Oksygen er et grunnstoff som ved romtemperatur er en fargeløs og luktfri gass. Det ble tidligere kalt surstoff på norsk.

Oksygen er det første grunnstoffet i gruppe 16 i periodesystemet. Atomsymbolet er O og atomnummeret er 8.

Oksygenmolekylet har kjemisk formel O2. I tørr luft utgjør oksygen 21 % av volumet.

Det er 3 stabile isotoper av oksygen: 16O (99,756 %), 17O (0,039 %) og 18O (0,205 %).

Oksygenmolekylet kan spaltes i to atomer når oksygen reagerer med elektriske ladninger ved lave trykk, eller på grunn av ultrafiolett stråling fra Solen med bølgelengde mindre enn 193 nm. Slikt singlett oksygen er meget reaktivt.

Sollys omdanner også noe oksygen i atmosfæren til ozon. Ozon er en reaktiv gass, men den beskytter liv på jordoverflaten mot skadelig ultrafiolett stråling.

Se også reaktive oksygenforbindelser.

Oksygen er det vanligste grunnstoffet i jordskorpen. Det utgjør 49,3 masseprosent, når atmosfæren og hydrosfæren er medregnet. Mesteparten av oksygenet i jordskorpen er bundet som mineraler, mest silikater, men også som oksider, karbonater, sulfater og annet.

Tørr luft inneholder 20,95 volumprosent oksygen. Denne sammensetningen er tilnærmet konstant helt opp til en høyde på 70 km.

Oksygengass er mer løselig i vann enn nitrogen. Derfor vil luft som er løst i vann være anriket på oksygengass.

Oksygen danner kjemiske forbindelser med alle grunnstoffer, også de tre tyngste edelgassene. Som hovedregel har oksygen oksidasjonstallet –II.

I noen forbindelser har oksygen et formelt oksidasjonstall på –I og –½; disse forbindelsene kalles henholdsvis peroksider og hyperoksider.

Av grunnstoffene er det bare fluor som er mer elektronegativt enn oksygen. I forbindelser mellom fluor og oksygen har derfor oksygen positivt oksidasjonstall, for eksempel O(II)F2.

Den kjemiske bindingen i oksidene avhenger av kationets plassering i periodesystemet. Oksidene til de mest elektropositive metallene (alkali- og jordalkalimetallene) har stor grad av ionebinding, mens for grunnstoffer med økende elektronegativitet, får oksidene økende kovalent karakter.

På grunn av dobbeltbindingen er oksygenmolekylet generelt lite reaktivt ved romtemperatur, men reaksjonshastigheten øker med økende temperatur. Selv ved romtemperatur kan oksygen reagere relativt raskt med kraftige reduksjonsmidler i vann, både med metaller (som alkalimetallene) og med metallorganiske og visse uorganiske forbindelser.

I planter og dyr er oksygen et langsomtvirkende oksidasjonsmiddel, og hastigheten av prosessene reguleres av enzymer.

I åndedrettet puster vi luft inn i lungene, der oksygen tas opp av hemoglobinet i blodet og føres ut i kroppen hvor det forbrenner næringsstoffer fra maten. Ved for eksempel forbrenning av druesukker vil det utvikles karbondioksid, vann og varme.

Den motsatte prosessen, oppbygging av karbohydrater fra karbondioksid og vann, foregår i plantenes fotosyntese.

Høyere livsformer er på denne måten basert på oksygenets kretsløp i naturen. Oksygenmengden som årlig deltar i dette kretsløpet utgjør ca. 1011 tonn, det vil si bare 1/10 000 av atmosfærens totale oksygeninnhold.

En tidligere anvendt kjemisk prosess for fremstilling av oksygen bestod i å reagere bariumoksid, BaO, med luftens oksygen ved ca. 500 °C. Da ble det dannet bariumperoksid, BaO2. Ved videre oppvarming til 700 °C ble oksygen avspaltet:

2BaO2(s)→2BaO(s) + O2(g)

Industrielt fremstilles oksygen ved avkjøling og kondensasjon av luft til oksygen og nitrogen. I en nyere prosess fjernes nitrogen fra luft ved hjelp av molekylsiler som består av syntetiske zeolitter som først og fremst absorberer nitrogen. Restproduktet inneholder 95 prosent oksygen og 5 prosent argon.

