8 nitrogén ← oxigén → fluor - ↑ O ↓ S 2s2 2p4 8 O Periódusos rendszer
Általános
Név, vegyjel, rendszám	oxigén, O, 8
Latin megnevezés	oxygenium
Elemi sorozat	nemfémek
Csoport, periódus, mező	16, 2, p
Megjelenés	színtelen
Atomtömeg	15,99903–15,99977  g/mol[1][2]
Elektronszerkezet	2s2 2p4
Elektronok héjanként	2, 6
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot	gáz
Sűrűség	(0 °C, 101,325 kPa) 1,429 g/l
Hármaspont	54,36 K, 152 Pa
Olvadáspont	54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F)
Forráspont	90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F)
Kritikus pont	154,59 K, 5,043 MPa
Olvadáshő${\displaystyle \Delta _{fus}{H}^{\ominus }}$	(O2) 0,444 kJ/mol
Párolgáshő ${\displaystyle \Delta _{vap}{H}^{\ominus }}$	(O2) 6,82 kJ/mol
Moláris hőkapacitás	(25 °C) (O2) 29,378 J/(mol·K)
Gőznyomás P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k T/K       61 73 90
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet	köbös
Oxidációs szám	−2, −1; 0; +1; +2 (semleges oxid)
Elektronegativitás	3,44 (Pauling-skála)
Ionizációs energia	1.: 1313,9 kJ/mol
	2.: 3388,3 kJ/mol
	3.: 5300,5 kJ/mol
Atomsugár	60 pm
Atomsugár (számított)	48 pm
Kovalens sugár	66±2 pm
Van der Waals-sugár	152 pm
Egyebek
Mágnesség	paramágneses
Hőmérséklet-vezetési tényező	(300 K) 26,58 mW/(m·K)
Hangsebesség	(gáz, 27 °C) 330 m/s
CAS-szám	7782-44-7
Fontosabb izotópok
Fő cikk: Az oxigén izotópjai izotóp természetes előfordulás felezési idő bomlás mód energia (MeV) termék 16O 99,762% O stabil 8 neutronnal 17O 0,038% O stabil 9 neutronnal 18O 0,2% O stabil 10 neutronnal
Hivatkozások

Az oxigén a periódusos rendszer kémiai elemeinek egyike. Vegyjele O, rendszáma 8. Neve görög eredetű, a ὀξύς (oxys; ’sav’, szó szerint ’heveny’, utalva a savak savanyú ízére) és a -γενής (-genes; ’nemző’) szavak összetételéből származik; mert elnevezése idején még tévesen úgy gondolták, hogy az oxigén az összes savhoz szükséges összetevő. Régies magyar elnevezése éleny vagy savító.^[3] Standard hőmérsékleten és nyomáson az oxigénatomok párosával egymáshoz kötődnek, az így létrejött kétatomos dioxigén (O₂) színtelen, szagtalan, íztelen gáz. Ez a molekula a légkör fontos részét képezi, nélkülözhetetlen a szárazföldi élet fenntartásához.

Az oxigén az oxigéncsoport elemei közé tartozik; erősen reaktív nemfémes elem, amely más elemekkel könnyen képez vegyületeket (úgynevezett oxidokat), a három legkönnyebb nemesgáz, a hélium, a neon és az argon kivételével.^[4] Az oxigén nagyon erős oxidálószer, az elemek közül csak a fluor elektronegativitása nagyobb.^[5] Az oxigén – tömegre vetítve – a világegyetem harmadik leggyakoribb eleme a hidrogén és a hélium után;^[6] egyben a Föld leggyakoribb eleme is, hiszen a földkéreg tömegének majdnem felét oxigén teszi ki (természetesen kötött állapotban).^[7] Az oxigén kémiailag túl reaktív ahhoz, hogy hosszabb ideig elemi formában megmaradjon a légkörben. Az élő szervezetek fotoszintézise – melynek során a napfény energiájának felhasználásával vízből elemi oxigént állítanak elő – biztosítja folyamatos utánpótlását. A szabad, elemi oxigén mintegy 2,5 milliárd évvel ezelőtt kezdett felhalmozódni a légkörben (nagy oxigenizációs esemény) körülbelül egymilliárd évvel ezen organizmusok első megjelenése után.^[8] A kétatomos oxigéngáz a levegő térfogatának 20,8%-át alkotja.^[9]

