Sauerstoff ist bei Zimmertemperatur ein farb- und geruchloses Gas, das schwerer als Luft ist. Sauerstoff gehört zur Familie der Chalkogene. Beim elementaren Sauerstoff tritt das Phänomen der Allotropie auf: Im gleichen Aggregatzustand kommen zwei verschiedene Formen vor: Der Sauerstoff in der Luft besteht überwiegend aus zweiatomigen O₂-Molekülen, Ozon ist in der Luft nicht oder nur in sehr geringer Konzentration vorhanden, es ist aus dreiatomigen O₃-Molekülen aufgebaut. Bei −182,97 °C kondensiert Sauerstoff zu einer hellblauen Flüssigkeit.

 
Film

In Wasser und in Ethanol ist Sauerstoff schwach löslich. Die Wasserlöslichkeit nimmt mit zunehmender Temperatur ab. Dies erklärt, warum Fische schon bei einer geringfügigen Erwärmung der Wassertemperatur ersticken können. Die höchste Sauerstoff-Löslichkeit mit knapp über 14 Milligramm pro Liter hat reines Wasser am Gefrierpunkt. Die maximale Löslichkeit hängt auch von den gelösten Salzen im Wasser ab: In Meerwasser sind nur etwa 8 Milligramm pro Liter Sauerstoff bei 0 °C löslich. Ist das Wasser mit Luft gesättigt, lösen sich bei 0 °C im Süßwasser nur noch 10,3 Milligramm pro Liter. 

Sauerstoff ist im Gegensatz zu Stickstoff sehr reaktionsfreudig und verstärkt Verbrennungen. Er verbrennt die meisten Elemente wie Eisen oder Schwefel unter Feuer- und Lichterscheinung zu ihren Oxiden. Eine sehr heftige Reaktion erfolgt mit dem Element Cer. Dabei entstehen Temperaturen bis zu 4000 °C.

 
Film
 

Derartige Reaktionen werden als Oxidationen bezeichnet. Zu den Oxidationen zählen die Verbrennungen, aber auch der Rostvorgang oder die Atmung gehören dazu. Je höher die Sauerstoffkonzentration ist, umso heftiger ist die Reaktion. Zur Zündung benötigt es meist Aktivierungsenergie. Ein lauter Knall tritt nach der Zündung eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches im Verhältnis 2 zu 1 auf. Bei dieser Knallgasreaktion entsteht Wasserdampf als Reaktionsprodukt.   

Sauerstoff-Atome kommen in zahlreichen chemischen Verbindungen vor, zum Beispiel in anorganischen Mineralsäuren wie Phosphorsäure, Salpetersäure oder Schwefelsäure und deren jeweiligen Salzen, in Laugen, in Alkoholen wie Methanol oder Ethanol, in Aldehyden wie Formaldehyd, in Ketonen wie Aceton und organischen Säuren wie Methansäure oder Ethansäure. 
 
Im Labor wird gasförmiger Sauerstoff mit der Glimmspan-Probe nachgewiesen. Dazu entzündet man einen Holzspan, lässt ihn eine Weile glühen und bläst dann die Flamme wieder aus. Hält man den glühenden Span in einen Behälter mit reinem Sauerstoff, entzündet sich der Span wieder. Wenn ein Stück glühende Holzkohle in einen mit Sauerstoff gefüllten Standzylinder getaucht wird, beginnt die Kohle ebenfalls zu brennen. Das Blasen mit einem Blasebalg auf ein Feuer führt mehr Luftsauerstoff zu und verstärkt dadurch das Feuer.

Beim Durchleiten von Chlor durch eine alkalische Wasserstoffperoxid-Lösung in einer Gaswaschflasche mit Fritte bildet sich ein Hypochlorit-Ion. Dieses reagiert mit dem Wasserstoffperoxid zu einem Chlorperoxid-Ion, das unter Chlorid-Abspaltung Singulett-Sauerstoff bildet. Dieser stellt eine energetisch angeregte Form des Sauerstoffs dar. Beim Umwandeln in den gewöhnlichen Triplett-Sauerstoff wird Energie abgegeben, die wir als rotes Licht wahrnehmen. Beim Singulett-Sauerstoff ist der Spin der Elektronen antiparallel ausgerichtet.

