Oksijen (O), atom numarası 8 olan kimyasal bir elementtir ve periyodik tablonun kalkojen grubunda yer alan oldukça reaktif bir ametaldir. Renksiz, kokusuz ve tatsız bir gaz olan oksijen, Dünya atmosferinin yaklaşık %21’ini oluşturur ve biyolojik yaşamın temel taşlarından biridir. Evrendeki en yaygın üçüncü element olarak, yalnızca hidrojen ve helyumdan sonra gelir.

Tarihi

Oksijenin keşfi, modern kimyanın temellerinin atılmasında kritik bir rol oynamış ve birden fazla bilim insanının katkılarıyla şekillenmiştir. Oksijenin varlığına dair ilk ipuçları, 17. yüzyılın başlarına dayanır. 1608’de Hollandalı mucit ve mühendis Cornelius Drebbel, potasyum nitratı (KNO₃, yani güherçile) ısıttığında bir gaz açığa çıktığını gözlemledi. Bu gazın oksijen olduğu sonradan anlaşılmış, ancak Drebbel bunu bir element olarak tanımlamamış, yalnızca mekanik ve kimyasal deneylerinin bir parçası olarak kaydetmiştir. Drebbel’in bu gözlemi, oksijenin bilimsel keşfinden önceki ilk deneysel temaslardan biri olarak tarihe geçmiştir.

17. yüzyılın sonlarında, İngiliz kimyager Robert Boyle, havanın yanma için gerekli olduğunu kanıtlayarak flogiston teorisine dayalı geleneksel anlayışa meydan okudu. Flogiston teorisi, yanmanın bir maddeden “flogiston” adlı hayali bir bileşenin ayrılmasıyla gerçekleştiğini öne sürüyor ve havayı yalnızca pasif bir ortam olarak görüyordu. Boyle’un çalışmaları, havanın homojen olmadığını ve yanmayı destekleyen bir bileşen içerdiğini ortaya koydu. Bu fikir, İngiliz kimyager John Mayow tarafından daha da geliştirildi. 1668’de yayımlanan “Tractatus Duo” adlı eserinde Mayow, ateşin ve solunumun havadaki “spiritus nitroaereus” (nitro-hava ruhu) adlı bir bileşeni tükettiğini öne sürdü. Mayow, bir fareyi veya yanan bir mumu kapalı bir kapta su üzerinde tuttuğunda, suyun kabın içine yükseldiğini ve havanın hacminin yaklaşık 1/14’ünün tükendiğini gözlemledi. Bu bileşenin oksijen olduğu sonradan anlaşılmış, ancak Mayow’un çalışmaları o dönemde yeterince tanınmamıştır.

Oksijenin resmi keşfi, 18. yüzyılda üç kimyagerin bağımsız çalışmalarıyla gerçekleşti: Joseph Priestley, Carl Wilhelm Scheele ve Antoine Lavoisier. İlk olarak, İsveçli kimyager Carl Wilhelm Scheele, 1771-1772 yıllarında Uppsala’da cıva oksit (HgO) ve çeşitli nitratları ısıtarak oksijeni elde etti. Scheele, bu gazı “ateş havası” (fire air) olarak adlandırdı, çünkü yanmayı desteklediğini fark etti. Ancak bulgularını “Treatise on Air and Fire” adlı eserinde yazmasına rağmen, bu çalışma 1777’ye kadar yayımlanmadı, bu da keşfin önceliğini kaybetmesine neden oldu.

İngiliz kimyager Joseph Priestley, 1 Ağustos 1774’te Wiltshire, İngiltere’de cıva oksiti (HgO) güneş ışığını bir mercekle odaklayarak ısıttı ve açığa çıkan gazı topladı. Priestley, bu gazın bir mumun daha parlak yanmasını sağladığını ve solunduğunda göğsünde “hafiflik ve kolaylık” hissi oluşturduğunu belirtti. Bu gazı “flogistonsuz hava” (dephlogisticated air) olarak adlandırdı ve bulgularını 1775’te “Experiments and Observations on Different Kinds of Air” adlı kitabında yayımladı. Priestley’in hızlı yayını, ona keşfin önceliğini kazandırdı, ancak gazı bir element olarak tanımlayamadı; flogiston teorisine bağlı kalarak yanmanın flogiston kaybı olduğunu düşünüyordu.

