氧（Oxygen），元素符号O，位于元素周期表第二周期ⅥA族。1774年英国科学家约瑟夫·普里斯特利（J.Joseph Priestley）用透镜把太阳光聚焦在氧化汞上，发现一种能强烈帮助燃烧的气体。安托万-洛朗·拉瓦锡（Antoine-Laurent de Lavoisier）研究了此种气体，并正确解释了这种气体在燃烧中的作用。氧是地壳中最丰富、分布最广的元素，也是构成生物界与非生物界最重要的元素，在地壳的含量为48.6%。单质氧在大气中占20.9%。
元素介绍
氧（Oxygen）是一种化学元素，其原子序数为8，相对原子质量为15.9994。在元素周期表中，氧是氧族元素的一员，它也是一个高反应性的第二周期非金属元素，很容易与几乎所有其他元素形成化合物（主要为氧化物）。在标准状况下，两个氧原子结合形成氧气，是一种无色无臭无味的双原子气体，化学式为O2。如果按质量计算，氧在宇宙中的含量仅次于氢和氦，在地壳中，氧则是含量最丰富的元素。氧不仅占了水质量的89%，也占了空气体积的20.9%。
构成有机体的所有主要化合物都含有氧，包括蛋白质、碳水化合物和脂肪。构成动物壳、牙齿及骨骼的主要无机化合物也含有氧。由蓝藻、藻类和植物经过光合作用所产生的氧气化学式为O2，几乎所有复杂生物的细胞呼吸作用都需要用到氧气。动物中，除了极少数之外，皆无法终身脱离氧气生存。但是对于厌氧性生物比如破伤风杆菌来说，氧气是有毒的。这类厌氧型生物曾经是早期地球上的主要生物，直到25亿年前氧气开始在大气层中逐渐积累。氧元素的另一个同素异形体是臭氧。在高海拔形成的臭氧层能够隔离来自太阳的紫外线辐射。但是接近地表的臭氧则是一种污染，这些臭氧主要存在于光化学烟雾中。
发现历史
氧元素是由英国化学家约瑟夫·普利斯特里与瑞典药剂师及化学家舍勒于1774年分别发现。但是普利斯特里却支持燃素学说。 另有说法认为氧气首先由中国人马和首先发现。
舍勒
1777年，法国化学家拉瓦锡提出燃烧的氧化学说，指出物质只能在含氧的空气中进行燃烧，燃烧物重量的增加与空气中失去的氧相等，从而推翻了全部的燃素说，并正式确立质量守恒定律。从严格意义上讲，发现氧元素的为瑞典化学家舍勒，而确定氧元素化学性质的为法国化学家拉瓦锡。
在1608年，Cornelius Drebbel证明了加热硝石（硝酸钾，KNO₃）能释放气体。这就是氧气，然而并没有对它进行鉴定。
因发现氧而获得的荣誉由3位化学家分享：一个英国人，一个瑞典人，还有一个法国人。约瑟夫·普里斯特利是第一位发布氧元素声明的人，在1774年由聚焦阳光到氧化汞（HgO），然后收集释放出的气体实现。他注意到蜡烛在这里燃烧的更明亮了，而且能使呼吸变得更简单。普里斯特利不知道的是，卡尔·威尔海姆·舍勒（Carl Wilhelm Scheele）在1771年6月就制取了氧。他写下了他的发现说明，但直到1777年才发布。拉瓦锡也声称发现了氧，并且他提议这种新的气体叫做oxy-gène，意思是形成酸的，因为他认为这种元素是所有酸性物质的基础。
2018年5月16日，大阪产业大学、日本国立天文台及名古屋大学等组成的团队宣布，使用南美智利的ALMA射电望远镜发现距地球132.8亿光年的狮子座方向银河中存在氧。
元素分布
编辑 语音
氧元素占整个地壳质量的48.6%，是地壳中含量最多的元素，它在地壳中基本上是以氧化合物的形式存在的。每一千克的海水中溶解有2.8毫克的氧气，而海水中的氧元素差不多达到了89%。就整个地球而言，氧的质量分数为15.2%。无论是人、动物还是植物，他们的细胞都有类似的组成，其中氧元素占到65%的质量。 在空气中，氧的体积占20.9%。