Für die Lebewesen ist Sauerstoff von elementarer Bedeutung: Die Pflanzen stellen bei der Photosynthese aus Kohlenstoffdioxid und Wasser mit Hilfe von Sonnenlicht Sauerstoff und Kohlenhydrate her. Den Sauerstoff benötigen die Tiere zum Atmen. Über die Atmungsorgane gelangt er in die Blutbahnen und von dort zur Muskulatur und den Organen. Beim Atmungsprozess in den Zellen werden die Kohlenhydrate zur Energiegewinnung mit Hilfe des Sauerstoffs wieder zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Beim Menschen wird vom gesamten Grundumsatz an Sauerstoff bei den einzelnen Organen am meisten im Gehirn verbraucht. Das Gehirn verbraucht 19 Prozent des Sauerstoffs, die Muskulatur 18 Prozent und das Herz 14 Prozent. Pro Minute setzt der Mensch 230 Milliliter Sauerstoff um. Lit[13]  Im menschlichen Körper finden Oxidationen und Reduktionen unter Beteiligung von Sauerstoff auch bei zahlreichen anderen biochemischen Vorgängen statt. 

Sauerstoff ist das bedeutendste Bioelement im menschlichen Körper. Die meisten Sauerstoff-Atome sind beim Menschen im Wasser chemisch gebunden. Da die relative Atommasse von einem Sauerstoff-Atom etwa 16 Mal höher ist als bei einem Wasserstoff-Atom, fällt der Sauerstoff mehr ins Gewicht, obwohl im Wasser-Molekül H₂O zwei Wasserstoff-Atome mit einem Sauerstoff-Atom verbunden sind.  

Das Einatmen von Luftsauerstoff über Luft mit normaler Zusammensetzung ist unschädlich. Ist der Sauerstoffgehalt jedoch höher oder wird reiner Sauerstoff eingeatmet, kann es nach einem bestimmten Zeitraum zu einer Lungenschädigung kommen. Die Lungenbläschen schwellen an, der Gasaustausch in der Lunge wird gestört. Die Symptome entsprechen dem Effekt, wenn ein Taucher längere Zeit einem hohen Wasserdruck ausgesetzt ist. 

Ozon O₃ ist ein Gas, das die Gesundheit akut und chronisch gefährdet. Das Einatmen von Luft mit erhöhten Ozonwerten im Sommer kann zu Kopfschmerzen, Schleimhautreizungen und zu einer erhöhten Anfälligkeit für Atemwegserkrankungen führen. Ozon steht im Verdacht, Krebs auslösen zu können.  

Häufigkeit   sehr häufig

Elementarer Sauerstoff tritt in der Natur verschiedenartig auf: Gewöhnlicher Sauerstoff in Form zweiatomiger Moleküle O₂, als Ozon in Form dreiatomiger Moleküle O₃ und als freie Radikale. Sauerstoff-Atome kommen im Universum nach Wasserstoff und Helium am dritthäufigsten vor. Viele Mineralien in der Erdkruste wie Eisenerz oder Kalk enthalten Sauerstoff-Atome. Sie stellen mit über 50% Massenanteil die häufigste Atomsorte in der Erdhülle dar. Der Sauerstoff-Anteil der Luft beträgt 21 Volumenprozent. Sauerstoff-Atome machen im Wasser den Hauptanteil der Masse aus.  

