oksygen

Innen stålindustrien brukes oksygen blant annet til å brenne vekk forurensninger som karbon, fosfor og svovel. Se LD-prosessen.

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.

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 er kaliumklorat (KClO₃) som i nærvær av brunstein som katalysator, spaltes til kaliumklorid og oksygen ved rundt 150 °C:

\[\ce{2KClO3 (s) -> 2KCl (s) + 3O2 (g)}\]

En eldre kjemisk prosess for fremstilling av oksygen bestod i å la bariumoksid (BaO) reagere med luftens oksygen ved rundt 500 °C. Da ble det dannet bariumperoksid (BaO₂). Ved videre oppvarming til 700 °C ble oksygen avspaltet etter reaksjonsligningen:

\[\ce{2BaO2 (s) -> 2BaO (s) + O2 (g)}\]

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.

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.

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