Кисеоник (, из грч. -{ὀξύς‚ oxys}- — што значи оштар, кисео и -{γεννάω‚ gen}- — који ствара, односно онај који ствара киселину) је хемијски елемент који се означава симболом -{O}- и има атомски број 8. У периодном систему налази се у шестој главној групи, односно припада халкогеним неметалима. Он је најраспрострањенији елемент у Земљиној кори са уделом од 48,9% до 49,4%, односно око 30% по масеном уделу, по чему је после гвожђа други по распрострањености. Такође чини и 20,8% Земљине атмосфере.
У елементарном облику кисеоник се претежно јавља као ковалентни хомодимер, тј. као једињење из два атома сумарне формуле , што означава молекуларни кисеоник, диоксиген или дикисеоник. Он је безбојан гас без мириса и укуса, а у чистом ваздуху је заступљен са око 20,942%. Неопходан је за сагоревање и корозију. Потребан је за живот готово свих живих бића на Земљи. Стварају га биљке у процесу фотосинтезе, али га и саме троше за дисање, мада у мањој мери односу на количину коју производе фотосинтезом. За дисање биљке узимају кисеоник директно из ваздуха или ресорпцијом из воде (растворени кисеоник). У високим концентрацијама кисеоник је за већину живих бића отрован. Метастабилни, врло реактивни алотропни облик кисеоника са три атома кисеоника назива се озон.
Атомски кисеоник, односно кисеоник у облику слободних, појединачних атома је стабилан само под екстремним условима, на пример у вакууму у свемиру или у врелим атмосферама звијезда. Он има одређени значај као међупроизвод у многим реакцијама у хемију атмосфере.
Стабилни изотопи су -{16O}-, -{17O}- и -{18O}-
Историја Шведско-немачки хемичар Карл Вилхелм Шиле 1774. и енглески хемичар Џозеф Пристли 1771, независно један од другог, открили су и изоловали кисеоник у склопу проучавања процеса сагоревања.
Од каменог доба до средњег века, ватра је за људе била врло значајна, као дар неба. Преко појаве ватре настала су различита веровања почев од природњачких античких филозофа до алхемичара. Ватра је била један од основних састојака у учењу о четири основна елемента. У 17. веку настало је веровање о постојању једног лаког тајанственог састојка или супстанце. Тај састојак под именом флогистон је наводно излазио из горућег материјала, тако да се топлота сматрала материјом. Шведско-немачки апотекар Карл Вилхелм Шиле извео је експерименте тако што је загревао манган-диоксид или калијум перманганат са концентрисаном сумпорном киселином (витриолом) чиме је добио безбојни гас. Овај гас је подржавао сагоревање те га је Шиле назвао горећи ваздух или по пореклу витриолни ваздух. Открио је и појаву да се обични ваздух састоји из тог кисеоника и „поквареног“ ваздуха. Потпуно независно од њега, енглески хемичар Џозеф Пристли је две године касније загревањем жива оксида такође добио кисеоник. Британац је своја запажања објавио 1774. године, док је Шиле објавио своју књигу -{Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer}- тек 1777. године.
-{2 HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)}-
Упркос открића кисеоника и даље није био познат његов значај приликом сагоревања. Француз Антоан Лавоазје је током својих експеримената пронашао да се при сагоријевању не ослобађа флогистон, већ да се везује кисеоник. Помоћу вагања производа сагоревања пронашао је да материјал не постаје лакши него тежи. Узрок додатне тежине током процеса сагоревања било је везивање кисеоника. Тада се сматрало да је кисеоник основни састојак за прављење киселина. Због тога је и назван -{oxygenium}- (онај који гради киселине), а назив је предложио Лавоазје 1779. године. Неорганске киселине формиране растварањем неметалних оксида у води садрже кисеоник.
Халогени елементи, попут хлора и брома дуго времена су сматрани оксидима неког непознатог елемента. Касније је откривено да је водоник одговоран за кисели карактер. Научници Карол Олшевски и Зигмунт Флоренти Вроблевски су први успели да добију течни кисеоник 1883. године.
