Oxigen

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Oxigen
AzotOxigenFluor
  Lattic simple cubic.svg

8
O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
O
S
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Oxigen, O, 8
Serie chimică nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc 6, 2, p
Densitate 1,429 kg/m³
Culoare incolor
Număr CAS
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 15,9994 u
Rază atomică 60 (48) pm
Rază de covalență 66 pm
Rază van der Waals 140 pm
Configurație electronică [He] 2s2 2p4
Electroni pe nivelul de energie 2, 6
Număr de oxidare -2, -1
Oxid neutru
Structură cristalină cubică
Proprietăți fizice
Fază ordinară gaz paramagnetic
Punct de topire -218,8 °C ; 54,36 K
Punct de fierbere -183 °C ; 90,20 K
Energie de fuziune 0,22259 kJ/mol
Energie de evaporare 3,4099 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 17,36×10-3 m³/kmol
Presiune de vapori
Viteza sunetului 317,5 m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 3,44
Căldură specifică 920 J/(kg·K)
Conductivitate electrică S/m
Conductivitate termică 0,02674 W/(m·K)
Primul potențial de ionizare 1313,9 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare 3388,3 kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare 5300,5 kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare 7469,2 kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_5}}} kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
14O sintetic 1,17677 min β+ 1,72 14N
15O sintetic 2,0357 min β+ 1,72 15N
16O 99,762 % stabil cu 8 neutroni
17O 0,038 % stabil cu 9 neutroni
18O 0,2% stabil cu 10 neutroni
19O sintetic 26,91 s β- 4,821 19F
20O sintetic 13,51 s β- 3,814 20F
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Strălucire alb-albastră de la un tub de oxigen.

Oxigenul este un element chimic cu simbolul O și numărul atomic 8. Este membru al grupei calcogenilor și este un element nemetalic foarte reactiv și un agent oxidant care formează foarte ușor compuși (în special oxizi) cu majoritatea elementelor. [1] După masă, oxigenul este al treilea cel mai întâlnit element în univers, după hidrogen și heliu.[2] În condiții normale de temperatură și presiune, doi atomi de oxigen se leagă pentru a forma dioxigenul, o moleculă diatomică incoloră, inodoră și insipidă, cu formula O2.

Multe clase majore de molecule organice în organismele vii, cum ar fi proteinele, acizii nucleici, carbohidrații, și grăsimile, conțin oxigen, precum o fac compușii anorganici mai importanți, care fac parte din cochiliile, dinții și oasele animalelor. Majoritatea masei organismelor vii o reprezintă oxigenul deoarece face parte din apă, principala componentă a formelor de viață (spre exemplu, aproape 2/3 din masa corpului uman). Oxigenul elementar e produs de cianobacterii, alge și plante, fiind folosit în respirația celulară în toate formele complexe de viață. Oxigenul e toxic pentru organismele anaerobe obligate, care erau forma dominantă de viață timpurie pe Pământ până când O2-ul a început să se acumuleze în atmosferă. O2-ul liber elementar a început să se adune în atmosferă acum circa 2,5 miliarde de ani, la aproximativ un miliard de ani de la prima apariție a acestor organisme.[3][4] Oxigenul diatomic constituie 20,8 %din volumul de aer.[5] Oxigenul este cel mai abundent element după masă în scoarța Pământului, făcând parte din compuși de oxizi ca dioxidul de siliciu, reprezentând aproape jumătate din masa scoarței terestre.[6]

Oxigenul reprezintă o parte importantă din atmosferă, și e necesar la susținerea majorității vieții terestre, fiind folosit în respirație. Totuși, e prea reactiv chimic pentru a rămâne un element liber în atmosfera Pământului fără a ne fi reaprovizionat continuu de fotosinteza din organismele vii, care folosesc energia luminii Soarelui pentru a produce oxigen elementar din apă. Altă formă (alotrop) a oxigenului, ozonul (O3), absoarbe radiațiile UVB și, consecvent, stratul de ozon de la mare altitudine ajută la protejarea biosferei de radiațiile ultraviolete, dar e un poluant lângă suprafață unde este un produs secundar al smogului. La altitudini chiar mai mari, oxigenul atomic are o prezență ridicată și e o cauză pentru eroziunea rachetelor spațiale.[7] Oxigenul e produs industrial prin distilația fracțională a aerului lichefiat, folosirea zeoliților cu adsorbția de presiune variabilă pentru a concentra oxigenul din aer, electroliza apei și alte metode. Întrebuințările oxigenului elementar includ producția oțelului, plasticului și textilelor, lipirea, sudarea și tăierea oțelurilor și altor metale, propulsoare de rachete, terapia cu oxigen și sisteme de susținere a vieții în aeronave, submarine, zborul spațial și scufundare.

Oxigenul a fost descoperit independent de Carl Wilhelm Scheele, în Uppsala, în anul 1773 sau mai devreme, și de Joseph Priestley în Wiltshire, în anul 1774, dar lui Priestley i se acordă mereu prioritate deoarece munca sa a fost publicată prima. Numele oxigen a fost inventat în 1777 de către Antoine Lavoisier,[8] ale cărui experimente cu oxigenul au contribuit la discreditarea - atunci populară - teoriei flogisticului a combustiei și coroziunii. Numele lui derivă de la rădăcinile greci ὀξύς oxys, „acid”, literal „ascuțit”, referindu-se la gustul acru al acizilor, și -γενής -genes, „producător”, literal „născător”, deoarece la vremea denumirii, se credea, greșit, că toți acizii aveau nevoie de oxigen în compoziția lor.

Istorie[modificare | modificare sursă]

Experimente timpurii[modificare | modificare sursă]

Desen reprezentând o lumânare aprinsă, prinsă într-un recipient de sticlă.
Experimentul lui Filon a inspirat ulteriorii cercetători.

Unul dintre primele experimente cunoscute despre relația dintre ardere și aer a fost realizat de către Filon din Bizanț, un scriitor din domeniul mecanicii din Grecia Antică, secolul al II-lea î.Hr.. În lucrarea sa, Pneumatica, Filon a observat că inversarea unui vas deasupra unei lumânări aprinse și înconjurarea gâtului vasului cu apă a avut ca efect ridicarea apei. [9] Filon a presupus incorect că părți din aerul din vas s-au transformat în elementul clasic foc și astfel a putut ieși prin porii vasului. Multe secole mai târziu, Leonardo da Vinci s-a bazat pe munca lui Filon, observând faptul că părți din aer sunt consumate în timpul combustiei și respirației. [10]

La sfârșitul secolului al XVII-lea, Robert Boyle a arătat că este nevoie de aer pentru ardere. Chimistul englez John Mayow (1641–1679) a îmbunătățit munca sa prin demonstrarea faptului că focul are nevoie doar de o parte din aer, pe care a numit-o spiritus nitroaereus sau simplu nitroaereus. [11] Într-un experiment, el a aflat că dacă plasa ori un șoarece sau o lumânare aprinsă într-un recipient închis peste apă, se ridica apa și înlocuia o paisprezecime din volumul aerului înainte ca aceasta să se stingă. [12] Plecând de aici, el a presupus că nitroaereus este consumat atât în respirație, cât și în ardere.

Mayow a observat că stibiul crește în greutate dacă este încălzit, și a dedus că nitroaereus s-ar fi combinat cu metalul. [11] El de asemenea s-a gândit că plămânii separă nitroaereus din aer și îl trece în sânge și că mișcarea și căldura animalelor este rezultatul unei reacții dintre nitroaereus și diverse substanțe din corp. [11] Evidențe ale acestora și ale altor experimente au fost publicate în 1688 în lucrarea sa, Tractatus duo, din broșura "De respiratione".[12]

Teoria flogisticului[modificare | modificare sursă]

Old drawing of a man wearing a large curly wig and a mantle.
Stahl a contribuit la dezvoltarea și popularizarea teoriei flogisticului.

Robert Hooke, Ole Borch, Mikhail Lomonosov și Pierre Bayen (fr) au produs oxigen în urma experimentelor în timpul secolelor XVII și XVIII, dar niciunul nu l-a recunoscut ca fiind un element chimic. [13] Aceasta a fost în parte din cauza răspândirii unei filozofii a combustiei și coroziunii denumită teoria flogisticului, teorie care era explicația favorită pentru aceste procese.

Stabilită în 1667 de către alchimistul german J. J. Becher, și modificată de chimistul Georg Ernst Stahl la 1731,[14] teoria flogisticului afirma faptul că toate materialele combustibile erau alcătuite din două părți. O parte, denumită flogistic, era eliberată când substanța care îl conținea era arsă, iar partea deflogisticată se credea că era forma sa adevărată, sau calx.[10]

Se credea despre materialele foarte combustibile care lasă puțin reziduu, cum ar fi lemnul sau cărbunele, că sunt făcute în majoritate din flogistic, în timp ce substanțele necombustibile care se corodează, cum ar fi fierul, conțineau foarte puțin. Aerul nu a avut un rol în teoria flogisticului, și nici nu s-au efectuat experimente cantitative inițiale pentru a testa idea; în schimb, teoria era bazată pe observațiile referitoare la ce se întâmplă când ceva arde, pe faptul că majoritatea obiectelor comune par să devină mai luminoase și să piardă ceva în timpul procesului. [10] Faptul că o substanță ca lemnul de fapt dobândește în ansamblu greutate prin ardere a fost ascuns de flotabilitatea produșilor combustiei gazoase. Într-adevăr, una dintre primele indicii că teoria flogisticului era incorectă s-a bazat pe faptul că și metalele creșteau în greutate odată cu ruginirea (când de fapt se presupune că trebuiau să piardă așa-zisul flogistic).

Descoperirea[modificare | modificare sursă]

Articol principal: Descoperirea oxigenului
Profile drawing of a young men's head in an oval frame.
Carl Wilhelm Scheele l-a întrecut pe Priestley cu descoperirea, dar a publicat mai târziu.