Az élőlények tömegének legnagyobb részét az oxigén képezi, mert azok fő alkotóeleme a víz (például az emberi testtömeg körülbelül kétharmada).^[10] Az oxigén megtalálható az élő szervezetekben előforduló számos fontos szerves kémiai vegyületcsoportban – mint például a fehérjék, nukleinsavak, szénhidrátok, és zsírok –, akárcsak a jelentős szervetlen vegyületekben, amelyek az állati fogakat, csontokat, héjakat, páncélokat alkotják. A cianobaktériumok, algák és növények által termelt elemi oxigént minden bonyolult élet a sejtlégzéskor használja fel. Az oxigén mérgező a szigorúan anaerob szervezetek számára, melyek a korai élet domináns formái voltak a Földön, amíg az O₂ el nem kezdett felhalmozódni a légkörben. Az oxigén allotrop módosulata, az ózon (O₃), jelentős mértékben elnyeli az UV-B sugárzást, így a nagy magasságban kialakult ózonréteg megvédi a bioszférát az ultraibolya sugárzás káros hatásaitól. Az ózon ugyanakkor a felszín közelében a szmog melléktermékeként kialakuló szennyezőanyag. Ennél nagyobb magasságban, alacsony Föld körüli pályán az atomos oxigén jelentős mennyiségben van jelen, ez okozza az űrjárművek erózióját.^[11]

Az oxigént egymástól függetlenül fedezte fel Carl Wilhelm Scheele 1773-ban (vagy korábban) Uppsalában; illetve Joseph Priestley 1774-ben Wiltshire-ben; mivel azonban Priestley munkája előbb jelent meg, gyakran neki tulajdonítják az elsőséget. Az oxigén nevet Antoine Laurent de Lavoisier francia kémikus alkotta meg 1777-ben,^[12] akinek az elemmel elvégzett kísérletei hozzájárultak az égés és korrózió akkoriban népszerű flogisztonelméletének megcáfolásában. Az oxigént az iparban cseppfolyósított levegő szakaszos lepárlásával; víz elektrolízisével; illetve zeolitok és nyomás adszorpció (pressure swing adsorption) alkalmazásával állítják elő. Az oxigént számos területen alkalmazzák, beleértve a műanyag-, textil- és acélgyártást; az acél és más fémek forrasztását, hegesztését és vágását; a rakéta-hajtóanyagot; az oxigénterápiát; illetve a repülőgépek, tengeralattjárók, az űrrepülés és a búvárkodás létfenntartó rendszereit.

Tulajdonságai

Szerkezete

Standard hőmérsékleten és nyomáson az oxigén színtelen, szagtalan gáz. Molekulaképlete O₂, melyben a két oxigénatom triplett spinű elektronkonfigurációban kapcsolódik egymáshoz. Ennek a kötésnek a kötésrendje 2, de gyakran egyszerűen csak kettős kötésként^[13] vagy egy kételektronos és két háromelektronos kötés kombinációjaként hivatkoznak rá.^[14]

A triplett oxigén (nem tévesztendő össze az O₃ vegyképletű ózonnal) az alapállapotú dioxigén molekula.^[15] A molekula elektronszerkezete két párosítatlan elektront tartalmaz, amelyek két degenerált molekulapályán találhatóak.^{[m 1]} Ezek a molekulapályák lazítónak minősülnek (a kötésrendet háromról kettőre csökkentik); így a kétatomos oxigén kötése gyengébb, mint a kétatomos nitrogén hármas kötése.^[15]

Normál triplett állapotban a dioxigénmolekula paramágneses, azaz a párosítatlan elektronok spinjének mágneses momentuma és a szomszédos molekulák közötti negatív kicserélődési energia miatt az oxigén mágneses mező jelenlétében mágnest alkot.^[16] A folyékony oxigén olyan mértékben vonzódik a mágneshez, hogy laboratóriumi bemutatók során egy erős mágnes pólusai között kialakult folyékony oxigénhíd akár még saját súlyát is képes lehet megtartani.^{[17][m 2]}

A szingulett oxigén több, nagyobb energiájú (gerjesztett állapotú) molekuláris oxigén fajtát takar, amelyekben az összes elektronspin párosított. Sokkal reakcióképesebb a szerves molekulákkal szemben, mint önmagában a közönséges dioxigén. A természetben a szingulett oxigén általában vízből, fotoszintézis során keletkezik, a napfény energiájának felhasználásával.^[19] A troposzférában az ózon fotolízise által keletkezik, rövid hullámhosszú fény hatására;^[20] valamint az immunrendszer is előállítja mint aktív oxigénforrás.^[21] A fotoszintetizáló organizmusokban (és esetleg még az állatokban) található karotinoidok fontos szerepet játszanak a szingulett oxigén energiájának elnyelésében, és gerjesztetlen alapállapotúvá alakításában, még mielőtt az kárt okozhatna a szövetekben.^[22]

Allotrop módosulatai

Bővebben: Az oxigén allotrop módosulatai

Az elemi oxigén leggyakoribb allotrop módosulata a Földön az O₂ vegyképletű dioxigén. Ebben a molekulában a kötés hossza 121 pm, a kötés energiája pedig 498 kJ·mol⁻¹.^[23] Ez az oxigén azon formája, melyet a komplex élet a sejtlégzés során hasznosítani tud, illetve amely a Föld légkörének jelentős részét teszi ki.