理化性质
物理性质
基本信息
液态氧
氧（Oxygen）是一种化学元素，其原子序数为8，相对原子质量为15.9994，氧原子半径是0.074nm。。由符号“O”表示。在元素周期表中，氧是氧族元素的一员，它也是一个高反应性的第2周期非金属元素，很容易与几乎所有其它元素形成化合物（主要为氧化物）。在标准状况下，两个氧原子结合形成氧气，是一种无色无臭无味的双原子气体，化学式为O2。如果按质量计算，氧在宇宙中的含量仅次于氢和氦，在地壳中，氧则是含量最丰富的元素。氧元素占了水质量的89%，氧气占了空气体积的20.9%。
同位素
氧的同位素已知的有十七种，包括氧-12至氧-28，其中氧-16、氧-17和氧-18三种属于稳定型，其他已知的同位素都带有放射性，其半衰期全部均少于三分钟。利用医用回旋加速器产生的质子，轰击重氧水之中的氧-18，通过(p,n)核反应，从而获得可以发射正电子的放射性同位素氟-18离子，用于合成正电子发射计算机断层扫描检查所需的示踪剂氟代脱氧葡萄糖。
符号 | 质子 | 中子 | 质量(u) | 半衰期 | 原子核自旋 | 相对丰度 | 相对丰度变化量 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
12O | 8 | 4 | 12.034405(20) | 580(30)E-24 s [0.40(25) MeV] | 0+ | ||
13O | 8 | 5 | 13.024812(10) | 8.58(5) ms | (3/2-) | ||
14O | 8 | 6 | 14.00859625(12) | 70.598(18) s | 0+ | ||
15O | 8 | 7 | 15.0030656(5) | 122.24(16) s | 1/2- | ||
16O | 8 | 8 | 15.9949146 1956(16) | 稳定 | 0+ | 0.99757(16) | 0.99738-0.99776 |
17O | 8 | 9 | 16.99913170(12) | 稳定 | 5/2+ | 0.00038(1) | 0.00037-0.00040 |
18O | 8 | 10 | 17.9991610(7) | 稳定 | 0+ | 0.00205(14) | 0.00188-0.00222 |
19O | 8 | 11 | 19.003580(3) | 26.464(9) s | 5/2+ | ||
20O | 8 | 12 | 20.0040767(12) | 13.51(5) s | 0+ | ||
21O | 8 | 13 | 21.008656(13) | 3.42(10) s | (1/2,3/2,5/2)+ | ||
22O | 8 | 14 | 22.00997(6) | 2.25(15) s | 0+ | ||
23O | 8 | 15 | 23.01569(13) | 82(37) ms | 1/2+# | ||
24O | 8 | 16 | 24.02047(25) | 65(5) ms | 0+ | ||
25O | 8 | 17 | 25.02946(28)# | <50 ns | (3/2+)# | ||
26O | 8 | 18 | 26.03834(28)# | <40 ns | 0+ | ||
