Oksygen er en fargeløs og luktfri gass som tidligere ble kalt surstoff på norsk. Den er viktig for alt levende. 

Oksygen er det første grunnstoffet i gruppe 16 i periodesystemet.

Oksygenmolekylet har formel O2. Sollys kan eksitere ett av elektronene i et oksygenmolekyl slik at vi får dannet singlett oksygen. Det er meget reaktivt. Et annet reaktivt oksygenmolekyl er ozon, Ose reaktive oksygenforbindelser.

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 av ultrafiolett stråling fra Solen med bølgelengde mindre enn 193 nm. 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 ozon og ozonlaget.

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

Tørr luft inneholder 20,95 volumprosent oksygen. Pga. turbulens i luften er denne sammensetningen tilnærmet konstant helt opp til 70 km.

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

Oksygen danner kjemiske forbindelser med alle grunnstoffene 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 bare fluor mer elektronegativt enn oksygen. I forbindelser mellom fluor og oksygen har derfor oksygen positivt oksidasjonstall, f.eks. O(II)F2.

Den kjemiske binding 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.

Generelt er oksygenmolekylet (pga. dobbeltbindingen) lite reaktivt ved romtemperatur, men reaksjonshastigheten øker med økende temperatur. Selv ved romtemperatur kan oksygen reagere relativt raskt med kraftige reduksjonsmidler i vann, 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 enzymer. De viktigste reaksjoner med oksygen ved romtemperatur er forskjellige metabolske prosesser og biologiske nedbrytningsprosesser. Ved åndedrettet puster man luft inn i lungene der oksygen tas opp av hemoglobinet i blodet og føres ut i kroppen hvor det forbrenner næringsstoffer fra maten vi har spist. Ved f.eks. forbrenning av druesukker vil det utvikles karbondioksid, vann og energi. Se forbrenning. Den motsatte prosessen, oppbygging av karbohydrater fra karbondioksid og vann, foregår i plantene, se fotosyntese. Høyere livsformer er på denne måten basert på oksygenets kretsløp i naturen. Oksygenmengden som årlig deltar i dette kretsløpet utgjør ca. 1011 tonn, dvs. kun 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. Ved videre oppvarming til 700 °C av det dannede bariumperoksid, BaO2, avspaltes oksygen:

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 preferensielt absorberer nitrogen. Restproduktet inneholder 95 % oksygen og 5 % 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 dette ble ikke rapportert før 1776 (se også nitrogen). 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 air vital, senere, i 1779, oxygenium (syredanner) fordi han antok at alle syrer inneholdt oksygen. Dette viste Humphry Davy ikke å være riktig.

Oksygengass er av vital betydning for levende organismer for å opprettholde åndedrettet og tilsvarende 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 %. Synker innholdet til 7 %, inntrer bevisstløshet etter noen tid. Også oksygenrike blandinger kan pustes inn. Ved konsentrasjoner større enn 60 % 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 artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.