Oksigeno

El Vikipedio, la libera enciklopedio
Salti al navigilo Salti al serĉilo



O

S

nitrogenooksigenofluoro

[He] 2s2 2p4

16 O
8
↓Perioda tabelo de elementoj↓
Ĝeneralaj informoj
Nomo (latine), simbolo, numero oksigeno (oxygenium), O, 8
CAS-numero 7782-44-7
Loko en perioda tabelo 16-a grupo, 2-a periodo, bloko p
Karakteriza grupo Nemetaloj
Pezono en terkrusto 49,4 %
Nombro de naturaj izotopoj 3
Aspekto senkolora gaso
Atomaj ecoj
Relativa atompezo 15,99903-15,99977[1] amu
Atomradiuso 60 pm
Kovalenta radiuso 66 pm
Radiuso de van der Waals 152 pm
Elektrona konfiguracio [He] 2s2 2p4
Elektronoj en ĉiu energia ŝelo 2; 6
Oksidiĝa nombro −2, −1, 0, +1, +2
Fizikaj ecoj
Materia stato gasa (O2)
Kristala strukturo kuba
Denseco (273,15 K) 1,429 ⋅ 10−3 g/cm3
Magneta konduto paramagneta
Degelpunkto −218,3 °C (54,8 K)
Bolpunkto −183 °C (90,15 K)
Diversaj
Elektronegativeco 3.44 (Pauling-skalo)
Izotopoj
Izotopo Naturapero t1/2 radioaktiveco de disfalo Energio de disfalo MeV Produkto de radioaktiva disfalo
16O 99,76 % estas stabila kun 8 neŭtronoj
17O 0,04 % estas stabila kun 9 neŭtronoj
18O 0,20 % estas stabila kun 10 neŭtronoj
Se ne estas indikite alie, estas uzitaj unuoj de SI kaj SVP.

Oksigeno (latine Oxygenium) estas kemia elemento kun la simbolo O kaj la atomnumero 8. Kongrue al sia atomnumero ĝi troviĝas en la oka pozicio de la perioda tabelo kaj apartenas al la 16a grupo, la grupo de la Ĥalkogenoj. Konsiderante la mason oksigeno estas la plej abunda elemento de la terkrusto (45,5%) kaj 89% de la maso de akvo (H2O) estas oksigeno.[2] Sub normalaj kondiĉoj oksigeno ekzistas kiel kovalenta duatoma molekulo konsistanta el du oksigenaj atomoj kun la resuma formulo O2 tiel nomata Dioksigeno. Ĝi estas senkolora kaj senodora gaso. La aero enhavas 20,942% da oksigeno. Ĝi rolulas en multaj brul- kaj korodiĝprocezoj. Ĝi ebligas la bruligon de la fueloj kiel gaso, benzino, oleo, mazuto, karbo, kaj ligno. Preskaŭ ĉiuj vivaĵoj bezonas oksigenon nepre por vivi (kutime plantoj tamen eligas dum fotosintezo pli da oksigeno ol ili forkonsumas). Plej ofte ili prenas ĝin per spiro el la aero aŭ per ensorbo el la akvo (solvita oksigeno). Altkoncentrite oksigeno estas venena al la plej multaj vivaĵoj. La metastabila, plienergienhava kaj reakciema alotropa formo de oksigeno, konsistanta el tri atomoj, nomiĝas Ozono (O3). Atoma oksigeno en la formo de unuopaj oksigenatomoj nur ekzistas sub ekstremaj kondiĉoj kiel ekzemple en la vakuo de la interstela spaco aŭ en varmegaj stelaj atmosferoj. Ĝi tamen agas kiel grava reakciema intermedia produkto en kelkaj reakcioj de atmosfera kemio.[3]

Ecoj[redakti | redakti fonton]

Fizikaj ecoj[redakti | redakti fonton]

