OKSİJEN

Oksijen kimyasal bir elementtir; sembolü O ve atom numarası 8'dir.
Oksijen, periyodik tablodaki kalkojen grubunun bir üyesidir.
Oksijen oldukça reaktif, ametal ve çoğu elementle ve diğer bileşiklerle kolayca oksit oluşturan güçlü bir oksitleyici ajandır.

CAS: 7782-44-7
MF: O2
MW: 32
EINECS: 231-956-9

Eş anlamlılar
hiperoksi;Sıvı oksijen;OTOMOTİV STANDARDI R99-5;OTOMOTİV STANDARDI R99-6;HİDROJEN VE OKSİJEN;1 L'LİK BASINÇLI KALAY OKSİJEN;%99,6+ OKSİJEN;OKSİJEN-16O2 (GAZ) (18O-TÜKENMİŞ) %99,98

Oksijen, Dünya kabuğunda en bol bulunan elementtir ve su, karbondioksit, demir oksitler ve silikatlar gibi çeşitli oksitler şeklinde Dünya kabuğunun neredeyse yarısını oluşturur.
Oksijen ayrıca hidrojen ve helyumdan sonra evrende en bol bulunan üçüncü elementtir.
Standart sıcaklık ve basınçta, iki oksijen atomu kovalent olarak bağlanarak, kimyasal formülü O2 olan renksiz ve kokusuz iki atomlu bir gaz olan dioksijeni oluşturur.
Dioksijen gazı şu anda Dünya atmosferinin yaklaşık %20,95'lik molar oranını oluşturmaktadır, ancak bu oran Dünya tarihinin uzun dönemlerinde önemli ölçüde değişmiştir. Oksijenin çok daha nadir bulunan allotropu olan ozon (O3), UVB ve UVC dalga boylarını güçlü bir şekilde emer ve alt stratosferde biyosferi iyonlaştırıcı ultraviyole radyasyondan koruyan koruyucu bir ozon tabakası oluşturur.
Bununla birlikte, yüzeyde bulunan ozon, dumanın aşındırıcı bir yan ürünüdür ve bu nedenle bir hava kirleticidir.

Bitkiler, hayvanlar, mantarlar, algler ve çoğu protist de dahil olmak üzere tüm ökaryotik organizmalar, besinlerden elde edilen organik moleküllerle oksijenin reaksiyonuyla kimyasal enerji elde eden ve atık ürün olarak karbondioksit salan hücresel solunum için oksijene ihtiyaç duyar.
Canlı organizmalardaki birçok önemli organik molekül sınıfı, proteinler, nükleik asitler, karbonhidratlar ve yağlar gibi oksijen atomları içerir; hayvan kabuklarının, dişlerinin ve kemiklerinin ana bileşen inorganik bileşikleri de oksijen içerir.
Canlı organizmaların kütlesinin büyük bir kısmı, yaşam formlarının ana bileşeni olan suyun bir bileşeni olarak oksijendir.
Dünya atmosferindeki oksijen, güneş ışığındaki foton enerjisinin klorofil tarafından yakalanarak su moleküllerini parçalayıp daha sonra karbondioksit ile reaksiyona girerek karbonhidrat ürettiği ve oksijenin yan ürün olarak açığa çıktığı biyotik fotosentez ile üretilir.
Oksijen, siyanobakteriler, kloroplast taşıyan algler ve kara bitkileri gibi ototrofların fotosentetik faaliyetleriyle sürekli olarak yenilenmeden havada serbest bir element olarak kalamayacak kadar kimyasal olarak reaktiftir.

Oksijen, 1604'ten önce Michael Sendivogius tarafından izole edilmiş olsa da, elementin bağımsız olarak 1773'te veya daha önce Uppsala'da Carl Wilhelm Scheele ve 1774'te Wiltshire'da Joseph Priestley tarafından keşfedildiğine inanılmaktadır.
Priestley'e öncelik verilmesinin nedeni, çalışmalarının ilk olarak yayınlanmış olmasıdır.
Ancak Priestley, oksijeni "dephlogistike edilmiş hava" olarak adlandırmış ve onu kimyasal bir element olarak tanımamıştır.
1777'de Antoine Lavoisier, oksijeni ilk kez kimyasal bir element olarak tanımlamış ve yanmadaki rolünü doğru bir şekilde belirlemiştir.
Oksijenin yaygın endüstriyel kullanımları arasında çelik, plastik ve tekstil üretimi, lehimleme, kaynak ve çelik ve diğer metallerin kesilmesi, roket yakıtı, oksijen terapisi ve uçaklarda, denizaltılarda, uzay uçuşlarında ve dalışta yaşam destek sistemleri yer almaktadır.

