اكسجين

Oxygen - Oxygène

الأكسجين

هيام بيرقدار

تحضير الأكسجين

استعمالاته

خواصه الكيميائية

المركبات الأكسجينية

الأكسجين oxygen عنصر كيميائي رمزه O، عدده الذري 8، وتشكيله الإلكتروني 2S22P4 [He] حيث [He] بنية الغاز الخامل He، يقع في الفصيلة 16 (VIa وتدعى فصيلة الأكسجين)، وهو العنصر الأول في فصيلته بالجدول الدوري، وزنه الذري 15.9994.

اكتشفه الصيدلاني السويدي شيليه Carl Wilhelm Scheele نحو عام 1725، وذلك بتسخين نترات البوتاسيوم KNO3، أو بتسخين أكسيد الزئبق HgO وبتسخين مواد أخرى مثل Mg(NO3)2 Ag2CO3، كما اكتشفه - مستقلاً - الكيميائي الإنكليزي بريستلي Joseph Priestly في عام 1774 بالتفكيك الحراري لأكسيد الزئبق ونَشَر نتائج أبحاثه في العام نفسه، وكان ذلك قبل ثلاث سنوات من تاريخ نشر شيليه لأبحاثه. ويعود الفضل إلى الكيميائي الفرنسي لافوازييه لأنه بيّن أن الغاز الجديد هو عنصر، كما بيّن دور الأكسجين في التنفس وفي الاحتراق وبذلك أبطل نظرية الفلوجستين التي كان معمولاً بها إلى ذلك الحين كما وضع أسس الكيمياء الحديثة. ولاحظ لافوازييه ميل الأكسجين لتشكيل الحموض باتحاده بمواد مختلفة، فأطلق عليه اسم أكسجين ومعناه باليونانية «مولد الحموضة».

الأكسجين غاز لا لون له ولا طعم ولا رائحة، له خواص مغنطيسية مسايرة (طردية) paramagnetic ضعيفة نظراً لوجود إلكترونين عازبين في بنيته، وعندما يميَّع يصبح بلون أزرق باهت وتزداد مغنطيسيته المسايرة، وهو غير ناقل للكهرباء، يحصل على الأكسجين الصلب ذي اللون الأزرق الباهت بضغط السائل.

درجة حرارة غليانه (- 182.96° س) تحت الضغط الجوي، ودرجة حرارة انصهاره (-218.4° س) وكتلته الحجمية بالحالة الغازية 1.105 غرام/ لتر عند درجة حرارة الصفر سلسيوس وضغط قدره 105 باسكال، فهو أثقل من الهواء بـ 1.1 مرة. وفي الحالة السائلة 1.118 غرام/ ميلي لتر عند درجة غليانه، وفي الحالة الصلبة 1.426 غرام/ ميلي لتر. والنقطة الثلاثية (أي درجة الحرارة التي تكون فيها الأطوار الثلاثة للأكسجين- الصلب والسائل والغاز - بحالة توازن (– o218.8 س)، وحرارة انصهاره 0.22 كيلوجول/ غرام، وحرارة تبخره 3.4 كيلو جول/ غرام، نصف القطر المشترك 0.74 أنغستروم، ونصف القطر الإيوني O-2 يساوي 1.4 أنغستروم، كمون التأين الأول 13.6 إلكترون فولط، كمون التأين الثاني 35.1 إلكترون فولط، كمون المسرى Eo يساوي 0.41 فولط وهو يوافق كمون المسرى لنصف التفاعل (1):

كهرسلبية الأكسجين (حسب سلم باولنغ  (Pauling 3.5، طاقة التفكك الحراري للجزيء O2 تساوي 486.5 كيلو جول/ مول.

يكوّن الأكسجين %21 من الهواء الجوي حجماً، أو 23.15 % وزناً، و 85.8 % وزناً من مياه المحيطات، كما يدخل في تركيب التربة في القشرة الأرضية بنسبة 46.7 % وزناً فوفرته في القشرة الأرضية أعلى من أي عنصر آخر، ويكون على شكل سيليكات، وألومينات وأنواع الفوسفات والكربونات والكبريتات والأكاسيد الحمضية والأكاسيد القلوية. ولا يستفاد من هذه المركبات في الحصول على الأكسجين الحر لأن فصله من مركباته المتحد فيها مع المعادن metals ذو كلفة كبيرة لكونه وثيق الارتباط بها.

