid- od. Brennstoffzellen s. Lit. , über Sensoren zur Messung des S.-Gehalts von Verbrennungsabgasen u.a. Gasen (Lambda-Sonde) s. Lit. . Zahlreiche chem. Verf. arbeiten auf kolorimetr. Basis: In Prüfröhrchen werden aus O2 u. Pyrogallol gebildetes CO mit I2O5 zu CO2 u. Iod (Braunfärbung) od. mit TiCl3 zu TiCl4 (schwarz®grau) umgesetzt, s.a. Elementaranalyse. In vielen techn. Gasen (Synthesegas, Schutzgasen etc.) ist O2 störend, daher wird er mit spezif. Katalysatoren, z.B. Cu-Verb., Chrom (Oxisorb®), Palladium (Deoxo®-Verfahren) usw. entfernt.

Vork.: S. ist das häufigste Element unseres Lebensraumes (Lufthülle, Wasserhülle u. die obersten 16 km der festen Erdkruste, vgl. Geochemie); sein Gew.-Anteil in der obersten Erdkruste wird dabei auf 49,5% geschätzt. Bedenkt man noch, daß die O-Atome einen bes. großen Durchmesser haben, so ergibt sich, daß rund 90% des verfügbaren Raumes der Erstarrungsgesteine (s. magmatische Gesteine) (Granit usw.) mit S. erfüllt sind; die Erstarrungsgesteine machen über 90% der obersten 16 km der Erdrinde aus. Da der S. v.a. auf die äußeren, oberflächennahen Bereiche unserer Erde beschränkt ist, reduziert sich sein Gew.-Anteil am ganzen Erdball auf etwa 29%. Reines Wasser enthält 88,8 Gew.-% S. chem. gebunden; dazu kommen die kleineren Mengen des im Wasser gelösten Sauerstoffs. In den Gesteinen, z.B. Quarz (SiO2), Feldspat, Glimmer, Kalk (CaCO3), Silicate, oxid. Erze, Phosphate, Kristallwasser-haltige Verb., ist etwa tausendmal mehr S. chem. gebunden als in allen Ozeanen. Die Erdatmosphäre enthält durchschnittlich 20,95 Vol.-% (23,1 Gew.-%, gesamt 1015 t S.); infolge mannigfacher Ausgleichsbewegungen schwankt der O2-Gehalt in der freien Luft um 0,1%; in größeren Höhen ist der prozentuale O2-Anteil kaum verändert. In Höhen von 100 km über der Erdoberfläche sind die Mol. von S. u. Stickstoff häufig durch den Ultraviolett-Anteil des Sonnenlichts in Atome gespalten. Der Luft-S. befindet sich in einem dynam. Gleichgew.: Bei der Atmung u. Gesteinsverwitterung wird S. verbraucht, während bei Assimilation (bei der Hill-Reaktion der Photosynthese) u. bei Spaltung des Wasserdampfes in den oberen Luftschichten (in einer Höhe von ca. 70–80 km) sowie von CO2 (in etwa 115 km Höhe) durch den Ultraviolettanteil des Sonnenlichtes S. entsteht; diese Quelle ist jedoch bedeutungslos im Vgl. zur Photosynthese (vgl. das Baum-Beisp. dort). Der wichtigste S.-Verbraucher der Natur sind die Meere mit den darin stattfindenden Oxid.-Prozessen (Atmung der Meeresorganismen, Oxid. des klast. Materials usw.). Der zweitwichtigste Faktor im S.-Kreislauf ist der Boden. Auf 124 Mio. km2 Oberfläche (ohne Gletschergebiete u. Wüsten) durchströmen jährlich 1,7·1011 t S. die oberen Bodenhorizonte. Die Organismen in den Böden erzeugen jährlich 1,3·1011 t CO2, wozu 1,5·1011 t O2 verbraucht werden. Bei der Photosynthese werden jährlich ca. 2,7·1011 t O2 freigesetzt. Näheres zum S.-Kreislauf, mit teilw. etwas abweichenden Daten s. Lit. , u. zur Evolution des ird. S.-Budgets u. der Entwicklung der Erdatmosphäre s. Lit. . In den USA wird heute 1,5mal so viel S. verbraucht wie ihre Landfläche erzeugt – in der BRD ist das Verhältnis jedoch noch sehr viel ungünstiger. Waldflächen produzieren 2–3mal so viel S. wie landwirtschaftliche Grünflächen. Man hat mit Hilfe der Spektralanalyse S. auch auf der Sonne od. in der Mars-Atmosphäre nachweisen können.

