窒素 - 酸素 - フッ素 O S 周期表
一般特性
名称, 記号, 番号	酸素, O, 8
分類	非金属
族, 周期, ブロック	16 (VIB), 2 , p
密度, 硬度	1.429 kg·m−3, no data
単体の色	無色 青(液体酸素、オゾン)
原子特性
質量	26.561 x 10-24 g
原子量	15.9994 u
原子半径（計算値）	60 (48) pm
共有結合半径	73 pm
VDW半径	152 pm
電子配置	[He]2s22p4
電子殻	2, 6
酸化数（酸化物）	−2, −1（中性酸化物）
結晶構造	六方晶系
物理特性
融点	50.35 K (−218.79 °C, -361.82 °F)
沸点	90.18 K (−182.96 °C, -297.31 °F)
モル体積	17.36 × 10−3 m3·mol−1
気化熱	3.4099 kJ·mol−1
融解熱	0.22259 kJ·mol−1
蒸気圧	no data
音の伝わる速さ	317.5 m·s−1(293 K)
その他
クラーク数	49.5 %
電気陰性度	3.44（ポーリング）
比熱容量	920 J·kg−1·K−1
導電率	no data
熱伝導率	0.02674 W·m−1·K−1
イオン化エネルギー	第1: 1313.9 kJ·mol−1
	第2: 3388.3 kJ·mol−1
	第3: 5300.5 kJ·mol−1
	第4: 7469.2 kJ·mol−1
（比較的）安定同位体
同位体 NA 半減期 DM DE/MeV DP 16O 99.762% 中性子8つで安定 17O 0.038% 中性子9つで安定 18O 0.200% 中性子10個で安定
注記がない限り国際単位系使用及び標準状態下。

酸素（さんそ, 羅Oxygenium）は、原子番号8の元素。元素記号はO。地球上では空気や水、各種酸化物の構成要素として大気・海・地殻のいずれにも多量に存在し、また宇宙でも広く分布する。

単体では酸素分子（酸素ガス、O₂）あるいはオゾン (O₃) として存在する。単に「酸素」という場合は酸素分子を示すことが多い。

歴史

酸素は、スウェーデンの薬剤師、カール・ウィルヘルム・シェーレによって1771年に発見された。しかしこの発見は、その場で気づいたものではなく、その後1774年にジョゼフ・プリーストリーがそれとは独立して発見した後に広く知られるようになった。

酸素の名称（英: Oxygen）はギリシャ語の oxys （酸）と gennan （生む）に由来するもので、これは酸素が酸の元であるとの誤解によるものである（HClなど酸素を含まない酸も多数存在する。一般に、水溶液中での本当の酸の元は水素イオンである）。酸素の命名は1774年、アントワーヌ・ラヴォアジエによるものである。

特徴

酸素は、フッ素に次いで2番目に電気陰性度が大きい元素であり、ほとんどの元素と化合物をつくる(希ガスであるキセノンも、XeO₃という化合物を作ることが知られている。)

同位体については、3種類の安定同位体と10種の放射性同位体（いずれも半減期3分未満）が知られている。

酸素は、地球の地殻に最も多く含まれている（約46.7%）元素であり、多くは岩石中に酸化物・ケイ酸塩・炭酸塩などの形で存在する。

地球外でも酸素は存在している。氷は地球以外の惑星や、彗星、小惑星などにもみられる。火星の極にある氷は固体の二酸化炭素、すなわちドライアイスである。星が生まれる元となる分子雲では一酸化炭素が分子の中で2番目に存在量の多い分子である。酸素の起源は恒星核におけるヘリウムの核融合であり、酸素のスペクトルが含まれる恒星も存在している。超新星爆発の際に大量に放出されることから、酸素とその化合物は宇宙に広く存在するとの説もある。

約90Kで液体、約54Kで青みがかった固体となる。ダイアモンドアンビルなどで100万気圧を超えた圧力では金属光沢を持ち、125万気圧、0.6Kでは超伝導金属となる。