Распрострањеност На Земљи лево|мини|200п|Фелдспат Кисеоник је најчешћи и најраспрострањенији елемент на Земљи. Осим у атмосфери, кисеоник је заступљен у везаном станњу у литосфери, и растворен у хидросфери и биосфери. Кисеоник има масени удео у Земљиној кори од око 50,5% (до дубине од 16 -{km}-, укључујући хидросферу и атмосферу). У ваздуху кисеоник има масени удео од 23,16%, а по запремини на њега отпада 20,95%. Као саставни део воде на њега отпада 88,8%, док га у морској води има само 86%, јер се у њој налазе растворене велике количине соли које не садрже кисеоник (попут обичне морске соли).
Највише кисеоника на Земљи је садржано у бројним хемијским једињењима. У Земљиној кори, поред воде, готово сви минерали и стене садрже неко од једињења кисеоника. Међу најважније минерале који садрже кисеоник убрајају се силикатни као што су фелдспати, оливини и други; карбонатни попут калцијум карбоната у кречњаку и оксиди као силицијум-диоксид у кварцу.
У елементарном стању кисеоник је везан у облику молекула -{O2}- у гасном стању је у атмосфери и растворен у водама. Количина релативно реактивног елементарног кисеоника дугорочно је константна, јер биљке које производе кисеоник у процесу фотосинтезе отпуштају отприлике онолико кисеоника, колико аеробна жива бића користе за дисање заједно са кисеоником који се потроши за друге процесе оксидације или сагоревања. Без овог биолошког циклуса, кисеоник би се налазио искључиво у облику својих једињења, тако да елементарни кисеоник постоји у динамичкој равнотежи. Развој концентрације кисеоника у Земљиној атмосфери је детаљније обрађен у чланку развој Земљине атмосфере. У малим количинама у атмосфери се налази и алотропска модификација елементарног кисеоника познатог као озон -{O3}-.
У свемиру У свемиру, кисеоник је након водоника и хелијума трећи најчешћи елемент. Масени удео кисеоника у Сунчевом систему износи око 0,8% (што одговара бројном уделу атома од око 500 -{ppm}-). Кисеоник није настао током примордијалне нуклеосинтезе, али је присутан у огромним звездама у великим количинама услед 3α-процеса хелијума. У том процесу се из три језгра атома хелијума стварао -{12C}-, који се касније са још једном језгром хелијума спајао у -{16O}-. Кисеоник -{18O}- је настао путем фузије језгра -{4He}- са језгром -{14N}-. Такође и у такозваним звездама главног низа попут Сунца, кисеоник игра врло важну улогу при добијању енергије. У -{CNO}--циклусу, кисеоник представља међупроизвод нуклеарних реакција, при чему делује као катализатор хватајући протоне из језгра -{12C}-, чиме настају језгра -{4He}- (алфа честице). У екстремно тешким звездама у касној фази њиховог развоја долази до нуклеарне фузије кисеоника, при чему кисеоник служи као гориво за нуклеарне реакције којима настају још тежа језгра атома.
Већина белих патуљака, који по данашњем стању теорије представљају исход развоја 97% свих звезда, састоји се поред хелијума и угљеника, великим делом и од кисеоника.
Особине Физичке особине Молекуларни кисеоник је гас без боје, укуса и мириса, који се при −183 °C кондензује у безбојну течност. Међутим, у дебелим слојевима, течни и гасовити кисеоник има одређени плаву нијансу. На температури испод −218,75 °C течни кисеоник прелази у чврсто стање у облику плавих кристала. У чврстом стању парамагнетни молекули -{O2}- се налазе на удаљености од 121 -{pm}- један од другог, а везани су двоструком везом. Елемент у чврстом стању се појављује у неколико модификација. Између −218,75 и −229,35 °C кисеоник је у кубној γ-модификацији, а између −229,35 и −249,26 °C има ромбоедарску β-модификацију. На температури испод −249,26 °C прелази у моноклинску α-модификацију која је и најстабилнија. Насупрот других неметала, кисеоник је парамагнетичан и има дирадикални карактер.
