حمض الكبريتيك

حمض الكبريتيك :

المظهر : سائل عديم اللون

الكثافة : 1.84 غ/سم3

نقطة الانصهار : 10.38 °س

نقطة الغليان : 279.6 °س

ما هو حمض الكبريتيك ؟

حمض الكبريتيك أو حمض الكبريت أو زيت الزاج أو الحمض الكبريتي أو حمض السلفوريك صيغته الكيميائية H2SO4 هو حمض معدني قوي. يذوب في الماء بجميع التراكيز. وهو من أوائل الأحماض التي عرفت في التاريخ القديم، حيث عرفه العرب منذ القرن الثامن الميلادي، وعرفته أوروبا في القرنين الرابع والخامس عشر. وأطلق عليه اسم زيت الزاج من قبل الكيميائي العربي جابر بن حيان، الذي حضره وينسب إليه في اكتشافه بالقرن الثامن الميلادي.

الخواص الكيميائية

تختلف الخواص الكيميائية لحمض الكبريت حسب التركيز. فحمض الكبريت الممدد يتفاعل مباشرة مع المعادن الواقعة قبل الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية معطيا كبريتات المعدن ومحررا الهيدروجين أما المعادن التي تقع بعد الهيدروجين مثل النحاس والفضة فلا يتفاعل معها إلا بوجود مؤكسد قوي مثل حمض الآزوت ولا يتفاعل أبدا مع الذهب والبلاتين. أما حمض الكبريت المركز فيتفاعل مع جميع المعادن الواقعة قبل وبعد الهيدروجين في الجدول الدوري معطيا كبريتات المعدن وثنائي أكسيد الكبريت والماء. كما يتفاعل أيضا مع اللا معادن معطيا ثنائي أكسيد الكبريت وأكسيد اللا معدن والماء. يعود السبب في ذلك أن حمض الكبريت المركز والساخن له خواص مؤكسدة حيث يتلقى الإلكترونات من العنصر المختزل (المرجع) في تفاعل أكسدة-إرجاع

استخدامات حمض الكبريتيك

حمض الكبريتيك شديد الأهمية، لدرجة أنه يقاس تقدم الأمم بحجم إنتاجها لحمض الكبريتيك ويعطي مؤشراً جيداً. الاستخدام الرئيسي (60% من العالم كله) لحمض الكبريتيك يكون في "العملية الرطبة" لإنتاج حمض الفوسفوريك، الذي يستخدم في صناعة الأسمدة الفوسفاتية، وكذلك فوسفات ثلاثي الصوديوم المستخدم في صناعة المنظفات.

لحمض الكبريتيك استخدامات عديدة فهو يدخل بشكل ما في معظم المواد المصنوعة تقريباً ويعتبر مستوى إنتاجه دليلاً على القدرة الصناعية لأي بلد وتعود وفرة استخدامه إلى رخصه وتنوع تأثيره الكيميائي.

يمكن تلخيص استخدامات حمض الكبريت كما يلي:

كمادة مؤكسدة ونازعة للماء.

إنتاج الاسمدة الكيمائية.

صناعة الصابون والمطاط.

إنتاج الأصباغ والكحوليات والبلاستيك.

صناعة الحديد والنحاس والمنظفات.

صناعة بطاريات السيارة.

الجوانب البيئية

يعتبر حمض الكبريتيك من مكونات الأمطار الحمضية، حيث يتكون من أكسدة غاز الأكسجين الجوي لثاني أكسيد الكبريت في وجود الماء (أكسدة حمض الكبريتوز). إن ثاني أكسيد الكبريت هو الناتج الأساسي لعمليات حرق الكبريت أو أحد أنواع الوقود الحاوي على الكبريت مثل الفحم والزيت.

الأمطار الحمضية التي تنجم من حمض الكبريت تؤدي إلى تلف المحاصيل الزراعية اما بالنسبة للإنسان فان الجرعة القاتلة من حمض الكبريت تبلغ من 4-5 سنتمتر مكعب وهي تؤدي إلى الوفاة بعد 12-48 ساعة من التعاطي بسبب الصدمة العصبية والدموية الناجمة عن الألم المحرق أو الجفاف نتيجة القيء المتكرر وقد يؤدي ذلك إلى التشوه في جسم الإنسان. 

