氧

2s2 2p4
2, 6

蒸气压

第一：1313.9 kJ·mol−1
第二：3388.3 kJ·mol−1
第三：5300.5 kJ·mol−1

主条目：氧的同位素

氧（IUPAC名：Oxygen）是一种化学元素，符号为O，原子序为8，在元素周期表中属于氧族。氧属于非金属，是具有高反应性的氧化剂，能够与大部分元素以及其他化合物形成氧化物。氧在宇宙中的总质量在所有元素中位列第三，仅居氢和氦之下。在标准温度和压力下，两个氧原子会自然键合，形成无色无味的氧气，即双原子氧（${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$）中的〈论呼吸〉（拉丁语：）一文中发表了这一系列实验和发现。

罗伯特·虎克、奥勒·博克（英语：Ole Borch）、米哈伊尔·瓦西里耶维奇·罗蒙诺索夫和皮埃尔·巴扬（英语：Pierre Bayen）在17、18世纪都在实验中产生了氧气，但无一发现氧是一种化学元素。由于有当时盛行的燃素说来解释燃烧和腐蚀过程，因此他们都没有发现氧气在这些过程中重要的作用。

炼金术士约翰·约阿希姆·贝歇尔在1667年建立燃素说，化学家格奥尔格·恩斯特·斯塔尔又于1731年对燃素说作进一步修改。根据燃素说，所有可燃物质都由两部分组成。一部分为“燃素”，会在物质燃烧过程中释放出来。不含燃素的部分则是物质的“纯态”。人们认为，木材、煤等可燃性高、燃烧残留物少的物质主要都由燃素所组成，铁等不可燃、会受腐蚀的物质则含有很少的燃素。空气在燃素说中并无任何作用，此学说最初也未经量化实验的验证。大部分常见物质在燃烧过程中都会变轻，所以似乎失去了某种成分，这成为了燃素说的主要观察基础。

瑞典药剂师卡尔·威廉·舍勒在1771至1772年间最早发现氧。他对氧化汞和不同硝酸盐一同加热，产生出氧气。舍勒把这种气体产物称为“火之气”，因为它能支持燃烧过程。手稿《论空气与火的化学》（德语：）记录了这项发现，1775年寄往出版商，1777年出版。

1774年8月1日，英国教士约瑟夫·普利斯特里把阳光聚焦到装有氧化汞的玻璃管中，从而释放出一种气体，他将其称为“无燃素气”（英语：dephlogisticated air）。他注意到，蜡烛在这一气体中燃烧得更加旺盛，老鼠在呼吸此气时显得更加活跃，存活的时间也更长。在自己吸入“无燃素气”后，普利斯特里写道：“它在肺中的感觉和普通空气无异，但一段时间内我感到胸腔格外轻盈舒适，颇感良好。”这些发现在1775年发表的论文《对空气的进一步发现》（英语：）中有所记载。由于普利斯特里比舍勒更早发表论文，因此常被称为氧气的最早发现者。

法国化学家安东万-罗伦·德·拉瓦锡之后也声称独立发现了氧气。普利斯特里在1774年10月拜访拉瓦锡时向他讲解过这项实验如何释放出某种新的气体，又于1774年9月30日致信拉瓦锡，讲述他所发现的新物质。拉瓦锡并未提及收到过此信。舍勒去世之后，人们在他的遗物之中发现了这封信的副本。

虽然拉瓦锡并没有独自发现氧气，但他却是对氧化过程进行量化实验并正确解释燃烧过程的第一人。自1774起，他利用一系列实验推翻了燃素说，又证明普利斯特里和舍勒所生成的物质是一种化学元素。

拉瓦锡观察到，在密封容器中对锡和空气加热后，总重量并没有增加。在打开容器时，空气会迅速涌入。以此可推论，加热过程消耗了容器中的部分空气。他也注意到，锡的重量有所提升，且重量之差和涌入的空气之重量相同。与此类似的实验都记录在拉瓦锡1777年出版的著作《燃烧总论》（法语：）中。他证明空气是两种气体的混合物：燃烧和呼吸过程所必需的“活气”（法语：l'air vital），以及无助燃烧和呼吸的“死气”（法语：azote，取自希腊语ἄζωτον，意为“无生命”），也就是氮气。法语等某些欧洲语言至今仍称氮气为“azote”。

