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.

8 azot ← oksijen → flor

↑
O
↓
S
Periyodik tablo
Genel
Adı, Sembolü, Atom numarası Oksijen, O, 8
Element serisiKalkojen
grup, periyot, blok 16, 2, p
GörünüşRenksiz
Atom ağırlığı15.9994(3) g·mol−1
Elektron dizilimi1s² 2s² 2p4
Enerji seviyesi başına
Elektronlar		2, 6
Fiziksel özellikleri
Maddenin haliGaz
Yoğunluk (o.s.)1,429 g/l
Erime noktası54,36 K
-218,79 °C, -361,82 °F)
Kaynama noktası90,20 K
-182,95 °C, -297,31 °F)
Ergime ısısı(O2) 0,444 kJ·mol−1
Buharlaşma ısısı(O2) 6,82 kJ·mol−1
Buhar basıncı
P(Pa)1101001 k10 k100 k
at T(K)617390
Atom özellikleri
Kristal yapısıKübik
Yükseltgenme seviyeleri2, 1,−1,−2
Elektronegatifliği3,44 (Pauling ölçeği)<
İyonlaşma enerjileri 1.313,9 kJ/mol
Kovalent bağ yarıçapı 63 pm (tek bağ)

57 pm (çift bağ)

53 pm (üçlü bağ)

Diğer özellikleri
Isıl iletkenlik0,02674 W·m−1·K−1
CAS kayıt numarası7782-44-7
Özdirenç? µΩ·m
Seçilmiş izotoplar
izo TB YÖ BM BE (MeV) BÜ
16O 99.76% stabil
17O 0,039% stabil
18O 0,201% stabil

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) [1]. Kütlesel olarak, hidrojen ve helyumdan sonra evrende en bol bulunan elementtir[2] ve yer kabuğunda en bol bulunan elementtir, bu kısmın kütlesinin neredeyse yarısını oksijen oluşturur . 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.[3] Diatomik oksijen gazı hacimsel olarak havanın %20.8'ini oluşturur.[4]

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.[5]

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[6].

Özellikleri

Yapı
1x5 cm'lik parlayan ultrapür oksijen viyali
Işık tayfını gösteren oksijen tüpü
Manyetik alan tarafından saptırılan sıvı oksijen damlası, oksijenin paramanyetik özelliği gösteriliyor.

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.

Kaynakça
  1. "Arşivlenmiş kopya". 4 Kasım 2011 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 9 Ekim 2011.
  2. Emsley 2001, p.297
  3. "NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years Ago". NASA (İngilizce). 6 Kasım 2008. 13 Mart 2008 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 27 Kasım 2007.
  4. Cook & Lauer 1968, sf.499.
  5. "Atomic oxygen erosion". 13 Haziran 2007 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 8 Ağustos 2009.
  6. Parks, G. D. (1939). Mellor's Modern Inorganic Chemistry (6th bas.). Longmans, Green and Co. Bilinmeyen parametre |lokasyon= görmezden gelindi (yardım)

Dış bağlantılar
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.