Fransız kimyager Antoine Lavoisier, oksijenin keşfinde ve tanımlanmasında belirleyici bir rol oynadı. Priestley, 1774’te Paris’i ziyaret ettiğinde Lavoisier’e deneylerini anlattı ve Scheele de aynı yıl Lavoisier’e bir mektup göndererek bulgularını paylaştı (ancak bu mektup Lavoisier tarafından dikkate alınmadı). Lavoisier, 1774’ten itibaren kendi deneylerine başladı ve oksijenin yanmadaki rolünü doğru bir şekilde açıklayarak flogiston teorisini çürüttü. Örneğin, kalay ve havayı kapalı bir kapta ısıttığında toplam kütlenin değişmediğini, ancak kap açıldığında havanın içeri hücum ettiğini gözlemledi; bu, havadaki bir bileşenin tüketildiğini gösteriyordu. 1777’de yayımlanan “Sur la combustion en général” adlı eserinde, havanın iki gazdan oluştuğunu belirtti: yanmayı ve solunumu destekleyen “vital air” (hayati hava, yani oksijen) ve desteklemeyen “azote” (bugünkü nitrojen). Lavoisier, oksijeni “oxy-gène” olarak adlandırdı; bu isim, Yunanca “ὀξύς” (oxús, keskin/asit) ve “-γενής” (-genēs, üretici) kelimelerinden türetilmişti, çünkü yanlışlıkla oksijenin tüm asitlerin temel bileşeni olduğunu düşünüyordu. Daha sonra bu görüşün hatalı olduğu (örneğin, HCl oksijen içermez) anlaşıldı, ancak isim kalıcı oldu.

Oksijenin keşfi, flogiston teorisinin sonunu getirdi ve Lavoisier’in kütlenin korunumu ilkesini destekleyerek modern kimyanın temelini attı. Ayrıca, 19. yüzyılda oksijenin sıvılaştırılması (1883’te Zygmunt Wróblewski ve Karol Olszewski tarafından) ve endüstriyel kullanımı, bu elementin teknolojik önemini artırdı.

Fiziksel Özellikler

Oksijen, standart sıcaklık ve basınçta (STP: 0°C ve 1 atm) renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır ve moleküler formu O₂’dir (dioxygen). Atomik kütlesi 15.999 g/mol olan oksijen, periyodik tablonun 16. grubunda (kalkojenler) ve 2. periyodunda yer alır. Yoğunluğu 0.001308 g/cm³’tür ve gaz halinde düşük bir termal iletkenliğe (0.02658 W/(m·K)) sahiptir. Oksijenin erime noktası -218.79°C (54.36 K), kaynama noktası ise -182.962°C (90.188 K)’dir. Sıvı oksijen, -182.96°C’de yoğunluğu 1.141 g/cm³ olan açık mavi bir sıvıdır ve bu renk, kırmızı ışığın emiliminden kaynaklanır. Katı oksijen ise -218.79°C’nin altında oluşur ve açık mavi bir kristal yapı sergiler; yoğunluğu α-fazda 21 cm³/mol’den γ-fazda 23.5 cm³/mol’e kadar değişir.

Oksijen gazı, su içinde nitrojen gazına kıyasla daha çözünürdür; örneğin, 0°C’de tatlı suda 14.6 mg/L, 20°C’de ise 7.6 mg/L çözünür. Manyetik özellikler açısından, triplet oksijen (O₂) paramanyetiktir; bu, moleküldeki eşleşmemiş elektronların manyetik alanla etkileşime girmesiyle açıklanır. Sıvı oksijen, bu özelliğinden dolayı güçlü bir mıknatısın kutupları arasında tutulabilir.

