oxigén / O
(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%).
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