Oxigenul a fost descoperit pentru prima dată de către farmacistul suedez Carl Wilhelm Scheele. El a produs oxigen gazos prin încălzirea oxidului mercuric și a diverșilor azotați prin anul 1772. [5][10] Scheele a denumit gazul „aer de foc” (engleză fire air), deoarece era singurul lucru care putea întreține arderea, și a scris despre descoperirea sa într-un manuscris intitulat Tratat despre Aer și Foc (engleză Treatise on Air and Fire), pe care l-a trimis editorului său în 1775. Totuși, acel document nu a fost publicat până în anul 1777. [15]

A drawing of an elderly man sitting by the table and facing parallel to the drawing. His left arm rests on a notebook, legs crossed
Joseph Priestley este considerat ca fiind descoperitorul elementului.

Între timp, pe 1 august 1774, clericul britanic Joseph Priestley a focalizat un fascicul de lumină solară pe o eprubetă cu oxid mercuric (HgO), astfel eliberând un gaz pe care el l-a denumit „aer deflogisticat”. [5] El a observat faptul că lumânările ard mai bine când sunt expuse acelui gaz, iar că șoarecii sunt mai activi și trăiesc mai mult în timp ce îl respiră. După ce însăși el a respirat gazul, a notat: „Senzația cauzată de gaz în plămânii mei nu era senzitiv diferită față de cea a aerului normal, dar am realizat că pieptul meu era deosebit de ușor după ceva vreme.[13][a] Priestley și-a publicat descoperirile în 1775 într-o lucrare intitulată „An Account of Further Discoveries in Air”, care a fost inclusă în al doilea volum al cărții sale, Experiments and Observations on Different Kinds of Air.[10][16] Deoarece Priestley a publicat primul, el este cel considerat ca fiind descoperitorul.

Cunoscutul chimist francez Antoine Laurent Lavoisier a spus că ar fi descoperit noua substanță independent. Totuși, Priestley l-a vizitat pe Lavoisier în octombrie 1774 și i-a povestit despre experimentul său și cum a produs noul gaz. De asemenea, Scheele i-a trimis o scrisoare lui Lavoisier pe 30 septembrie 1774, în care descria propria descoperire a substanței anterior necunoscute, însă Lavoisier nu a recunoscut niciodată că ar fi primit-o (o copie a scrisorii a fost găsită printre lucrurile lui Scheele, după moartea sa). [15]

Contribuția lui Lavoisier[modificare | modificare sursă]

Ceea ce Lavoisier a făcut incontestabil (deși la vremea aceea era disputat) a fost realizarea primelor experimente cantitative adecvate cu privire la oxidare și elaborarea unei explicații corecte referitoare la modul în care funcționează arderea. [5] El s-a folosit de acestea și de alte experimente, toate începute în 1774, pentru a discredita teoria flogisticului și pentru a dovedi că substanța descoperită de Priestley și Scheele era de fapt element chimic.

A drawing of a young man facing towards the viewer, but looking on the side. He wear a white curly wig, dark suit and white scarf.
Antoine Lavoisier a desființat teoria flogisticului.

Într-un experiment, Lavoisier a observat că nu era nicio creștere în greutate când staniul metalic și aerul au fost încălzite într-un recipient închis. [5] El a notat faptul că aerul a intrat când a deschis recipientul, ceea ce indica faptul că o parte de aer rămas înăuntru a fost consumat. De asemenea a realizat că staniul a crescut în greutate și că aceea creștere măsura la fel cu masa aerului care a intrat. Acestea și alte experimente referitoare la ardere au fost documentate în cartea sa, Sur la combustion en général, care a fost publicată în 1777. [5] În această lucrare, el demonstrează că aerul este un amestec de două gaze: aer vital, care este esențial pentru ardere și respirație, și azote (ἄζωτον „fără viață”), care nu le întreține deloc. Termenul azote a devenit mai târziu azot în română (nitrogen în engleză), și a fost preluat în diferite limbi europene. [5]

Lavoisier a redenumit aerul vital în oxygène în 1777, denumire care provine din termenii greci ὀξύς (oxys) (acid, literal „ascuțit”, de la gustul acizilor) și -γενής (-genēs) (producător, literal „născător”), deoarece a crezut eronat că oxigenul este constituent al tuturor acizilor. [8] Chimiștii (în special Sir Humphry Davy în 1812) au determinat în cele din urmă că Lavoisier greșise în această privință (de fapt hidrogenul este cel care stă la baza formării acizilor), dar era deja prea târziu; denumirea fusese preluată.

Evenimente recente[modificare | modificare sursă]

A metal frame structure stands on the snow near a tree. A middle-aged man wearing a coat, boots, leather gloves and a cap stands by the structure and holds it with his right hand.
Robert H. Goddard and a liquid oxygen-gasoline rocket

John Dalton's original atomic hypothesis assumed that all elements were monatomic and that the atoms in compounds would normally have the simplest atomic ratios with respect to one another. For example, Dalton assumed that water's formula was HO, giving the atomic mass of oxygen as 8 times that of hydrogen, instead of the modern value of about 16.[17] In 1805, Joseph Louis Gay-Lussac and Alexander von Humboldt showed that water is formed of two volumes of hydrogen and one volume of oxygen; and by 1811 Amedeo Avogadro had arrived at the correct interpretation of water's composition, based on what is now called Avogadro's law and the assumption of diatomic elemental molecules.[18][b]

By the late 19th century scientists realized that air could be liquefied, and its components isolated, by compressing and cooling it. Using a cascade method, Swiss chemist and physicist Raoul Pierre Pictet evaporated liquid sulfur dioxide in order to liquefy carbon dioxide, which in turn was evaporated to cool oxygen gas enough to liquefy it. He sent a telegram on December 22, 1877 to the French Academy of Sciences in Paris announcing his discovery of liquid oxygen.[19] Just two days later, French physicist Louis Paul Cailletet announced his own method of liquefying molecular oxygen.[19] Only a few drops of the liquid were produced in either case so no meaningful analysis could be conducted. Oxygen was liquified in stable state for the first time on March 29, 1883 by Polish scientists from Jagiellonian University, Zygmunt Wróblewski and Karol Olszewski.[20]

In 1891 Scottish chemist James Dewar was able to produce enough liquid oxygen to study.[21] The first commercially viable process for producing liquid oxygen was independently developed in 1895 by German engineer Carl von Linde and British engineer William Hampson. Both men lowered the temperature of air until it liquefied and then distilled the component gases by boiling them off one at a time and capturing them.[22] Later, in 1901, oxyacetylene welding was demonstrated for the first time by burning a mixture of acetylene and compressed O2. This method of welding and cutting metal later became common.[22]

In 1923 the American scientist Robert H. Goddard became the first person to develop a rocket engine that burned liquid fuel; the engine used gasoline for fuel and liquid oxygen as the oxidizer. Goddard successfully flew a small liquid-fueled rocket 56 m at 97 km/h on March 16, 1926 in Auburn, Massachusetts, US.[22][23]

Caracteristici[modificare | modificare sursă]

Structură[modificare | modificare sursă]

Moleculă de dioxigen, O2.

În condiții normale de temperatură și presiune, oxigenul este un gaz incolor, inodor și insipid cu formula moleculară O2, în cadrul căreia doi atomi de oxigen sunt legați chimic unul de altul prin. Această legătură este de ordinul doi, și este adesea simplificată în descriere ca legături dublă[24] or as a combination of one two-electron bond and two three-electron bonds.[25]

Triplet oxygen (not to be confused with ozone, O3) is the ground state of the O2 molecule.[26] The electron configuration of the molecule has two unpaired electrons occupying two degenerate molecular orbitals.[c] These orbitals are classified as antibonding (weakening the bond order from three to two), so the diatomic oxygen bond is weaker than the diatomic nitrogen triple bond in which all bonding molecular orbitals are filled, but some antibonding orbitals are not.[26]

A trickle of liquid oxygen is deflected by a magnetic field, illustrating its paramagnetic property

In normal triplet form, O2 molecules are paramagnetic. That is, they form a magnet in the presence of a magnetic field—because of the spin magnetic moments of the unpaired electrons in the molecule, and the negative exchange energy between neighboring O2 molecules.[21] Liquid oxygen is attracted to a magnet to a sufficient extent that, in laboratory demonstrations, a bridge of liquid oxygen may be supported against its own weight between the poles of a powerful magnet.[27][d]

Singlet oxygen is a name given to several higher-energy species of molecular O2 in which all the electron spins are paired. It is much more reactive towards common organic molecules than is molecular oxygen per se. In nature, singlet oxygen is commonly formed from water during photosynthesis, using the energy of sunlight.[28] It is also produced in the troposphere by the photolysis of ozone by light of short wavelength,[29] and by the immune system as a source of active oxygen.[30] Carotenoids in photosynthetic organisms (and possibly also in animals) play a major role in absorbing energy from singlet oxygen and converting it to the unexcited ground state before it can cause harm to tissues.[31]

Alotropi[modificare | modificare sursă]

Central atom is positively charged and end atoms are negatively charged.
Ozone is a rare gas on Earth found mostly in the stratosphere.

The common allotrope of elemental oxygen on Earth is called dioxygen, O2. It has a bond length of 121 pm and a bond energy of 498 kJ·mol−1.[32] This is the form that is used by complex forms of life, such as animals, in cellular respiration (see Biological role) and is the form that is a major part of the Earth's atmosphere (see Occurrence). Other aspects of O2 are covered in the remainder of this article.

Trioxygen (O3) is usually known as ozone and is a very reactive allotrope of oxygen that is damaging to lung tissue.[33] Ozone is produced in the upper atmosphere when O2 combines with atomic oxygen made by the splitting of O2 by ultraviolet (UV) radiation.[8] Since ozone absorbs strongly in the UV region of the spectrum, the ozone layer of the upper atmosphere functions as a protective radiation shield for the planet.[8] Near the Earth's surface, however, it is a pollutant formed as a by-product of automobile exhaust.[33] The metastable molecule tetraoxygen (O4) was discovered in 2001,[34][35] and was assumed to exist in one of the six phases of solid oxygen. It was proven in 2006 that this phase, created by pressurizing O2 to 20 GPa, is in fact a rhombohedral O8 cluster.[36] This cluster has the potential to be a much more powerful oxidizer than either O2 or O3 and may therefore be used in rocket fuel.[34][35] A metallic phase was discovered in 1990 when solid oxygen is subjected to a pressure of above 96 GPa[37] and it was shown in 1998 that at very low temperatures, this phase becomes superconducting.[38]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

Oxygen is more soluble in water than nitrogen is. Water in equilibrium with air contains approximately 1 molecule of dissolved O2 for every 2 molecules of N2, compared to an atmospheric ratio of approximately 1:4. The solubility of oxygen in water is temperature-dependent, and about twice as much (14.6 mg·L−1) dissolves at 0 °C than at 20 °C (7.6 mg·L−1).[13][39] At 25 °C and 1 standard atmosfere (101.3 kPa) of air, freshwater contains about 6.04 milliliters (mL) of oxygen per liter, whereas seawater contains about 4.95 mL per liter.[40] At 5 °C the solubility increases to 9.0 mL (50% more than at 25 °C) per liter for water and 7.2 mL (45% more) per liter for sea water.