Oksijen, 1774 yılında Joseph Priestley tarafından cıva oksidin termal ayrışmasıyla keşfedildi ve bulgularını aynı yıl, Scheele'nin yayınlamasından üç yıl önce yayınladı.
1775-1780 yılları arasında Fransız kimyager Antoine-Laurent Lavoisier, dikkat çekici bir kavrayışla, o zamana kadar kabul görmüş olan flogiston teorisini reddederek, oksijenin solunum ve yanmadaki rolünü yorumladı; birçok farklı maddeyle birleşerek asit oluşturma eğilimini fark etti ve buna göre elemente Yunanca "asit oluşturucu" kelimelerinden oksijen (oxygène) adını verdi.
Oksijen çok yaygın ve önemli bir elementtir ve bu gezegende yaşamın sürdürülmesi için gereklidir.
Bu element, evrende helyum ve hidrojenden sonra kütlece en bol bulunan üçüncü elementtir.
İki atomlu formu (O2) en yaygın saf formudur.
-183 °C kaynama noktasına sahip olan O2, standart sıcaklık ve basınçta renksiz ve kokusuz bir gaz olarak bulunur.
Hücresel solunum sürecinde, son derece reaktif olan O2, enerji üretmek için besin moleküllerini parçalamada oksitleyici olarak kullanılır.

Fotosentetik organizmalar ise güneşten ve sudan gelen enerjiyi kullanarak O2 üretirler.
Saf oksijenin diğer allotropları da mevcuttur; bunlar arasında ozon olarak bilinen trioksijen (O3) formu ve O4 ve O8 gibi daha az yaygın oksijen allotropları bulunur.
Bu oksijen allotropları yüksek basınç ve düşük sıcaklıklarda oluşur ve katı haldedir.
Sembolü O.
Periyodik tablonun 16. (eski adıyla VIB) grubuna ait renksiz, kokusuz, gaz halindeki bir elementtir; a.n. 8; r.a.m. 15.9994; d.1.429 g dm–3; m.p. –218.4°C; b.p. –183°C.
Oksijen, yeryüzü kabuğunda en bol bulunan elementtir (%49.2 ağırlıkça) ve atmosferde de bulunur (%28 hacimce).
Atmosferik oksijen, aerobik solunum yapan tüm organizmalar için hayati öneme sahiptir.
Endüstriyel amaçlar için oksijen, sıvı havanın fraksiyonel damıtılmasıyla elde edilir.
Oksijen, metalurjik işlemlerde, yüksek sıcaklıktaki alevlerde (örneğin kaynak için) ve solunum cihazlarında kullanılır.
En yaygın formu diatomiktir (dioksijen, O2); ayrıca reaktif bir allotropeozon (O3) da vardır.
Kimyasal olarak oksijen, diğer birçok elementle reaksiyona girerek oksitler oluşturur.
Element, 1774 yılında Joseph Priestley tarafından keşfedilmiştir.