27O | 8 | 19 | 27.04826(54)# | <260 ns | 3/2+# | ||
28O | 8 | 20 | 28.05781(64)# | <100 ns | 0+ |
备注:画上#号的数据代表没有经过实验的证明，只是理论推测而已，而用括号括起来的代表数据不确定性。
化学性质
氧的非金属性和电负性仅次于氟，除了氦、氖、氩、氪，所有元素都能与氧起反应。一般而言，绝大多数非金属氧化物的水溶液呈酸性，而碱金属或碱土金属氧化物则为碱性。此外，大多数有机化合物，可在氧气中燃烧生成二氧化碳与水蒸气，如酒精，甲烷。部分有机物不可燃，但也能和氧气等氧化剂发生氧化反应。
氧的化合价：氧的化合价很特殊一般为-2价和0价。而氧在过氧化物中通常为-1价。在超氧化物中为-1/2，臭氧化物中氧为-1/3，这里的化合价被称为表观化合价，就是表面上看出来的化合价没有实际的含义，超氧化物中氧的化合价只能说是超氧根离子，不能单独的看每个原子，因为电子是量子化的，即不连续的，不存在1/2个电子，自然化合价也就没有0.5的说法，臭氧化物也一样，在过氧根中相当于是有两个电子组成了电子对，所以这两个电子不表现出化合价，所以过氧根离子整体呈-2价。而氧的正价很少出现，只有在和氟的化合物二氟化氧，二氟化二氧和氟铂酸氧（O₂PtF₆)中显示+2价和+1价以及+0.5价。
氧气瓶
实验证明，除黄金外的所有金属都能和氧发生反应生成金属氧化物，比如铂在高温下在纯氧中被氧化生成二氧化铂，黄金一般认为不能和氧发生反应，但是有三氧化二金和氢氧化金等化合物，其中金为+3价；氧气不能和氯，溴，碘发生反应，但是臭氧可以氧化它们。
在元素周期表中属于ⅥA族元素，化合价一般为0和-2。大多数元素在含氧的气氛中加热时可生成氧化物。有许多元素可形成一种以上的氧化物。氧分子在低温下可形成水合晶体O₂·H₂O和O₂·H₂O₂，后者较不稳定。氧气在水中的溶解度是4.89毫升/100毫升水（0℃），是水中生命体的基础。氧在地壳中丰度占第一位。干燥空气中含有20.946%体积的氧；水有88.81%重量的氧组成。除了16O外，还有17O和18O等同位素。 常见氧化态有-1，-2，0。共价半径66 pm，第一电离势1314kJ/mol，电负性3.44。
与金属的反应 | ||
化学方程式 | 现象 | |
|---|---|---|
与钾的反应 |  | 钾的表面变暗 |
 | ||
 | ||
与钠的反应 |  | 钠的表面变暗 |
 | 产生黄色火焰，放出大量的热，生成淡黄色粉末 | |
与镁的反应 |  | 剧烈燃烧发出耀眼的强光，放出大量热，生成白色粉末状固体。 |
与铝的反应 |  | 发出明亮的光，放出热量，生成白色固体。 |
与铁的反应 | （铁锈的形成） | |
 | 红热的铁丝剧烈燃烧，火星四射，放出大量热，生成黑色固体。 | |
与锌的反应 |  | |
与铜的反应 |  | 加热后亮红色的铜丝表面生成一层黑色物质。 |
与汞的反应 |  | 加热后银白色液体变成红色固体 |
与非金属的反应 | ||
化学方程式 | 现象 | |
|---|---|---|
与氢气的反应 |  | 安静地燃烧，产生淡蓝色的火焰，生成水并放出大量的热。 |
与碳的反应 |  | 剧烈燃烧，发出白光，放出热量，生成使澄清石灰水变浑浊气体。 |
 （氧气不充足时） | ||