Oxygen condenses at 90.20 K (−182.95 °C, −297.31 °F), and freezes at 54.36 K (−218.79 °C, −361.82 °F).[41] Both liquid and solid O2 are clear substances with a light sky-blue color caused by absorption in the red (in contrast with the blue color of the sky, which is due to Rayleigh scattering of blue light). High-purity liquid O2 is usually obtained by the fractional distillation of liquefied air.[42] Liquid oxygen may also be produced by condensation out of air, using liquid nitrogen as a coolant. It is a highly reactive substance and must be segregated from combustible materials.[43]

Izotopi și originile stelare[modificare | modificare sursă]

A concentric-sphere diagram, showing, from the core to the outer shell, iron, silicon, oxygen, neon, carbon, helium and hydrogen layers.
Late in a massive star's life, 16O concentrates in the O-shell, 17O in the H-shell and 18O in the He-shell.

Naturally occurring oxygen is composed of three stable isotopes, 16O, 17O, and 18O, with 16O being the most abundant (99.762% natural abundance).[44]

Most 16O is synthesized at the end of the helium fusion process in massive stars but some is made in the neon burning process.[45] 17O is primarily made by the burning of hydrogen into helium during the CNO cycle, making it a common isotope in the hydrogen burning zones of stars.[45] Most 18O is produced when 14N (made abundant from CNO burning) captures a 4He nucleus, making 18O common in the helium-rich zones of evolved, massive stars.[45]

Fourteen radioisotopes have been characterized. The most stable are 15O with a half-life of 122.24 seconds and 14O with a half-life of 70.606 seconds.[44] All of the remaining radioactive isotopes have half-lives that are less than 27 s and the majority of these have half-lives that are less than 83 milliseconds.[44] The most common decay mode of the isotopes lighter than 16O is β+ decay[46][47][48] to yield nitrogen, and the most common mode for the isotopes heavier than 18O is beta decay to yield fluorine.[44]

Apariție[modificare | modificare sursă]

Ten most common elements in the Milky Way Galaxy estimated spectroscopically[49]
Z Element Mass fraction in parts per million
1 Hydrogen 739,000 71 × mass of oxygen (red bar)
2 Helium 240,000 23 × mass of oxygen (red bar)
8 Oxygen 10400 10400
 
6 Carbon 4600 4600
 
10 Neon 1340 1340
 
26 Iron 1090 1090
 
7 Nitrogen 960 960
 
14 Silicon 650 650
 
12 Magnesium 580 580
 
16 Sulfur 440 440
 

Oxygen is the most abundant chemical element by mass in the Earth's biosphere, air, sea and land. Oxygen is the third most abundant chemical element in the universe, after hydrogen and helium.[2] About 0.9% of the Sun's mass is oxygen.[5] Oxygen constitutes 49.2% of the Earth's crust by mass[6] and is the major component of the world's oceans (88.8% by mass).[5] Oxygen gas is the second most common component of the Earth's atmosphere, taking up 20.8% of its volume and 23.1% of its mass (some 1015 tonnes).[5][50][e] Earth is unusual among the planets of the Solar System in having such a high concentration of oxygen gas in its atmosphere: Mars (with 0.1% O2 by volume) and Venus have far lower concentrations. However, the O2 surrounding these other planets is produced solely by ultraviolet radiation impacting oxygen-containing molecules such as carbon dioxide.

The unusually high concentration of oxygen gas on Earth is the result of the oxygen cycle. This biogeochemical cycle describes the movement of oxygen within and between its three main reservoirs on Earth: the atmosphere, the biosphere, and the lithosphere. The main driving factor of the oxygen cycle is photosynthesis, which is responsible for modern Earth's atmosphere. Photosynthesis releases oxygen into the atmosphere, while respiration and decay remove it from the atmosphere. In the present equilibrium, production and consumption occur at the same rate of roughly 1/2000th of the entire atmospheric oxygen per year.

World map showing that the sea-surface oxygen is depleted around the equator and increases towards the poles.
Cold water holds more dissolved O2.

Free oxygen also occurs in solution in the world's water bodies. The increased solubility of O2 at lower temperatures (see Physical properties) has important implications for ocean life, as polar oceans support a much higher density of life due to their higher oxygen content.[51] Water polluted with plant nutrients such as nitrates or phosphates may stimulate growth of algae by a process called eutrophication and the decay of these organisms and other biomaterials may reduce amounts of O2 in eutrophic water bodies. Scientists assess this aspect of water quality by measuring the water's biochemical oxygen demand, or the amount of O2 needed to restore it to a normal concentration.[52]

Analiză[modificare | modificare sursă]

Time evolution of oxygen-18 concentration on the scale of 500 million years showing many local peaks.
500 million years of climate change vs 18O

Paleoclimatologists measure the ratio of oxygen-18 and oxygen-16 in the shells and skeletons of marine organisms to determine what the climate was like millions of years ago (see oxygen isotope ratio cycle). Seawater molecules that contain the lighter isotope, oxygen-16, evaporate at a slightly faster rate than water molecules containing the 12% heavier oxygen-18; this disparity increases at lower temperatures.[53] During periods of lower global temperatures, snow and rain from that evaporated water tends to be higher in oxygen-16, and the seawater left behind tends to be higher in oxygen-18. Marine organisms then incorporate more oxygen-18 into their skeletons and shells than they would in a warmer climate.[53] Paleoclimatologists also directly measure this ratio in the water molecules of ice core samples that are up to several hundreds of thousands of years old.

Planetary geologists have measured different abundances of oxygen isotopes in samples from the Earth, the Moon, Mars, and meteorites, but were long unable to obtain reference values for the isotope ratios in the Sun, believed to be the same as those of the primordial solar nebula. However, analysis of a silicon wafer exposed to the solar wind in space and returned by the crashed Genesis spacecraft has shown that the Sun has a higher proportion of oxygen-16 than does the Earth. The measurement implies that an unknown process depleted oxygen-16 from the Sun's disk of protoplanetary material prior to the coalescence of dust grains that formed the Earth.[54]

Oxygen presents two spectrophotometric absorption bands peaking at the wavelengths 687 and 760 nm. Some remote sensing scientists have proposed using the measurement of the radiance coming from vegetation canopies in those bands to characterize plant health status from a satellite platform.[55] This approach exploits the fact that in those bands it is possible to discriminate the vegetation's reflectance from its fluorescence, which is much weaker. The measurement is technically difficult owing to the low signal-to-noise ratio and the physical structure of vegetation; but it has been proposed as a possible method of monitoring the carbon cycle from satellites on a global scale.

Rolul biologic al O2-ului[modificare | modificare sursă]

Fotosinteză și respirație[modificare | modificare sursă]

Fotosinteza desparte apa pentru a elibera O2 și transformă CO2 în zahăr prin ceea ce se numește un ciclu Calvin.

În natură, oxigenul e produs de despărțirea apei cu ajutorul luminii în timpul fotosintezei oxigenice. După unele estimări, algele verzi și cianobacteriile din mediile marine produc aproximativ 70% din oxigenul de pe Pământ, restul fiind eliberat de plantele terestre.[56] Alte estimări despre contribuția oceanelor la crearea oxigenului atmosferic sunt mai ridicate, pe când altele sunt mai scăzute, sugerând că oceanele produc circa 45% din oxigenul din atmosfera Pământului, anual.[57]

O formulă simplificată și cuprinzătoare pentru fotosinteză este:[58]

6CO_2\,+\,6H_2O + fotoniC_6H_120_6\,+\,6O_2

sau, mai simplu

dioxid de carbon + apă + lumină → glucoză + dioxigen

Evoluția fotolitică a oxigenului are loc în membranele tilacoide ale organismelor fotosintetice, având nevoie de energia a 4 fotoni.[f] Mulți pași sunt necesari, dar rezultatul este formarea unui gradient de protoni de-a lungul membranei tilacoide, care e folosit la sintetizarea ATP-ului prin fotofosforilație.[59] O2-ul rămas după oxidarea moleculei de apă este eliberat în atmosferă.[g]

Dioxigenul molecular, O2, e esențial pentru respirația celulară în toate organismele aerobe. Oxigenul e folosit în mitocondrii pentru a facilita generarea de adenozintrifosfat (ATP) în timpul fosforilației oxidative. Reacția respirației aerobe este inversa fotosintezei și este simplificată astfel:

C_6H_120_6\,+\,6O_26CO_2\,+\,6H_2O\,+\,2880\,kJ\,*\,mol^{-1}

În vertebrate, O2 se propagă prin membrane în plămâni iar apoi în celulele roșii. Hemoglobina se atașează de O2, schimbându-și culoarea din roșu albăstrui în roșu deschis[33] (CO2 e eliberat din altă parte a hemoglobinei prin efectul Bohr). Alte animale folosesc hemocianină (moluștele și unele artropode) sau hemeritrină (păianjenii și homarii).[50] Un litru de sânge poate dizolva 200 cm3 de O2.[50]

Tipuri de oxigen reactiv, cum ar fi ionul superoxid (O2-) și peroxidul de hidrogen (H2O2), sunt produse secundare nocive ale folosirii oxigenului în organism.[50] Părți din sistemul imunitar din organisme superioare, totuși, creează peroxid, superoxid și singleturi de oxigen pentru a distruge microbii invadatori. Tipurile de oxigen reactiv joacă, de asemenea, un rol important în răspunsul hipersenzitiv al plantelor împotriva atacurilor patogene.[59]

