Oksygen er et grunnstoff med atomnummer 8 og atomsymbol O. Ved romtemperatur er det en fargeløs og luktfri gass. I tørr luft utgjør oksygen 21 prosent av volumet. Oksygen ble tidligere kalt surstoff på norsk.

Faktaboks

Også kjent som

surstoff

Uttale
oksygˈen
Etymologi

av oksy- og -gen, egentlig ‘syredanner’

Engelsk navn
oxygen

Oksygen er det første grunnstoffet i gruppe 16 i periodesystemet. Det er 3 stabile isotoper av oksygen: 16O (99,756 prosent), 17O (0,039 prosent) og 18O (0,205 prosent).

Oksygen er sentralt for alt livJorden. Det er helt nødvendig for mennesker og dyr, og gjennom fotosyntesen bruker grønne planter karbondioksid og slipper ut oksygengass.

Ulike former av oksygen

Oksygenmolekylet har kjemisk formel O2. Det 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 nanometer. Slikt atomært oksygen er svært reaktivt.

Sollys omdanner også noe oksygen i atmosfæren til ozon, som er et molekyl av tre oksygenatomer og har kjemisk formel O3. Ozon er en reaktiv gass, men den beskytter livet på jordoverflaten mot skadelig ultrafiolett stråling.

Oksygenmolekylet kan også eksiteres fra grunntilstanden (triplett, 3O2) til eksitert tilstand (singlett, 1O2) ved hjelp av lysenergi og fotosensitiserende stoffer. Singlett oksygen er ustabilt og reagerer lettere enn triplett oksygen, særlig med organiske forbindelser.

Forekomst

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.

Kjemiske egenskaper

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.

Betydning for levende organismer

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.

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.

Fremstilling

En eldre 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 etter reaksjonsligningen:

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)

Bruk

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, for eksempel ved oksidasjon av svoveldioksid til svoveltrioksid for fremstilling av svovelsyre, oksidasjon av ammoniakk for fremstilling av salpetersyre, fremstilling av syntesegass og generatorgass, og 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.

Det er viktig å være forsiktig når man bruker 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.

Historie

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

Fysiologisk virkning

Oksygengass er helt nødvendig for at mennesket skal opprettholde åndedrettet og andre forbrenningsreaksjoner.

Et voksent menneske forbruker daglig ca. 0,9 kilogram fritt oksygen, O2. Mennesket kan opprettholde 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.

Les mer i Store norske leksikon

Faktaboks

oksygen
Smeltepunkt
–218,79 °C
Kokepunkt
–182,95 °C
Massetetthet
1,42900·10–³g/cm³
Oksidasjontall
–II, –I, 0, I, II
Elektronkonfigurasjon
[He]2s²2p³

Kommentarer

Kommentarer til artikkelen blir synlig for alle. Ikke skriv inn sensitive opplysninger, for eksempel helseopplysninger. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan. Det kan ta tid før du får svar.

Du må være logget inn for å kommentere.

eller registrer deg