与硫的反应 |  | 在空气中燃烧，发出微弱的淡蓝色火焰；在纯氧中燃烧得更旺，发出蓝紫色火焰，放出热量，生成有刺激性气味的气体[。该气体能使澄清石灰水变浑浊，且能使酸性高锰酸钾溶液或品红溶液褪色，褪色的品红溶液加热后颜色又恢复为红色。 |
与红磷的反应 |  | 发出耀眼白光，放热，生成大量白烟。 |
与白磷的反应 |  | 白磷在高于44摄氏度时会在氧气中自燃，发光发热，生成白烟。 |
与氮气的反应 |  |
与有机物的反应 | |
如甲烷、乙炔、酒精、石蜡等能在氧气中燃烧生成水和二氧化碳。 气态烃类的燃烧通常发出明亮的蓝色火焰，放出大量的热，生成水和能使澄清石灰水变浑浊的气体。 | |
甲烷 |  |
乙烯 |  |
乙炔 |  |
苯 |  |
甲醇 |  |
乙醇 |  |
甲醛 |  |
乙酸 |  |
氯仿 |  |
其他有氧气参加的化学反应 | |
硫化氢的燃烧 |   |
煅烧黄铁矿 |  |
二氧化硫的催化氧化 |  |
空气中硫酸酸雨的形成 |  |
氨在纯氧中的燃烧 |  |
氨的催化氧化 |  （催化剂一般用铜） |
一氧化氮与氧气的反应 |  |
转化为臭氧的反应 |  |
制取方法
实验室制法
1．加热高锰酸钾或锰酸钾：
2．二氧化锰与氯酸钾共热 ：
3．过氧化氢溶液催化分解（催化剂主要为二氧化锰，三氧化二铁、氧化铜也可）：
工业制法
1、分离液态空气法
在低温条件下加压，使空气转变为液态，然后蒸发，由于液态氮的沸点是‐196℃，比液态氧的沸点（‐183℃）低，因此氮气首先从液态空气中蒸发出来，剩下的主要是液态氧。
空气中的主要成分是氧气和氮气。利用氧气和氮气的沸点不同，从空气中制备氧气称空气分离法。首先把空气预冷、净化（去除空气中的少量水分、二氧化碳、乙炔、碳氢化合物等气体和灰尘等杂质）、然后进行压缩、冷却，使之成为液态空气。然后，利用氧和氮的沸点的不同，在精馏塔中把液态空气多次蒸发和冷凝，将氧气和氮气分离开来，得到纯氧（可以达到99.6%的纯度）和纯氮（可以达到99.9%的纯度）。如果增加一些附加装置，还可以提取出氩、氖、氦、氪、氙等在空气中含量极少的稀有惰性气体。由空气分离装置产出的氧气，经过压缩机的压缩，最后将压缩氧气装入高压钢瓶贮存，或通过管道直接输送到工厂、车间使用。使用这种方法生产氧气，虽然需要大型的成套设备和严格的安全操作技术，但是产量高，每小时可以产出数千、万立方米的氧气，而且所耗用的原料仅仅是不用买、不用运、不用仓库储存的空气，所以从1903年研制出第一台深冷空分制氧机以来，这种制氧方法一直得到最广泛的应用。
2、膜分离技术
膜分离技术得到迅速发展。利用这种技术，在一定压力下，让空气通过具有富集氧气功能的薄膜，可得到含氧量较高的富氧空气。利用这种膜进行多级分离，可以得到百分之九十以上氧气的富氧空气。
3、分子筛制氧法（吸附法）
利用氮分子大于氧分子的特性，使用特制的分子筛把空气中的氧分离出来。首先，用压缩机迫使干燥的空气通过分子筛进入抽成真空的吸附器中，空气中的氮分子即被分子筛所吸附，氧气进入吸附器内，当吸附器内氧气达到一定量（压力达到一定程度）时，即可打开出氧阀门放出氧气。经过一段时间，分子筛吸附的氮逐渐增多，吸附能力减弱，产出的氧气纯度下降，需要用真空泵抽出吸附在分子筛上面的氮，然后重复上述过程。这种制取氧的方法亦称吸附法.利用吸附法制氧的小型制氧机已经开发出来，便于家庭使用。
4、电解制氧法