مثال لتفاعل حمض الكبريتيك :

تفاعل حمض الكبريتيك مع السكر

يعتبر حمض الكبريتيك احد اقوى العوامل النازعة للماء، وعند مزجه مع سكر المائدة ينتج كاربون + ماء + ثنائي اوكسيد الكبريت السام

لذا لا ينصح بإجراء هذه التجربة في الاماكن المغلقة

وهنا فيديو لتوضيح هذا التفاعل المدهش :

تفاعل الاكسجين والهيدروجين

تفاعل الاكسجين والهيدروجين :

خواصه

ينفجر مخلوط الهيدروجين والأكسجين بالنسبة 1:2 عندما تصل درجة حرارته 570 درجة مئوية من ذاته عند الضغط الجوي العادي. وأقل طاقة تلزم لإشعال المخلوط ولتكن شرارة صغيرة تبلغ 20 ميكرو جول. ويمكن حرق المخلوط إذا كانت نسبة الهيدروجين بين 4% و 95 % من حجم المخلوط عند درجة حرارة الغرفة.

يتحول المخلوط إلى بخار الماء بالاشتعال وتنتج عن التفاعل حرارة (تفاعل ناشر للحرارة) ، تعمل على استمرار الاشتعال. وينتج عن تفاعل 1 مول من الهيدروجين 8و241 كيلو جول من الطاقة. ولا يعتمد مقدار الطاقة الناتجة على طريقة الاشتعال ولكن درجة حرارة الشعلة قد تختلف.

تنتج أعلى درجة حرارة من التفاعل (نحو 2800 درجة مئوية) عند اشتعال مخلوط نقي بنسبة اتحاد العناصر ، وهي نحو 700 درجة مئوية أعلى من احتراق الهيدروجين في الهواء (بسبب وجود النتروجين في الهواء). .

وعندما يخلط المخلوط بنسبة غير النسبة 1:2 أو عندما يخلط غاز خامل مثل النيتروجين فإن درجة حرارة المخلوط تكون أقل بسبب انتشار الحرارة الناتجة في كمية أكبر من المواد

تحضيره

ينتج مخلوط الهيدروجين والأكسجين بالتحليل الكهربائي للماء ، وفيه ينفصل غاز الأكسجين عن غاز الهيدروجين. كما يمكن تفكك الماء بالحرارة إلا أن ذلك يحتاج غلي درجة حرارة عالية تصل إلى 2500 درجة مئوية.

وينشأ انفصال الهيدروجين عن الأكسجين في الماء بواسطة تيار كهربائي. يغمس القطبان الكهربيان في الماء ويضاف إليه قليل من حمض يساعد على التوصيل ويفضل حمض الكبريتيك أو محلول قلوي. كما يمكن استخدام ملح الطعام ك كهرل ولكن بحسب شدة التيار ونوع القطبان يمكن أن ينفصل الكلور بدلا من الأكسجين.

هنا فيديو ممتع ايضا عن تفاعلات و تجارب كيميائية اخرى :

عنصر الهيدروجين

الهيدروجين :

الرمز  H 

العدد الذرّي1

تصنيف العنصر : لا فلز

الكثافة : 0 °س، 101.325 كيلو باسكال

                                        نقطة الانصهار :          13.81  ك، - 259.34  °س

نقطة الغليان : 20.28  ك، - 252.87 °س

يعود الفضل في اكتشاف الهيدروجين إلى العالم هنري كافيندش وذلك عام 1766 حيث عرف الهيدروجين لأوّل مرّة كمادّة متميّزة عن غيرها من الغازات القابلة للاشتعال.

ما هو الهيدروجين ؟

يقع الهيدروجين في الجدول الدوري ضمن عناصر الدورة الأولى وفوق عناصر المجموعة الأولى. في الظروف القياسيّة من الضغط والحرارة فإنّ الهيدروجين عبارة عن غاز عديم اللون والرائحة، سريع الاشتعال، غير سام، ثنائي الذرّة أحادي التكافؤ له الصيغة الجزيئيّة H2. أكثر نظائر الهيدروجين وفرةً هو البروتيوم، الذي له الرمز 1H ويتألّف من بروتون واحد فقط دون وجود نيوترونات في النواة.

يعدّ الهيدروجين أخفّ العناصر الكيميائيّة وأكثرها وفرةً في الكون، حيث يشكّل 75% من حجم الكون. إنّ أغلب الهيدروجين الموجود على الأرض يكون على شكل جزيئي وذلك بدخوله على شكل رابطة تساهمية في بنية الماء وأغلب المركبات العضويّة.