1777年，拉瓦锡将“活气”改名为“oxygène”，结合希腊语词根“ὀξύς”（尖锐，指酸味）和“-γενής”（产生者）。之所以词源提到酸味，是因为他误以为所有酸都必须含有氧。尽管如此，“oxygen”已成为氧的IUPAC元素名，在国际上通用。

英国的普利斯特里比拉瓦锡更早研究氧气，“oxygen”一词也受到了英国科学家的反对。不过在1791年，伊拉斯谟斯·达尔文（查理斯·达尔文的祖父）的科普诗集《植物园》（英语：）出版，其中一首名为的诗以歌颂氧气为主题，使“oxygen”进入英语词汇之中。

约翰·道耳顿的原子理论主张，所有元素都是单原子物质，而在化合物中，不同元素的原子数都呈最简单的整数比。例如，道耳顿假定水的公式为HO（1个氢原子对1个氧原子），从而推论氧的原子量为氢的8倍。今天所知的实际数值约为16。1805年，约瑟夫·路易·盖-吕萨克和亚历山大·冯·洪保德证明水是由两份氢、一份氧所组成。事实上，氢气和氧气都是双原子分子。1811年，阿莫迪欧·阿伏伽德罗利用这一点，通过阿伏伽德罗定律推导出水的正确成分。

19世纪末，科学家发现可以通过压缩和冷却使空气变为液体，再分离其中的各种成分。瑞士化学家、物理学家拉乌尔·皮克泰利用串级法，通过蒸发液态二氧化硫使二氧化碳液化，再通过蒸发液态二氧化碳使氧气液化。1877年12月22日，他向法国科学院发送电报，宣布发现液氧。两天后，法国物理学家路易·保罗·卡耶泰宣布用自己的方法，同样成功制成液氧。两人都只产生了几滴液氧，无法进行进一步的分析。1883年3月29日，波兰科学家齐格蒙特·弗罗布莱夫斯基（英语：Zygmunt Wróblewski）和卡罗尔·奥尔谢夫斯基（英语：Karol Olszewski）终于制成稳定状态下的液氧。1891年，苏格兰化学家詹姆斯·杜瓦产生了足够的液氧做进一步研究。1895年，德国工程师卡尔·冯·林德（英语：Carl von Linde）和英国工程师威廉·汉普森（英语：William Hampson）分别研发出商业可行的氧气液化过程。两者都先降低空气温度，使其液化，再用蒸馏法将不同成分逐一气化，分开捕获。

1901年，科学家使乙炔和压缩氧气的混合物燃烧，首次进行了氧炔焊接。氧炔焊接之后成为了焊接、切割金属的常用方法。1923年，美国科学家罗伯特·戈达德研发出首支消耗液态推进剂的火箭推进器。该火箭分别以汽油和液氧作为燃料和氧化剂。1926年3月16日，戈达德在美国马萨诸塞州奥本成功发射一支小型液态推进火箭。火箭达到每小时97公里的速度，并飞至56米的高度。

地球大气中的氧气含量在全球范围内有稍稍下滑的趋势，这可能和燃烧化石燃料有关。

氧气分子${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$由两个氧原子键合组成，又称双原子氧。分子轨道理论能够很好地解释氧气分子的键合和性质（见图）。两个氧原子各自的s轨道和p轨道结合后，形成一系列成键与反键分子轨道。${\displaystyle 1s}$和${\displaystyle 2s}$原子轨道分别结合，形成${\displaystyle {\mathrm{\sigma <!--\; \sigma \; -->}}_s}$成键分子轨道和${\displaystyle {{\mathrm{\sigma <!--\; \sigma \; -->}}_s}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$反键分子轨道。${\displaystyle 2p}$原子轨道结合后，成为6个能级不同的分子轨道──${\displaystyle {\mathrm{\sigma <!--\; \sigma \; -->}}_p}$、${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}_x}$和${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}_y}$成键轨道，以及对应的${\displaystyle {{\mathrm{\sigma <!--\; \sigma \; -->}}_p}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$、${\displaystyle {{\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}_x}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$和${\displaystyle {{\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}_y}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$反键轨道，其中两个${\displaystyle \mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}$轨道及两个π*的能量分别相同。

电子按照构造原理，从低能量至高能量顺序填入分子轨道。${\displaystyle 2p}$电子共有8个，其中两个填入${\displaystyle {\mathrm{\sigma <!--\; \sigma \; -->}}_p}$，四个分别成对填入两个π轨道，余下两个不成对地分别填入两个${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$轨道。从成键轨道电子数和反键轨道电子数可得出，氧气分子的键级为${\displaystyle \frac{6-<!--\; -\; -->2}{2}=2}$。这两个不成对电子是氧气分子的价电子，它们决定了氧气的性质。