Oksigeno kutime estas senkolora gaso. Tamen ĝi povas aspekti blueta se ĝi estas alkoncentrita. Sufiĉe malvarmigite oksigeno fariĝas helblua likvaĵo, kiu vaporiĝas je sia bolpunkto de 90,18 K. La denso de la likvo je 90,19 K estas 1141,2 kg · m−3; tiu de la gaso je 294,25 K estas 1,3088 kg · m−3. Sub la fandopunkto je 54,4 K oksigeno solidiĝas kaj formas helbluajn kubajn kristalojn (γ-O2). Ankaŭ ekzistas romboedra (β-O2) sub 43,8 K kaj sub 23,89 K monoklina (α-O2) solidaj formoj.[4] Sian trifazan punkton oksigeno havas je temperaturo de 54,36 K kaj premo de 14,8 kPa. La sojla punkto troviĝas je temperaturo de 154.58 K kaj premo de 5043 kPa.[5]

Historio[redakti | redakti fonton]

La svedo Carl Wilhelm Scheele malkovris la elementon oksigeno en la jaro 1771 en Upsalo. La anglo Joseph Priestley sendepende malkovris ĝin en la jaro 1774 en Leeds. Scheele ektrovis, ke el varmigo de brunŝtono (mangana dioksido MnO2) aŭ kalia permanganato KMnO4 kun koncentrita sulfata acido (vitriolo) rezultas senkolora gaso. Tiu gaso favoras bruladon. Tial Scheele ĝin nomis ‚fajra aero‘ aŭ laŭ ĝia origino ‚vitriola aero‘. Li malkovris ke kutima aero konsistas el tiu ‚fajra aero‘ kaj alispeca ‚putra aero‘, kiu ne favoras bruladon. Priestley du jarojn pli poste ricevis oksigenon varmigante hidrargan oksidon HgO per lupeo. La brito publikigis siajn eltrovaĵojn en 1775, Scheele publikigis sian libron nur du jarojn pli poste, en 1777.[6]

Post malkovro de oksigeno ĝia rolo en brulado ankoraŭ estis nekonata. Ekde la ŝtonepoko kaj ĝis la mezepoko fajro estis por la homoj donaco de la ĉielo. Kelkspecajn ideojn pri la esenco de fajro kreis la antikvaj naturfilozofiistoj kaj la alĥemiistoj de la mezepoko. Georg Ernst Stahl ekverkis novan teorion pri brulado en la 17a jarcento. Li postulis ke ĉiu brulanta materio eligas specialan ege malpezan gasecan substancon, la tiel nomatan flogistonon, laŭ la greka φλογιστός ‚flogistos‘ „brulebla“, kiu kaŭzas la bruladon.

La franco Antoine Lavoisier dum siaj eksperimentoj ekkonis la elementan karakteron de oksigeno. Li eltrovis, ke dum brulprocesoj ne iu flogistono eliras la brulaĵon sed oksigeno estas kemie ligita per ĝi. Li konstatis ke la pezo de ia substanco dum brulado pligrandiĝas kontraste al la aserto de la ĝis tiam domininta teorio pri flogistono. La kialo por la pli granda pezo postbrula estis la oksigeno dum la brulado konsumita.[7]

Komence oni taksis oksigenon nepran komponanton de ĉiuj acidoj. Lavoisier tial proponis la nomon ‚oksygenium‘ laŭ la greka ὀξύς ‚oxys‘ „akra, acida“ kaj γεννᾰ́ω ‚gennao‘ „generi, fari, naski“, kune „acid-faranto“ en la jaro 1779.[8] Vere, multaj gravaj acidoj kiel sulfata acido, fosfata acido kaj nitrata acido enhavas oksigenon kaj nur pli poste oni eksciis, ke ne oksigeno sed hidrogeno kaŭzas ties acidecon. Claude Louis Berthollet, kolego de Lavoisier, en 1787 montris ke hidrogena cianido HCN ne enhavas oksigenon kaj la anglo Humphry Davy pruvis en 1810 ke la gaso hidrogena klorido HCl ne enhavas oksigenon kaj tamen acidigas akvon.[9]

En 1883 Karol Olszewski kaj Zygmunt Wróblewski la unuan fojon sukcese likvigis oksigenon.