Oksijenin Kimyasal Özellikleri
Erime noktası: −218 °C (literatür)
Kaynama noktası: −183 °C (literatür)
Yoğunluk: 1,429 (0℃)
Buhar yoğunluğu: 1,11 (havaya göre)
Buhar basıncı: 20 °C'de >760 mmHg
Depolama sıcaklığı: -20°C
Çözünürlük: 20 °C'de ve 101 kPa basınçta, 1 hacim yaklaşık 32 hacim suda çözünür.
Form: Renksiz gaz
Renk: Renksiz gaz, sıvı veya altıgen kristaller
Koku: Kokusuz gaz
Biyolojik kaynak: Tavşan
Su Çözünürlüğü: Bir hacim gaz 32 hacim H2O'da (20°C), 7 hacim alkolde (20°C) çözünür; Çözünür diğer organik sıvılar, genellikle H2O'dakinden daha yüksek çözünürlüğe sahiptir [MER06]
Termal İletkenlik: 0,02658 W/(m·K)
Merck: 13,7033
Henry Yasası Sabiti: 25℃'de 1,3×10-5 mol/(m3Pa), Burkholder vd. (2019)
Dielektrik sabiti: 1,5 (-193℃)
Kararlılık: Kararlı. Yanmayı güçlü bir şekilde destekler. Fosfor, organik maddeler ve birçok toz metal ile uyumsuz.
Kozmetik İçeriklerinin Fonksiyonları: CİLT BAKIMI
InChI: 1S/O2/c1-2/i1+0,2+0
InChIKey: MYMOFIZGZYHOMD-ZCWHFVSRSA-N
Yüzey gerilimi: 80.0K'de 15.85 mN/m
CAS Veritabanı Referansı: 7782-44-7 (CAS Veritabanı Referansı)
NIST Kimya Referansı: Oksijen (7782-44-7)
EPA Madde Kayıt Sistemi: Oksijen (7782-44-7)

Oksijen, O2, neredeyse tüm yaşam formları için gerekli olan renksiz, tatsız, gaz halindeki bir elementtir.
Oksijen solunumu ve yanmayı destekler.
Oksijen, Dünya atmosferinin %20'sini oluşturur ve deniz suyunda ve Dünya kabuğunda en bol bulunan elementtir.
Oksijen suda ve alkolde az çözünür, ancak diğer elementlerin çoğuyla kolayca birleşerek oksitler oluşturur.
Suyun elektrolizi hem oksijen hem de hidrojen üretir.

Özellikler
Standart sıcaklık ve basınçta oksijen, moleküler formülü O2 olan, renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır ve dioksijen olarak adlandırılır.
Dioksijen olarak, iki oksijen atomu kimyasal olarak birbirine bağlıdır.
Bağ, teori seviyesine bağlı olarak çeşitli şekillerde tanımlanabilir, ancak makul ve basit bir şekilde, bireysel oksijen atomlarının atomik orbitallerinden oluşan moleküler orbitallerin doldurulmasından kaynaklanan kovalent bir çift bağ olarak tanımlanır; bu doldurma, iki bağ derecesiyle sonuçlanır.
Daha spesifik olarak, çift bağ, orbitallerin ardışık, düşükten yükseğe enerjiye veya Aufbau doldurmasının ve düşük σ ve σ* orbitallerinin ardışık doldurulmasından sonra 2s elektronlarından gelen katkıların iptal edilmesinin sonucudur; O–O moleküler ekseni boyunca uzanan iki atomik 2p orbitalinin σ örtüşmesi ve O–O moleküler eksenine dik olan iki çift atomik 2p orbitalinin π örtüşmesi ve ardından π* orbitallerinin kısmi dolumundan sonra kalan iki 2p elektronunun katkılarının iptal edilmesi.
Oksijen, şüphesiz ki Dünya'daki en temel elementtir.
Oksijen, tüm bitki ve hayvan yaşamını desteklemek için gereklidir ve diğer elementlerden daha fazla bileşik oluşturur.

Oksijen hem suda hem de alkolde çözünür.
Birçok insanın inandığının aksine, oksijen yanıcı DEĞİLDİR (yanmaz), aksine birçok maddenin yanmasını aktif olarak destekler.
Sonuçta, oksijen yansaydı, her ateş yakıldığında atmosferdeki tüm O2 tüketilirdi!
Yanma, oksijenin bir maddeyle kimyasal olarak yeterince hızlı bir şekilde birleşerek yangın ve ışık oluşturacak veya bir kez başladıktan sonra yangını sürdürecek kadar ısı ürettiği bir oksidasyon biçimidir.
Demirin oksidasyonuna paslanma denir.
Paslanma, O2'nin Fe ile reaksiyona girerek Fe2O3 veya Fe3O4 oluşturduğu "yavaş oksidasyon"un bir örneğidir.
Bu kimyasal reaksiyon o kadar yavaştır ki, ürettiği ısı dağılır; bu nedenle yangın olmaz.
Son zamanlarda oksijenin yeni bir allotropu keşfedildi.
O2 yüksek basınca maruz kaldığında, diğer oksijen formlarından çok daha güçlü bir oksitleyici olan koyu kırmızı bir katı olan O4'e dönüşür.