Un adult uman în repaus inhalează de la 1,8 până la 2,4 grame de oxigen pe minut.[60] Aceasta duce la inhalarea de 6 miliarde de tone de oxigen anual, de către omenire.[h]

Conținutul în corp[modificare | modificare sursă]

Presiunea parțială a oxigenului în corpul uman (PO2)
Unitate de măsură Presiunea gazului în
alveolele pulmonare
Oxigen în artere Oxigen în vene
kPa 14.2 11[61]-13[61] 4.0[61]-5.3[61]
mmHg 107 75[62]-100[62] 30[63]-40[63]

Presiunea parțială a oxigenului liber în corpul unei vertebrate în viață este cea mai ridicată în sistemul respirator, iar apoi scade de-a lungul oricărui sistem de artere, țesuturi periferice și sistem de vene, respectiv. Presiunea parțială e presiunea pe care oxigenul ar fi avut-o dacă ar fi ocupat volumul respectiv, singur.[64]

Construcția atmosferei[modificare | modificare sursă]

A graph showing time evolution of oxygen pressure on Earth; the pressure increases from zero to 0.2 atmospheres.
Acumularea de O2 în atomsferă: 1) O2 nu e produs; 2) O2 e produs, dar e absorbit în oceane și în fundul acestora; 3) O2 începe să se ridice din oceean, dar e absorbit de pământ și de stratul de ozon în formare; 4–5) O2 începe să se adune în atmosferă

Oxigenul liber a fost aproape de negăsit în atmosfera Pământului înainte ca archaea și bacteriile fotosintetice să evolueze, probabil cu 3,5 miliarde de ani în urmă. Oxigenul liber a apărut în cantități considerabile în timpul paleoproterozoic-ului (acum 3 - 2,3 miliarde de ani).[65] Pentru primele miliarde de ani, orice oxigen liber produs de aceste organisme se combina cu fierul dizolvat în oceane, pentru a forma formațiuni de fier. Când asemenea „puțuri” de oxigen s-au umplut, oxigenul liber a început să se răspândească în atmosferă, acum 3 - 2,7 miliarde de ani, ajungând la 10% din nivelul actual. [65][66]

Prezența cantităților mari de oxigen dizolvat și liber în oceane și atmosferă ar fi putut duce majoritatea organismelor anaerobe în viață de atunci la extincție în timpul Marelui Eveniment de Oxigenare (catastrofa oxigenului), acum circa 2, 4 miliarde de ani. Totuși, respirația celulară folosind O2 permite organismelor aerobe să producă mai mult ATP decât cele anaerobe, facilitându-le să domine biosfera terestră.[67] Respirația celulară a O2 e prezentă în toate eucariotele, incluzând toate organismele multicelulare complexe ca plantele și animalele.

De la începutul perioadei cambriene acum 540 de milioane de ani, nivelele de O2 au fluctuat în volum între 15% și 30%.[68] Către sfârșitul perioadei carbonifere (în urmă cu aproximativ 300 de milioane de ani) nivelele atmosferice de O2, după volum, au ajuns la un maxim de 35%,[68] care ar fi putut contribui la marea cantitate de insecte și amfibieni la acel timp.[69] Activitățile umane, incluzând arderea a 7 miliarde de tone de combustibil fosil anual au avut un efect foarte mic asupra cantității de oxigen liber în atmosferă.[21] În ritmul curent al fotosintezei, ar fi nevoie de 2000 de ani pentru a regenera tot O2-ul prezent în atmosferă.[70]

Aplicații[modificare | modificare sursă]

Medicină[modificare | modificare sursă]

A gray device with a label DeVILBISS LT4000 and some text on the front panel. A green plastic pipe is running from the device.
Un concentrator de oxigen în casa unui pacient cu un emfizem

Asimilarea de O2 din aer este scopul fundamental al respirației, ceea ce înseamnă că suplimentarea de oxigen e folosită în medicină. Tratamentul nu doar crește nivelul de oxigen în sângele pacienților, dar are și efectul secundar de a reduce rezistența față de cursul de sânge în multe tipuri de boli ale plămânilor, ușurând munca inimii. Terapia cu oxigen este folosită la tratarea emfizemelor, pneumoniei, unor boli cardiace (insuficiență cardiacă congestivă), unor tulburări care cauzează o presiune arterială pulmonară ridicată, și orice boală care scade eficiența corpului în asimilarea și folosirea oxigenului.[71]

Tratamentele sunt destul de practice încât să fie folosite în spitale, la domiciliile pacienților, sau, dintr-un număr din ce în ce mai mare, prin aparate mobile. Corturile de oxigen erau des folosite în terapia cu oxigen, dar acum au fost înlocuite de măștile de oxigen și de canulele nazale.[72]

Oxigenoterapia hiperbară folosește camere de oxigen speciale pentru a crește presiunea parțială a oxigenului a pacientului, sau, în caz de nevoie, a personalului medical.[73] Intoxicarea cu monoxid de carbon, gangrena gazoasă și răul de decompresie sunt, uneori, tratate folosind aceste dispozitive.[74] O concentrație ridicată de O2 în plămâni ajută la despărțirea monoxidului de carbon de grupul hemic al hemoglobinei.[75][76] Oxigenul este otrăvitor pentru bacteriile anaerobe care cauzează gangrenele gazoase, deci creșterea presiunii sale parțiale ajută la eliminarea acestora.[77][78] Răul de decompresie are loc în scafandrii care se decompresează prea repede după o scufundare, rezultând în bule de gaz inert, cel mai des constituind în azot și heliu, formându-se în sângele lor. Mărirea presiunii oxigenului cât de repede se poate face parte din tratament.[71][79][80]

Oxigenul e, de asemenea, folosit în scop medical pentru pacienții care necesită ventilație mecanică, de obicei la concentrații mai mare decât cea de 21% din aerul ambiental.

Susținerea vieții și uz în scopuri recreative[modificare | modificare sursă]

O2 pur, la presiuni scăzute, e folosit în costumele spațiale.

O aplicație notabilă a O2, sub forma unui gaz de respirat la o presiune scăzută, e folosirea lui în costumele spațiale moderne, care înconjoară corpul ocupantului lor cu aer presurizat. Aceste dispozitive folosesc oxigen aproape pur la o presiune de circa 3 ori mai mică decât cea normală, astfel presiunea parțială a oxigenului în sânge rămânând normală.[81][82] Acest compromis în schimbarea unei concentrații mai mari de oxigen pentru o presiune mai scăzută e necesar pentru ca costumele spațiale să fie flexibile.

Scafandrii și submarinele se bazează, de asemenea, pe O2 furnizat artificial, dar în majoritatea timpului folosesc o presiune normală, și/sau amestecuri de oxigen și aer. Folosirea O2-ului pur sau aproape pur în scufundările deasupra nivelului mării e de obicei limitat la recirculatoare, decompresie sau la tratamentul de urgență la adâncimi relativ mici (circa 6 metri adâncime, sau mai puțin).[83][84] Scufundarea la adâncimi mai mari necesită o diluare semnificativă a O2-ului cu alte gaze, cum ar fi azotul sau heliul, pentru a preveni hiperoxia.[83]

Alpiniștii sau oamenii care zboară în avioane cu aripă fixă nepresurizate au uneori rezerve de O2 suplimentar.[i] Pasagerii ce călătoresc în avioane comerciale (presurizate) au o rezervă de urgență de O2 automat furnizată în caz de depresurizare. Pierderi de presiune subite activează generatoare chimice de oxigen de deasupra fiecărui scaun, cauzând măștile de oxigen să coboare. Punerea măștilor „pentru a începe fluxul de oxigen” precum instrucțiunile de siguranță spun, forțează fierul să intre în cloratul de sodiu dinăuntrul recipientului.[52] Un curs stabil de oxigen e produs ulterior de reacția exotermică.

Oxigenul, ca un euforic ușor, are o istorie legată de uzul recreațional în baruri de oxigen și sporturi. Barurile de oxigen sunt clădiri, găsite în Japonia, California, Las Vegas, Nevada încă de la sfârșitul anilor 1990 care oferă o expunere la O2 mai ridicată decât normal, pentru un tarif.[85] Atleții profesioniști, în special în fotbalul american, ies de pe teren uneori între reprize și poartă măști de oxigen pentru a primi un „impuls” în performanță. Efectul farmacologic e îndoielnic; un efect placebo e o explicație mai probabilă.[85] Studiile disponibile susțin un impuls în performanță de la amestecuri îmbogățite de O2 doar dacă ele sunt respirate în timpul exercițiilor aerobe.[86]

Alte uzuri recreaționale car nu implică respirarea gazului includ aplicațiile pirotehnice, cum ar fi metoda lui George Goble de aprindere în 5 secunde a grătarelor.[87]

Industrie[modificare | modificare sursă]

An elderly worker in a helmet is facing his side to the viewer in an industrial hall. The hall is dark but is illuminated yellow glowing splashes of a melted substance.
Majoritatea O2-ului produs industrial e folosit la crearea oțelului din fier.

Topirea minereului de fier în oțel consumă 55% din oxigenul produs industrial.[52] În acest proces, O2-ul e injectat printr-o „lance” cu presiune ridicată în fierul topit, care îndepărtează impuritățile de sulf și carbonul în exces, precum și respectivii oxizi SO2 și CO2. Reacțiile sunt exotermice, deci temperatura ajunge la 1.700 °C.[52]

Alt 25% din oxigenul produs comercial e folosit în industria chimică.[52] Etena reacționează cu O2 pentru a crea oxid de etenă, care e convertită în glicol de etenă; un material indispensabil în producerea multor produse, cu ar fi antigelul și polimerii de poliester (precursorii multor plastice și țesături).[52]

Cea mai mare parte din restul de 20% din oxigenul produs comercial e folosit în scopuri medicale, sudare și tăiere, ca oxidant în combustibilul de rachete, și în tratamentul cu apă.[52] Oxigenul e folosit în sudare oxiacetilenică, arderea acetilenei cu O2 pentru a produce o flacără foarte fierbinte. În acest proces, metalul cu o grosime de până la 60 de cm e încălzit, prima dată, cu o flacără oxiacetilenică mică și apoi tăiat rapid cu un jet mare de O2.[88]

Compuși[modificare | modificare sursă]

Apa (H2O) este cel mai întâlnit compus al oxigenului.