خصائص غاز الهيدروجين

كأي عنصرٍ كيميائي يمتلك غاز الهيدروجين العديد من الخصائص الفيزيائية والكيميائية ومنها:

-         يتواجد في الحالة الغازية في الحالة الطبيعية وتحت الضغط الجوّي الطبيعي، بالإمكان تحويله لسائل ليتم استخدامه كوقود عن طريق تطبيق ضغط كبير عليه، أو عن طريق القيام بتبريده.

-         لا يمتلك لوناً ولا طعماً ولا رائحة، ويضاف له بعض الروائح عند استخدامه كوقود ليتمكّن المستخدم من ملاحظة أي انبعاثٍ له.

-         يعد مادةً غير سامّة.

-         يمتلك درجة غليان منخفضة بسبب ضعف قوى التجاذب ما بين جزيئات، تتراوح قيمتها بين −252.77 و−249.49 درجةٍ مئوية.

الوفرة الطبيعية على الارض :

ضمن الشروط الطبيعيّة على الكرة الأرضيّة فإنّ عنصر الهيدروجين يوجد بالشكل الحرّ على نمط غازي ثنائي الذرة H2 ولكن بشكل نادر جداً، حيث يشكّل جزء واحد من المليون بالنسبة للحجم في الغلاف الجوّي. ينتج غاز الهيدروجين طبيعيّاً من بعض البكتريا والطحالب. بالمقابل، فإنّ عنصر الهيدروجين يوجد بوفرة كبيرة على سطح الأرض وذلك عندما يرتبط على شكل مركّبات كيميائيّة مثل الهيدروكربونات والماء، حيث يعدّ بذلك ثالث أكثر العناصر وفرةً على سطح الأرض وذلك بعد الأكسجين والسيليكون. إنّ أكثر من نصف المعادن المكتشفة لحدّ الآن تحوي في تركيبها على الهيدروجين.

الاستخدامات :

1-  تطبيقات في العمليّات الكيميائيّة

يدخل الهيدروجين كعنصر أساسي في العديد من العمليّات وذلك في الصناعات الكيميائيّة والنفطيّة. من أكبر الاستخدامات للهيدروجين هو دخوله في تصنيع الأمونيا من خلال عملية هابر-بوش وكذلك في عمليّات تحسين نوعيّة الوقود الأحفوري مثل عملية نزع الكبريت المهدرج والتكسير الهيدروجيني بالإضافة إلى كونه عامل أساسي في عمليّة الهدرجة. يستخدم الهيدروجين كعامل اختزال في العديد من التطبيقات منها استخدامه لاختزال الخامات المعدنيّة.

2-  تطبيقات فيزيائيّة وهندسيّة

يستخدم الهيدروجين كغاز واقي في عمليات اللحام مثل عملية اللحام الهيدروجيني الذرّي. كما يستخدم الهيدروجين في أبحاث التبريد العميق بما فيها دراسات حول الموصليّة الفائقة , نظراً لأن له مقاومة مائع ولزوجة منخفضة، يستخدم الهيدروجين في تبريد المولّدات التور بينية.

يستعمل مزيج من غاز الهيدروجين مع غاز النيتروجين من أجل الكشف عن وجود تسريبات دقيقة في الأنظمة المستخدمة في الصناعات الكيميائيّة ومحطّات توليد الطاقة وفي صناعة السيّارات والمركبات الفضائيّة. يسمح استخدام غاز الهيدروجين في الاتحاد الأوروبي كمادّة للكشف عن تسريبات أغلفة الأغذية وله رقم إي (E 949)، كما يستفاد من خواصه الاختزاليّة.

3-  طاقة الهيدروجين البديلة

نتيجة الاضمحلال التدريجي لمصادر الطاقة المعتمدة على الوقود الأحفوري ظهرت اقتراحات بالاتجاه نحو مصادر طاقة بديلة تعتمد على الهيدروجين، فظهرت دراسات حول التوجّه نحو اقتصاد الهيدروجين من أجل استخدام الهيدروجين كحامل مستقبلي للطاقة. مع العلم أن تكاليف هذا التوجّه من بنية تحتية هيدروجينية مرتفعة جداً. تجدر الإشارة إلى أنّ الهيدروجين نفسه لا يعدّ عمليّاً ضمن ضوء التطبيقات الحالية مصدراً للطاقة، إنّما هو عبارة عن حامل للطاقة، وذلك أنّ اعتباره مصدر للطاقة يكون في مفاعلات الاندماج النووي، والتي لا تطبّق عمليّاً في شكل واسع.