Fiziksel Özellikler
Oksijen, azottan daha kolay suda çözünür.
Hava ile denge halindeki su, yaklaşık olarak her 2 molekül N₂ için 1 molekül çözünmüş O₂ içerir (1:2), atmosferdeki oran ise yaklaşık 1:4'tür.
Oksijenin suda çözünürlüğü sıcaklığa bağlıdır ve 0 °C'de (32 °F) 20 °C'ye (68 °F) göre yaklaşık iki kat daha fazla (14,6 mg/L) çözünür (7,6 mg/L).
25 °C'de (77 °F) ve havada 1 standart atmosfer (101,325 kPa) basınçta, tatlı su litre başına yaklaşık 6,04 mililitre (mL) oksijen çözebilirken, deniz suyu litre başına yaklaşık 4,95 mL oksijen içerir.
5 °C'de (41 °F) çözünürlük, tatlı su için litre başına 9,0 mL'ye (25 °C'deki (77 °F) değerden %50 daha fazla) ve deniz suyu için litre başına 7,2 mL'ye (%45 daha fazla) yükselir.
Oksijen 90,20 K'de (−182,95 °C, −297,31 °F) yoğunlaşır ve 54,36 K'de (−218,79 °C−361,82 °F) donar.
Hem sıvı hem de katı O2, kırmızıda emilimden kaynaklanan açık gök mavisi bir renge sahip berrak maddelerdir (mavi ışığın Rayleigh saçılması nedeniyle oluşan gökyüzünün mavi renginin aksine).
Yüksek saflıkta sıvı O2 genellikle sıvılaştırılmış havanın fraksiyonel damıtılmasıyla elde edilir.

Sıvı oksijen ayrıca soğutucu olarak sıvı azot kullanılarak havadan yoğunlaştırılabilir.
Sıvı oksijen oldukça reaktif bir maddedir ve yanıcı maddelerden ayrı tutulmalıdır.
Moleküler oksijenin spektroskopisi, aurora ve hava parlaması gibi atmosferik süreçlerle ilişkilidir.
Ultraviyoledeki Herzberg sürekliliği ve Schumann-Runge bantlarındaki soğurma, orta atmosferin kimyasında önemli olan atomik oksijeni üretir.
Uyarılmış haldeki tekli moleküler oksijen, çözeltideki kırmızı kemilüminesansdan sorumludur.
Oksijenin üç allotropu (farklı formu) vardır: (1) atomik oksijen (O), bazen nascent veya “yeni doğmuş” oksijen olarak adlandırılır; (2) diatomik oksijen (O2) veya moleküler oksijen (gaz); ve (3) ozon (O3), o da bir gazdır.
Soluduğumuz atmosferik oksijen çok reaktif bir ametaldir ve renksiz, kokusuz ve tatsızdır, ancak tüm canlı organizmalar için gereklidir.

Oksijen, diğer elementlerin çoğuyla kolayca bileşik oluşturur.
Dış değerlik kabuğunda altı elektron bulunan oksijen, kolayca iki elektron daha alarak negatif (-2) bir iyon oluşturabilir; veya kovalent bağ halinde, dış kabuğunu tamamlamak için diğer elementlerle elektron paylaşabilir.
Atmosferdeki oksijenin neredeyse tamamı (%21) moleküler oksijenin (O2) allotropik formudur.
Soluduğumuz bu temel gaz, yeşil bitkilerin (klorofil içeren) güneş enerjisini kullanarak karbondioksit (CO2) ve suyu nişasta ve şekerlere dönüştürmesi ve yan ürün olarak moleküler oksijen üretmesi olan fotosentezin sonucudur.
Sıvı oksijenin hafif mavimsi bir rengi vardır.
Kaynadığında saf oksijen gazı açığa çıkar.
Oksijenin erime noktası -218,79°C, kaynama noktası -182,95°C ve yoğunluğu 0,001429 g/cm³'tür.