Numărul de oxidare al oxigenului este −2 în aproape toți compușii cunoscuți ai acestuia. Numărul de oxidare −1 este găsit în puțini compuși, cum ar fi peroxizii.[89] Compușii ce conțin oxigen având alte numere de oxidare sunt foarte rari: −1/2 (superoxizi), −1/3 (ozonuri), 0 (alotropi ai oxigenului, acid hipofluoros), +1/2 (dioxigenil), +1 ([difluorid de dioxigen), și +2 (difluorid de oxigen).

Oxizi și alți compuși anorganici[modificare | modificare sursă]

Apa (H2O) este oxidul de hidrogen și cel mai familiar compus al oxigenului. Atomii de hidrogen sunt legați covalent de oxigen în cadrul unei molecule de apă, dar au de asemenea și o atracție adițională (aproximativ 23,3 kJ/mol1 per atom de hidrogen) față de un atom de oxigen adiacent din altă moleculă. [90] Aceste legături de hidrogen dintre moleculele de apă le ține cu aproximativ 15% mai aproape decât ar fi fost de așteptat în cazul unui lichid simplu, în cadrul căruia se exercită doar forțe van der Waals.[91][j]

O bucată de fier ruginită.
Oxizii, cum ar fi oxidul de fier sau rugina, se formează când oxigenul se combină cu alte elemente.

Datorită electronegativității sale, oxigenul formează legături chimice cu aproape toate celelalte elemente la temperaturi ridicate, dând oxizii corespunzători. Totuși, unele elemente formează ușor oxizi în condiții normale de temperatură și presiune; un exemplu concludent este ruginirea fierului. Suprafețele metalelor ca aluminiu și titan sunt oxidate în prezența aerului și devin în timp acoperite cu o peliculă fină de oxid, care protejează metalul și încetinește coroziunea. Unii dintre oxizii metalelor tranziționale sunt răspândiți în natură sub forma unor compuși nestoichiometrici, cu o cantitate de metal puțin mai mică decât formula chimică ar exprima. De exemplu, oxidul de fier (FeO) natural, cunoscut și ca wüstit, are formula Fe1 − xO, unde x este de obicei în jur de 0,05.[92]

Oxigenul ca și compus este prezent în atmosferă în cantități importante sub formă de dioxid de carbon (CO2). Scoarța terestră este compusă în mare parte din oxizi de siliciu (cuarțul SiO2, găsit în granit și nisip), aluminiu (oxid de aluminiu Al2O3, în bauxită și corindon), fier (oxid de fier (III) Fe2O3, în hematit și rugină), și carbonat de calciu (în calcar). Restul scoarței este de asemenea alcătuită din compuși ai oxigenului, în particular silicați complecși (minerale silicate). Mantaua Pământului, de masă mult mai mare decât scoarța, este în mare parte compusă din silicați de magneziu și fier.

Silicații solubili în apă, de forma Na4SiO4, Na2SiO3, și Na2Si2O5, sunt folosiți ca detergenți și adezivi.[93]

Compuși organici și biomolecule[modificare | modificare sursă]

A ball structure of a molecule. Its backbone is a zig-zag chain of three carbon atoms connected in the center to an oxygen atom and on the end to 6 hydrogens.
Acetona este un material indispensabil în industria chimică.

     Oxigen

     Carbon

     Hidrogen

Skeletal chemical structure with a linear chain of O-P-O bonds connected to three different carbon-nitrogen rings.
Oxigenul reprezintă mai mult de 40% din masa moleculară a moleculei de ATP.

Printre cele mai importante clase de compuși organici care conțin oxigen se numără („R” reprezintă radicalul organic): Alcooli (R-OH); eteri (R-O-R); cetone (R-CO-R); aldehide (R-CO-H); acizi carboxilici (R-COOH); esteri (R-COO-R); anhidride acide (R-CO-O-CO-R); și amide (R-C(O)-NR2). Sunt mulți solvenți organici importanți care conțin oxigen, printre care: acetona, metanolul, etanolul, izoporpanolul, furanul, THF-ul, eterul dietilic, dioxanul, acetatul de etil, DMF-ul, DMSO-ul, acidul acetic și acidul formic. Acetona ((CH3)2CO) și fenolul (C6H5OH) sunt utilizați ca materiale aditive la sinteza diferitelor substanțe. Alți compuși organici importanți care conțin oxigen sunt: glicerol, formaldehidă, glutaraldehidă, acid citric, anhidridă acetică, și acetamidă. Epoxizii sunt eteri în care atomul de oxigen face parte dintr-un nucleu de trei atomi.

Oxigenul reacționează spontan cu mulți compuși organici la sau dedesubtul temperaturii ambientale, într-un proces cunoscut sub denumirea de autoxidare. [94] Majoritatea compușilor organici care conțin oxigen nu sunt obținuți prin acțiunea directă a O2. Printre compușii organici importanți în industrie și comerț care sunt fabricați prin oxidarea directă a unui precursor se numără oxidul de etilenă și acidul paracetic. [93]

Acest element este întâlnit în aproape toate biomoleculele care sunt importante pentru (sau sunt produse de) organisme vii. Doar câteva biomolecule complexe comune, cum ar fi scualena și carotenii, nu conțin oxigen. Dintre toți compușii organici importanți din punct de vedere biologic, glucidele conțin cea mai mare proporție de oxigen după masă. Toate grăsimile, acizii grași, aminoacizii și proteinele conțin oxigen (datorită prezenței grupei carbonil din acești acizi și resturilor de ester). Oxigenul de asemenea se găsește în grupele fosfat (PO43-) care fac parte dintr-o moleculele foarte importante din punct de vedere energetic, numite adenozintrifosfat (sau ATP) și adenozindifosfat (sau ADP), din bazele azotate purinice (excepție face adenina) și pirimidinice ale ARN-ului și ADN-ului, și în oase sun formă de fosfat de calciu și hidroxilapatit.

Producția industrială[modificare | modificare sursă]

Două metode primare sunt folosite pentru a produce 100 de milioane de tone de O2 extras din aer, pentru întrebuințări industriale, anual.[15] Cea mai folosită metodă este distilarea fracțională a aerului lichefiat în componenții săi variați, cu N2 distilându-se în vapori, iar O2 rămânând lichid.[15]

A drawing of three vertical pipes connected at the bottom and filled with oxygen (left pipe), water (middle) and hydrogen (right). Anode and cathode electrodes are inserted into the left and right pipes and externally connected to a battery.
Un voltametru Hoffman, folosit la electroliza apei.

Cealaltă metodă principală de producere a O2-ului constă în trecerea unui curent de aer curat și uscat printr-un pat de site moleculare zeolitice perechi, identice, care absorb azotul și dau drumul unui curent de gaz care e între 90 și 93% O2.[15] Simultan, azotul e eliberat din celălalt pat cu zeoliți saturați în azot, prin reducerea presiunii din cameră și direcționând o parte din oxigen prin el, în direcția inversă curgerii. După un timp presetat pentru ciclu, operațiile celor 2 paturi sunt schimbate între ele, astfel permițând ca o cantitate continuă de oxigen să fie pompat printr-o conductă. Acest proces e cunoscut sub numele de adsorbție de presiune variabilă. Oxigenul, într-o cantitate din ce în ce mai mare, este obținut de aceste tehnologii non-criogenice.[95]

Oxigenul poate fi, de asemenea, produs prin electroliza apei în oxigen și hidrogen molecular. Curentul continuu trebuie folosit: dacă curentul alternativ e pus în practică, gazele în fiecare parte consistă în hidrogen și oxigen, în explozivul raport de 2:1. Contrar credinței populare, raportul de 2:1 observat în electroliza apei acidificate folosind curentul continuu nu verifică că formula empirică a apei e H2O, dacă anumite presupuneri despre formulele moleculare ale hidrogenului și oxigenului nu sunt făcute. O metodă similară este evoluția electrocatalitică a O2-ului din oxizi și oxoacizi. Catalizatori chimici pot fi, de asemena, folosiți, cum ar fi în generatorii chimici de oxigen sau în lumânările cu oxigen, care sunt folosite ca părți din echipamentul de susținere a vieții în submarine, și încă fac parte din echipamentul standard în avioanele comerciale în caz de depresurizare. Altă tehnologie de separare a aerului implică forțarea aerului să se dizolve prin membrane ceramice bazate pe dioxid de zirconiu, ori prin presiuni foarte ridicate ori un curent electric, pentru a produce oxigen aproape pur.[52]

În cantități mari, prețul oxigenului lichid în 2001 a fost aproximativ 0,21 $/kg.[96] Deoarece principalul cost al producției este prețul energiei pentru lichefierea aerului, costul producției se va schimba după variațiile prețului energiei.

Din motive economice, oxigenul este transportat cel mai des ca lichid în cisterne special izolate, deoarece un litru de oxigen lichefiat este echivalentul a 840 de litri de oxigen gazos, la presiunea atmosferei și 20 °C (68 °F).[15] Astfel de cisterne sunt folosite pentru a reaproviziona majoritatea containerelor de depozitare, care se află în afara spitalelor și altor instituții care au nevoie de cantități mari de oxigen pur. Oxigenul e, de asemenea, depozitat și transportat în cilindri mai mici conținând gaz comprimat; o formă care e folositoare în anumite dispozitive medicale portabile și sudarea sau tăierea oxiacetilenică.[15]

Siguranță și precauții[modificare | modificare sursă]

Standard-urile NFPA 704 declară oxigenul comprimat ca fiind deloc primejdios pentru sănătate, inflamabil și nonreactiv, dar ca fiind un oxidant. Oxigenului lichid refrigerat i se acordă un grad de pericol pentru sănătate de 3 (pentru riscul crescut de hiperoxie de la vapori condensați, și pentru pericole comune lichidelor criogenice precum degerăturile), celelalte evaluări fiind identice cu cele de la forma de gaz comprimat.