Noe oksygen blir også fremstilt ved elektrolyse av vann, men da bare som biprodukt ved elektrolytisk fremstilling av hydrogen.

I laboratoriet kan oksygen fremstilles ved å varme opp oksygenholdige forbindelser som lett avspalter oksygen. Et eksempel på dette er kaliumklorat, KClO3, som i nærvær av brunstein, MnO2, som katalysator, spaltes til kaliumklorid og oksygen ved ca. 150 °C:

2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)

Stålindustrien er en stor bruker av oksygen. I LD-prosessen og andre lignende prosesser benyttes oksygen til å brenne vekk forurensninger som karbon, fosfor og svovel.

I romfartøyer blir flytende oksygen brukt som oksidasjonsmiddel for fartøyets drivstoff. Også ved kjemiske prosesser brukes oksygen, f.eks. oksidasjon av svoveldioksid til svoveltrioksid for fremstilling av svovelsyre, oksidasjon av ammoniakk for fremstilling av salpetersyre, fremstilling av syntesegass og generatorgass, underjordisk gassforbrenning. Betydelige mengder oksygen brukes også til autogensveising av metaller.

Isotopene 17O og 18O blir brukt som sporstoffer i studier av reaksjonsmekanismer og bindingsforhold. 18O blir også brukt ved klimatologiske og paleoklimatologiske studier. Ut fra isotopsammensetningen av oksygen i faste karbonater er det mulig å bestemme temperaturen på det tidspunktet da karbonatet ble dannet.

Forsiktighet må utvises ved bruk av oksygen i lukkede rom, fordi en økning av oksygeninnholdet med få prosent kan øke faren for antennelse av brennbare stoffer. Flytende oksygen som kommer i kontakt med varme eller brennbare stoffer kan utløse kraftige eksplosjoner.

Engelskmannen J. Joseph Priestley fremstilte oksygen i 1774 ved å spalte kvikksølv(II)oksid ved oppvarming. Riktignok hadde svensken Carl Wilhelm Scheele fremstilt oksygen på lignende måte 3–5 år tidligere, men oppdagelsen ble forsinket i trykken og forelå først 1776.

Den som først erkjente at oksygen er et grunnstoff og klargjorde dets rolle i forbrenningsprosessen og i forbindelse med respirasjon, var franskmannen Antoine Laurent Lavoisier i 1777. Han kalte gassen først for air vital og senere, i 1779, oxygenium, som betyr «syredanner», fordi han antok at alle syrer inneholdt oksygen. Humphry Davy viste senere at dette ikke er riktig da han fant saltsyre HCl(aq).

Oksygengass er av vital betydning for at mennesket skal opprettholde åndedrettet og andre forbrenningsreaksjoner.

Et voksent menneske forbruker daglig ca. 0,9 kg fritt oksygen, O2. Mennesket kan underholde åndedrettsprosessen i gassblandinger selv om oksygeninnholdet går ned til 8–9 prosent. Synker innholdet til 7 prosent, inntrer bevisstløshet etter noen tid. Også oksygenrike blandinger kan pustes inn. Ved konsentrasjoner større enn 60 prosent oksygen kan lungeskader oppstå ved lengre tids innånding.

Atomsymbol O
Atomnummer 8
Atomvekt 15,9994
Smeltepunkt -218,79 °C
Kokepunkt -182,95 °C
Tetthet 1,42900·10-3g/cm3
Oksidasjonstall -II, -I, 0, I, II
Elektronkonfigurasjon [He]2s22p3

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om eller kommentarer til artikkelen?

Kommentaren din vil bli publisert under artikkelen, og fagansvarlig eller redaktør vil svare når de har mulighet.

Du må være logget inn for å kommentere.