Oksijen

Oksijen atom numarası 8 olan ve O harfi ile simgelenen kimyasal elementtir. Oksijen ismi Yunanca ὀξύς (oksis - "asit", tam anlamıyla "keskin", asitlerin acı tadı kastedilir) ve -γενής (-jenēs) ("üretici", tam anlamıyla "sebep olan şey") köklerinden gelmektedir, çünkü isimlendirildiği zamanlarda tüm asitlerin oksijen içerikli olduğu sanılırdı. Standart şartlar altında, elementin iki atomu bağlanarak çok soluk mavi renkte, kokusuz, tatsız, diatomik yapıdaki, O₂  formülüne sahip dioksijen gazını oluşturur.

Oksijen periyodik tablodaki kalkojen grubunun üyesidir ve neredeyse diğer tüm elementlerle kolayca bileşik (başta oksitler olmak üzere) oluşturabilecek, büyük ölçüde reaktif olan bir ametaldir. Oksijen güçlü bir oksidanttır ve tüm elementler içinde ikinci en yüksek elektronegatifliğe sahiptir (sadece florun daha yüksek bir elektro negatifliği vardır) . Kütlesel olarak, hidrojen ve helyumdan sonra evrende en bol bulunan elementtir ve yer kabuğunda en bol bulunan elementtir, bu kısmın kütlesinin neredeyse yarısını oksijen oluşturur[kaynak belirtilmeli]. Serbest oksijen, sudan oksijen elde etmek için Güneş ışığını kullanan bazı fotosentetik organizmalar olmadan Dünya üzerinde bulunamayacak derecede fazla reaktiftir. O₂  elementi bu organizmalar evrildiğinde, yaklaşık olarak 2.5 milyar yıl önce, atmosferde birikmeye başladı. Diatomik oksijen gazı hacimsel olarak havanın %20.8'ini oluşturur.

Suyun kütlesinin %88'i oksijendir, bu yüzden canlı organizmaların kütlesinin büyük bir kısmını oksijen oluşturur. Organizmalardaki hem organik (proteinler, yağlar ve karbonhidratlar) hem de inorganik (dış iskelet, dişler ve kemikler) neredeyse tüm ana moleküllerin yapısında oksijen bulunur. Element halindeki oksijeni; siyanobakteriler, Algler, bitkiler üretir ve tüm kompleks yaşam biçimlerindeki canlılar hücresel solunumda kullanır. O₂ atmosferde birikmeye başlamadan önce, Dünya üzerinde evrimsel sürecin erken dönemlerinde dominant olan zorunlu anaerob organizmalar için oksijen toksik etki gösterir. Oksijenin başka bir formu (allotrop) Ozon (O₃), biyosferin morötesi radyasyondan korunmasına yüksek irtifadaki ozon tabakası yardımcı olur, ancak yeryüzüne yakın yerlerde hava kirliliğinin yan ürünü olarak çevreyi kirletici özelliği de bulunmaktadır. Daha yüksekte alçak Dünya yörüngesi irtifasında kayda değer miktarda atomik oksijen bulunur ve uzay araçlarında erozyona neden olur.

Oksijen, sıvılaştırılmış havanın ayrımsal damıtılmasıyla, zeolitlerin basınç salınım adsorpsiyonu ile kullanılarak oksijenin havadan ayrılarak yoğunlaştırılmasıyla, suyun elektroliziyle ve diğer yollarla endüstriyel olarak üretilir. Oksijenin kullanım alanları arasında çelik, plastik ve tekstil üretimi, roket yakıtı, oksijen terapisi ve hava taşıtlarında, denizaltılarda, insanlı uzay uçuş programlarında ve dalgıçlıkta yaşam destek üniteleridir.

Tarihçe

Oksijen Carl Wilhelm Scheele tarafından 1773 yılında veya daha erken yıllarda Uppsala'da ve Joseph Priestley tarafından 1774 yılında Wiltshire'da keşfedilmiştir. Fakat öncelik genellikle Priestley'e verilir çünkü onun çalışması daha önce yayınlanmıştır. Oksijen ismi, bu elementle yaptığı deneylerle o zamanlar popüler olan korozyon ve yanma ile ilgili phlogiston teorisinin gözden düşmesine sebep olan Antoine Lavoisier tarafından 1777 yılında türetilmiştir.

Özellikleri

Yapı

Standart sıcaklık ve basınçta oksijen çok soluk mavi renkte ve kokusuz bir gazdır. O₂ molekülünde iki oksijen atomu birbirlerine üçlü spin elektron dizilimiyle oluşmuş kimyasal bağlarla bağlıdır.

Oksijenin doğada kütle numaraları toplamı (15.9999, yaklaşık=) 16'dır (%99,76), 17 (%4) ve 18 (%0,20) olan üç izotopu vardır. Oksijenin atom ağırlığı 16 olarak kabul edilir. Kütle numaraları 14, 15 ve 19 olan izotopları radyoaktiftir. Fakat bu radyoaktiflerin ömrü oldukça kısadır. Oksijenin çekirdeğinde 8 proton bulunmaktadır. Kimyasal tepkimelerin hemen hemen hepsinde iki elektron alarak eksi hale geçer. Oksijen normal sıcaklıkta pasiftir; yüksek sıcaklıkta aktiftir.