Toxicitate[modificare | modificare sursă]

A diagraph showing a man torso and listing symptoms of oxygen toxicity: Eyes – visual field loss, near)sightedness, cataract formation, bleeding, fibrosis; Head – seizures; Muscles – twitching; Respiratory system – jerky breathing, irritation, coughing, pain, shortness of breath, tracheobronchitis, acute respiratory distress syndrome.
Principalele simptome ale hiperoxiei[97]
Four divers, equipped with oxygen cylinders, at the see bottom.
Hiperoxia are loc când plămânii au o presiune parțială a O2-ului de 2½ mai mare decât normal, lucru ce se poate întâmpla la scufundări foarte adânci.

Oxygen gas (O2) can be toxic at elevated partial pressures, leading to convulsions and other health problems.[83][k][98] Oxygen toxicity usually begins to occur at partial pressures more than 50 kilopascals (kPa), equal to about 50% oxygen composition at standard pressure or 2.5 times the normal sea-level O2 partial pressure of about 21 kPa. This is not a problem except for patients on mechanical ventilators, since gas supplied through oxygen masks in medical applications is typically composed of only 30%–50% O2 by volume (about 30 kPa at standard pressure).[13] (although this figure also is subject to wide variation, depending on type of mask).

At one time, premature babies were placed in incubators containing O2-rich air, but this practice was discontinued after some babies were blinded by the oxygen content being too high.[13]

Breathing pure O2 in space applications, such as in some modern space suits, or in early spacecraft such as Apollo, causes no damage due to the low total pressures used.[81][99] In the case of spacesuits, the O2 partial pressure in the breathing gas is, in general, about 30 kPa (1.4 times normal), and the resulting O2 partial pressure in the astronaut's arterial blood is only marginally more than normal sea-level O2 partial pressure (for more information on this, see space suit and arterial blood gas).

Oxygen toxicity to the lungs and central nervous system can also occur in deep scuba diving and surface supplied diving.[13][83] Prolonged breathing of an air mixture with an O2 partial pressure more than 60 kPa can eventually lead to permanent pulmonary fibrosis.[100] Exposure to a O2 partial pressures greater than 160 kPa (about 1.6 atm) may lead to convulsions (normally fatal for divers). Acute oxygen toxicity (causing seizures, its most feared effect for divers) can occur by breathing an air mixture with 21% O2 at 66 m or more of depth; the same thing can occur by breathing 100% O2 at only 6 m.[100][101][102][103]

Combustia și alte hazarduri[modificare | modificare sursă]

An inside of some device, charred and apparently destroyed.
Interiorul Modulului de Comandă al Apollo 1. O2 pur la o presiune mai ridicată decât normal și o scânteie au dus la un incendiu și la pierderea echipajului misiunii.

Highly concentrated sources of oxygen promote rapid combustion. Fire and explosion hazards exist when concentrated oxidants and fuels are brought into close proximity; however, an ignition event, such as heat or a spark, is needed to trigger combustion.[104] Oxygen itself is not the fuel, but the oxidant. Combustion hazards also apply to compounds of oxygen with a high oxidative potential, such as peroxides, chlorates, nitrates, perchlorates, and dichromates because they can donate oxygen to a fire.

Concentrated O2 will allow combustion to proceed rapidly and energetically.[104] Steel pipes and storage vessels used to store and transmit both gaseous and liquid oxygen will act as a fuel; and therefore the design and manufacture of O2 systems requires special training to ensure that ignition sources are minimized.[104] The fire that killed the Apollo 1 crew in a launch pad test spread so rapidly because the capsule was pressurized with pure O2 but at slightly more than atmospheric pressure, instead of the 13 normal pressure that would be used in a mission.[l][106]

Liquid oxygen spills, if allowed to soak into organic matter, such as wood, petrochemicals, and asphalt can cause these materials to detonate unpredictably on subsequent mechanical impact.[104] As with other cryogenic liquids, on contact with the human body it can cause frostbites to the skin and the eyes.

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ Citatul în original, în engleză: „The feeling of it to my lungs was not sensibly different from that of common air, but I fancied that my breast felt peculiarly light and easy for some time afterwards.
  2. ^ However, these results were mostly ignored until 1860. Part of this rejection was due to the belief that atoms of one element would have no chemical affinity towards atoms of the same element, and part was due to apparent exceptions to Avogadro's law that were not explained until later in terms of dissociating molecules.
  3. ^ An orbital is a concept from quantum mechanics that models an electron as a wave-like particle that has a spacial distribution about an atom or molecule.
  4. ^ Oxygen's paramagnetism can be used analytically in paramagnetic oxygen gas analysers that determine the purity of gaseous oxygen. (Company literature of Oxygen analyzers (triplet)”. Servomex. http://www.servomex.com/oxygen_gas_analyser.html. Accesat la 15 decembrie 2007. )
  5. ^ Figures given are for values up to 50 miles (80,4672 km) above the surface
  6. ^ Membranele tilacoide fac parte din cloroplaste în alge și plante, pe când ele sunt unele dintre multele membrane ale cianobacteriilor. De fapt, cloroplastele ar putea fi evoluat din cianobacterii, care au fost odată parteneri simbiotici cu înaintașii plantelor și algelor.
  7. ^ Oxidarea apei este catalizată de către mangan - conținând un complex de enzime cunoscut ca complexul de evoluție al oxigenului (CEO) sau complexul de divizare al apei asociat cu latura lumenală a membranelor tilacoide. Manganul este un important cofactor, iar calciul și clorura sunt, de asemenea, necesare pentru ca reacția să aibă loc.
  8. ^ (1,8 grame/minut/persoană)*(60 minute/oră)×(24 ore/zi)×(365 zile/an)×(6,6 miliarde de oameni)/1.000.000 gr/t=6,24 miliarde tone
  9. ^ Motivul e că mărirea proporției de oxigen în aerul de respirat la presiuni scăzute face ca presiunea parțială a O2-ul inspirat să fie mai similară cu cea de la nivelul mării.
  10. ^ De asemenea, deoarece oxigenul are o electronegativitate mai mare decât hidrogenul, diferența de sarcină face molecula să fie una polară. Interacțiunile dintre diferiții dipoli ai fiecărei molecule cauzează o forță de atracție netă.
  11. ^ Since O2's partial pressure is the fraction of O2 times the total pressure, elevated partial pressures can occur either from high O2 fraction in breathing gas or from high breathing gas pressure, or a combination of both.
  12. ^ No single ignition source of the fire was conclusively identified, although some evidence points to arc from an electrical spark.[105]

Referințe[modificare | modificare sursă]