من المشاكل التي تواجه العمل في استخدام الهيدروجين كحامل للطاقة هو كثافة الطاقة بالنسبة للحجم للهيدروجين السائل، حيث أنّها أقلّ من أيّ مصدر طاقة تقليدي، مع العلم أنّ كثافة الطاقة بالنسبة للكتلة أعلى من مصادر الطاقة التقليديّة. فعلى سبيل المقارنة بين الهيدروجين ووقود السيارات (البنزين)، فإنّ كثافة الطاقة بالنسبة للكتلة للهيدروجين

أعلى منها للبنزين بأكثر من ضعفين، حيث تعادل 33.3 كيلوواط ساعي لكل كيلوغرام هيدروجين مقابل 12.7 كيلوواط ساعي لكل كيلوغرام بنزين. بالمقابل، فإنّ كثافة الطاقة بالنسبة للحجم للهيدروجين أقلّ بحوالي أربع مرات منها للبنزين، حيث تعادل 2360 كيلو واط ساعي لكلّ متر مكعب هيدروجين سائل مقابل 8760 كيلو واط ساعي لكل متر مكعب بنزين.

من مشروعات المحافظة على البيئة والاستغناء عن الوقود الأحفوري مشروع استخدام غاز الهيدروجين لإنتاج الطاقة وذلك عن طريق خلايا وقود. وخليّة الطاقة تُنتج الكهرباء من خلال تفاعل كيميائي باستخدام الهيدروجين والأكسجين، ومن أحد التطبيقات، والذي لا يزال ضمن الدراسة، الاستخدام في إنتاج السيّارات الهيدروجينيّة.

التسمية :

في عام 1783، قام العالم أنطوان لافوا زييه بمنح العنصر المكتشف اسم الهيدروجين، وذلك باشتقاق التسمية من الإغريقيّة، حيث أن لفظة هيدرو تعني ماء ولفظة جين تعني مكوّن أو مولّد أو مشكّل، وذلك عندما قام هو وبيير لا بلاس بإعادة تجربة كافنديش بتشكيل الماء عند حرق الهيدروجين .

النظائر :

للهيدروجين ثلاثة نظائر رئيسيّة وهي 1H ويدعى البروتيوم وله الرمز H، و2H ويدعى ديوتيريوم وله الرمز D، و3H ويدعى تريتيوم وله الرمز T. وبذلك يعدّ الهيدروجين العنصر الوحيد الذي لنظائره أسماءً مختلفة، حيث أن أسماء نظائر باقي العناصر يشار إليها باسم العنصر مرفقاً بعدد النيوترونات في النواة.

نظائر الهيدروجين: البروتيوم والديوتيريوم والتريتيوم .

الخواص الكيميائية : 

الاحتراق

احتراق غاز الهيدروجين مع الأكسجين في محرّك مكوك الفضاء الرئيسي.

إنّ غاز الهيدروجين سريع الاشتعال ويحترق في الهواء ضمن مجال كبير من التركيز يتراوح بين 4% و 75% تركيز حجمي. إنّ المحتوى الحراري القياسي للاحتراق بالنسبة لغاز الهيدروجين يبلغ −286 كيلو جول/مول.

يمكن أن يتشكّل مزيج انفجاري مع الهواء بتراكيز منخفضة من الهيدروجين وذلك بوجود مصدر حراري أو نتيجة تماس كهربائي. إن درجة حرارة الاشتعال الذاتي للهيدروجين تبلغ 500°س. يصدر الهيدروجين بتفاعله مع كمّيّات كبيرة من الأكسجين عند الاحتراق لهباً لا يرى بالعين المجرّدة، لأنّ له إصدار في منطقة الأشعّة فوق البنفسجيّة، ممّا يتطلّب وجود كواشف خاصّة للهب من أجل الكشف عن الهيدروجين المحترق. في الشروط العادية يحترق الهيدروجين بلهب أزرق يشبه لهب احتراق الغاز الطبيعي.

