oxigén / O
(tripla oxigén, triplet oxigén, oxigénkörforgás)

Név: oxygenium = savképző

Rendszám: a periódusos rendszer 8. eleme

Felfedezés:
C. Scheele és J. Priestley 1772-ben állítottak elő tiszta oxigént.
Lavoisier francia kémikus mutatta ki, hogy az égés oxigénnel való egyesülés; ezzel megvetette a modern kémia alapját.

Relatív atomtömeg: 15,9994

Izotópok:
stabil - 16O (a természetes oxigén zöme); 17O; 18O.
Ezen kívül 10 radioaktív izotóp létezik, felezési ideik ms-perc nagyságrendűek

Elektronkonfiguráció: [He](2s)2(2p)4

Fizikai tulajdonságok:
Színtelen, szagtalan, íztelen gáz,
forráspontja -183°C,
sűrűsége 1,14 g/cm³.
A folyékony oxigén halványkék, még jobban lehűtve világoskék kristályokká fagy.
Két allotrop módosulata létezik: O₂ és O₃ (ózon).

Vízben 2 °C-on 3,03 térfogatszázalék oldódik.
Kétatomos molekulái csak igen magas hőmérsékleten kezdenek disszociálni (2000°C-on kb. 1%).
Az oxigénmolekula stabil, alapállapotát, tripla oxigénnek, vagy triplet oxigénnek nevezik. Ebben két elektron spinje párhuzamosan, azonos irányba áll, és az antiblokkoló molekulapályékon helyezkedik el, ezért az oxigénmolekula egy biradikális, ami kisebb reakcióképességet eredményez, mint az úgynevezett szinglett oxigén. Fontos szerepet játszik a biológiában és a légkörben, mint a leggyakoribb oxigénforma. 
Egyes szilárd anyagok, pl. platinafémek, faszén, korom, stb. nagy mennyiségű oxigént tudnak a felületükön megkötni (adszorbeálni). Jellemző az oxigénre, hogy paramágmneses, tehát inhomogén mágneses tér taszítja.

Kémiai tulajdonságok:
A közönséges, kétatomos molekulákból álló oxigén nem nagyon aktív. Éghető, azaz oxidálható anyagok a hőmérséklet emelkedésével egyre gyorsabban oxidálódnak, míg bekövetkezik az égés, ami tovább növeli a hőmérsékletet.
Reakcióképes, csaknem valamennyi elemmel energia felszabadulása mellett oxidokat képez. A gázok lánggal égnek, szilárd testek csak izzanak, pl. faszén. Az égéshez megfelelő hőmérséklet szükséges, a koksz pl. sok hőt fejleszt, de ha nincs magas hőmérsékleten, akkor az égés megszűnik. Szilárd anyagok égése, csak nagy fajlagos felületen lehetséges; izzított vaslemez pl. csak a felületén oxidálódik, finom vaspor viszont izzítva teljesen elég (csillagszóró).
Tiszta oxigénben a vastag vasdrót is vakító fényben ég el olvadt magnetitté (Fe₃O₄) (a képen).
Az égés tiszta oxigénben hevesebb, mint levegőn. Cseppfolyós oxigénben gyakran robbanásszerű.
C + O₂ = CO₂
4P + 5O₂ = 2P₂O₅
2Ca + O₂ = 2CaO
Hidrogénnel igen hevesen egyesül; a hidrogén-oxigén elegy meggyújtva 5...95% hidrogén tartalomnál felrobban (durranógáz), közönséges hőmérsékleten és katalizátor távollétében hosszú ideig változatlan marad.
2H₂ + O₂ = 2H₂O
Halogénekkel az oxigén nem reagál.
A kén, a szelén és a tellur levegőn könnyen elég.
Nitrogénnel csak az elektromos ív hőmérsékletén egyesül (pl. villámláskor).
A nitrogéncsoport többi elemei (P, As, Sb, Bi) közvetlenül oxidálhatók.
A szén, ha nagy felületű, könnyen elég (faszén) egyébként csak erős izzításkor oxidálódik jelentősebben.
Magas hőmérsékleten elég a szilicium, a germánium és a bór is.
A fémek nem kívánatos oxidációja a korrózió.
Oxigénnel majdnem minden fém oxidálható, az arany, ezüst és platinafémek kivételével. Az oxidációt a tömör felületi oxidréteg meggátolhatja.
Az ózon (az oxigén 3 atomos allotrop molekula változata), erős oxidációs képessége miatt mérgező.
Vegyületeiben oxidációs száma -2, ritkán -1, kovalens kötésű és ionos kötésű vegyületei egyaránt léteznek
A fémek oxidjai ionvegyületek, néha már atomvegyületekhez való átmenetet alkotnak (pl. Cu₂O, CuO). A fémoxidok közül az alkálifémek és a földalkálifémek oxidjai bázisanhidridek, vízzel reagálva hidroxidokat alkotnak, amelyek vízben oldhatók (csak a berilium és a magnézium oxidjai oldhatatlanok. Igen magas hőmérsékleten az oxidok szétesnek, pl. a mangán-dioxid:

MnO₂ -> Mn₂O₃ -> Mn₃O₄ -> MnO -> Mn + O

A negatív elemek oxidjai sokszor molekulavegyületek, néha azonban egy- vagy háromdimenziós, végtelen hálózatot alkotnak, mint pl. a szilicium-dioxid módosulatai.
A nemfémek oxidjai közt vannak savanhidridek, pl. SO₃, CO₂, P₂O₅, stb., de nem savanhidrid pl a NO, F₂O, GeO.

Előfordulás:
Normál állapotban a levegő 21 %-a.
Kémiailag kötött formában a kőzetekben és a vízben megtalálható.
A földkéreg felső részének leggyakoribb eleme (50,5% - a levegő és vízburkot is beleértve).
A szerves anyagok nagy részében megtalálható.

Előállítás:
Levegőből - cseppfolyósítással.
Az oxigén forráspontja 13 °C-kal magasabb, mint a nitrogéné, ezért a levegő szakaszos lepárlásával elkülöníthető.
Millió tonnás nagyságrendben állítják elő évente.

Felhasználás:
Autogén hegesztésnél (a kék palackban van az oxigén),
acélgyártásnál,
termikus krakkoláshoz,
szintézisgáz,
salétromsav előállításához,
rakéta üzemanyagaként,
légzőkészülékekben,
szennyvizek biológiai tisztításánál.
Az élelmiszeriparban E-948 kóddal, mint csomagológázt alkalmazzák.

Biológia:
A légköri oxigén nagy része fotoszintézis eredetű.
Légzési gáz, a belélegzett levegőben legalább 7% oxigénnek kell lenni.
A tiszta oxigén belélegzése viszont rövid idő alatt keringési rendellenességekhez vezet.
Egy ember óránként 20 liter oxigént fogyaszt, évente 300 kg oxigént használ fel.

Az oxigén körforgása a természetben

Az oxigénkörforgás az oxigént tartalmazó, vegyületek dinamikus körforgása a légkör, a talaj és az élő szervezetek között.
Az oxigén körforgása számos ponton érintkezik más anyagok (pl. a nitrogén vagy a víz) körforgásával.
Főbb biológiai lépései: gáz formájú oxigén felhasználása az állatok és növények légzése során, amikor is víz és szén-dioxid keletkezik, majd ezen termékeknek a felvétele a zöld növények fotoszintézise során, amely viszont gázállapotú oxigén felszabadulását eredményezi.

Felhasznált irodalom