يدخل الأكسجين في تركيب الخلايا الحية ويكوِّن 06% من جسم الإنسان. ومن خلال عملية التنفس تأخذ الحيوانات (ومنها الإنسان) وبعض الجراثيم (البكتريا)؛ الأكسجين من الهواء الجوي وتعيده على شكل ثنائي أكسيد الكربون CO2، في حين تأخذ النباتات الخضراء ثنائي أكسيد الكربون من الجو بتأثير أشعة الشمس وتصدِر الأكسجين الحر. ويعود وجود الأكسجين في الجو على نحو رئيسي إلى عملية التركيب الضوئي photosynthesis هذه، ويمكن تمثيل التفاعل الإجمالي بالمعادلة (2):

 

                     كلوروفيل

                      إنزيمات

 

[CH2O] هي هدرات الكربون carbohydrates وغيرها.

ينحل الأكسجين في الماء بنسبة 3 حجوم منه في 100 حجم ماء عند درجة حرارة 20 ْس. و ينحل بنسبة أقل في مياه البحار، حيث يقوم فيها بدور رئيس في تنفس الأسماك والكائنات البحرية الأخرى

يتكون الأكسجين الطبيعي في الهواء الجوي من ثلاثة نظائر مستقرة هي الأكسجين 16 (99.759 %) والأكسجين 17 (0.037 %)، والأكسجين 18 (0.204 %) وتوجد للأكسجين نظائر مشعة. يستعمل الأكسجين 15 المشع لأن عمر نصفه (half-life) 124 ثانية أطول من أي نظير أكسجين مشع آخر لدراسة التنفس في الحيوانات الثديية mammals.

للأكسجين شكلان متآصلان allotropes هما O2 والأوزون O3. فالإلكترونات الأربعة في الطبقة الخارجية بذرة الأكسجين ترتبط مع أربعة إلكترونات في الذرة الثانية بجزيء O2 على الشكل:

 

 

أي إنها تحوي إلكترونين فرديين، وتعزى الخواص المغنطيسية المسايرة فيه إلى هذين الإلكترونين العازبين (الفرديين) في الجزيء. أما ذرات الأكسجين الثلاث في جزيء O3 فلا تقع على استقامة واحدة.

تحضير الأكسجين

يستحضر الأكسجين في المختبر بالتفكيك الحراري لبعض أملاحه مثل كلورات البوتاسيوم KClO3 ونترات البوتاسيوم KNO3. (المعادلتان 3 و4)

وتستعمل أكاسيد المعادن الانتقالية transition metals حفّازات، ويستعمل أكسيد المنغنيز (IV) على الأغلب، فتنخفض درجة حرارة تفكك الكلورات من 400°س إلى 250°س، كما تستعمل أكاسيد المعادن الثقيلة مثل أكسيد الزئبق HgO وأكسيد الفضة Ag2O لأنه بتفككها حرارياً ينطلق الأكسجين (المعادلتان 5 و6).

يؤدي تفكك فوق أكاسيد المعادن أو فوق أكسيد الهدروجين إلى انطلاق الأكسجين (المعادلتان 7 و8).

تسخين

 

                      تسخين

 

                  أو استعمال حفاز

 

كما يستحصل من تفاعل الماء مع فوق أكسيد الصوديوم (المعادلة 9):

يستحضر الأكسجين صناعياً بالتحليل الكهربائي electrolysis للماء أو بالتقطير التجزيئي fractional distillation للهواء السائل. وفي هذه الطريقة يمرّر الهواء على هدروكسيد الصوديوم أو هدروكسيد البوتاسيوم لتخليصه من ثنائي أكسيد الكربون والرطوبة ومن المواد العضوية ثم يضغط تحت 200 جو فيتحول الهواء إلى سائل، ثم يسخّن ببطء ويترك ليتبخّر، فتنطلق في بادئ الأمر الغازات الأكثر تطايراً والموجودة في الهواء بكميات ضئيلة مثل الآزوت والأرغون والغازات الأخرى ويبقى الأكسجين، ثم يبخَّر الأكسجين ويُجمَع وتبقى الغازات الضئيلة الأخرى ذات درجات الغليان الأعلى.

كما يحصل عليه بتسخين أكسيد الباريوم إلى نحو الدرجة 500°س فيتحد مع أكسجين الهواء ليكوّن ثنائي أكسيد الباريوم المعادلة (10):

              500 °س

 

يسخن بعد ذلك BaO2 حتى الدرجة 800°س فيتحرر الأكسجين.

ويمكن إجراء التفاعلين السابقين عند درجة حرارة 700°س تحت ضغط يساوي 2 كيلوغرام ثقلي / سنتمتر مربع (كغ/ سم2).

ويمكن فصل الآزوت (النتروجين) والأكسجين بعضهما عن بعض نظراً للفرق بين نقطتي غليانهما (-196°س بالنسبة للآزوت و -183°س بالنسبة للأكسجين). ويحفظ الأكسجين في الحالة الغازية تحت ضغط مرتفع (150 جو) في أسطوانات متينة من الفولاذ.

