الأكسجين الجزيئي: التركيب والخصائص والاستخدامات - كيمياء - 2026

و الأكسجين الجزيئي أو dioxygen ، وتسمى أيضا الأكسجين ثنائي الذرة أو الغاز، هو السبيل الابتدائية الأكثر شيوعا هو هذا العنصر على الأرض. صيغته هي O ₂ ، وبالتالي فهو جزيء ثنائي الذرة ومتماثل النواة ، عديم الأقطاب تمامًا.

يتكون الهواء الذي نتنفسه من حوالي 21٪ أكسجين مثل جزيئات O ₂. مع صعودنا ، تنخفض تركيزات غاز الأكسجين _{، ويزداد} وجود الأوزون O ₃. يستفيد جسمنا من O ₂ لتزويد أنسجته بالأكسجين وإجراء التنفس الخلوي.

بدون الأكسجين الذي يثري غلافنا الجوي ، ستكون الحياة ظاهرة غير مستدامة. المصدر: Pixabay.

كما أن O ₂ مسؤول أيضًا عن وجود حريق: فبدونه سيكون من المستحيل تقريبًا وجود حرائق واحتراق. هذا لأن الخاصية الرئيسية لها هي كونها عامل مؤكسد قوي ، أو تكتسب إلكترونات أو تختزل نفسها في جزيء الماء ، أو في أكسيد الأنيونات ، O ^2-.

الأكسجين الجزيئي ضروري للعمليات الهوائية التي لا حصر لها ، ولها تطبيقات في علم المعادن والطب ومعالجة مياه الصرف الصحي. هذا الغاز مرادف عمليًا للحرارة ، والتنفس ، والأكسدة ، ومن ناحية أخرى ، مع درجات حرارة متجمدة عندما يكون في حالته السائلة.

هيكل الأكسجين الجزيئي

التركيب الجزيئي للأكسجين الغازي. المصدر: Benjah-bmm27 عبر ويكيبيديا.

في الصورة العلوية لدينا التركيب الجزيئي للأكسجين الغازي ممثلة بنماذج مختلفة. يظهر الأخيران خصائص الرابطة التساهمية التي تربط ذرات الأكسجين معًا: رابطة مزدوجة O = O ، حيث تكمل كل ذرة أكسجين ثماني بتات التكافؤ.

جزيء O ₂ خطي ومتماثل النواة ومتماثل. يبلغ طول رابطها المزدوج 121 م. تعني هذه المسافة القصيرة أن بعض الطاقة الكبيرة (498 كيلو جول / مول) مطلوبة لكسر رابطة O = O ، وبالتالي فهي جزيء مستقر نسبيًا.

إذا لم يكن الأمر كذلك ، فإن الأكسجين الموجود في الغلاف الجوي سيتدهور تمامًا بمرور الوقت ، أو ستشتعل النيران في الهواء من العدم.

الخصائص

مظهر جسماني

الأكسجين الجزيئي هو غاز عديم اللون ، لا طعم له ولا رائحة ، ولكن عندما يتكثف ويتبلور ، فإنه يكتسب درجات اللون الأزرق.

الكتلة المولية

32 جم / مول (قيمة مدورة)

نقطة الانصهار

-218 درجة مئوية

نقطة الغليان

-183

الذوبان

الأكسجين الجزيئي ضعيف الذوبان في الماء ، لكنه كاف لدعم الحيوانات البحرية. إذا كانت قابليتك للذوبان أعلى ، فستقل احتمالية موتك من الغرق. من ناحية أخرى ، فإن قابليته للذوبان أعلى بكثير في الزيوت والسوائل غير القطبية ، حيث إنه قادر على أكسدة هذه المواد ببطء وبالتالي التأثير على خصائصها الأصلية.

دول الطاقة

الأكسجين الجزيئي مادة لا يمكن وصفها بشكل كامل من خلال نظرية رابطة التكافؤ (VTE).

التكوين الإلكتروني للأكسجين هو كما يلي:

2s² 2p⁴

لديه زوج واحد من الإلكترونات غير المزدوجة (O:). عندما تلتقي ذرتان من الأكسجين ، تترابطان لتشكيل رابطة مزدوجة O = O ، وكلاهما يكمل ثماني بتات التكافؤ.

لذلك ، يجب أن يكون جزيء O ₂ مغناطيسيًا ، مع اقتران جميع إلكتروناته. ومع ذلك ، فهو جزيء مغناطيسي ، ويفسر ذلك من خلال الرسم التخطيطي لمداراته الجزيئية:

الرسم البياني المداري الجزيئي لغاز الأكسجين. المصدر: Anthony.Sebastian / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

وبالتالي ، فإن النظرية المدارية الجزيئية (TOM) تصف O _{2 بشكل} أفضل. يقع الإلكترونان غير المتزاوجان في المدارات الجزيئية ذات الطاقة الأعلى π ^* ، ويعطيان الأكسجين طابعه المغناطيسي.