A trioxigén (O₃) vagy ismertebb nevén ózon, az oxigén egy nagyon reaktív allotrópja, amely károsítja a tüdőszöveteket.^[24] Az ózon a felső légkörben keletkezik, amikor az O₂ atomos oxigénnel egyesül; ez utóbbi a kétatomos oxigénmolekula ultraibolya (UV) sugárzás általi felhasítása révén jön létre.^[12] Mivel az ózon jól elnyeli az elektromágneses sugárzás UV tartományba eső részét, ezért a földi felső légkör ózonrétege mintegy védőpajzsként szolgál e sugárzással szemben.^[12] Közel a Föld felszínéhez azonban az ózon szennyezőanyag, amely a gépjárművek kipufogógázainak melléktermékeként alakul ki.^[24] A metastabil tetraoxigén (O₄) molekulát 2001-ben fedezték fel,^[25][26] és azt feltételezték, hogy a szilárd oxigén hat fázisának egyikében létezik. 2006-ban igazolták, hogy ez a 20 GPa nyomáson létrejövő fázis valójában romboéderes O₈ klaszter.^[27] Ez a klaszter potenciálisan sokkal erősebb oxidálószer, mint akár az O₂, akár az O₃, ezért felhasználható lehet rakéta-hajtóanyagban.^[25][26] Fémes fázisát 1990-ben fedezték fel, amikor szilárd oxigént 96 GPa feletti nyomásnak tettek ki,^[28] 1998-ban pedig kimutatták, hogy ez a fázis nagyon alacsony hőmérsékleten szupravezetővé válik.^[29]

Fizikai tulajdonságai

Az oxigén apoláris tulajdonsága miatt a vízben rosszul, bár a nitrogénnél jobban oldódik. A levegővel egyensúlyi állapotban levő vízben két oldott N₂-molekulára körülbelül egy O₂-molekula jut, szemben a légköri mintegy 4:1-es aránnyal. Az oxigén vízoldhatósága hőmérsékletfüggő, 0 °C-on körülbelül kétszer annyi (14,6 mg/l), mint 20 °C-on (7,6 mg/l).^[30][31] 25 °C-on, normál légköri nyomáson (101,3 kPa) az édesvíz literenként körülbelül 6,04 milliliter; míg a tengervíz literenként körülbelül 4,95 milliliter oxigént tartalmaz.^[32] 5 °C-on az oldhatóság édesvíz esetében 9 milliliterre; tengervíz esetében 7,2 milliliterre emelkedik literenként.

Az oxigén −182,95 °C-on (90,2 K) lecsapódik, és −218,79 °C-on (54,36 K) megfagy.^[33] Folyékony és szilárd halmazállapotban is tiszta, halvány égkék színű anyag; színét a vörös tartományba eső fény abszorpciója okozza (ellentétben az ég kékjével, melynek oka a kék fény Rayleigh-szórása). Nagy tisztaságú folyékony oxigént általában cseppfolyósított levegő szakaszos lepárlásával (frakcionált desztilláció) állítanak elő.^[34] Folyékony oxigént a levegőből történő kondenzálásával is elő lehet állítani, ehhez folyékony nitrogén hűtőközeget használnak. A cseppfolyós oxigén rendkívül reakcióképes anyag, gyúlékony anyagoktól el kell különíteni.^[35]

Kémiai tulajdonságai

Az oxigén szobahőmérsékleten kevéssé reakcióképes, magasabb hőmérsékleten azonban csaknem minden elemmel egyesül. Szobahőmérsékleten is képes oxidálni elemeket, magas hőmérsékleten exoterm reakcióban egyesül velük (égés). Erős oxidálószer, az oxidáció a vele kapcsolatos megfigyelések folyományaként kapta a nevét. Apoláris oldószerekben jól oldódik. Az egyatomos oxigén (mint minden naszcensz atom) annyira reagens, hogy a természetben csak nagyon rövid ideig létezik (jelölése _'O').

• reakciója fémekkel:

${\displaystyle 4\mathrm{F}\mathrm{e}+3}$Információ forrás: https://hu.wikipedia.org/wiki/Oxigén
A lap szövege Creative Commons Nevezd meg! – Így add tovább! 3.0 licenc alatt van; egyes esetekben más módon is felhasználható. Részletekért lásd a felhasználási feltételeket.

---