إن درجة أكسدة الأكسجين في مركباته (2 -) ويكون بدرجة أكسدة 2 + في مركبه مع الفلور فقط ويكون بدرجة الأكسدة 1 – في المركبات الحاوية على الرابطة من نوع –O-O- (مثل H2O2).

استعمالاته

تستعمل كميات كبيرة من الأكسجين صناعياً في عمليات الاحتراق، خاصة في مشاعل اللحام soldering torches، وهي حراقات غازية ذات درجات حرارة عالية لأنه يستعمل فيها مزيج من الأكسجين مع غاز آخر فتنتج شعلة درجة حرارتها أعلى من الشعلة التي تنتج من احتراق الغازات في الهواء، تصل درجة حرارة الشعلة الأكسي هدروجينية إلى 2800ْ س والشعلة الأكسي أستيلينية إلى 3500ْ س، كما يستعمل الأكسجين لتنفس المرضى المصابين بعسر في التنفس، ويستعمله العاملون في الطيران على ارتفاعات عالية حيث تركيز الأكسجين ضعيف لا يكفي للتنفس، ويستخدمه الغطاسون للتنفس. ويستعمل الهواء الغني بالأكسجين في أفران المجْمَرة المكشوفة open - hearth furnaces، وهي أفران عاكسة لإنتاج الفولاذ، ويستعمل أيضاً لأكسدة النشادر NH3 بغية الحصول على حمض الآزوت HNO3. ويستعمل الأكسجين ذو النقاوة العالية في صنع المعادن، أما الأكسجين السائل فيستعمل وقوداً سائلاً propellant في الصواريخ rockets والمقذوفات missiles.

خواصه الكيميائية

الأكسجين قليل الفعالية عند درجات الحرارة العادية لكنه يطلق عند اتحاده مع العناصر الأخرى كمية كبيرة من الحرارة تفوق طاقة الرابطة الموجودة في جزيئه ما يجعله فعالاً عند الدرجات العالية من الحرارة.

يتحد الأكسجين- عملياً - مع كافة العناصر ما عدا الغازات النادرة، وتتعلق شدّة التفاعل وسرعته بنوع العنصر وبشروط التفاعل. فهو - على سبيل المثال - يتحد تلقائياً وببطء مع الحديد والألمنيوم، في حين يتحد مع الفسفور بمجرد ملامسته إياه مكوّناً . ولا تتحد بعض العناصر مع الأكسجين إلا ببطء حتى بالتسخين مثل النحاس والزئبق.

وهناك بعض العناصر مثل الإيريديوم Ir والفضة Ag والذهب لا تتفاعل مباشرة مع الأكسجين إلا أنه يمكن الحصول على أكاسيدها بطرق غير مباشرة.

المركبات الأكسجينية

تعرف عدة أنواع من الأكاسيد وذلك بحسب طبيعتها:

1 ـ الأكاسيد المعتدلة مثل N2O، CO، MnO2: وتتميز بعدم ميلها لتشكيل أملاح سواء مع الحموض أم الأسس (القواعد).

2 ـ الأكاسيد الحمضية مثل CO2, P2O5, SO2: وتتفاعل مع الأسس وتكوّن أملاحاً (المعادلة 11).

3 ـ الأكاسيد الأساسية مثل K2O، MgO، CuO: وتتفاعل مع الحموض وتكوِّن أملاحاً (المعادلة 12).

4 ـ الأكاسيدة المذبذبة (أمفوتيريه amphoteric): وتتفاعل مع الحموض، وتتفاعل مع الأسس وتكوِّن أملاحاً في الحالتين مثل ZnO، Al2O3 :(المعادلتان 13 و14)

5 ـ فوق الأكاسيد مثل BaO2 و Na2O2 وهي تحتوي الإيون : وتتفاعل مع الماء أو الحموض الممدّدة مكوِّنة الماء الأكسجيني (المعادلة 15):

وتتفاعل فوق أكاسيد المعادن القلوية مع ثنائي أكسيد الكربون وينطلق الأكسجين (المعادلة 16):

6 ـ وهناك أكاسيد أخرى تكون على شكل مزيج من أكسيدين مثل Pb3O4 الذي هو مزيج من PbO و PbO2 و Fe3O4 الذي هو مزيج من Fe2O3 و FeO.

مراجع للاستزادة: - A.L. Lavoisier, Le Traité de Chimie, Paris 1789. - P. Primblecombe, Air Composition and Chemistry, Cambridge Univ. Press, Cambridge, 1986. - D. T. Sawyer, Oxygen Chemistry, Oxford University Press, New York, 1991. - M. E. Weeks, Discovery of the Elements, Journal of Chemical Education, Easton, 1956.

---

- التصنيف : الكيمياء اللاعضوية - النوع : الكيمياء اللاعضوية - المجلد : المجلد الثاني مشاركة :