In chem. gebundener Form tritt S. in der unbelebten Natur in Oxiden, Hydroxiden u. den Salzen der Oxosäuren in Erscheinung, in der Organismenwelt in Alkoholen, Ethern, Aldehyden, Ketonen, Carbonsäuren u. Estern, Peroxiden, Epoxiden u. Sauerstoff-Heterocyclen. Alle natürlichen Polymeren, Kautschuk ausgenommen, enthalten S.: Nucleinsäuren, Polysaccharide, Proteine, Lignin u.a., vgl. die Zusammensetzung des Menschen mit 65% Sauerstoff.

Herst.: In der chem. Großind. wird O2 vorwiegend aus flüssiger Luft durch fraktionierte Dest. u. Kondensation gewonnen; dabei sind Hoch-, Mittel- u. Niederdruck-Verf. üblich. Der anfallende Stickstoff wird zur Herst. von Kalkstickstoff u. Ammoniak verwendet. Es werden heute Luftzerlegungs-Apparaturen gebaut, die bei einer ununterbrochenen Laufzeit von über einem Jahr stündlich 30000 m3 O2 erzeugen. S. kommt in Stahlflaschen (Bomben), z.B. 150 bar Druck (Anstrichfarbe blau, Rechtsgewinde), od. auch verflüssigt (Temp. ca. –180°) in wärmeisolierenden Behältern (Tankfahrzeuge) in den Handel; Großverbraucher werden auch durch Pipelines beliefert.
Kleinere Mengen von O2 (u. Wasserstoff) werden durch Elektrolyse von Wasser gewonnen (Zdansky-Lonza-Verfahren). Im Laboratorium kann man S. (in kleinen Mengen) durch Erhitzen eines Gemisches aus Kaliumchlorat (Vorsicht!) u. etwa 10% Braunstein herstellen: Das Kaliumchlorat zerfällt bei 150° in Kaliumchlorid u. O2, der Braunstein wirkt als Katalysator. Weitere Laboratoriums-Verf. sind: Elektrolyse verd. Laugen, Erhitzen von Bariumperoxid, Quecksilberoxid, Kaliumnitrat od. -permanganat, Zers. von Wasserstoffperoxid durch Zusatz von Braunstein, Kaliumpermanganat od. Platinmohr; s.a. Lit. .

Häufig genügt für techn. Prozesse (als Industriegas) ca. 60–80%iger O2. Dieser wird durch Anreicherung von O2 in der Luft erhalten, z.B. mit Zeolithen od. Kohlenstoff-Molekularsieben [s. zu beiden Verf. Sengewein (Lit.)]. Als O2-Lieferanten in Raum- od. Unterwasserkapseln sind Hyperoxide, insbes. KO2 geeignet (Lit. ).

Verw.: S. wird in Verbrennungs- u. Oxid.-Prozessen vielfach vorteilhaft anstelle von Luft eingesetzt. In der Metallurgie u. Metallbearbeitung verwendet man S. u.a. bei der Herst. von Eisen u. Stahl zur Anreicherung des Windes bei Schachtöfen, beim S.-Aufblasverf. (LD-Verf.) zur Gewinnung von Thomasstahl, ferner zur Verhüttung sulfid. Kupfer-, Zink- u. Bleierze sowie zum autogenen Schweißen u. Schneiden. In der chem. Ind. dient O2 zur Herst. von Schwefel u. Schwefelsäure, katalyt. Oxid. von Ammoniak bei der Herst. von Salpetersäure, zur Kohlevergasung, Gewinnung von Synthesegas, Olefin-Oxid. (Ethylenoxid) usw. S. wird außerdem benötigt zum Schmelzen in der Glas-Ind., von Quarzglas u. Quarzgut (Sauerstoff-Wasserstoff-Gebläseflamme) u. zur Herst. von künstlichen Rubinen u. Saphiren. Flüssiger S. wird zu Sprengzwecken (Oxyliquit) u. als Raketentreibstoff (Lox) verwendet. Bei der Oxid. von Kohlenwasserstoffen zur Herst. von Alkoholen, Ketonen, Aldehyden u. Carbonsäuren usw. werden intermediär häufig Peroxide gebildet. In enzymat. Prozessen wird O2 durch Oxygenasen als Hydroxy-Gruppe in org. Verb. eingebaut. O2 wird als Singulett-Sauerstoff in Photooxid. für selektive Synth. verwendet, in der Biochemie u. Biologie in Form seiner stabilen Isotope als Tracer (Lit. ). Weitere Anw. findet S. zum Bleichen, in der Medizin, Zement-Ind., in der Meßtechnik, für Brennstoffzellen, in der Halbleiterfertigung, für die biologische Abwasserreinigung (s. Sengewein,