Der elementare Stoff wurde um 1771 oder 1772 von dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele erstmals durch das Erhitzen von Braunstein mit konzentrierter Schwefelsäure hergestellt. Da das entstandene Gas Verbrennungen förderte, nannte es Scheele zuerst „Feuerluft“. Völlig unabhängig davon entdeckte der englische Chemiker Joseph Priestley, dass sich beim Erhitzen von Quecksilberoxid ein Gas bildete, das er „dephlogistisierte Luft“ nannte. Die Mitwirkung des Sauerstoffs bei Oxidationen und bei Atmungsvorgängen wurde von dem französischen Chemiker Antoine Lavoisier aber erst im Jahre 1775 genau erklärt. Von ihm stammt auch der französische Name Oxygéne, da er irrtümlich angenommen hatte, dass Sauerstoff Bestandteil aller Säuren ist.   

In eine durch einen Kohleofen geheizte Retorte (A) gab Lavoisier eine bestimmte Menge Quecksilber. Der flache Behälter auf dem Tisch (L) war ebenfalls mit Quecksilber gefüllt. Das Ende der Retorte tauchte in die schwimmende Glocke (E), die mit einer abgemessenen Menge an Luft gefüllt war. Das Quecksilber in der Retorte wurde 12 Tage lang fast bis zum Siedepunkt erhitzt. Mit der Zeit bildeten sich auf dem Quecksilber in der Retorte Schuppen von rotem Quecksilberoxid. Gleichzeitig begann das Quecksilber in der Glocke zu steigen. Nach dem Verbrauch von einem Fünftel der Luft kam die Reaktion zum Stillstand. Das gebildete, rote Quecksilberoxid wurde gesammelt und in einer neuen Retorte erhitzt. Dabei entstand genau dieselbe Menge an Sauerstoff, die beim vorigen Versuch verbraucht worden war. Durch diesen Versuch widerlegte Lavoisier die Phlogistontheorie, nach deren Vorstellung in allen brennbaren Stoffen ein „Brennstoff“ oder ein „Phlogiston“ enthalten sei, das bei der Verbrennung entweiche. Dieses mische sich mit der Luft und mache sie dadurch ungeeignet, weitere Verbrennungen zu unterhalten („phlogistisierte Luft“). Obwohl zu dieser Zeit schon bekannt war, dass Metalle bei ihrer „Verkalkung“ (Oxidation) an Gewicht zulegten, hielten die Chemiker jener Zeit an der Phlogistontheorie eine Weile fest. Lavoisier bewies mit dem beschriebenen Versuch aber, dass der Sauerstoff alleine für die Oxidationen und Verbrennungen verantwortlich war.

Im Labor erhält man Sauerstoff neben Wasserstoff durch die elektrolytische Zersetzung von Wasser im Hofmannschen Wasserzersetzungsapparat oder in einem U-Rohr mit Elektroden am Pluspol. Dabei entsteht Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis 2 zu 1. Das elektrolytische Verfahren ist für die Wasserstofftechnologie von Bedeutung.   

 
Eine andere Möglichkeit zur Sauerstoff-Darstellung im Labor ist die thermische Zersetzung sauerstoffreicher chemischer Verbindungen wie Kaliumchlorat, Kaliumpermanganat oder Silberoxid. In der Industrie erfolgt die Gewinnung von Sauerstoff für technische Anwendungen nach dem Lindeverfahren und einer nachfolgenden fraktionierten Destillation.

Sauerstoff ist im Handel in blauen oder grauen Stahlflaschen mit weißer Schulter erhältlich. In der chemischen Industrie wird Sauerstoff überall dort verwendet, wo Verbrennungsvorgänge unter hohen Temperaturen durchgeführt werden sollen: beim Schweißen, im Hochofen oder bei der Stahlerzeugung nach dem Sauerstoffblasverfahren. Das Space Shuttle verwendet flüssigen Sauerstoff als Oxidationsmittel und Wasserstoff als Brennstoff. Außerdem benötigt man Sauerstoff zur Herstellung zahlreicher chemischer Verbindungen: Die Oxidation von Ammoniak führt im Ostwald-Verfahren zur Salpetersäure. Durch die Oxidation von Schwefel und Schwefeldioxid erhält man nach dem Doppelkontaktverfahren die Schwefelsäure.