根据洪德规则，在基态下两个价电子的自旋互相平行，因此氧气分子的最低能态为三重态，即有三个能量相同而自旋不同的量子态。由于两个价电子不成对，所以两个${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$轨道均处于半满的状态。这使得氧气有双自由基的性质，还可以解释氧气的顺磁性。（氧气分子之间的负交换能也导致一部分的顺磁性。）由于含不成对电子，所以氧气与多数有机分子的反应较慢，有机物因而不会自发燃烧。

氧气分子除了有能量最低的三重态（${\displaystyle {}^3\underset{g}{\sum <!--\; \sum \; -->}}$）以外，还有两种能量高得多的单态。在这两个激发态下，两个价电子的自旋互相反平行，违反洪德规则。这两种单态的差别在于，两个价电子是位于同一个${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$轨道中（${\displaystyle {}^1{\mathrm{\Delta <!--\; \Delta \; -->}}_g}$），还是分开占据两个${\displaystyle {\mathrm{\pi <!--\; \pi \; -->}}^{\ast <!--\; \ast \; -->}}$轨道（${\displaystyle {}^1\underset{g}{\sum <!--\; \sum \; -->}}$）。${\displaystyle {}^1\underset{g}{\sum <!--\; \sum \; -->}}$在能量上不稳定，会迅速变为更稳定的${\displaystyle {}^1{\mathrm{\Delta <!--\; \Delta \; -->}}_g}$。${\displaystyle {}^1\underset{g}{\sum <!--\; \sum \; -->}}$状态下的氧气有抗磁性，而${\displaystyle {}^1{\mathrm{\Delta <!--\; \Delta \; -->}}_g}$状态下的氧气则因为既有的轨道磁矩而具有顺磁性，其磁强度与三重态氧相约。

单态氧对于有机物的反应性比普通氧气分子强得多。短波长光在分解对流层中的臭氧时会产生单态氧。在免疫系统中，单态氧是活性氧的来源之一。光合作用会利用阳光的能量，从水产生出单态氧。在进行光合作用的生物中，类胡萝卜素有助吸收单态氧的能量，并将它转换成基态氧，从而避免单态氧对组织造成损坏。

双原子氧（${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$），亦即氧气，是氧元素在地球上最常见的同素异形体，地球大气氧的主要部分（见存在形式一节）。双原子氧的键长为121pm，键能为498kJ·mol−1。与生物圈内其它分子的双键或两个单键相比，双原子氧的键能更低，所以它与任何有机分子的反应都会释放热能。这一性质是生物体呼吸作用的主要原理（见生物学上的作用一节）。

三氧（${\displaystyle {\text{O}}_3^{}}$），常用名为臭氧，是一种高反应性的氧同素异形体。在上层大气中，${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$经紫外线分解成独立的氧原子。这些氧原子再与${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$结合后，形成臭氧。由于臭氧能较强地吸收紫外线范围内的辐射，所以臭氧层能阻挡一部分辐射抵达地球表面，有屏障的作用。在地球表面出现的臭氧是汽车废气所产生的一种空气污染物。

四聚氧（${\displaystyle {\text{O}}_4^{}}$）分子为亚稳态，2001年发现。科学家曾认为，将${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$加压至20GPa所形成的固态氧，是由四聚氧所组成。但2006年的一项研究证明，此固体相态实际上是由${\displaystyle {\text{O}}_8^{}}$原子簇所组成，结构为三方晶系。这种同素异形体很有可能是比${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$和${\displaystyle {\text{O}}_3^{}}$更强得多的氧化剂，可做火箭燃料。

1990年，科学家将固态氧加压至96GPa以上，发现了氧的金属相态；1998年，又证明该相态在极低温下具超导性。

氧气在水中的溶解性比在氮中高，在淡水中的溶解性又比在海水中高。在大气中氧气和氮气的分子比例为1:4，而在水和空气达致平衡的状态下，该比例为1:2。氧气在水中的溶解度会随温度改变：在0°C下的溶解度（14.6mg·L−1）约为在20°C下的双倍（7.6mg·L−1）。当空气处于25°C及1标准大气压（101.3千帕斯卡）时，每升淡水含6.04毫升氧气，而每升海水则含4.95毫升氧气。