  1. ^ WebElements: the periodic table on the web – Oxygen: electronegativities”. WebElements.com. http://www.webelements.com/oxygen/electronegativity.html. Accesat la 21 iulie 2014. 
  2. ^ a b Emsley 2001, p.297
  3. ^ NASA (27 septembrie 2007). „NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years ago”. Press release. http://www.nasa.gov/home/hqnews/2007/sep/HQ_07215_Timeline_of_Oxygen_on_Earth.html. Accesat la 13 martie 2008. 
  4. ^ Zimmer, Carl (3 octombrie 2013). „Earth's Oxygen: A Mystery Easy to Take for Granted”. New York Times. http://www.nytimes.com/2013/10/03/science/earths-oxygen-a-mystery-easy-to-take-for-granted.html. Accesat la 3 octombrie 2013. 
  5. ^ a b c d e f g h i j Cook & Lauer 1968, p.500
  6. ^ a b Oxygen”. Los Alamos National Laboratory. Arhivat din original la 26 octombrie 2007. http://web.archive.org/web/20071026034224/http://periodic.lanl.gov/elements/8.html. Accesat la 16 decembrie 2007. 
  7. ^ Atomic oxygen erosion”. Arhivat din original la 13 iunie 2007. http://web.archive.org/web/20070613121048/http://www.spenvis.oma.be/spenvis/help/background/atmosphere/erosion.html. Accesat la 8 august 2009. 
  8. ^ a b c d Parks, G. D.; Mellor, J. W. (1939). Mellor's Modern Inorganic Chemistry (ed. 6th). London: Longmans, Green and Co 
  9. ^ Jastrow, Joseph (1936). Story of Human Error. Ayer Publishing. p. 171. ISBN 0-8369-0568-7. http://books.google.com/?id=tRUO45YfCHwC&pg=PA171&lpg=PA171 
  10. ^ a b c d e Cook & Lauer 1968, p.499.
  11. ^ a b c Britannica contributors (1911). „John Mayow”. Encyclopaedia Britannica (ed. 11th). http://www.1911encyclopedia.org/John_Mayow. Accesat la 21 iulie 2014 
  12. ^ a b World of Chemistry contributors (2005). „John Mayow”. World of Chemistry. Thomson Gale. ISBN 0-669-32727-1. http://www.bookrags.com/John_Mayow. Accesat la 21 iulie 2014 
  13. ^ a b c d e f Emsley 2001, p.299
  14. ^ Morris, Richard (2003). The last sorcerers: The path from alchemy to the periodic table. Washington, D.C.: Joseph Henry Press. ISBN 0-309-08905-0 
  15. ^ a b c d e f g Emsley 2001, p.300
  16. ^ Priestley, Joseph (1775). „An Account of Further Discoveries in Air”. Philosophical Transactions 65: 384–94. doi:10.1098/rstl.1775.0039. 
  17. ^ DeTurck, Dennis; Gladney, Larry; Pietrovito, Anthony (1997). „The Interactive Textbook of PFP96”. University of Pennsylvania. Arhivat din original la 17 ianuarie 2008. http://web.archive.org/web/20080117230939/http://www.physics.upenn.edu/courses/gladney/mathphys/subsubsection1_1_3_2.html. Accesat la 28 ianuarie 2008. 
  18. ^ Roscoe, Henry Enfield; =Schorlemmer, Carl (1883). A Treatise on Chemistry. D. Appleton and Co.. p. 38 
  19. ^ a b Daintith, John (1994). Biographical Encyclopedia of Scientists. CRC Press. p. 707. ISBN 0-7503-0287-9 
  20. ^ Poland – Culture, Science and Media. Condensation of oxygen and nitrogen. Retrieved on October 4, 2008.
  21. ^ a b c Emsley 2001, p.303
  22. ^ a b c How Products are Made contributors (2002). „Oxygen”. How Products are Made. The Gale Group, Inc. http://www.answers.com/topic/oxygen. Accesat la 16 decembrie 2007 
  23. ^ Goddard-1926”. NASA. http://grin.hq.nasa.gov/ABSTRACTS/GPN-2002-000132.html. Accesat la 18 noiembrie 2007. 
  24. ^ Molecular Orbital Theory”. Purdue University. Arhivat din original la 10 mai 2008. http://web.archive.org/web/20080510235736/http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch8/mo.html#bond. Accesat la 22 iulie 2014. 
  25. ^ Pauling, L. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (ed. 3rd). Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. ISBN 0-8014-0333-2 
  26. ^ a b Jakubowski, Henry. „Biochemistry Online”. Saint John's University. http://employees.csbsju.edu/hjakubowski/classes/ch331/bcintro/default.html. Accesat la 28 ianuarie 2008. 
  27. ^ Demonstration of a bridge of liquid oxygen supported against its own weight between the poles of a powerful magnet”. University of Wisconsin-Madison Chemistry Department Demonstration lab. Arhivat din original la 17 decembrie 2007. http://web.archive.org/web/20071217064218/http://genchem.chem.wisc.edu/demonstrations/Gen_Chem_Pages/0809bondingpage/liquid_oxygen.htm. Accesat la 15 decembrie 2007. 
  28. ^ Krieger-Liszkay, Anja (13 octombrie 2004). „Singlet oxygen production in photosynthesis”. Journal of Experimental Botanics (Oxford Journals) 56 (411): 337–46. doi:10.1093/jxb/erh237. PMID 15310815. 
  29. ^ Harrison, Roy M. (1990). Pollution: Causes, Effects & Control (ed. 2nd). Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 0-85186-283-7 
  30. ^ Wentworth, Paul; McDunn, JE; Wentworth, AD; Takeuchi, C; Nieva, J; Jones, T; Bautista, C; Ruedi, JM et al. (13 decembrie 2002). „Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation”. Science 298 (5601): 2195–219. doi:10.1126/science.1077642. PMID 12434011. Bibcode2002Sci...298.2195W. 
  31. ^ Hirayama, Osamu; Nakamura, Kyoko; Hamada, Syoko; Kobayasi, Yoko (1994). „Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids”. Lipids (Springer) 29 (2): 149–50. doi:10.1007/BF02537155. PMID 8152349. 
  32. ^ Chieh, Chung. „Bond Lengths and Energies”. University of Waterloo. http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html. Accesat la 16 decembrie 2007. 
  33. ^ a b c Stwertka, Albert (1998). Guide to the Elements (ed. Revised). Oxford University Press. pp. 48–49. ISBN 0-19-508083-1 
  34. ^ a b Cacace, Fulvio; de Petris, Giulia; Troiani, Anna (2001). „Experimental Detection of Tetraoxygen”. Angewandte Chemie International Edition 40 (21): 4062–65. doi:10.1002/1521-3773(20011105)40:21<4062::AID-ANIE4062>3.0.CO;2-X. PMID 12404493. 
  35. ^ a b Ball, Phillip (16 septembrie 2001). „New form of oxygen found”. Nature News. http://www.nature.com/news/2001/011122/pf/011122-3_pf.html. Accesat la 9 ianuarie 2008. 
  36. ^ Lundegaard, Lars F.; Weck, Gunnar; McMahon, Malcolm I.; Desgreniers, Serge; Loubeyre, Paul (2006). „Observation of an O8 molecular lattice in the phase of solid oxygen”. Nature 443 (7108): 201–04. doi:10.1038/nature05174. PMID 16971946. Bibcode2006Natur.443..201L. http://www.nature.com/nature/journal/v443/n7108/abs/nature05174.html. 
  37. ^ Desgreniers, S; =Vohra, Y. K.; Ruoff, A. L. (1990). „Optical response of very high density solid oxygen to 132 GPa”. J. Phys. Chem. 94 (3): 1117–22. doi:10.1021/j100366a020. 
  38. ^ Shimizu, K.; =Suhara,, K.; Ikumo, M.; Eremets, M. I.; Amaya, K. (1998). „Superconductivity in oxygen”. Nature 393 (6687): 767–69. doi:10.1038/31656. Bibcode1998Natur.393..767S. 
  39. ^ Air solubility in water”. The Engineering Toolbox. http://www.engineeringtoolbox.com/air-solubility-water-d_639.html. Accesat la 21 decembrie 2007. 
  40. ^ Evans, David Hudson; =Claiborne, James B. (2006). The Physiology of Fishes. CRC Press. p. 88. ISBN 0-8493-2022-4 
  41. ^ Lide, David R. (2003). „Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (ed. 84th). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 0-8493-0595-0 
  42. ^ Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems”. Universal Industrial Gases, Inc.. http://www.uigi.com/cryodist.html. Accesat la 15 decembrie 2007. 
  43. ^ Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet” (PDF). Matheson Tri Gas. https://www.mathesontrigas.com/pdfs/msds/00225011.pdf. Accesat la 15 decembrie 2007. 
  44. ^ a b c d Oxygen Nuclides / Isotopes”. EnvironmentalChemistry.com. http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O-pg2.html. Accesat la 17 decembrie 2007. 
  45. ^ a b c Meyer, B.S. (September 19–21, 2005). „Nucleosynthesis and Galactic Chemical Evolution of the Isotopes of Oxygen” (PDF). Workgroup on Oxygen in the Earliest Solar System. Proceedings of the NASA Cosmochemistry Program and the Lunar and Planetary Institute. Gatlinburg, Tennessee. 9022. http://www.lpi.usra.edu/meetings/ess2005/pdf/9022.pdf. Accesat la 22 ianuarie 2007. 
  46. ^ NUDAT 13O. http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=13O&unc=nds. Accesat la 6 iulie 2009. 
  47. ^ NUDAT 14O. http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=14O&unc=nds. Accesat la 6 iulie 2009. 
  48. ^ NUDAT 15O. http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=15O&unc=nds. Accesat la 6 iulie 2009. 
  49. ^ Croswell, Ken (1 februarie 1996). Alchemy of the Heavens. Anchor. ISBN 0-385-47214-5. http://kencroswell.com/alchemy.html 
  50. ^ a b c d Emsley 2001, p.298
  51. ^ From The Chemistry and Fertility of Sea Waters by H.W. Harvey, 1955, citing C.J.J. Fox, "On the coefficients of absorption of atmospheric gases in sea water", Publ. Circ. Cons. Explor. Mer, no. 41, 1907. Harvey however notes that according to later articles in Nature the values appear to be about 3% too high.
  52. ^ a b c d e f g h Emsley 2001, p.301
  53. ^ a b Emsley 2001, p.304
  54. ^ Hand, Eric (13 martie 2008). „The Solar System's first breath”. Nature 452 (7185): 259. doi:10.1038/452259a. PMID 18354437. Bibcode2008Natur.452..259H. http://www.nature.com/news/2008/080313/full/452259a.html. Accesat la 18 martie 2009. 
  55. ^ Miller, J.R.; Berger, M.; Alonso, L.; Cerovic, Z.; Goulas, Y.; Jacquemoud, S.; Louis, J.; Mohammed, G.; Moya, I.; Pedros, R.; Moreno, J.F.; Verhoef, W.; Zarco-Tejada, P.J.. „Progress on the development of an integrated canopy fluorescence model”. Geoscience and Remote Sensing Symposium, 2003. IGARSS '03. Proceedings. 2003 IEEE International. http://ieeexplore.ieee.org/xpl/freeabs_all.jsp?tp=&arnumber=1293855&isnumber=28601. Accesat la 22 ianuarie 2008. 
  56. ^ Fenical, William (1 septembrie 1983). „Marine Plants: A Unique and Unexplored Resource”. Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings). DIANE Publishing. p. 147. ISBN 1-4289-2397-7. http://books.google.com/?id=g6RfkqCUQyQC&pg=PA147 
  57. ^ Walker, J. C. G. (1980). The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles. Berlin: Springer-Verlag 
  58. ^ Brown, Theodore L.; =LeMay, Burslen (2003). Chemistry: The Central Science. Prentice Hall/Pearson Education. p. 958. ISBN 0-13-048450-4 
  59. ^ a b Raven 2005, 115–27
  60. ^ "For humans, the normal volume is 6–8 liters per minute."
  61. ^ a b c d Derived from mmHg values using 0.133322 kPa/mmHg
  62. ^ a b Normal Reference Range Table from The University of Texas Southwestern Medical Center at Dallas. Used in Interactive Case Study Companion to Pathologic basis of disease.
  63. ^ a b The Medical Education Division of the Brookside Associates--> ABG (Arterial Blood Gas) Retrieved on December 6, 2009
  64. ^ Charles Henrickson (2005). Chemistry. Cliffs Notes. ISBN 0-7645-7419-1 
  65. ^ a b doi:10.1038/nature12426
    Această referință va fi completată automat în următoarele minute. Puteți sări peste perioada de așteptare sau puteți extinde citarea manual
  66. ^ Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. (2005). Biology, 7th Edition. San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings. pp. 522–23. ISBN 0-8053-7171-0 
  67. ^ Freeman, Scott (2005). Biological Science, 2nd. Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall. pp. 214, 586. ISBN 0-13-140941-7 
  68. ^ a b Berner, Robert A. (1999). „Atmospheric oxygen over Phanerozoic time”. Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA 96 (20): 10955–57. doi:10.1073/pnas.96.20.10955. PMID 10500106. PMC 34224. Bibcode1999PNAS...9610955B. http://www.pnas.org/cgi/content/full/96/20/10955. 
  69. ^ doi:10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x
    Această referință va fi completată automat în următoarele minute. Puteți sări peste perioada de așteptare sau puteți extinde citarea manual
  70. ^ Dole, Malcolm (1965). „The Natural History of Oxygen” (PDF). The Journal of General Physiology 49 (1): 5–27. doi:10.1085/jgp.49.1.5. PMID 5859927. PMC 2195461. http://www.jgp.org/cgi/reprint/49/1/5.pdf. Accesat la 16 decembrie 2007. 
  71. ^ a b Cook & Lauer 1968, p.510
  72. ^ Sim MA, Dean P, Kinsella J, Black R, Carter R, Hughes M (2008). „Performance of oxygen delivery devices when the breathing pattern of respiratory failure is simulated”. Anaesthesia 63 (9): 938–40. doi:10.1111/j.1365-2044.2008.05536.x. PMID 18540928. 
  73. ^ Stephenson RN, Mackenzie I, Watt SJ, Ross JA (1996). „Measurement of oxygen concentration in delivery systems used for hyperbaric oxygen therapy”. Undersea Hyperb Med 23 (3): 185–8. PMID 8931286. http://archive.rubicon-foundation.org/2245. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  74. ^ Undersea and Hyperbaric Medical Society. „Indications for hyperbaric oxygen therapy. http://www.uhms.org/Default.aspx?tabid=270. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  75. ^ Undersea and Hyperbaric Medical Society. „Carbon Monoxide”. Arhivat din original la 25 iulie 2008. http://web.archive.org/web/20080725005744/http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/CarbonMonoxidePoisoning/tabid/272/Default.aspx. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  76. ^ Piantadosi CA (2004). „Carbon monoxide poisoning”. Undersea Hyperb Med 31 (1): 167–77. PMID 15233173. http://archive.rubicon-foundation.org/4002. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  77. ^ Hart GB, Strauss MB (1990). „Gas Gangrene – Clostridial Myonecrosis: A Review”. J. Hyperbaric Med 5 (2): 125–144. http://archive.rubicon-foundation.org/4428. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  78. ^ Zamboni WA, Riseman JA, Kucan JO (1990). „Management of Fournier's Gangrene and the role of Hyperbaric Oxygen”. J. Hyperbaric Med 5 (3): 177–186. http://archive.rubicon-foundation.org/4431. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  79. ^ Undersea and Hyperbaric Medical Society. „Decompression Sickness or Illness and Arterial Gas Embolism”. Arhivat din original la 5 iulie 2008. http://web.archive.org/web/20080705210353/http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/DecompressionSickness/tabid/275/Default.aspx. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  80. ^ Acott, C. (1999). „A brief history of diving and decompression illness”. South Pacific Underwater Medicine Society Journal 29 (2). ISSN 0813-1988. OCLC 16986801. http://archive.rubicon-foundation.org/6004. Accesat la 22 septembrie 2008. 
  81. ^ a b Morgenthaler GW, Fester DA, Cooley CG (1994). „As assessment of habitat pressure, oxygen fraction, and EVA suit design for space operations”. Acta Astronautica 32 (1): 39–49. doi:10.1016/0094-5765(94)90146-5. PMID 11541018. Bibcode1994AcAau..32...39M. 
  82. ^ Webb JT, Olson RM, Krutz RW, Dixon G, Barnicott PT (1989). „Human tolerance to 100% oxygen at 9.5 psia during five daily simulated 8-hour EVA exposures”. Aviat Space Environ Med 60 (5): 415–21. PMID 2730484. 
  83. ^ a b c d Acott, C. (1999). „Oxygen toxicity: A brief history of oxygen in diving”. South Pacific Underwater Medicine Society Journal 29 (3). ISSN 0813-1988. OCLC 16986801. http://archive.rubicon-foundation.org/6014. Accesat la 21 septembrie 2008. 
  84. ^ Longphre, J. M. et al.; Denoble, PJ; Moon, RE; Vann, RD; Freiberger, JJ (2007). „First aid normobaric oxygen for the treatment of recreational diving injuries”. Undersea Hyperb Med. 34 (1): 43–49. ISSN 1066-2936. OCLC 26915585. PMID 17393938. http://archive.rubicon-foundation.org/5514. Accesat la 21 septembrie 2008. 
  85. ^ a b Bren, Linda (November–December 2002). „Oxygen Bars: Is a Breath of Fresh Air Worth It?”. FDA Consumer magazine. U.S. Food and Drug Administration. Arhivat din original la 18 octombrie 2007. http://web.archive.org/web/20071018041754/http://www.fda.gov/Fdac/features/2002/602_air.html. Accesat la 23 decembrie 2007. 
  86. ^ Ergogenic Aids”. Peak Performance Online. Arhivat din original la 28 septembrie 2007. http://web.archive.org/web/20070928051412/http://www.pponline.co.uk/encyc/1008.htm. Accesat la 4 ianuarie 2008. 
  87. ^ George Goble's extended home page (mirror). http://www.bkinzel.de/misc/ghg/index.html. 
  88. ^ Cook & Lauer 1968, p.508
  89. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (ed. 2nd). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419 ,p. 28
  90. ^ Maksyutenko, P.; Rizzo, T. R.; Boyarkin, O. V. (2006). „A direct measurement of the dissociation energy of water”. J. Chem. Phys. 125 (18): 181101. doi:10.1063/1.2387163. PMID 17115729. Bibcode2006JChPh.125r1101M. 
  91. ^ Chaplin, Martin (22 iulie 2014). „Water Hydrogen Bonding. http://www.lsbu.ac.uk/water/hbond.html. Accesat la 6 ianuarie 2008. 
  92. ^ Smart, Lesley E.; Moore, Elaine A. (2005). Solid State Chemistry: An Introduction (ed. 3rd). CRC Press. p. 214. ISBN 978-0-7487-7516-3 
  93. ^ a b Cook & Lauer 1968, p.507
  94. ^ Cook & Lauer 1968, p.506
  95. ^ Non-Cryogenic Air Separation Processes”. UIG Inc.. 2003. http://www.uigi.com/noncryo.html. Accesat la 16 decembrie 2007. 
  96. ^ Space Shuttle Use of Propellants and Fluids. National Aeronautics and Space Administration. 2001–09. http://www-pao.ksc.nasa.gov/kscpao/nasafact/ps/SSP.ps. Accesat la 16 decembrie 2007. „NASAFacts FS-2001-09-015-KSC” 
  97. ^ Dharmeshkumar N Patel, Ashish Goel, SB Agarwal, Praveenkumar Garg, Krishna K Lakhani (2003). „Oxygen Toxicity”. Indian Academy of Clinical Medicine 4 (3): 234. http://medind.nic.in/jac/t03/i3/jact03i3p234.pdf. 
  98. ^ Cook & Lauer 1968, p.511
  99. ^ Wade, Mark (2007). „Space Suits”. Encyclopedia Astronautica. Arhivat din original la 13 decembrie 2007. http://web.archive.org/web/20071213122134/http://www.astronautix.com/craftfam/spasuits.htm. Accesat la 16 decembrie 2007. 
  100. ^ a b Wilmshurst P (1998). „Diving and oxygen”. BMJ 317 (7164): 996–9. doi:10.1136/bmj.317.7164.996. PMID 9765173. 
  101. ^ Donald, Kenneth (1992). Oxygen and the Diver. England: SPA in conjunction with K. Donald. ISBN 1-85421-176-5 
  102. ^ Donald K. W. (1947). „Oxygen Poisoning in Man: Part I”. Br Med J 1 (4506): 667–72. doi:10.1136/bmj.1.4506.667. PMID 20248086. 
  103. ^ Donald K. W. (1947). „Oxygen Poisoning in Man: Part II”. Br Med J 1 (4507): 712–7. doi:10.1136/bmj.1.4507.712. PMID 20248096. 
  104. ^ a b c d Werley, Barry L. (Edtr.) (1991). „Fire Hazards in Oxygen Systems”. ASTM Technical Professional training. Philadelphia: ASTM International Subcommittee G-4.05. 
  105. ^ (Report of Apollo 204 Review Board NASA Historical Reference Collection, NASA History Office, NASA HQ, Washington, DC)
  106. ^ Chiles, James R. (2001). Inviting Disaster: Lessons from the edge of Technology: An inside look at catastrophes and why they happen. New York: HarperCollins Publishers Inc.. ISBN 0-06-662082-1 