المركّبات الكيميائيّة :

العضويّة والتساهميّة

يتفاعل غاز الهيدروجين مع العناصر المؤكسدة التي لها كهر سلبية كبيرة مثل الأكسجين حيث يتشكل الماء عن طريق مخلوط هيدروجين وأكسجين. كما يتفاعل مع الفلور والكلور ليشكّل الهاليدات الموافقة: فلوريد وكلوريد الهيدروجين، والتي تعدّ من الأحماض الأكّالة. في هذه المركّبات يكون للهيدروجين شحنة جزئيّة موجبة، وغالباً ما تكون له عدد أكسدة مقداره +1. عند ارتباط الهيدروجين مع الأكسجين أو النتروجين أو الفلور فإنّ الهيدروجين يشكّل نوعاً من أنواع الروابط الكيميائيّة التي تدعى رابطة هيدروجينية، والتي لها أهمّيّة كبيرة في استقرار الجزيئات الحيويّة. يشكّل الهيدروجين مع الكربون بالإضافة إلى عدة ذرّات غير متجانسة أخرى طيفاًً واسعاً من المركّبات الكيمائيّة التي تدعى الهيدروكربونات، والتي تصنّف تحت المركّبات العضويّة

الهيدريدات

يشكّل الهيدروجين مركّبات أيضاً مع عناصر لها كهرسلبيّة ضعيفة نسبياً مثل الفلزّات وأشباهها، حيث يحمل الهيدروجين في المركّبات الناتجة شحنة جزئيّة سالبة H−. تدعى هذه المركّبات باسم الهيدريدات.

غالباً ما يطلق اسم الهيدريدات عند ارتباط الهيدروجين مع عناصر المجموعة الأولى والثانية كما في مركبات هيد ريد الليثيوم وهيد ريد الصوديوم وهيد ريد الروبيديوم بالإضافة إلى هيد ريد الكالسيوم. هنالك حالات قليلة يرتبط فيها الهيدروجين على شكل هيد ريد مع فلزّات أخرى مثل الألومنيوم كما في هيد ريد الألومنيوم وفي هيد ريد ألومنيوم الليثيوم.

الأحماض

إنّ أكسدة الهيدروجين تؤدّي إلى فقدان إلكترون ليعطي جسيم +H والذي لا يحتوي على أيّ إلكترون آخر وتتكوّن نواته من بروتون واحد، لذلك يدعى +H باسم البروتون، والذي له أهمّيّة كبيرة في تكوين الأحماض حسب نظرية بر ونستد-لوري والتي تكون فيها الأحماض مانحة للبروتون في حين أن القواعد مستقبلة للبروتون.

لا يمكن عزل البروتون في الأوساط المائيّة حيث يوجد على شكل أيون الهيدرونيوم +H3O. على أرض الواقع يوجد الهيدروجين على شكل أيونات أوكسونيوم أخرى في الأوساط الحمضيّة ومع مذيبات أخرى.

الأكاسيد

يعدّ الماء من الناحية الكيميائيّة النظريّة أكسيداً للهيدروجين، كما يعدّ الماء الأكسجيني، والذي اسمه العلمي بيروكسيد الهيدروجين H2O2 عبارة عن بيروكسيد للهيدروجين.

هناك أيضاً مركّب أكسجيني آخر للهيدروجين يعرف باسم ثلاثي أكسيد ثنائي الهيدروجين (أو تري وكسيدان) وله الصيغة H2O3.

عنصر الاكسجين

الاكسجين : و اختصاره O₂

الرمز: O

العدد الذري : 8

الوزن الذري : 15،999

التصنيف أو النوع : الغاز و اللافلزات

حالته في درجة حرارة الغرفة : (حالة غازية)

الكثافة : 1.429 جراماً لكل لتر

درجة الانصهار : -218.79 درجة مئوية ، -361.82 درجة فهرنهايت

درجة الغليان : -182.95 درجة مئوية ، -297.31 درجة فهرنهايت

تم اكتشافه بواسطة : جوزيف بريستلي في عام 1774 و كارل فلهلم شيله في عام 1772

ما هو الاكسجين :

 الأكسجين هو عنصر هام و تحتاجه معظم الكائنات الحية على الأرض من أجل البقاء. و الأكسجين هو العنصر الثالث الأكثر وفرة في الكون، و هو العنصر الأول الأكثر وفرة في جسم الإنسان.