Kullanım Alanları
Metallerin kaynaklanmasında ve aydınlatmada (kalsiyum lambası vb.) oksihidrojen veya oksiasetilen alevinde; dalgıçlar tarafından denizaltı çalışmalarında, roketler için itici yakıt olarak kullanılır.
Fischer-Tropsch prosesinde sıvı yakıtlar için kullanılabilen sentez gazı üretiminde kullanılır.
Oksijen, yüksek elektronegatifliği ve birçok maddeyi oksitleme yeteneği nedeniyle birçok kullanım alanına sahiptir.
Sadece flor daha yüksek elektronegatifliğe sahiptir ve bu nedenle daha güçlü bir oksitleyicidir.
Yaşamı desteklemek için gerekli kullanımının yanı sıra, oksijenin birçok başka kullanım alanı da vardır.

Oksijen, metalleri cevherlerinden ayırmak için eritme işleminde kullanılır.
Oksijen, özellikle demir cevherinden çelik üretiminde oksijen dönüştürücü prosesinde önemlidir.
Oksijen, çeşitli önemli sentetik gazların yapımında ve amonyak, metil alkol vb. üretiminde kullanılır.
Oksijen, sıvı roket yakıtlarının oksitleyicisidir ve gaz halinde, astronotların ve dalgıçların solunumunu desteklemek ve solunum güçlüğü çeken hastalara yardımcı olmak için helyumla karışım halinde kullanılır.
Oksijen, kanalizasyon ve endüstriyel organik atıkları arıtmak (oksitlemek) için kullanılır.
Oksijenin birçok kullanım alanı vardır çünkü diğer elementlerden elektron alarak iyonik bağlar oluşturabilir veya diğer elementlerle elektron paylaşarak kovalent bağlar oluşturabilir.
Oksijenin en belirgin kullanım alanı yaşamı desteklemektir.

Aerobik solunum süreci, H2O ve metabolik reaksiyonlar için gerekli enerjiyi üreten bir oksidasyon reaksiyonunda oksijen kullanır.
Ticari olarak üretilen O2 gazının kullanım alanları çoğunlukla endüstriyel ve tıbbidir. O2, çoğu kimyasal maddeyle kolayca reaksiyona giren oldukça reaktif bir elementtir.
Yanma süreci, oksijeni oksitleyici element olarak kullanır; örneğin, otomobillerdeki hidrokarbonların yanması, yan ürün olarak H2O, CO2 ve enerji üretmek için kimyasal bir reaksiyonda O2 gerektirir.
Benzer şekilde, H2 gazı içeren roket yakıtı, su buharı ve ısı üretmek için bir yanma reaksiyonunda sıvı O2 kullanır.
Oksijen, çok çeşitli ticari endüstrilerde kullanılır.
Ticari olarak üretilen oksijenin çoğu, demir cevherinden çelik üretiminde kullanılır.

Oksijen, çinko, bakır ve kurşun gibi diğer metallerin üretiminde de kullanılır.
Oksijen, yakma fırınlarında daha tam yanmayı teşvik etmek için kömürün gazlaştırılmasında kullanılır; Etilen oksit, propilen oksit ve nitrik asit gibi çeşitli kimyasalların üretiminde; metallerin kaynaklanması ve kesilmesi için kullanılan üflemeli kaynak makinelerinde (örneğin, oksiasetilen kaynak makinesi) yakıt bileşeni olarak; ve kağıt endüstrisinde hamurun ağartılmasında kullanılır.
Oksijen, atık su arıtma tesislerinde ve kanalizasyonlardaki hidrojen sülfürü azaltmak için kullanılır.
Oksijenin tıpta birçok terapötik kullanımı vardır.
Yüksek saflıkta oksijen gazı, ameliyatlarda yaşam desteğinde, yoğun bakım ünitelerinde solunuma yardımcı olmak için, prematüre bebekler için ve kronik rahatsızlıklarda inhalasyon tedavilerinde kullanılır. Hiperbarik oksijen odaları, CO zehirlenmesi vakaları veya dalgıçlarda dekompresyon hastalığı veya "vurgun" tedavisi de dahil olmak üzere birçok durum için yüksek kısmi basınçta oksijen sağlar.

