Loading AI tools
sembolü O ve atom numarası 8 olan kimyasal element Vikipedi'den, özgür ansiklopediden
Oksijen atom numarası 8 olan ve O harfi ile simgelenen kimyasal elementtir. Oksijen ismi Yunanca ὀξύς (oxis - "asit", tam anlamıyla "keskin", asitlerin acı tadı kastedilir) ve -γενής (-genēs) ("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.
 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 tablodaki yeri | |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
| Atom numarası (Z) | 8 | ||||||||||||||||||||
| Grup | 16. grup (kalkojenler) | ||||||||||||||||||||
| Periyot | 2. periyot | ||||||||||||||||||||
| Blok | p bloku | ||||||||||||||||||||
| 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 (-182,812 °C; -297,0616 °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 entalpisi | (O2) 0,444 kJ/mol | ||||||||||||||||||||
| Buharlaşma entalpisi | (O2) 6,82 kJ/mol | ||||||||||||||||||||
| Molar ısı kapasitesi | (O2) 29,378 J/(mol·K) | ||||||||||||||||||||
Buhar basıncı
| |||||||||||||||||||||
| Atom özellikleri | |||||||||||||||||||||
| Yükseltgenme durumları | -2, -1, 0, +1, +2 | ||||||||||||||||||||
| Elektronegatiflik | Pauling ölçeği: 3,44 | ||||||||||||||||||||
| İyonlaşma enerjileri |
| ||||||||||||||||||||
| Kovalent yarıçapı | 66±2 pm | ||||||||||||||||||||
| Van der Waals yarıçapı | 152 pm | ||||||||||||||||||||
 | |||||||||||||||||||||
| Diğer özellikleri | |||||||||||||||||||||
| 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)[1] | ||||||||||||||||||||
| CAS Numarası | 7782-44-7 | ||||||||||||||||||||
| Tarihi | |||||||||||||||||||||
| Keşif | Carl Wilhelm Scheele (1771) | ||||||||||||||||||||
| Adlandıran | Antoine Lavoisier (1777) | ||||||||||||||||||||
| Ana izotopları | |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
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).[2] Kütlesel olarak, hidrojen ve helyumdan sonra evrende en bol bulunan elementtir[3] 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.[4] Diatomik oksijen gazı hacimsel olarak havanın %20,8'ini oluşturur.[5]
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) olan Ozon (O3), biyosferin morötesi radyasyondan korunmasında atmosferdeki ozon tabakası (ozonosfer) yardımcı olur, ancak yeryüzüne yakın yerlerde hava kirliliğinin yanı sıra çevreyi kirletici özelliği de bulunmaktadır. Daha yüksekte alçak Dünya yörüngesi irtifasında kayda değer miktarda atomik oksijen bulunur ve uzay araçlarında erozyona neden olur.[6]
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.
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.[7]
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. 16 (%99,76), 17 (%0,04) 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.
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