في الواقع ، تتوافق حالة الطاقة هذه مع الأكسجين الثلاثي ، ³ O ₂ ، الأكثر انتشارًا على الإطلاق. حالة الطاقة الأخرى للأكسجين ، الأقل وفرة على الأرض ، هي القميص ¹ O ₂.

التحولات

الأكسجين الجزيئي مستقر إلى حد كبير طالما أنه لا يتلامس مع أي مادة معرضة للأكسدة ، ناهيك عن عدم وجود مصدر قريب للحرارة الشديدة ، مثل الشرارة. هذا لأن O ₂ لديه ميل كبير لتقليص نفسه ، واكتساب إلكترونات من ذرات أو جزيئات أخرى.

عند تصغيره ، يكون قادرًا على إنشاء مجموعة واسعة من الروابط والأشكال. إذا شكلت روابط تساهمية ، فإنها ستفعل ذلك مع ذرات أقل كهرسلبية منها ، بما في ذلك الهيدروجين ، لتكوين الماء ، HOH. ويمكنه أيضًا تكوين الكربون ، لتكوين روابط ثاني أكسيد الكربون وأنواع مختلفة من الجزيئات العضوية المؤكسجة (الإيثرات ، والكيتونات ، والألدهيدات ، وما إلى ذلك).

يمكن أن يكتسب O ₂ أيضًا إلكترونات لتتحول إلى أنيونات بيروكسيد وأكسيد فائق ، O ₂ ^2- و O ₂ ^- على التوالي. عندما يتم تحويله إلى بيروكسيد داخل الجسم ، يتم الحصول على بيروكسيد الهيدروجين ، H ₂ O ₂ ، HOOH ، وهو مركب ضار تتم معالجته بفعل إنزيمات معينة (بيروكسيدازات وكاتاليز).

من ناحية أخرى، وليس أقل أهمية، O ₂ يتفاعل مع المواد الغير عضوية لتصبح أنيون أكسيد، O ^2- ، التي تشكل قائمة لا نهاية لها من الجماهير في علم المعادن التي رشاقته القشرة الأرضية وعباءة.

التطبيقات

اللحام والاحتراق

يستخدم الأكسجين لحرق الأسيتيلين وإطلاق لهب شديد الحرارة يكون ذا قيمة في اللحام. المصدر: Sheila / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/2.0)

يستخدم الأكسجين لإجراء تفاعل الاحتراق ، والذي بواسطته تتأكسد المادة طاردًا للحرارة ، مما يؤدي إلى إطلاق النار. تختلف هذه النار ودرجة حرارتها حسب المادة المشتعلة. وبالتالي ، يمكن الحصول على ألسنة اللهب شديدة الحرارة ، مثل الأسيتيلين (أعلاه) ، والتي يتم لحام المعادن والسبائك بها.

لولا الأكسجين ، لا يمكن للوقود أن يحترق ويوفر كل طاقته الحرارية المستخدمة في إطلاق الصواريخ أو تشغيل السيارات.

عامل مؤكسد في الكيمياء الخضراء

بفضل هذا الغاز ، يتم تصنيع أو إنتاج عدد لا يحصى من الأكاسيد العضوية وغير العضوية. تعتمد هذه التفاعلات على القوة المؤكسدة للأكسجين الجزيئي ، وهي أيضًا واحدة من أكثر الكواشف قابلية للتطبيق في الكيمياء الخضراء للحصول على المنتجات الصيدلانية.

ساعد في التنفس ومعالجة مياه الصرف الصحي

الأكسجين ضروري لتغطية الحاجة التنفسية للمرضى الذين يعانون من حالات صحية خطيرة ، والغواصين عند النزول إلى الأعماق الضحلة ، ومتسلقي الجبال ، الذين ينخفض ​​تركيز الأكسجين عند ارتفاعاتهم بشكل كبير.

كما أن الأكسجين "يغذي" البكتيريا الهوائية ، التي تساعد على تكسير المخلفات الملوثة من مياه الصرف الصحي ، أو تساعد الأسماك على التنفس ، في المزارع المائية للحماية أو التجارة.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. ويكيبيديا. (2020). مقويات الأكسجين. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
3. هون ، كاليفورنيا ، كاب ، كو (2019). استخدام الأكسجين الجزيئي للأكسدة الهوائية السائلة في التدفق المستمر. أعلى Curr Chem (Z) 377، 2. doi.org/10.1007/s41061-018-0226-z
4. كيفن بيك. (28 يناير 2020). 10 استخدامات للأكسجين. تم الاسترجاع من: sciencing.com
5. Cliffsnotes. (2020). الكيمياء الحيوية 1: كيمياء الأكسجين الجزيئي. تم الاسترجاع من: cliffsnotes.com
6. التوريدات الصناعية GZ. (2020). الفوائد الصناعية لغاز الأكسجين. تم الاسترجاع من: gz-supplies.com