把水放入电解槽中，加入氢氧化钠或氢氧化钾以提高水的电解度，然后通入直流电，水就分解为氧气和氢气。每制取一立方米氧气，同时获得两立方米氢气。用电解法制取一立方米氧气要耗电12～15千瓦时，与上述两种方法的耗电量（0.55～0.60千瓦时）相比，是很不经济的。所以，电解法不适用于大量制氧。另外同时产生的氢气如果没有妥善的方法收集，在空气中聚集起来，如与氧气混合，容易发生极其剧烈的爆炸。所以，电解法也不适用于家庭制氧。
存在形式
单质
氧气
氧气，空气主要组分之一，比空气重，标准状况（0℃，101325Pa）下密度为1.429g/L。无色、无味。在水中溶解度很小，273K时溶解度为49.1mol/L。压强为101kPa时，氧气在约-183℃时变为淡蓝色液体，在约-218℃时变成雪花状的淡蓝色固体。氧分子具有顺磁性。
臭氧
在常温下，它是一种有鱼腥臭味的蓝色气体。臭氧主要存在于距地球表面20～35公里的平流层顶部的臭氧层中。在常温常压下，稳定性极差，在常温下可自行分解为氧气。臭氧具有强烈的刺激性，吸入过量对人体健康有一定危害。熔点21K，沸点160.6K，溶解度较大，273k时为494mol/L，具有反磁性。
化合物
氧化物
之前提到的几乎所有元素都能与氧气反应，得到的化合物中只有氧元素和另一种元素的二元化合物是氧化物，如水，CO2。氧化物有多种多样，主要分为：酸性氧化物，碱性氧化物，两性氧化物，不成盐氧化物和假氧化物。另外还有一些只含有氧元素的基团也能形成氧化物，分为：过氧化物，超氧化物，臭氧化物等。
含氧化合物
含氧化合物泛指一切含有氧元素的化合物，比氧化物范围大，对于组成物质的元素种类无要求。
特殊
四聚氧（O4）
这种氧分子可以稳定存在，预计构型为正四面体或者矩形，从两种构型中性分子O4，正一价分子O4+和负一价分子O₄-的基态电子结构，并根据能量最低原则确定了各自的结构参数，从而得到了O4分子两种结构的基态总能量、一价电离能及电子亲合势能。与氧原子、普通氧分子O2和臭氧分子O3的计算结果比较，显示O4分子可以以正方形结构或正四面体结构形式存在，其中正方形结构更有可能是O4分子的真实空间结构。
红氧（O8）
随着室温下氧气的压强超过10GPa，它将出人意料地相变为另一个同素异形体。它的体积骤减，颜色也从蓝变成深红。这种ε相发现于1979年，但当时它的结构并不清楚。基于它的红外线吸收光谱，1999年，研究人员推断此相态是O4分子的晶体。但在2006年，X射线晶体学表明这个被称作ε氧或红氧的稳定相态实为O8。此结构在理论上不曾被预测：由四个O2分子组成的菱形的O8原子簇。
氧中毒
氧虽对身体有益，但并非越多越好，氧气含量过高时也会发生氧中毒， 氧中毒主要分以下三种类型：
肺型氧中毒
类似支气管肺炎。其表现及通常的发展过程为：最初为类似上呼吸道感染引起的气管刺激症状，如胸骨后不适（刺激或烧灼感）伴轻度干咳，并缓慢加重；然后出现胸骨后疼痛，且疼痛逐渐沿支气管树向整个胸部蔓延，吸气时为甚；疼痛逐渐加剧，出现不可控制的咳嗽；休息时也伴有呼吸困难。在症状出现的早期阶段结束暴露，胸疼和咳嗽可在数小时内减轻。
脑型氧中毒
最初出现额、眼、鼻、口唇及面颊肌肉的纤维性颤动，也可累及手的小肌肉；面色苍白、有异味感。继而可有恶心、呕吐、眩晕、汗、流涎、上腹部紧张；也可出现视力丧失、视野缩小、幻视、幻听；还会有心动过缓、心悸、气哽、指(趾)端发麻、情绪反常(忧虑、抑郁、烦躁或欣悦)。接着出现极度疲劳、嗜睡、呼吸困难等。少数情况还可能发生虚脱。
眼型氧中毒
主要表现为视网膜萎缩。 早产婴儿在恒温箱内吸氧时间过长，视网膜有广泛的血管阻塞、成纤维组织浸润、晶体后纤维增生，可因而致盲。