Rezervejoj de oksigeno[redakti | redakti fonton]

Oksigeno estas unu el la pli abundaj elementoj de la Tero kaj ĉeestas granda porcio de ĉiu ĉefa rezervejo. For antaŭe la plej granda rezervejo de tera oksigeno troviĝas en silikataj kaj mineralaj oksidoj de la terkrusto kaj la termantelo (99.5% laŭ pezo).[10] La teraj atmosfero, hidrosfero kaj biosfero kune enhavas malpli ol 0.05% de la tuta tera oksigenmaso. Krom O2, aldonitaj oksigenaj atomoj ĉeestas laŭ variaj formoj disvastigitaj tra la surfacaj rezervejoj en la molekuloj de biomaso, H2O, CO2, HNO3, NO, NO2, CO, H2O2, O3, SO2, H2SO4, MgO, CaO, AlO, SiO2, and PO4.

Atmosfero[redakti | redakti fonton]

En atmosfero estas ~20.9% da oksigeno je volumeno, kio egalas al ĉirkaŭ 34 × 1018 moloj da oksigeno. Aliaj atmosferaj molekuloj, kiuj enhavas oksigenon estas ozono (O3), karbona dioksido (CO2), akvovaporo (H2O), kaj sulfuraj kaj nitrogenaj oksidoj (SO2, NO, N2O ktp).

Biosfero[redakti | redakti fonton]

En biosfero estas 22% da oksigeno je volumeno, ĉefe en komponantoj de organikaj kombinaĵoj (CxHxNxOx) kaj akvomolekuloj.

Hidrosfero[redakti | redakti fonton]

En hidrosfero estas 33% da oksigeno je volumeno, ĉefe en komponantoj de akvomolekuloj kun libera oksigeno kaj karbonataj acidoj (HxCO3)

Litosfero[redakti | redakti fonton]

En litosfero estas 46,6% da oksigeno je volumeno, ĉefe en silico (SiO2) kaj aliaj mineralaj oksidoj.

Produktado de O2 per fotosintezo[redakti | redakti fonton]

En natura medio, libera oksigeno estas produktita de la lum-aganta disigo de akvo per oksigena fotosintezo. Laŭ iuj taksoj, verdaj algoj kaj cianobakterioj en maraj medioj provizas ĉirkaŭ 70% de la libera oksigeno produktata sur la Tero, kaj la resto estas produktata de teraj plantoj[11]. Aliaj taksoj de la oceana kontribuo al atmosfera oksigeno estas pli altaj, dum kelkaj taksoj estas pli malaltaj, sugestante ke oceana produktado estus ~45% de la atmosfera oksigeno de la Tero ĉiujare[12].

Simpligita resumformo por fotosintezo estas[13]:

6 CO2 + 6 H2O + fotonoj → C6H12O6 + 6 O2

aŭ alivorte

karbona dioksido + akvo + sunlumoglukozo + dioksigeno .

Fotolitika oksigena evoluo okazas en la tilakoidaj membranoj de fotosintezaj organismoj kaj postulas la energion de kvar fotonoj. Multaj paŝoj estas implicitaj, sed la rezulto estas la formado de protona gradiento tra la tilakoida membrano, kiu estas uzata por sintezi adenozinan trifosfaton ( ATP) per fotofosforilado[14]. La O2-molekuloj restantaj (post ilia produktado el la akvaj molekuloj) estas liberigitaj en la atmosferon.

Oksigena ciklo[redakti | redakti fonton]

Oksigena ciklo kaj oksigenaj elcentoj en rezervejoj laŭ pezo

La oksigena ciklo estas biogeokemia ciklo, kiu klarigas la transformojn de oksigeno en la tera biosfero.

Estas nedisigeblaj de la karbona ciklo, ĉar ĝi okazas per la karbona dioksido uzata en la fotosintezo. Ĉi tiu lasta produktita oksigeno, kiu, tra la spirado de vivantaj organismoj, estas brulita por produkti karbonan dioksidon.

Finfine, fotosintezo kaj spirado kaŭzas la produktadon kaj ekvilibron de atmosferaj gasoj.

La du mekanismoj - CO2 + H2 O → sukeroj + oksigeno kaj inverse - determinas la fluojn de karbono kaj oksigeno.

Tiu ciklo ne inkludas la apartan ciklon oksigeno-ozono, kiu ĉefe okazas en la stratosfero.