Oksijenin sudaki çözünürlüğü 0 °C'de 14,6 mg/L'dir. Oksijenin kritik sıcaklığı –118,8 °C'dır. Oksijen, bu sıcaklığın üzerinde sıvılaşamaz. Yani sadece basınç ile sıvılaştırılmaz. Oksijenin kritik basıncı 49,7 atmosferdir. Bir atmosfer basınçtaki ergime noktası –218,8 °C ve kaynama noktası –183 °C dır. Belirli bir miktardaki oksijen, katı ve sıvı hallerinin her ikisinde de açık mavi ve şeffaftır. Sıvı oksijen, kuvvetli bir magnetiktir. Şayet sıvı oksijenin bir atmosfer basıncındaki bir hacmi, normal şartlar altında (760 mm Hg ve 20 °C) buharlaştırılırsa, buharın hacmi sıvı hacminin 860 misli olur. Katı oksijenin yoğunluğu –252,5 °C de 1,426 g/cm³'tür. Metallerin çok azı, sıvı halde iken oksijen absorblar (emerler). Absorblanan bu oksijen metal katılaşırken tekrar metali terk eder.

Oksijen, ₈O

Kaynamakta olan sıvı hâldeki oksijen
Allotroplar	O2, O3 (ozon)
Görünüş	gaz: renksiz sıvı ve katı: soluk mavi
Standart atom ağırlığı Ar, std(O)	[15.99903, 15.99977] geleneksel: 15.999
Periyodik tabloda oksijen
Hidrojen Helyum Lityum Berilyum Bor Karbon Azot Oksijen Flor Neon Sodyum Magnezyum Alüminyum Silisyum Fosfor Kükürt Klor Argon Potasyum Kalsiyum Skandiyum Titanyum Vanadyum Krom Mangan Demir Kobalt Nikel Bakır Çinko Galyum Germanyum Arsenik Selenyum Brom Kripton Rubidyum Stronsiyum İtriyum Zirkonyum Niyobyum Molibden Teknesyum Rutenyum Rodyum Paladyum Kimyasal element Kadmiyum İndiyum Kalay Antimon Tellür İyot Ksenon Sezyum Baryum Lantan Seryum Praseodim Neodim Prometyum Samaryum Evropiyum Gadolinyum Terbiyum Disprosiyum Holmiyum Erbiyum Tulyum İterbiyum Lutesyum Hafniyum Tantal Tungsten Renyum Osmiyum Iridium Platin Altın Cıva Talyum Kurşun Bizmut Polonyum Astatin Radon Fransiyum Radyum Aktinyum Toryum Protaktinyum Uranyum Neptünyum Plütonyum Amerikyum Küriyum Berkelyum Kaliforniyum Aynştaynyum Fermiyum Mendelevyum Nobelyum Lavrensiyum Rutherfordyum Dubniyum Seaborgiyum Boryum Hassiyum Meitneriyum Darmstadtiyum Röntgenyum Kopernikyum Nihoniyum Flerovyum Moskoviyum Livermoryum Tennesin Oganesson – ↑ O ↓ S azot ← oksijen → flor
Atom numarası (Z)	8
Grup	16. grup (kalkojenler)
Periyot	2. periyot
Blok	P bloku
Kategori	Reaktif ametal
Elektron dizilimi	[He] 2s2 2p4
Kabuk başına elektron	2, 6
Fiziksel özellikler
Faz (SSB'de)	Gaz
Erime noktası	(O2) 54,36 K ​(−218.79 °C, ​−361,82 °F)
Kaynama noktası	90,188 K ​(−182,962 °C, ​−297,332 °F)
Yoğunluk (SSB'de)	1,429 g/L
sıvıyken (kn'de)	1,141 g/cm3
Üçlü nokta	54,361 K, ​0,1463 kPa
Kritik nokta	154,581 K, 5,0436 MPa
Erime ısısı	(O2) 0,444 kJ/mol
Buharlaşma ısısı	(O2) 6,82 kJ/mol
Molar ısı kapasitesi	(O2) 29,378 J/(mol·K)
Buhar basıncı P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k T (K)       61 73 90
Atom özellikleri
Yükseltgenme durumları	-2, -1, 0, +1, +2
Elektronegatiflik	Pauling ölçeği: 3,44
İyonlaşma enerjileri	1.: 1313,9 kJ/mol 2.: 3388,3 kJ/mol 3.: 5300,5 kJ/mol (daha fazla)
Kovalent yarıçapı	66±2 pm
Van der Waals yarıçapı	152 pm
Elementin spektrum çizgileri
Diğer özellikleri
Doğal oluşum	İlksel
Kristal yapı	​Basit kübik
Ses hızı	330 m/s (gaz, at 27 °C)
Isı iletkenliği	26.58×10−3  W/(m·K)
Manyetik düzen	paramanyetik
Manyetik alınganlık	+3449.0×10-6 cm3/mol (293 K)
CAS Numarası	7782-44-7
Tarihi
Keşif	Carl Wilhelm Scheele (1771)
Adlandıran	Antoine Lavoisier (1777)
Ana izotopları
İzotop Bolluk Yarı ömür (t1/2) Bozunma türü Ürün 16O %99,76 kararlı 17O %0,04 kararlı 18O %0,20 kararlı

Posted in: Bilgi Dünyası, Bilim-Teknoloji