الأكسجين يحتوي على 8 من الإلكترونات و 8 من البروتونات. و هو موجود في الجزء العلوي من العمود 16 في الجدول الدوري.

و تلعب دورة الأكسجين دوراً هاماً في الحياة على الأرض.

خصائص و مواصفات :

-         تحت الظروف الطبيعية  فإن الأكسجين يُكوِّن غاز، و هو عبارة عن جزيئات تتكون من اثنين من ذرات الأكسجين (O2). و هذا يُسمى (غاز ثنائي الذرة). و في هذا الشكل الثنائي فإن الأكسجين يكون غاز عديم اللون و الرائحة و المذاق.

-         يوجد الأكسجين أيضاً باسم الأوزون (O3). و يوجد الأوزون في المنطقة العليا من الغلاف الجوي للأرض، و هو يُشكِّل طبقة الأوزون التي تُساعِد على حمايتنا من الأشعة الضارة للشمس.

-          الأُكسُجين هو عنصر تفاعُلي جداً في حالته النقية، و يمكن أن يُكوِّن مركبات من العديد من العناصر الأخرى. و الأكسجين يذوب بسهولة في الماء أيضاً.

أين يوجد الأكسجين في الأرض ؟

يوجد الأكسجين في كل مكان حولنا. و هو واحد من أهم العناصر الموجودة على كوكب الأرض. و الأكسجين يُشكِّل حوالي 21٪ من الغلاف الجوي للأرض و 50٪ من كُتلة القشرة الأرضية.

و الأكسجين هو واحد من الذرات التي تتكون منها المياه (H2O) فـ جزئ المياه يتكون من ذرتين من الهيدروجين و ذرة من الأكسجين.

الأكسجين هو عنصر هام للحياة على الأرض. و هو العنصر الأكثر وفرة في جسم الإنسان و هو يُشكِّل حوالي 65٪ من كتلة جسم الإنسان.

كيف يتم استخدام الأكسجين أو ما هي اهميته اليوم ؟

يتم استخدام الأكسجين عن طريق الحيوانات و النباتات في عملية التنفس. و يتم استخدام (خزانات أو انابيب الأكسجين) في الطب لعلاج الأشخاص الذين يعانون من مشاكل في التنفس. و يتم استخدامه أيضاً كدعم لـ الحياة لرواد الفضاء و الغواصين.

و يتم استخدام الغالبية العظمى من الأكسجين المُستخدم في الصناعة في تصنيع الصلب. و تشمل التطبيقات الأخرى له : صناعة المُركَّبات الجديدة مثل البلاستيك و صناعة النار الحامية جداً في عمليات اللحام. و الأكسجين السائل يتم جمعه مع الهيدروجين السائل لصنع وقود الصواريخ.

كيف تم اكتشافه ؟

الكيميائي السويدي (كارل فلهلم شيله) اكتشف الأكسجين لأول مرة في عام 1772. و قام بتسمية هذا الغاز باسم "الهواء الناري" لأنه كان مطلوباً لصنع النار المستخدمة في عمليات الحرق.

(كارل فلهلم شيله) لم يقوم بنشر نتائجه على الفور، و تم اكتشاف العنصر بشكل مستقل بواسطة العالِم البريطاني (جوزيف بريستلي) في عام 1774.

لماذا تمت تسمية الأكسجين بهذا الاسم ؟

اسم الأكسجين يأتي من اليونانية من كلمة "oxygen's" و هو يعني "مُنتِج الحِمض". و كان يُسمَّى هكذا لأن الكيميائيين في البداية كانوا يعتقدون أن الأكسجين ضروري لجميع الأحماض.

النظائر :

هناك ثلاثة نظائر مستقرة من الأكسجين. و حوالي 99٪ من الأكسجين المُستقر يتكون من نظائر (الأكسجين-16).

حقائق مثيرة للاهتمام عن الأكسجين :

- الأكسجين يذوب في الماء البارد أسهل من المياه الدافئة.

- يمكن تحويل الماء إلى هيدروجين و أكسجين من خلال طريقة التحليل الكهربي.

- يتم إنتاج الأكسجين الذي يتم العثور عليه في الهواء عن طريق عملية (التمثيل الضوئي). فـ بدون النباتات، سيكون هناك القليل جداً من الأكسجين في الهواء.