生産

実験的には過酸化水素を二酸化マンガン（レバーや、ジャガイモなどの分解酵素のカタラーゼを含むもの）に触媒させることで得られるが、工業的に空気の分留で得られる。酸素が圧縮充填されているボンベは内部圧力が 14.7MPa で、容器の色は黒と定められている（特に高純度品は表面積の半分を超えない範囲で水色も加えられる）。液体充填されている容器は断熱構造をしており圧力は 1MPa 以下（おおよそ 700KPa）程度であり色は地金（ステンレスやアルミ合金の場合）か灰色に黒の帯を配したものである。

酸素分子

酸素分子（さんそぶんし、dioxygen、化学式: O₂）は、常温常圧では無色無臭で助燃性をもつ気体として存在する。沸点 −183 °C、融点 −218.9 °C。液体酸素はライトブルーの色を示す。不対電子を持つため常磁性体である。空気の主要な構成要素（窒素に次いて2番目に多い。約21%）。

特徴

熱力学的に反応性が高く不安定な分子ではあるが、地球上では初期には光合成を行なう嫌気性菌により、後の時代には植物の光合成によって生成され続けているため多量に存在する。酸素呼吸を行なう生物によって消費される。実際、生命が発生する以前の原始大気では酸素分子は存在せず、二酸化炭素など他の原子と結合した状態であり、現在の大気中の酸素分子はすべて光合成由来であると考えられている。

酸素は、呼吸をする生物によっては必須であるが、同時に有害でもある。呼吸の過程や光反応などで生じる活性酸素は、DNAなどの生体構成分子を酸化して変性させる。純酸素の長時間吸引は生体にとって有害である。未熟児網膜症の原因になったり、60%以上の高濃度酸素を12時間以上吸引すると、肺の充血がみられ、最悪の場合、失明や死亡する危険性がある。

液体酸素は液体空気を分留して得られ、強い酸化剤である。液体空気を放置すると、沸点の低い窒素が先に蒸発するため、酸素分子が濃縮される。1リットルの液化酸素が気化すると約800リットルの酸素ガスになる。

酸素は紫外線や無声放電などによってオゾン (O₃) へと変換される。

用途

反応性が高く、また支燃性をもつため取扱いには注意を要する。レギュレーターなどはオイルフリーのものを使用し、配管など酸素が流れる部分への油脂類付着は避ける。容器充填された酸素を使用する際はバルブを急激に開けないこと。圧縮空気の代わりとして純酸素を使用してはならない。

酸化剤

化学工業などでは最も安価な酸化剤として多用される。

吸入用

呼吸に不可欠な元素であるため、医療分野での酸素吸入に使われている。また傷病人に限らず、空気中の酸素濃度が低い場所での呼吸を助けるために、飛行機や青海チベット鉄道などの酸素放出装置や、高山に登る時などのボンベの中身にも使われている。他にテクニカルダイビングにおいて、減圧用ガスとして用いられる。

助燃剤

ガス溶接や鉄鋼の製造工程で助燃剤として使用されている。アセチレンを酸素とともに吹き出してえられる酸素アセチレン炎は 3000–4000 ℃もの高温が得られ、鉄材の溶接や切断に利用されている。特に液体酸素はロケットエンジンの推進剤の酸化剤として用いられている。

酸素ガスの2004年度日本国内生産量は、10,422,238km³、工業消費量は4,093,787km³、液化酸素の2004年度日本国内生産量は855,476km³、工業消費量は68,215km³である^[1]。

酸素の化合物

酸素は、電気陰性度が高く、ほとんどあらゆる元素と化学結合をする。多くの有機化合物は構成元素として酸素を含み、無機化合物の酸素化合物は酸化物として多方面で利用されている。具体的な物質については Category:酸素の化合物 を参照。

二重酸素 (O₂)₂ は液体酸素の中で見つかった珍しい形態の酸素分子である。

関連項目

ウィクショナリーに酸素の項目があります。

ウィキメディア・コモンズには、酸素に関連するマルチメディアおよびカテゴリがあります。

• 一重項酸素
• 液体酸素
• 活性酸素
• 酸素中毒
• 酸素濃縮器
• 酸素濃度計
• 酸素バー
• 酸素魚雷
• 酸素の同位体

参考文献