Kimyasal Özellikler

Oksijen, yüksek elektronegatifliği (Pauling ölçeğinde 3.44) nedeniyle oldukça reaktiftir ve çoğu elementle kolayca birleşerek oksitler oluşturur. Elektron konfigürasyonu [He] 2s² 2p⁴’ tür ve 6 valans elektronuna sahiptir. Oksijen, genellikle -2 oksidasyon durumunda bulunur (örneğin, H₂O’da), ancak -1 (peroksitler, H₂O₂), +1 (O₂F₂) ve +2 (OF₂) gibi nadir oksidasyon durumları da gösterir. Flor hariç tüm elementlerle bileşik oluşturabilen oksijen, güçlü bir oksitleyici ajandır ve yanma gibi süreçlerde temel bir rol oynar.

Oksijenin moleküler yapısı, iki oksijen atomu arasında bir kovalent çift bağ (O=O) içerir; bu bağın enerjisi 498.3 kJ/mol’dür. Bu yapı, oksijenin triplet temel durumunu (³O₂) oluşturur ve reaktivitesini sınırlar; bu, organik maddelerle yanmayı önler. Ancak, singlet oksijen (¹O₂) gibi daha yüksek enerjili formlar, organik bileşiklerle çok daha reaktiftir.

Allotroplar

Allotroplar, aynı elementin atomlarının farklı moleküler veya kristal yapılarla bir araya gelerek oluşturduğu farklı fiziksel formlardır. Oksijen, çeşitli allotroplarıyla dikkat çeker ve her biri kendine özgü özellikler sergiler:

1. Dioxygen (O₂): En yaygın ve kararlı allotroptur. Triplet (³O₂) ve singlet (¹O₂) formlarında bulunur. Triplet oksijen, Dünya atmosferinde baskın olan formdur ve biyolojik solunumda kullanılır. Singlet oksijen ise fotosentez sırasında klorofil tarafından üretilir ve reaktif oksijen türleri (ROS) arasında yer alır.
2. Ozon (O₃): Üç oksijen atomundan oluşan bu allotrop, stratosferdeki ozon tabakasında UV radyasyonunu absorbe ederek biyosferi korur. Ancak troposferde, smogun bir yan ürünü olarak hava kirliliğine neden olur. Ozon, güçlü bir oksitleyicidir ve akciğer dokusuna zarar verebilir.
3. Tetraoksijen (O₄): 2001’de keşfedilen bu nadir allotrop, yüksek basınç altında (20 GPa) O₂’nin sıkıştırılmasıyla oluşur ve O₈ kümeleri şeklinde kristalleşir. Roket yakıtlarında potansiyel bir oksitleyici olarak araştırılmaktadır.
4. Atomik Oksijen (O): Çok reaktif bir türdür ve atmosferin üst katmanlarında UV radyasyonuyla O₂’nin ayrışmasıyla oluşur. Hızla diğer moleküllerle birleşir.

İzotoplar

İzotoplar, aynı elementin proton sayısı aynı ancak nötron sayısı farklı olan atom varyantlarıdır. Oksijenin doğal ve radyoaktif izotopları, bilimsel araştırmalarda geniş bir kullanım alanına sahiptir:

• ¹⁶O: 8 proton ve 8 nötron içerir; doğal bolluğu %99.757’dir ve en yaygın izotoptur. Büyük yıldızlarda helyum füzyonu sırasında sentezlenir.
• ¹⁷O: 8 proton ve 9 nötron içerir; doğal bolluğu %0.038’dir. Hidrojen yakımı sırasında CNO döngüsünde oluşur.
• ¹⁸O: 8 proton ve 10 nötron içerir; doğal bolluğu %0.205’tir. Helyumca zengin yıldız bölgelerinde ¹⁴N’nin ⁴He çekirdeği yakalamasıyla üretilir.