Tıp
Havadan oksijen alımı solunumun temel amacıdır, bu nedenle tıpta oksijen takviyesi kullanılır.
Tedavi, hastanın kanındaki oksijen seviyesini artırmakla kalmaz, aynı zamanda birçok akciğer hastalığında kan akışına karşı direnci azaltarak kalbin iş yükünü hafifletme gibi ikincil bir etkiye de sahiptir.
Oksijen tedavisi, amfizem, zatürre, bazı kalp rahatsızlıkları (konjestif kalp yetmezliği), pulmoner arter basıncını artıran bazı rahatsızlıklar ve vücudun gaz halindeki oksijeni alıp kullanma yeteneğini bozan herhangi bir hastalığın tedavisinde kullanılır.
Tedaviler, hastanelerde, hastanın evinde veya giderek artan bir şekilde taşınabilir cihazlarla kullanılacak kadar esnektir.
Oksijen takviyesinde eskiden yaygın olarak oksijen çadırları kullanılırdı, ancak o zamandan beri çoğunlukla oksijen maskeleri veya nazal kanüllerin kullanımıyla değiştirildi.

Hiperbarik (yüksek basınçlı) tıp, hastanın ve gerektiğinde sağlık personelinin etrafındaki oksijenin kısmi basıncını artırmak için özel oksijen odaları kullanır.
Karbonmonoksit zehirlenmesi, gazlı kangren ve dekompresyon hastalığı (vurgun) bazen bu terapi ile tedavi edilir.
Akciğerlerdeki O2 konsantrasyonunun artması, hemoglobinin heme grubundan karbonmonoksitin uzaklaştırılmasına yardımcı olur.
Oksijen gazı, gazlı kangrene neden olan anaerobik bakteriler için zehirlidir, bu nedenle kısmi basıncının artırılması bakterileri öldürmeye ve gazlı kangreni hafifletmeye yardımcı olur.
Dekompresyon hastalığı, dalıştan sonra çok hızlı dekompresyon yapan dalgıçlarda görülür ve kanda çoğunlukla azot ve helyumdan oluşan inert gaz kabarcıklarının oluşmasına neden olur.
Oksijen basıncının mümkün olan en kısa sürede artırılması, kabarcıkların tekrar kana karışmasına ve bu fazla gazların akciğerler yoluyla doğal olarak dışarı atılmasına yardımcı olur.
En yüksek konsantrasyonda normobarik oksijen uygulaması, dokularda inert gaz kabarcığı oluşumunu içerebilecek herhangi bir dalış yaralanması için ilk yardım olarak sıklıkla kullanılır.
Uzun vadeli bir veritabanında kaydedilen vakaların istatistiksel bir çalışmasından elde edilen epidemiyolojik destek, kullanımını desteklemektedir.
Yaşam desteği ve eğlence amaçlı kullanım
Vücudu saran modern uzay giysilerinde, oksijen gazı düşük basınçlı solunum gazı olarak kullanılır.
Bu cihazlar, normal basıncın yaklaşık üçte biri kadar bir basınçta neredeyse saf oksijen kullanır ve bu da normal bir kan oksijen kısmi basıncıyla sonuçlanır.
Daha yüksek oksijen konsantrasyonu karşılığında daha düşük basınç elde etme tavizi, giysinin esnekliğini korumak için gereklidir.

Tüplü dalış yapanlar, yüzeyden oksijen alan su altı dalgıçları ve denizaltılar da yapay olarak verilen oksijene bağımlıdır.
Denizaltılar, dalgıç araçları ve atmosferik dalış kıyafetleri genellikle normal atmosfer basıncında çalışır.
Solunum havası kimyasal ekstraksiyon yoluyla karbondioksitten arındırılır ve sabit bir kısmi basıncı korumak için oksijenle değiştirilir.
Ortam basıncında dalış yapanlar, çalışma derinliğine uygun bir oksijen oranına sahip hava veya gaz karışımlarını solurlar.
Atmosfer basıncından daha yüksek basınçlarda dalışta saf veya neredeyse saf oksijen kullanımı genellikle kapalı devre solunum cihazlarıyla, nispeten sığ derinliklerde (~6 metre veya daha az derinlik) dekompresyonla veya akut oksijen zehirlenmesinin boğulma riski olmadan yönetilebildiği 2,8 bar'a kadar basınçlarda yeniden basınçlandırma odalarında tıbbi tedaviyle sınırlıdır.