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

Română[modificare | modificare sursă]

  • Constantin D. Albu, prof. Maria Brezeanu:Mică enciclopedie de chimie, Editura enciclopedică română, București, 1974, pag. 359-360
  • acad. prof. Raluca Ripan: Manual de lucrări practice de chimie anorganică, Editura de Stat Didactică și Pedagogică, București, 1961, pag. 160-201. Conține informații despre istorie, răspândire, preparare, purificare, și proprietăți ale oxigenului
  • Chimie generală, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1967; despre apă: pag. 324-355; substanțe organice: pag. 311-318
  • N.L. Glinka: Chimie generală, ediția a II-a (traducere după ediția a VIII-a rusă), Editura Tehnică, București, 1958; despre oxigen: pag. 285-287; despre compușii oxigenului: pag. 289-293
  • Costin Nenițescu: Chimie generală, Editura Didactică și Pedagogică, București; pe larg despre hidrogen și oxigen: pag. 606-657
  • Rodica Constantinescu, Marilena Râpă: Chimie - manual pentru clasa a VIII-a, Editura Sigma, 2000, pag. 16-23, ISBN 973-8068-02-9
  • Sanda Fătu, Felicia Stroe: Chimie - manual pentru clasa a VIII-a, Editura Corint, 2008, pag. 10-14, ISBN 978-973-135-296-1

Străină[modificare | modificare sursă]

  • Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 497–540.
  • Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle, de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3.
  • N.N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 775–839.
  • Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie, Band 1, 9. Auflage, dtv-Verlag, 2000, ISBN 3-423-03217-0.
  • Nick Lane: Oxygen - the molecule that made the world, Oxford Univ. Press, Oxford 2003, ISBN 0-19-860783-0.
  • Glenn J. MacPherson: Oxygen in the solar system, Mineralogical Society of America, Chantilly 2008, ISBN 978-0-939950-80-5.
  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). „Oxygen”. in Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. pp. 499–512 
  • Emsley, John (2001). „Oxygen”. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. pp. 297–304. ISBN 0-19-850340-7 
  • Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biology of Plants, 7th Edition. New York: W.H. Freeman and Company Publishers. pp. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2 

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Literatură[modificare | modificare sursă]

Legături externe[modificare | modificare sursă]


Commons
Wikimedia Commons conține materiale multimedia legate de OXIGEN