- في النظام الشمسي، كوكب الأرض فقط هو الذي لديه نسبة عالية من الأكسجين.

- ذرَّات الأكسجين تُشكِّل جزءاً أساسياً من البروتينات و الحمض النووي في أجسامنا.

- العملية التي يتم فيها جمع الأكسجين مع ذرات أخرى لصنع مُركَّبات، تُسمى بـ عملية (الأكسدة).

الخواص الكيميائيّة

الأكسجين نشيط كيميائياً وله تفاعليّة مرتفعة، بحيث أنّه لا يوجد في الشروط العادية على شكل عنصر حر، إنّما على شكل جزيئي. تتّسم تفاعلات الأكسجين أنّها تفاعلات أكسدة-اختزال، يقوم فيها الأكسجين باستقبال إلكترونين اثنين لتشكيل الأكسيد الموافق، بالتالي يصنّف العنصر ضمن المؤكسدات. يكون للشكل السائل من الأكسجين قوّة

أكسدة أكبر من غاز الأكسجين، وهو الحال أيضاً مع الشكل الذرّي O، والذي يعدّ من المواد الأكّالة ، بحيث أنّه على سبيل المثال، يسبّب تآكلاً للمركبات الفضائية عند المدار الأرضي المنخفض

يتفاعل الأكسجين الذرّي بشكل مباشر مع أغلب العناصر الكيميائيّة الأخرى، مع وجود استثناءات من اللافلزّات والفلزّات النبيلة. يمكن أن يتفاعل الأكسجين مع النتروجين تحت شروط خاصة مثل البرق في طبقات الجو أو داخل محرك الاحتراق الداخلي. أمّا الفلور فيتفاعل مع الأكسجين فقط عند درجات حرارة منخفضة وتحت تفريغ كهربائي. بالمقابل فإنّ غاز الأكسجين يتفاعل ببطء شديد عند الشروط العاديّة من الضغط ودرجة الحرارة؛ يعود السبب في ذلك إلى أنّ التفاعل يحتاج إلى طاقة تنشيط مرتفعة والتي يمكن تجاوزها برفع درجة الحرارة أو باستخدام الأشعّة فوق البنفسجيّة أو باستخدام حافز ملائم. يلزم لبعض التفاعلات وجود آثار من جذر كيميائي حرّ، كما هو الحال في مخلوط هيدروجين وأكسجين الانفجاري، حيث تسهم في دور تحفيز التفاعل التسلسلي. من جهة أخرى، تشكّل الكثير من الفلزّات، مثل الألومنيوم والتيتانيوم، أثناء تفاعلها مع الأكسجين طبقة من الأكسيد على سطحها تقوم بدور مخمّل يمنع استمرار التفاعل، ممّا يحميها من التآكل.

يمكن للأكسجين أن يتصرّف كيميائيّاً على هيئة ربيطة مع الفلزّات الانتقاليّة مشكّلاً معقّدات تناسقيّة ثنائيّة الأكسجين. يتضمّن هذا الصنف من المركّبات كلّ من بروتينات الهيم مثل الهيموغلوبين والميوغلوبين.

الحياة المائية :

ينحلّ الأكسجين الجزيئي O2 في مياه المحيطات، وتزداد تلك الانحلاليّة بانخفاض درجة الحرارة، ولهذه الخاصيّة أهمّيّة حيويّة على الحياة الحيوانيّة في المحيطات، وخاصّة بالقرب من المناطق القطبيّة، والتي تقدّم دعماً للكثير من الكائنات الحيّة التي يتكاثر نموّها كنتيجة لارتفاع محتوى الأكسجين. 

إن الماء الملوّث بالمغذّيات النباتيّة مثل النترات أو الفوسفات يمكن أن يعزّز من نموّ الطحالب في عمليّة تدعى باسم التتريف، والتي تكون نتائجها سلبيّة، إذ أن تحلّل هذه المتعضيّات والمواد الحيويّة الأخرى يمكن أن يخفّض من كمّيّة الأكسجين المنحلّ في الأجسام المائية الحادثة فيها تلك الظاهرة. يمكن التحقّق من جودة المياه وفق هذا المنظور باستخدام تحليل طلب الأكسجين الكيميائي الحيوي، أو من كمّيّة الأكسجين الجزيئي اللازمة لإعادته إلى التراكيز الطبيعيّة.