Daha derin dalışlar, oksijen zehirlenmesini önlemek için oksijenin nitrojen veya helyum gibi diğer gazlarla önemli ölçüde seyreltilmesini gerektirir.
Dağlara tırmanan veya basınçsız sabit kanatlı uçaklarda uçan kişiler bazen ek oksijen kaynaklarına sahip olurlar.
Basınçlı ticari uçaklarda, kabin basıncının düşmesi durumunda yolculara otomatik olarak sağlanan acil durum oksijen kaynağı bulunur.
Ani kabin basıncı kaybı, her koltuğun üzerindeki kimyasal oksijen jeneratörlerini harekete geçirir ve oksijen maskelerinin düşmesine neden olur.
Kabin güvenlik talimatlarında belirtildiği gibi "oksijen akışını başlatmak" için maskeleri çekmek, demir tozlarını tüpün içindeki sodyum klorata iter.
Daha sonra ekzotermik reaksiyonla sürekli bir oksijen gazı akışı üretilir.

Hafif bir öfori etkisi olan oksijen, oksijen barlarında ve sporlarda eğlence amaçlı kullanım geçmişine sahiptir.
Oksijen barları, 1990'ların sonlarından beri Amerika Birleşik Devletleri'nde bulunan ve minimum bir ücret karşılığında normalden daha yüksek oksijen maruziyeti sunan işletmelerdir.
Profesyonel sporcular, özellikle Amerikan futbolunda, performanslarını artırmak için bazen oyunlar arasında saha dışına çıkarak oksijen maskeleri takarlar.
Farmakolojik etkiden şüphe duyulmaktadır; plasebo etkisi daha olası bir açıklamadır.
Mevcut çalışmalar, oksijenle zenginleştirilmiş karışımların yalnızca aerobik egzersiz sırasında solunması durumunda performans artışı sağladığını desteklemektedir.
Solunum gerektirmeyen diğer eğlence amaçlı kullanımlar arasında, George Goble'ın barbekü ızgaralarını beş saniyede ateşlemesi gibi piroteknik uygulamalar yer almaktadır.

Endüstriyel
Demir cevherinin çeliğe eritilmesi, ticari olarak üretilen oksijenin %55'ini tüketmektedir.
Bu işlemde, oksijen yüksek basınçlı bir boru aracılığıyla erimiş demire enjekte edilir ve bu da kükürt safsızlıklarını ve fazla karbonu sırasıyla SO2 ve CO2 oksitleri olarak uzaklaştırır.
Reaksiyonlar ekzotermiktir, bu nedenle sıcaklık 1700 °C'ye yükselir.
Ticari olarak üretilen oksijenin %25'i de kimya endüstrisi tarafından kullanılmaktadır.
Etilen, O2 ile reaksiyona girerek etilen oksit oluşturur; bu da daha sonra etilen glikole dönüştürülür; antifriz ve polyester polimerler (birçok plastik ve kumaşın öncüsü) dahil olmak üzere bir dizi ürünün üretiminde kullanılan birincil hammadde.
Ticari olarak üretilen oksijenin kalan %20'sinin çoğu tıbbi uygulamalarda, metal kesme ve kaynak işlemlerinde, roket yakıtında oksitleyici olarak ve su arıtımında kullanılmaktadır.
Oksijen, asetilenin oksijenle yakılarak çok sıcak bir alev üretildiği oksiasetilen kaynağında kullanılır.
Bu işlemde, 60 cm (24 inç) kalınlığa kadar olan metal önce küçük bir oksiasetilen aleviyle ısıtılır ve ardından büyük bir O2 akımıyla hızla kesilir.