Тројна тачка кисеоника се налази на 54,36 -{K}- (−218,79 °C) и 0,1480 -{kPa}-. Критична тачка се налази при притиску од 50,4 бара и температури од 154,7-{K}- (−118,4 °C). Критична густина износи -{0,436g/cm³}-.
Кисеоник у води није знатно растворан. Растворљивост зависи од притиска и температуре. Расте са падом температуре и повећањем притиска. При 0 °C и парцијалним притиском кисеоника од 212 -{hPa}- у чистој води се раствара -{14,16mg/l}- кисеоника.
мини|лево|Кисеоник у цеви за пражњење У спектралној цеви за пражњењем у гасу кисеоника молекуларне орбитале кисеоника се побуђују до емисије светлости. Услови под којима се ово одвија су притисак од око 5–10-{mBar}-, висок напон електричне струје од 1,8-{kV}-, јачина струје од 18-{mA}- и њена фреквенција од 35-{kHz}-. Рекомбиновањем јонизованих молекула гаса емитује се карактеристичан спектар боја спонтане емисије. При томе се само мањим делом, а условљено дотоком и додавањем енергије, реверзибилно ствара и озон.
Хемијске особине
Кисеоник директно реагује са већином хемијских елемената. Постоји само неколико изузетака, нарочито међу неметалима и племенитим металима. Са азотом, кисеоник реагује само под посебним условима, и то за време муња али је њихово спајање могуће и у моторима са унутрашњим сагоријевањем. Флуор са кисеоником гради једињење дикисеоник дифлоур (-{O2F2}-) само на врло ниским температурама и под електричним пражњењем. Најплеменитији метал злато, хлор, бром и јод као и племенити гасови не реагују директно са кисеоником. Други племенити метали попут платине и сребра врло слабо реагују са кисеоником.
Елементарни, гасовити кисеоник је доста инертан, многе се реакције са њим при нормалним условима готово се не одвијају или се одвијају врло споро. Кисеоник је метастабилан, те су његове реакције кинетички онемогућене другим супстанцама. Да би се покренуле реакције са таквим кисеоником потребно је превазићи велику енергију активације или су неопходни неки врло реактивни радикали. Ова баријера се може прећи повећањем температуре, светлошћу или применом катализатора (попут платине). Осим тога реакција је онемогућена код многих метала, јер је материјал прекривен танким слојем металног оксида и стога је пасивизиран. Код неких реакција као што је експлозивна реакција са водоником, довољно је само неколико радикала да би дошло до реакције, након чега долази до изражаја механизам ланчане реакције. Много оксидативнији од гасовитог кисеоника, и поред ниских температура, је кисеоник у течном стању. У њему се врло лако гради реактивни синглетни кисеоник. Такође за разлику од воде и водене паре многе оксидације са кисеоником се одвијају много лакше.
Реакције са кисеоником су готово увек редокс реакције, у којима кисеоник по правилу узима два електрона и тако се редукује до оксида. Због тога се овај елемент убраја у оксидациона средства. Често ове реакције, због велике енергије решетки и веза која се ослобађа, протичу уз снажно ослобађање топлоте. Такође постоје и експлозивне реакције, као што је реакција праскавог гаса или експлозија прашине настала запаљењем иситњених материјала у ваздуху или чистом кисеонику.
Изотопи Најчешћи стабилни изотоп кисеоника је -{16O}- (99,76%), а стабилни су још и изотопи -{18O}- (0,20%) и -{17O}- (0,037%). Осим стабилних изотопа познато је још 13 нестабилних, радиоактивних нуклида од -{12O}- до -{28O}- који се могу добити само вештачки. Његово време полураспада износи углавном само неколико милисекунди до секунди, од чега изотоп -{15O}- има најдуже време полураспада од 2 минуте и често се користи за томографију емисијом позитрона.
Као једини стабилни изотоп, ретки -{17O}- има спин језгра од 5/2 и може се употребљавати за испитивања путем нуклеарне магнетне резонанце (НМР).
Примена У процесима сагоревања ради постизања виших температура. У хемијској индустрији за производњу синтетичких гасова, у пиролитичким процесима. Остале примене: биолошке науке, прехрамбена индустрија (као адитив Е948), научнотехничка истраживања.
У медицини