Uzado[redakti | redakti fonton]

La ŝtala industrio uzas oksigenon por produkti ŝtalon, tiel forigante grandparton da karbono el ĝi laŭ ĝia dezirita kvalito. Veldistoj uzas oksigenon por havi varmegan flamon (je 3300C). Oni uzas likvan oksigenon en raketoj.

Kemiaj komponaĵoj[redakti | redakti fonton]

Izotopoj[redakti | redakti fonton]

Malfrua epoko en vivo de peza stelo.
16O koncentriĝas en la O-ŝelo, 17O en la H-ŝelo kaj 18O en la He-ŝelo.
Loupe.svg Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Izotopoj de oksigeno.

Estas tri stabilaj izotopoj de oksigeno. Estas ankaŭ 14 radioaktivaj izotopoj. La norma atompezo estas 15.9994(3) u.

Nature okazanta oksigeno estas komponita el tri stabilaj izotopoj, 16O, 17O kaj 18O. La 16O estas la plej abunda kun 99,762% en naturo.

Estas trovitaj 14 radioaktivaj izotopoj de oksigeno, iliaj masnumeroj estas ekde 12 ĝis 28. La plej stabila el ili estas 15O kun duoniĝotempo de 122,24 sekundoj kaj 14O kun duoniĝotempo de 70,606 sekundoj. La plej komuna disfala reĝimo por izotopoj malpli pezaj ol la stabilaj estas elektrona kapto kaj la plej komuna reĝimo por izotopoj pli pezaj ol la stabilaj estas beto-disfalo. La disfalaj produktoj estas izotopoj de azoto kaj fluoro respektive.

Bildaro[redakti | redakti fonton]


Referencoj[redakti | redakti fonton]

  1.  (angle): Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (PDF), p. 8
  2. Claude Allègre, Gérard Manhès, Éric Lewin: Chemical composition of the Earth and the volatility control on planetary genetics. In: Earth and Planetary Science Letters. 185, 2001, p. 49–69.
  3. Riedel/Janiak Anorganische Chemie De Gruyter, 2007. Ĉapitro 4.5, p. 424-430.
  4. Holleman/Wiberg Anorganische Chemie De Gruyter, 2017. Ĉapitro 13.1, p. 557.
  5. M. J. Kirschner: Oxygen En: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH Verlag, Weinheim 2017, COI:10.1002/14356007.a18_329.pub2
  6. Joseph Priestley: An Account of Further Discoveries in Air. By the Rev. Joseph Priestley, LL.D. F. R. S. in Letters to Sir John Pringle, Bart. P. R. S. and the Rev. Dr. Price, F. R. S. In: Phil. Trans. 65, 1775, p. 384–394.
  7. Jost Weyer Geschichte der Chemie - Band 1 Springer Verlag, Berlino 2018, ĉ. 17.
  8. Harry H. Binder Kleines Lexikon der chemischen Elemente Lehmanns Media, 2a eldono, Berlino 2016, p. 190.
  9. Ebbe AlmqvistHistory of Industrial Gases Springer Science+Business Media, Novjorko 2003, p. 65.
  10. (Aŭgusto 2008) “Electrons, life and the evolution of Earth's oxygen cycle”, Philosophical Transactions of the Royal Society of London. Series B, Biological Sciences 363 (1504), p. 2705–16. doi:10.1098/rstb.2008.0054. 
  11. Fenical, William. (September 1983) “Marine Plants: A Unique and Unexplored Resource”, Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings). DIANE Publishing. ISBN 978-1-4289-2397-3.
  12. Walker, J. C. G.. (1980) The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles. Berlin: Springer-Verlag.
  13. Brown, Theodore L.. (2003) Chemistry: The Central Science. Prentice Hall/Pearson Education. ISBN 978-0-13-048450-5.
  14. Raven 2005, 115–27

Vidu ankaŭ[redakti | redakti fonton]

Bibliografio[redakti | redakti fonton]

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen". In Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. pp. 499–512. LCCN 68-29938.
  • Emsley, John (2001). "Oxygen". Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. pp. 297–304. ISBN 0-19-850340-7.
  • Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biology of Plants (7th ed.). New York: W.H. Freeman and Company Publishers. pp. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2.

Eksteraj ligiloj[redakti | redakti fonton]