Hazırlama
Günümüzde ticari oksijenin çoğu, kriyojenik ayırma işlemleriyle havadan elde edilmektedir.
Oksijen üretim tesislerinin tasarımı ve işlem koşulları üretim kapasitesine, istenen saflığa ve maliyete bağlı olarak değişebilse de, temel adımlar benzerdir.
Hava önce toz parçacıklarını gidermek için filtrelenir.
Su, karbondioksit ve çoğu eser safsızlık, 0°C'nin biraz üzerinde bir sıcaklıkta silika jel (veya diğer etkili adsorban) ile uzaklaştırılır.
Asetilen ve diğer hidrokarbonlar da bu tür adsorpsiyon işlemleriyle uzaklaştırılabilir. Alternatif olarak, temiz hava sıkıştırılır ve soğutularak su ve karbondioksit dondurulur; bunlar ters ısı eşanjörlerinde hapsedilip uzaklaştırılabilir.
Havanın sıkıştırılması ve soğutulması, sıvılaştırılmasında kritik bir adımdır.
Soğutulmuş sıkıştırılmış havanın genleşmesine izin verildiğinde daha da soğur (Joule-Thomson etkisi), gaz halindeki hava yaklaşık -196°C'de sıvı havaya dönüşür.
Sıvılaştırılmış hava, fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur.
Daha uçucu olan argon ve azot, ısıtma sırasında damıtılarak uzaklaştırılır ve geriye eser miktarda hidrojen, helyum ve diğer inert gazlarla birlikte oksijen kalır.

Oksijen, suyun elektroliziyle de üretilebilir.
Bu tür elektrolitik işlemlerde, suya az miktarda H2SO4 veya NaOH eklenebilir.
Bununla birlikte, elektroliz yöntemleri, daha az maliyetli olan hava sıvılaştırma işlemleri kadar ticari olarak kullanılmamaktadır.
Ancak, elektroliz yoluyla sudan hidrojen üretilirken, oksijen yan ürün olarak elde edilir.
Laboratuvarda oksijen, katı oksitlerin veya okso tuzlarının termal ayrışmasını içeren çeşitli kimyasal yöntemlerle hazırlanabilir.
Oksijen hazırlamanın en uygun yöntemi, manganez dioksit katalizörü varlığında potasyum kloratı ısıtmaktır:
Oksijenin erken hazırlanması, özellikle Priestley ve Scheele tarafından bağımsız olarak kullanılan cıva(II) oksit olmak üzere metal oksitlerin termal ayrışmasını içeriyordu.

Ayrıca, bu ve daha sonraki araştırmacılar tarafından oksijen hazırlamak için kurşun, gümüş ve baryum oksitleri veya potasyum nitrat ve permanganat kullanılmıştır.
Metal oksitlerin ve metal oksit tuzlarının termal bozunmasıyla oksijen üreten bazı reaksiyonlar aşağıda vurgulanmıştır:
2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
2BaO2 (s) → 2BaO (s) + O2 (g)
2PbO2 (s) → 2PbO (s) + O2 (g)
2KNO3 (s) → 2KNO2 (s) + O2 (g)
2Ag2O (s) → 4Ag (s) + O2 (g)
2KMnO4 (s) → K2MnO4 (s) + MnO2 (s) + O2 (g)
2K2S2O8 (s) → 2K2SO4 (s) + 2SO2 (g) + O2 (g)
Geçmişte ticari oksijen üretiminde baryum peroksit kullanılmıştır.
Baryum oksidin havada 500°C'de ısıtılmasıyla baryum peroksit oluşur ve bu da 800°C'de oksijen vermek üzere ayrışır:

Oksijen, normal sıcaklıklarda kimyasal olarak hazırlanabilir.
Oda sıcaklığında az miktarda oksijen üretebilen çözeltide çeşitli reaksiyonlar bilinmektedir.
Oksijen üretmenin bu tür uygun yöntemlerinden biri, sodyum peroksite yavaşça su eklemektir.
Reaksiyon ekzotermiktir; bu nedenle, su eklenmesi dikkatli yapılmalıdır.
2Na2O2 (s) + 2H2O (l) → 4NaOH (aq) + O2 (g)
Ayrıca, sülfürik asit ile asitlendirilmiş potasyum permanganat çözeltisi, hidrojen peroksit çözeltisi ile işlendiğinde de oksijen açığa çıkar:
2MnO4ˉ (aq) + 5H2O2 (aq) + 6H+ (aq) → 2Mn2+ (aq) + 8H2O (l) + 5O2 (g).