Ayrıca, ¹¹O’dan ²⁸O’ya kadar radyoaktif izotopları bulunur. En uzun ömürlü radyoaktif izotop ¹⁵O’dur (yarı ömür: 122.24 saniye), en kısa ömürlü ise ¹²O’dur (yarı ömür: 580×10⁻²⁴ saniye). Bu izotoplar, paleoklimatoloji gibi alanlarda (örneğin, ¹⁸O/¹⁶O oranlarının iklim analizi) önemli rol oynar.

Bulunurluğu

Oksijen, evrende kütlece en bol bulunan üçüncü elementtir ve Dünya’da biyosfer, atmosfer, denizler ve karada yaygın olarak bulunur. Dünya atmosferinin %20.8’ini (hacimce) ve %23.1’ini (kütlece) oluşturur; bu, yaklaşık 10¹⁵ ton oksijene denk gelir. Yer kabuğunun %49.2’sini oksijen bileşikleri (örneğin, silikon dioksit SiO₂) olarak oluşturur ve okyanusların %88.8’i su (H₂O) formundadır. İnsan vücudunun ise %65’i oksijenden oluşur.

Büyük Oksijenlenme Olayı (Great Oxygenation Event), yaklaşık 2.4 milyar yıl önce oksijen seviyelerinin artmasıyla anaerobik organizmaların çoğunu yok etmiş ve modern atmosferi şekillendirmiştir. Bugün, fotosentez oksijenin ana kaynağıdır ve bu süreç atmosferdeki oksijeni sürekli yeniler.

Biyolojik Yaşama Etkileri

Oksijen, aerobik organizmalar için vazgeçilmezdir ve hücresel solunumda enerji üretiminin temel bileşenidir. Genel reaksiyon şu şekildedir:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + 2880 kJ/mol

Bu süreçte oksijen, mitokondrideki elektron taşıma zincirinde son elektron alıcısı olarak ATP sentezini sağlar. İnsanlar dakikada 1.8-2.4 gram oksijen solur ve bu, yılda insanlık tarafından 6 milyar tondan fazla oksijen tüketimine denk gelir.

Fotosentez ise oksijenin biyolojik üretim kaynağıdır:

6CO₂ + 6H₂O + fotonlar → C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Bitkiler, algler ve siyanobakteriler bu süreçle atmosferik oksijeni üretir; okyanuslardaki fotoautotroflar, küresel oksijenin yaklaşık %70’ini sağlar. Oksijen aynı zamanda bağışıklık sisteminde rol oynar; reaktif oksijen türleri (ROS) mikropları yok etmek için kullanılır, ancak aşırı ROS kardiyovasküler sistemde hasara yol açabilir.

Oksijen terapisi, pnömoni, amfizem ve kalp yetmezliği gibi durumlarda kan oksijen seviyelerini artırarak tedaviye yardımcı olur. Ancak yüksek kısmi basınçlarda (>50 kPa) toksisite riski taşır ve konvülsiyonlara neden olabilir.

Üretimi

Endüstriyel oksijen üretimi, yıllık 100 milyon tonu aşar ve başlıca iki yöntemle gerçekleştirilir:

1. Fraksiyonel Distilasyon: Sıvılaştırılmış havanın fraksiyonel damıtılmasıyla oksijen ayrıştırılır. Nitrojen buharlaşırken oksijen sıvı olarak kalır.
2. Basınç Salınım Adsorpsiyonu (PSA): Kuru hava, zeolit moleküler eleklerden geçirilerek nitrojen emilir ve %90-93 saflıkta oksijen elde edilir.

Laboratuvarda ise oksijen, potasyum kloratın (KClO₃) manganez dioksit (MnO₂) katalizörüyle ısıtılması veya suyun elektroliziyle (H₂O → H₂ + ½ O₂) üretilir. Oksijen, çelik üretiminden (demirdeki kükürt ve karbonu gidermek için), kimyasal sentezlere (örneğin, etilen oksit üretimi), roket yakıtlarına ve tıbbi uygulamalara kadar geniş bir kullanım alanına sahiptir.