氧气在90.20K（−182.95°C）凝结，在54.36K（−218.79°C）凝固。液氧和固氧（${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$）都是呈淡天蓝色的透明物质，这是由于氧分子会吸收红光。（天空呈蓝色是由于蓝光的瑞利散射，而非因氧气的吸收光谱所致。）高纯度液氧一般是通过液化空气分馏法萃取的；亦可利用液氮的低温使空气中的氧气凝结。

极光和气辉（夜辉）的部分颜色来自于氧气分子的光谱。氧气分子会吸收赫茨贝格连续区和舒曼–龙格带内的紫外辐射，形成原子氧。这一过程对大气中层的化学有重要的作用。在激发态下的单态氧在溶液中会化学发光，呈红色。

氧气具有顺磁性。在实验室中，用强力磁铁可以使液氧悬浮在两个磁极之间。通过分析某个氧气样本的顺磁性，可得出样本中氧气的纯度。

自然界中的氧元素由${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$、${\displaystyle {}^{17}\text{O}}$及${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$三种稳定同位素组成，其中${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$的丰度最高（99.762%）。

大部分${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$是在大质量恒星氦聚变过程晚期合成，也有一部分源于氖燃烧过程。${\displaystyle {}^{17}\text{O}}$主要是在碳氮氧循环中从氢至氦的聚变过程中产生，因此分布在恒星内部的氢聚变区域。14N在捕获一个4He原子核后变为${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$，因此${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$分布在大质量恒星的氦区域。

在稳定同位素以外，氧还有14种放射性同位素。最稳定的为${\displaystyle {}^{15}\text{O}}$和${\displaystyle {}^{14}\text{O}}$，半衰期分别为122.24秒和70.606秒。其余的放射性同位素半衰期都在27秒以内，大部分甚至低于83毫秒。质量低于${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$的同位素的最常见衰变模式为β+，产物为氮；质量高于${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$的同位素则主要进行${\displaystyle {\mathrm{\beta <!--\; \beta \; -->}}^{-<!--\; -\; -->}}$衰变，产物为氟。

在全宇宙中，氧的丰度排在第三位，仅在氢和氦之后。太阳总质量的0.9%为氧元素。按质量算，氧是地球海洋中和陆地上最常见的化学元素：在地球地壳中占49.2%，在海洋中占88.8%。氧气是地球大气层中含量第二高的成分，占总体积的20.8%，总质量的23.1%（共1015吨）。在太阳系中，地球大气的氧含量是独一无二的：氧气只占火星大气体积的0.1%，金星的大气氧含量则更低。这些行星的氧气是含氧分子（如二氧化碳）在紫外线辐射下所释放出来的。

地球之所以有异常高的氧气，是因为氧循环。地球上的氧主要在大气、生物圈及岩石圈之间流动，是为生物地球化学循环。光合作用是氧循环的主要推动力，它决定了目前的地球大气成分。氧气通过光合作用释放到大气之中，再经呼吸作用、分解作用和燃烧离开大气。今天的大气氧含量处于平衡，氧气的生成率和消耗率相同，约为每年大气氧气总量的二千分之一。

氧气也出现在海洋中。${\displaystyle {\text{O}}_2^{}}$在低温海水中的溶解量更高（见物理性质一节），所以两极附近海洋的生物密度比其他海洋高许多。受硝酸盐、磷酸盐等植物养分所污染的水可促使藻类生长（称为富营养化过程）。这些藻类以及其他生物物质在分解后，会降低水的氧含量。水体的生化需氧量，即把含氧量复原至正常水平所需的氧气量，是水质的一项量化指标。

古气候学家可通过测量海洋动物外壳和骨骼中${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$和${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$同位素之比，推算百万年前的地球气候。同位素${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$的质量比${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$高出12%，因此海水中含${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$的水分子会比含${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$的水分子蒸发得更快。海水温度越低，蒸发率的差异更大。当气候寒冷的时期，蒸发的水形成的雨雪会有较高的${\displaystyle {}^{16}\text{O}}$，剩余的海水则含较高的${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$。因此在寒冷气候下，海洋生物的外壳和骨骼会包含更多的${\displaystyle {}^{18}\text{O}}$同位素。

行星地质学家已分析过地球、月球、火星上及陨石中氧同位素的相对含量。起源号卫星所携带的硅芯片暴露在太阳风中，于2004年随卫